SEJARAH PERKEMBANGAN SISTEM PERIODIK ATOM UNSUR SEJARAH PERKEMBANGAN SISTEM PERIODIK Sejarah Perkembangan sistem periodik Semula pengelompokan unsur didasarkan pada sifat yang dimiliki oleh suatu unsur Pengelompokan yang paling sederhana adalah berdasarkan sifat logam dan non logam. Kemudian sistem Triad Dobereiner, oktaf Newlands, sistem periodik mendeleev dan sistem periodik modern. Tujuan pengelompokkan ini adalah untuk mempermudah dalam menggambarkaan senyawa dari unsur yang bergabung dengan unsur yang lain.

Sifat-sifat unsur logam: Pengelompokkan unsur berdasarkan sifat logam dan non logam Sifat-sifat unsur logam: Secara fisik: umumnya bersifat padat, mengkilap, dapat diregangkan, dapat ditempa, mempunyai kemampuan menghantarkan panas dan listrik yang baik. Contoh; emas, aluminium, tembaga, besi, perak dan platina Secara kimia: umumnya unsur logam bersifat elektropositif dan oksida logamnya bersifat basa. Contoh; nitrogen oksigen, dan belerang. Kelemahan : adanya unsur-unsur yang bersifat antara logam dan nonlogam, yang disebut semi logam. Contohnya; silikon, arsen, dan antimon.

Pengelompokkan unsur berdasarkan Triad Dobereiner Tahun 1817 J.W. Dobereiner menggolongkan unsur berdasarkan kesamaan sifat yang terdiri dari 3 unsur (triad). Dalam satu triad massa atom unsur yang terletak di tengah merupakan harga rata-rata massa unsur pertama dan unsur yang ke tiga, penemuan Debereneir ini disebut hukum triad. Contoh; Li, Na, K dengaan Ar Li= 6, 941 K=39, 102 Sehingga Ar Na= Maka masaa unusur Na merupakan rata-rata massa atom unsur Li dan K. Sehingga Ar Na= = 23, 021 Sistem ini kurang efisien karena ternyata ada beberapa unsur lain yang tidak termasuk dalam satu Triade, tetapi mempunyai sifat-sifat mirip dengan triade tersebut.

Pengelompokkan unsur Oktaf Newlands Pada tahun 1866 John A.R. Newlands mengemukakan bahwa unsur-unsur yang disusun berdasarkan kenaikan masa atomnya, mempunyai sifat unsur yang akan terulang pada tiap unsur ke delapan. Artinya unsur 1mirip dengan unsur ke 8, unsur ke 2mirip dengan unsur ke 9, dan unsur ke 3 mirip dengan unsur ke 10 dan seterusnya. Gas mulia tidak termasuk dalam pengelompokan unsur karena pada saat itu belum ditemukan. Karena sifat keperiodikan yang berulang, sehingga dinamakan Hukum Oktaf. Kelemahan Sistem Oktaf - Sistem ini hanya berlaku untuk unsur- unsur ringan (Ar rendah). - Pengelompokan sistem ini terlalu dipaksakan, sehingga banyak unsur yang mirip sifatnya Kelebihan sistem oktaf : Sistem ini mempelopori penempatan unsur-unsur yang mirip sifatnya pada satu kolom vertikal

Pengelompokkan unsur Hukum Mendeleev Pada tahun 1869 Dimitry Mendeleev dari Rusia mengelompokkan unsur –unsur berdasarkan kenaikan massa atom dan sifat kimianya. Dalam waktu yang sama Lothar Meyer menyusun seperti Mendeleev tatapi berdaarkan sifat sifiknya. Pada akhirnya keduanya menghasilkan pengelompokkan yang sama. Selain itu mendeleev menyisakan ruang kosong untuk unsur yang belum dikenal. Tabel periodikmendeleev merupakan dasar dari sistem periodik unsur sekarang. Kelemahan Sistem Mendeleev Penempatan beberapa unsur tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatifnnya. selain itu masih banyak yang belum dikenal. Kelebihann Sistem Mendeleev Berani mengosongkan bebrapa tempat dengan keyakinan bahwa masih ada unsur yang belum dikenal.

