SISTEM PERIODIK UNSUR Ilmu kimia Struktur Sifat Reaksi Energi Materi materi materi sifat unsur sistem klasifikasi unsur sistem periodik unsur
SEBELUM TAHUN 1800 Hanya diketahui beberapa logam Tahun 3000 SM : Besi Emas Perak Timbal Abad ketiga Dilakukan pengidentifikasian unsur-unsur berdasarkan sifat kimianya
TRIADE DOBEREINER (JOHAN WOLFGANG DOBERINER) Beberapa gugus unsur yang mempunyai sifat kimia & fisika yang sama Tiga unsur pada golongan tertentu memiliki sifatsifat yang sama Massa atom dari unsur yang ditengah dalam setiap triade hampir sama dengan massa atom rata-rata unsur yang lainnya Contoh : Li (6,941) Na (22,897768) K (39,0983) S (32,066) Se (78,96) Te (127,60) Cl (35,4527) Br (79,904) I (126,90447) Ca (40,078) Sr (87,62) Ba (137,727)
HUKUM OKTAF (JOHN ALEXANDER REINA NEWLANDS) Bila unsur-unsur yang telah diketahui ditulis sesuai dengan kenaikan bobot atomnya maka akan tersusun sifat-sifat yang mirip pada setiap unsur kedelapan Sesuai dengan tangga nada musik Unsur kedelapan dalam susunannya menunjukkan pengulangan sifat H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Cr Ti Mn Fe Kesalahan : hukum oktaf ini diperlakukan secara umum
DAFTAR PERIODIK NEWLANDS 1. H F Cl Co Br Pd I Pt Ni Ir 2. Li Na K Cu Rb Ag Cs Tl 3. Be Mg Mg Zn Sr Cd Ba Pb 4. B Al Cr Y Ce U Ta Th La 5. C Si Ti In Zr Sn W Hg 6. N P Mn As Di Sb Nb Bi Mo 7. O S Fe Se Rb Fe Au Os Ru
ODLING Mengemukakan daftar unsur berdasarkan matematis ternyata tersusun sesuai dengan kemiripan sifat-sifat kimianya Mo 96 W 184 Au 196,5 Pd 106,5 Pt 197 Li 7 Na 23 Ag 108 Be 9 Mg 24 Zn 65 Cd 112 Hg 200 B 11 Al 27,5 Tl 203 C 12 Si 28 Sn 118 Pb 207 N 14 P 31 As 75 Sb 122 Bi 210 O 16 S 32 Se 79,5 Te 124 F 19 Cl 35,5 Br 80 I 127 K 39 Rb 85 Cs 133 Ca 40 Sr 87,5 Be 137 Ti 48 Zr 89,5 Tn 231 Cr 52,5 V 138 Mn 55
BENTUK PENDEK (DIMITRI MENDELEEV) Tahun 1869 Mendeleev menyusun tabel versi awal dari hukum periodik Ia membuat kartu untuk setiap unsur yang diketahui & lengkap dengan sifat fisik & kimianya Data yang kurang dilakukan percobaan Kartu disusun Disusun berdasarkan berat atom Bila unsur disusun berdasarkan kenaikan berat atom, ternyata sifat tertentu ditemukan secara periodik
DAFTAR PERIODIK MENDELEEV DIBUAT TAHUN 1871 YANG DISUSUN ATAS : * 12 BARIS * 8 KOLOM Mendeleev mengosongkan beberapa tempat untuk unsur-unsur yang belum ditemukan Ia meramalkan adanya unsur tertentu dengan sifatsifatnya Contoh : pada berat atom 72 ditemukan golongan unsur yang sama dengan unsur Si ( yang disebut : Eka Silikon (ES)), yang akhirnya ditemukan sebagai unsur Ge Ramalan Mendeleev dengan kenyataan yang diperoleh sebagai berikut :
HASIL RAMALAN MENDELEEV SIFAT RAMALAN EKA SILIKON (ES) (1871) GERMANIUM (Ge) (1886) BOBOT ATOM 72 72,6 BJ (g/cm 3 ) 5,5 5,47 VOLUME (cm 3 /mol) 13 13,22 WARNA ABU-ABU PUTIH KEABUAN BJ OKSIDA (g/cm 3 ) ESO 2 = 4,7 GeO 2 = 4,703 Td TETRAKLORIDA (Oc) ESCl 4 = 100 GeCl 4 = 86 BJ TETRA KLORIDA (g/cm 3 ) ESCl 4 = 1,9 GeCl 4 = 1,887
LOTHAR MEYER Tahun 1869 L. Meyer menulis makalah pada majalah Liebig Annalen dengan judul : sifat unsur kimia sebagai fungsi bobot atom Meyer menekankan pada sifat fisik dari unsur Pada umumnya, sifat unsur merupakan fungsi periodik dari bobot atomnya
DAFTAR PERIODIK LOTHAR MEYER I II III IV V VI VII VIII IX B 11 Al 27,3 In 113,4 Tl 202,7 C 12 Si 28 Ti 48 Zr 89,7 Sn 117,8 Pb 206,3 N 14 P 30,9 V 51,2 As 74,9 Nb 93,7 Sb 122,1 Ta 192,2 Bi 207,5 O 16 S 32 Cr 52,4 Se 78 Mo 95,6 Te 128,,3 W 183,5 F 19,1 Cl 35,4 Mn 54,8 Br 79,85 Ru 103,5 I 125,5 Os 198,6 Fe 55,9 Rh 104,1 Ir 196,7 Co Ni 58,6 Rb 106,2 Pt 196,7 Li 7 Na 22,9 K 39 Cu 63,3 Ag 107,9 Cs 132,7 Au 192,2 Be 9,3 Mg 23,9 Ca 39,9 Zn 64,9 Sr 87 Cd 11,6 Ba 136,8 Hg 199,3