Sistem periodik modern dari Henry G. Moseley Tabel periodik mendeleev disebut tabel periodik bentuk pendek. Tabel tersebut kemudian disempurnakan oleh Moseley, dengan cara menyusun unsur-unsur menurut kenaikan nomor atom, dan berdasarkan konfigurasi elektron, yang disebut tabel periodik panjang atau modern (lihat tabel di belakang). Sistem periodik modern tersusun dari baris-baris horizontal yang disebut periode dan kolom-kolom vertikal yang disebut golongan, dan terdapat 7 periode dan 8 golongan. B. GOLONGAN DAN PERIODE Golongan disusun berdasarkan jumlah elektron valensi (elektron yang terletak pada kulit terluar). Unsur dalam satu golongan mempunyai sifat yang sama dan ditempatkan dalam arah vertikal (kolom). Pada sistem ini terdapat 16 golongan yang terbagi menjadi 8 golongan utama (A) dan 8 golongan transisi (B). Nomor golongan = Jumlah elektron Valensi Golongan unsur pada tabel sistem periodik modern mempunyai nama khusus. Nama ini hanya diberikan pada unsur golongan utama. Misalnya golongan IA disebut alkali.

Lebih jelasnya perhatikan tabel berikut: Elektron valensi Golongan Nama golongan 1 I Alkali 2 II Alkali tanah 3 III Boron 4 IV Karbon 5 V Nitrogen 6 VI Oksigen 7 VII Halogen 8 VIII Gas mulia Periode Periode unsur pada sistem periodik modern disusun dalam arah horizontal yang menujukkan kelompok unsur yang mempunyai jumlah kulit yang sama. Kemudian unsur tersebut ditempatkan pada periode (baris) yang sama. Nomor periode = Jumlah kulit Unsur yang mempunyai 1 kulit (K saja) terletak pada periode pertama, unsur yang mempunyai 2 kulit (K dan L) terletak pada periode kedua, dan seterusnya. Sistem periodik ini terbagi menjadi 7 periode sebagai berikut.

Periode 1 = periode sangat pendek berisi 2 unsur H dan He Periode 2 = periode pendek berisi 8 unsur Periode 3 = periode pendek berisi 8 unsur Periode 4 = periode pendek berisi 18 unsur Periode 5 = periode pendek berisi 18 unsur Periode 6= periode panjang berisi 32 unsur Periode 7 = periode yang belum lengkap unsurnya Diantara periode yang ada, periode 6 termasuk periode yang sangat panjang, berisi 32 unsur, yang salah satunya golongan IIIB Berisi 14 unsur dengan sifat mirip yang dinamakan golongan lantanida (14 unsur lantanida dituliskan terpisah di bawah). Begitu juga periode 7 meskipun belum lengkap tetapi ada satu golongan seperti pada periode 6, yaitu golongan IIIB yang berisi 14 unsur dengan sifat mirip dinamakan golongan aktinida. Golongan lantanida dan aktinida disebut golongan transisi.

C. STRUKTUR ATOM Partikel Penyusun Atom Menurut penyelidikan para ahli, sejak awal abad ke-20 telah disepakati bahwa setiap atom mengandung 3 macam partikel yaitu; proton, neutron, dan elektron Elektron Elektron ini ditemukan pertama kali oleh Thomson pada tahun 1897 dengan menggunakan tabung sinar katoda. Tabung katoda dibuat dari tabung gelas yang mempunyai 2 lempengan logam. Lempengan pertama dihubungkan ke pusat positif dan lainnya ke pusat negatif. Lempeng yang dihubungkan ke pusat positif disebut anoda dan lempeng lainnya disebut katoda. Tabung tersebut diisi dengan gas. Hasil percobaannya disimpulkan bahwa sinar katoda merupakan partikel bermuatan negatif yang dinamakan elektron. Diberi simbol Proton Pada tahun 1886 Eugene Goldstein melakukan percobaan menggunakan tabung yang menyerupai tabung sinar katoda, yang dinamakan tabung Crook. Dari hasil percobaannya didapatkan sinar yang keluar dari saluran belakang katoda. Sinar tersebut dinamakan sinar positif yang disebut proton. Massanya 1836 x massa elektron, dan diberi simbol .

Neutron Pada tahun 1932, James Chadwick melakukan percobaan dengan menembaki atom Be menggunakan sinar α dan hasil penembakan tersebut menandakan adanya partikel tidak bermuatan. Partikel tidak bermuatan tersebut memiliki daya tembus yang besar dan dinamakan neutron. Partikel Lambang Penemu Massa (sma) Massa (kg) Muatan Proton P Goldstein (1897) 1,00728 1,67265X10-27 +1 Neutron n James Chadwick (1932) 1,00866 1,67495X10-27 Elektron E J. J Thomson (1897) 0,00055 9,10953X10-31 -1

Nomor Atom dan Nomor Massa Nomor Atom, menunjukkan jumlah proton dalam inti atom suatu unsur. Nomor atom diberi simbol Z. Untuk atom netral, nomor atom juga menunjukkan jumlah elektron dalam atom unsur. Contoh: 19 K, artinya atom kalium memiliki nomor atom 19. Sehingga dalam inti atom K terdapat 19 proton, dan pada kulit atom terdapat 19 elektron. Sehingga atom tersebut bersifat netral. Untuk atom netral: Jumlah proton (p) = jumlah elektron (e) Nomor Massa, Nomor Massa unsur menunjukkan jumlah proton dan neutron dalam inti atom. Proton dan neutron sebagai partikel penyusun inti atom yang disebut nukleon. Jumlah nukleon dalam atom unsur dinyatakan sebagai nomor massa, yang diberi lambang A. nomor massa = jumlah proton + jumlah neutron Penulisan atom tunggal seringkali dilengkapi dengan nomor atom disebelah kiri bawah dan nomor massa disebelah kiri atau dari lambang atom tersbut, yang disebut nuklida.

AX p=Z e=Z n= (A-Z) Notasi atom netral AX+y p=Z e=Z- (+y) n= (A-Z) NOTASI ATOM/ION Secara umum penulisan nuklida adalah sebagai berikut: Dengan X = Lambang atom unsur Z = nomor atom = jumlah proton (p) dalam inti = jumlah elektron pada kulit atom untuk atom netral A = nomor massa = jumlah proton (p) + jumlah neutron (n) AX p=Z e=Z n= (A-Z) Notasi atom netral AX+y p=Z e=Z- (+y) n= (A-Z) Notasi ion positif AX-y p=Z e=Z-(-y) n= (A-Z) Notasi ion negatif

jumlah elektron=6 (atom netral) jumlah neutron=12-6=6 contoh: hitunglah jumlah proton, elektron, dan neutron dari masing-masing atom di bawah ini! a.12 6C jawab: a. .12 6C jumlah proton = 6 jumlah elektron=6 (atom netral) jumlah neutron=12-6=6 contoh soal: ion klorida, yang berasal dari atom klorin, mengandung 17 proton, 18 neutron, dan 18 elektron. Bagaimanakah rumus (lambang) ion klorida tersebut? Jawab : Atom Cl mengandung 17 proton = 17 elektron Oleh karena atom Cl mengandung 18 elektron berarti atom Cl mengikat 1 elektron. Jadi lambang ion Cl adalah Cl-1

3. Isotop, Isoton dan Isobar Pengertian Isotop Isotop adalah unsur yang mempunyai nomor atom sama , tetapi nomor massa berbeda. Contoh , dan Pengertian Isobar, Isobar adalah atom-atom unsur yang mempunyai nomor massa tetapi nomor atom berbeda. Contoh: 2411Na dan 2412Mg Pengertian isoton Isoton adalah atom-atom unsur yang memiliki jumlah neutron sama tetapi nomor atom berbeda. Contoh: 146C dan 168O

Jumlah elektron maksimum 4 .Konfigurasi Elektron Pengisian atau sebaran elektron-elektron pada kulit-kulit atom disebut konfigurasi elektron. Konfigurasi elektron ditentukan oleh jumlah elektron. Elektron bergerak mengelilingi inti pada lintasan yang disebut kulit. Kulit pertama dinamakan kulit K, kulit kedua dinamakan kulit L, dan seterusnya sampai terakhir yaitu Q. Pengaturan pengisian jumlah elektron per kulit didasarkan pada pengisian elektron maksimum yang dirumuskan oleh Pauli: keterangan: n = menunjukkan nomor kulit 2n2 berdasarkan rumusan tadi dapat diberikan contoh pada tabel di bawah ini: 2n2 kulit Nomor kulit Jumlah elektron maksimum K L M N 1 2 3 4 2 (1)2 = 2 2 (2)2 = 8 2 (3)2 = 18 2 (4)2 = 32