JOHN RAYLEIGH & WILLIAM RAMSAY (1893) Menemukan gas yang tidak reaktif : Gas Argon (Ar) Tidak dapat ditempatkan ke dalam tabel periodik Mendeleev Tahun 1898 ditemukan gas baru : Helium Neon Kripton Xenon
HENRY MOSELEY (1914) Sifat-sifat unsur berulang secara periodik berdasarkan nomor atomnya : Tabel Periodik Unsur Modern Bentuk Panjang _ Berdasarkan : Konfigurasi elektron unsur Bertambahnya nomor atom Terbagi atas : Golongan (16) Periode (7)
A. Sifat Unsur, Konfigurasi Elektronik, dan Sistem Periodik Unsur Berdasarkan hubungan ketiganya, maka unsur-unsur dikelompokkan ke dalam 3 kelompok yaitu : 1. Unsur utama (blok s dan p) 2. Unsur peralihan/transisi (blok d) 3. Unsur peralihan dalam/transisi dalam (blok f)
GOLONGAN (VERTIKAL) Berisi unsur-unsur sejenis Berdasarkan susunan elektronnya Dengan angka Romawi & Huruf (A atau B) Terbagi menjadi empat blok : unsur blok s ns 1 2 unsur blok p ns 2 np 1 6 unsur blok d ns 2 (n-1)d 1 10 unsur blok f (n-2)f 1 14 (n-1)d 10 ns 2
Terbagi menjadi tiga kelompok : Golongan unsur utama (blok s dan p) Golongan unsur peralihan/transisi (blok d) Golongan unsur peralihan dalam/transisi dalam (blok f) : Lantanida Aktinida
UNSUR-UNSUR UTAMA (blok s dan p) Alkali (IA) ns 1 Alkali tanah (IIA) ns 2 Boron (IIIA) ns 2 np 1 Karbon (IVA) ns 2 np 2 Nitrogen (VA) ns 2 np 3 Oksigen (VIA) ns 2 np 4 Halogen (VIIA) ns 2 np 5 Gas mulia (VIIIA) ns 2 np 6
Unsur Utama Blok s Contoh : 11 Na ; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Bentuk umum : (orbital dalam penuh) ns 1-2 Kemiripan sifat : - Antar unsur segolongan - Konfigurasi elektronik (orbital dalam penuh dan orbital terluar sama) Perbedaan sifat: - antar unsur beda golongan - Konfigurasi elektronik (orbital dalam penuh tetapi orbital terluar beda)
Blok p Contoh : 13 Al ; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 Bentuk umum : (orbital dalam penuh) ns 2 np 1-6 Kemiripan sifat : - antar unsur segolongan - Konfigurasi elektronik (orbital dalam penuh dan orbital terluar sama) Perbedaan sifat : - antar unsur beda golongan - Konfigurasi elektronik (orbital dalam penuh tetapi orbital terluar beda)
GOLONGAN UNSUR PERALIHAN/TRANSISI (blok d) IIIB (n-1)d 1 ns 2 IVB (n-1)d 2 ns 2 VB (n-1)d 3 ns 2 VIB (n-1)d 5 ns 1 VIIB (n-1)d 5 ns 2 VIIIB (n-1)d 6,7,8 ns 2 IB (n-1)d 10 ns 1 IIB (n-1)d 10 ns 2
Unsur Peralihan/Transisi Blok d Contoh : 26 Fe ; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 Bentuk umum : (orbital dalam penuh) (n-1)d 1-10 ns 2 Kemiripan sifat : tidak ada pola yang berlaku umum, tetapi bisa antar unsur segolongan dan antar unsur seperiode. Perbedaan sifat : tidak ada pola yang berlaku umum
GOLONGAN UNSUR PERALIHAN DALAM/TRANSISI DALAM (blok f) LANTANIDA 4f AKTINIDA 5f
Unsur Peralihan Dalam/Transisi Dalam Blok f Contoh : 59 Pr ; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 10 4f 3 5s 2 5p 6 6s 2 Bentuk umum : (orbital dalam penuh) (n-1)f 1-14 (n-1)s 2 (n-1)p 6 ns 2 Kemiripan sifat : - antar unsur seperiode - Konfigurasi elektronik (orbital dalam penuh dan dua orbital terluar sama) Perbedaan sifat : - antar unsur beda periode