5. Elektron Valensi Jawab: Konfigurasi elektron atom nitrogen (7N) Contoh: Tentukan konfigurasi elektron dari atom nitrogen (7N). Jawab: Konfigurasi elektron atom nitrogen (7N) Jumlah elektron = 7 Konfigurasi elektron = K L 2e 5e 5. Elektron Valensi Elektron valensi menunjukkan jumlah elektron pada kulit terluar suatu atom netral. Cara menentukan elektron valensi dapat dilakukan dengan menuliskan konfigurasi elektron. Kemudian jumlah elektron pada kulit paling luar merupakan elektron valensi. Elektron valensi dapat menentukan sifat kimia suatu atom. Atom-atom yang mempunyai elektron valensi sama akan memiliki sifat kimia yang mirip. Selain itu elektron valensi dapat juga digunakan untuk menentukan letak golongan suatu atom pada tabel periodik unsur. Contoh: Diketahui empat buah unsur: 9F, 12Mg, 15P, dan 17Cl. Manakah dua unsur yang mempunyai sifat kimia yang sama? Jawab:

Unsur Konfigurasi elektron Elektron valensi 9F 2, 7 7 12Mg, 2, 8, 2 2 15P 2, 8, 5 5 17Cl 2, 8, 7 Fluorin (F) dan Klorin (Cl) memiliki sifat kimia yang sama, sebab sama-sama mempunyai 7 elektron valensi.

D. SIFAT KEPERIODIKAN UNSUR Sifat periodik unsur ini adalah berubah secara beraturan sesuai dengan kenaikan nomor atom unsur. Sifat-sifat periodik unsur berkaitan dengan susunan elektron unsur. Misalnya jari-jari atom, energi ionisasi, afinitas letron, keelektronegatifan, titik leleh dan titik didih. 1). Jari-jari atom, adalah jarak dari inti atom sampai kulit elektrion terluar. Secara rinci dapat disimpulkan bahwa; dalam satu golongan makin besar nomor atom, jari-jari atom semakin besar dalam satu periode makin besar nomor atom, jari-jari atom semakin kecil dalam satu golongan makin besar nomor atom, jari-jari atom semakin besar dalam satu periode makin besar nomor atom, jari-jari atom semakin kecil golongan periode

Dalam satu golongan makin ke bawah makin kecil 2). Energi Ionisasi adalah energi minimal yang diperluksn untuk melepaskan 1 elektron dari suatu atom netral dalam wujud gas. Atau energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron kedua disebut energi ionisasi tingkat 2 dan seterusnya, dan dinyatakan dalam kj/mol. Dalam satu golongan makin ke bawah makin kecil Dalam satu periode dari kiri ke kanan makin besar golongan periode 3). Afinitas elektron, adalah energi yang menyertai proses penambahan 1 elektron pada satu atom netral dalam wukud gas sehingga terbentuk ion negatif. Jika ion negatif berbentuk stabil, energi dibebaskan dinyatakan dengan tanda negatif. Jika ion negatif yang terbentuk tidak stabil, maka energi yasng diperlukan atau diserap dinyatakan dengan tanda positif. Dalam satu golongan dari atas ke bawah semakin berkurang Dalam satu periode dari kiri ke kanan semakin bertambah (semakin negatif). golongan periode

Dalam satu golongan dari atas ke bawah semakin kecil 4). Kelektronegatifan Adalah suatu bilangan yangmenyatakan kecenderungan suatu unsur menarik elektron ke pihaknya dalam suatu ikatan kimia. Seperti diketahui energi ionisasi maupun afinitas elektron berkaitan dengan besarnya daya tarik elektron. Semakin besar daya tarik elektron akan semakinbesar pula energi ionisasinya. Juga semakin besar afinitas elektron, daya tarik elektron semakinbesar. Dalam satu golongan dari atas ke bawah semakin kecil Dalam satu periode dari kiri ke kanan semakin besar. golongan periode