P E R I O D E Menunjukkan bilangan kuantum utama terbesar yang dapat dimiliki oleh unsur yang terdapat dalam periode tersebut Hubungan antara periode dengan pengisian orbital Periode Orbital yang terisi e - 1 s 2 s p 3 s p 4 s p d 5 s p d 6 s p d f 7 s p d f
KATAGORI UNSUR 1. LOGAM 2. NON LOGAM 3. METALOID 4. GAS MULIA
L O G A M Hanya memiliki sejumlah kecil elektron pada orbital s dan p dari kulit atom dengan bilangan kuantum utama tertinggi Sifat kimia mudah melepaskan satu atau lebih elektron membentuk ion positif Sifat fisika mampu menghantarkan listrik & panas dapat dibentuk (ductility) dapat ditempa (meleability)
N O N L O G A M Unsur yang dapat memperoleh konfigurasi elektron seperti Gas Mulia dengan cara menerima sejumlah kecil elektron
METALOID Menunjukkan sifat-sifat logam dan non logam Pada diagonal antara golongan logam transisi dan non logam B (IIIA) Si (IVA) As (VA) Te (VIA) At (VIIA)
B. Sifat Periodik Model atom mekanika gelombang Ukuran atom - Jenis dan cacah atom tetangga - Jenis interaksi dengan atom tetangga Jari-jari atom Jari-jari kovalen, jari-jari atomik, dan jari-jari ionik
UKURAN ATOM 1. jari-jari kovalen yaitu panjang ikatan dalam molekul kovalen (gas / padat) yang merupakan jarak antar-inti-atom dalam senyawa kovalen. Contoh : molekul Cl 2 : jarak antar-inti Cl = 1,99 Å Jari-jari kovalen atom Cl = ½ x 1,99 Å Catatan : pada Cl 2 ikatan kovalen tunggal diukur jari-jari kovalen ikatan tunggal Jika ikatan kovalen rangkap diukur jari-jari kovalen ikatan rangkap. Untuk unsur yang sama, jari-jari kovalen ikatan tunggal > jari-jari kovalen ikatan rangkap.
2. Jari-jari atom Jarak dari elektron terluar dengan inti atom Faktor-faktor yang mempengaruhi jarak : Variasi ukuran atom dalam golongan jarak elektron dari inti atom tergantung bilangan kuantum utama (n) makin tinggi bilangan kuantum utama maka makin besar ukuran atom makin banyak kulit atom dalam satu golongan (dari atas ke bawah) maka makin besar ukuran atom JARI-JARI ATOM MENINGKAT (DARI ATAS KE BAWAH)
Variasi ukuran atom dalam satu periode dari kiri ke kanan dalam satu periode memiliki nomor atom makin besar makin ke kanan : naik satu satuan muatan positif (inti) naik satu elektron (kulit terluar) makin ke kanan, gaya tarik menarik makin besar JARI-JARI ATOM MENURUN (DARI KIRI KE KANAN) Variasi ukuran atom dalam deret transisi elektron yang menempati kulit atom bagian dalam meningkat jumlah elekltron di kulit atom terluar tetap contoh : Fe, Co, Ni (golongan VIIIB)
26Fe (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 ) 27Co (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 7 4s 2 ) 28Ni (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 8 4s 2 ) Jumlah elektron di kulit terluar SAMA Jumlah elektron di kulit bagian dalam BERBEDA tetapi : sifatnya sama ukuran atom sama
3. jari-jari ionik Yaitu jarak antar-inti senyawa ionik Contoh : Na : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Na + : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 0 Cl : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3 p 5 Cl - : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3 p 6 jari-jari Na + = 0,95 Å dan Cl - = 1,01 Å dapat ditentukan berdasarkan data jarak antar-inti = 2,75 Å Catatan : Jari-jari ion (+) < jari-jari atom asal Jari-jari ion (-) > jari-jari atom asal Makin banyak elektron dilepaskan/ditambahkan, jari-jari atomik > Jari-jari atom Pada tabel periodik, dari kiri ke kanan makin kecil dan dari atas ke bawah makin besar. Hal ini dapat dijelaskan berdasarkan muatan inti dan konfigurasi elektronik.
Jari-jari atom Pada table periodik, dari kiri ke kanan makin kecil dan dari atas ke bawah makin besar. Hal ini dapat dijelaskan berdasarkan muatan inti dan konfigurasi elektronik. Muatan inti, dihitung berdasarkan muatan inti efektif Z * (muatan inti atom yang efektif mempengaruhi suatu electron, Z * = Z σ).
tetapan penyaringan σ dihitung berdasarkan kaidah empiris SLATER (1930) 1.Orbital dikelompokkan menjadi : (1s), (2s,2p), (3s,3p), (3d), (4s,4p). 2. Untuk elektron disebelah kanan (ns, np) yg diamati tidak memberikan efek penyaringan. 3. Untuk semua elektron dalam kelompok (ns, np) yang diamati memberikan kontribusi penyaringan sebesar 0,35. 4. Untuk semua elektron pada kulit ke (n-2) atau lebih rendah memberikan kontribusi penyaringan sebesar 1,00. 5. Untuk elektron dalam kelompok nd dan nf : 6. Idem (1), (2), (3) 7. Semua elektron yang terletak di sebelah kiri (nd, nf) memberikan kontribusi penyaringan sebesar 1,00. 8. Asumsi, atom cenderung melepaskan elektron Contoh : 9 F : 1s 2 2s 2 2p 5 Orbital dikelompokkan menjadi : (1s) 2, (2s,2p) 7 σ = (6 x 0,35) + (2 x 0,85) = 3,80 Z * = Z - σ = 9 3,80 = 5,20
Z * pada unsur golongan I dan periode I, dari kiri ke kanan makin besar dan dari atas ke bawah kurang lebih sama Unsur golongan I, Z * yang mempengaruhi elektron terluar hampir sama dengan jari-jari atom yang hanya dipengaruhi oleh cacah tingkat energi utama. Unsur periode I : Z * yang mempengaruhi elektron terluar makin besar dimana jari-jari atom utamanya dipengaruhi oleh Z * Makin besar Z * maka makin besar tarikan inti terhadap elektron terluar dan makin dekat elektron terluar ke inti maka makin kecil jari-jari atom Penambahan elektron ke tingkat energi ke2 cenderung memperbesar ukuran atom karena makin besarnya tolakan antar-elektron dalam tingkat energi tersebut, tetapi tidak sangat
ENERGI IONISASI Energi ionisasi I merupakan energi yang diperlukan untuk melepaskan satu elektron yang terikat paling lemah dari suatu atom netral dalam keadaan gas. M (g) + energi M + (g) + e - Energi ionisasi dapat dikatakan sebagai ukuran kemudahan pembentukan ion (+) Energi ionisasi suatu atom mengikuti hokum Coulomb : F = q 1. q 2 /r 2 Energi ionisasi I : E = e. Z * /r 2 Jika E kecil, Z * rendah dan r besar, maka elektron mudah dilepaskan dan ion (+) mudah terbentuk
Unsur segolongan, dari atas ke bawah : Z * kurang lebih sama, r makin besar, dan E makin kecil Unsur seperiode, dari kiri ke kanan : Z * makin besar, r makin kecil, dan E makin besar. Energi ionisasi Be (9,3 ev) > energi ionisasi B (8,3 ev) Diamati dari konfigurasi elektroniknya Be : 1s 2 2s 2 B : 1s 2 2s 2 2p 1 Orbital Be penuh sehingga lebih stabil daripada B Jika konfigurasi elektronik suatu unsur lebih stabil maka lebih sulit melepaskan elektron sehingga energi ionisasinya lebih besar. Pada tabel periodik, energi ionisasi dari kiri ke
AFINITAS ELEKTRON Yaitu energi yang dilepaskan jika ditambahkan satu elektron ke dalam suatu atom netral dalam keadaan gas. X (g) + e - X - (g) + energy Afinitas elektron merupakan ukuran kemudahan pembentukan ion (-). Pada tabel periodik, dari kiri ke kanan makin besar (mudah membentuk ion -) dan dari atas ke bawah makin kecil (sukar membentuk ion -). Afinitas elektron (ukuran kemudahan pembentukan ion -) merupakan kebalikan dari energi ionisasi (ukuran kemudahan pembentukan ion +). Contoh : H = 0,75; O = 1,48; N = 0,2 (masih sulit diukur secara eksperimen sehingga baru terukur pada beberapa unsur)
ELEKTRONEGATIVITAS Yaitu kemampuan suatu atom untuk menarik elektron (bukan besaran yang dapat diukur, tapi harganya relatif didefinisikan terhadap elektronegativitas unsur lain) Skala elektronegativitas : Skala Pauling, Skala Mulliken, Skala Allred dan Rochow, serta Skala Sanderson.