Modul kimia kelas x smk

KURIKULUM KTSP

KIMIA
TEKNOLOGI DAN INDUSTRI

SYAHRIAL, S.T
unt
uk
X

SM
K

KATA PENGANTAR
Syukur kehadirat Allah SWT atas segala kekuatan piker dan dzikir sehingga penyusun
dapat menyelesaikan buku Kimia SMK kelas X bidang keahlian Teknologi dan Industri
dengan segala kemudahan-Nya.
Buku Kimia SMK kelas X ini disusun berdasarkan kurikulum KTSP yang berfungsi
membentuk peserta didik supaya memiliki dasar pengetahuan kimia yang luas dan kuat
untuk menyesuaikan diri dengan perubahan yang terjadi di lingkungan social dan
lingkungan kerja, serta mampu mengembangkan diri sesuai dengan perkembangan ilmu

pengetahuan dan teknologi.
Buku Kimia SMK kelas X ini berisi materi-materi perubahan materi, lambang unsur, rumus
kimia, konsep mol, struktur atom, sistem periodik dan ikatan kimia.
Penyusunan Buku Kimia SMK kelas X ini didasarkan pada kenyataan bahwa masih
kurangnya sumber belajar pada mata pelajaran kimia bagi siswa kelas X SMK. Untuk itu
penyusun selaku tenaga pengajar di SMK merasa perlu untuk segera memenuhi kebutuhan
siswa tersebut demi kelancaran proses belajar mengajar di sekolah.
Pada kesempatan ini penyusun ingin menyampaikan ucapan terima kasih kepada semua
pihak yang telah membantu penyusunan dan penerbitan buku ini. Secara khusus penyusun
ingin menyampaikan ucapan terima kasih kepada Sandri Maulani, S.H (istri) atas segala
dukungannya dalam memotivasi penyusun sampai selesainya buku ini.
Akhirnya tegur sapa, kritik dan saran dari kalangan akademisi dan pemakai buku ini sangat
penyusun harapkan demi kemajuan bidang pendidikan.
Manggar, Pebruari 2010
Syahrial, S.T

DESKRIPSI PEMBELAJARAN
STANDAR
KOMPETENSI
1. Memahami

konsep materi
dan
perubahannya

KOMPETENSI DASAR

MATERI PEMBELAJARAN

1.1Mengelompokkan sifat
dan jenis materi

- Definisi dan deskripsi tentang
materi
- Sifat dan jenis materi
- Perubahan materi: perubahan
fisika dan perubahan kimia

1.2Mengelompokkan
perubahan materi
1.3 Mengklasifikasi materi

2. Mengidentifikasi
struktur atom
dan sifat-sifat
periodik

3. Memahami
terjadinya ikatan
kimia

2.1

Mendeskripsikan
perkembangan teori
atom.

2.2

Menginterpretasikan
data dalam tabel

sistem periodik

3.1

Mendeskripsikan
terjadinya ikatan ion
3.2 Mendeskripsikan
terjadinya ikatan
kovalen
3.3 Menjelaskan ikatan
logam
3.4

Menjelaskan ikatan
van der Walls

- Klasifikasi materi: tunggal,
campuran homogen dan
campuran heterogen
- Unsur dan senyawa

- Struktur atom:
- Model atom Dalton, Thomson,
Rutherford dan teori atom
modern (kuantum)
- Penyusunan dan pengisian
elektron (konfigurasi elektron)
- Nomor atom, nomor massa,
simbol atom, isotop
- Kesamaan sifat atom
- Pengelompokan atom klasik
- Sistem periodik:
- Perkembangan sistem periodik
unsur kimia
- Pemanfaatan tabel periodik
unsur kimia
- Sifat logam dan non logam.
- Periode dan golongan
- Elektron valensi
- Keelektronegatifan
- Afinitas elektron

- Potensial ionisasi
- Pembentukan ion
- Ikatan Ion
- Ikatan kovalen dan kovalen
koordinasi
- Ikatan logam
- Ikatan van der Walls

STANDAR
KOMPETENSI
4. Memahami
konsep penulisan
lambang unsur,
senyawa dan
bentuk molekul,
persamaan
reaksi dan
hukum-hukum
dasar kimia

5. Memahami
konsep mol dan
stoikiometri

KOMPETENSI DASAR
4.1

4.2

Memahami
lambang unsur,
senyawa dan
bentuk molekul
Memahami rumus
kimia

4.3

Menuliskan nama
senyawa kimia

4.4

Memahami hukumhukun dasar kimia

5.1

Memahami konsep
mol sebagai dasar
perhitungan kimia

- Unsur dan senyawa
- Bentuk molekul
- Gaya antarmolekul
- Rumus kimia dan
penyetaraan reaksi kimia
sederhana
- Tata nama senyawa
menurut Trivial dan IUPAC

Memahami
stoikiometri
6.1. Mendeskripsikan
pengertian umum
reaksi kimia

-

Hukum dasar kimia
Hukum Lavoisier
Hukum Proust
Hukum Dalton
Hukum Gay Lussac
Hukum Avogadro
Konsep mol:
Deskripsi bilangan Avogadro
Mol unsur
Mol senyawa
Mol elektron
Penggunaan konsep mol

dalam penentuan rumus kimia
Stoikiometri dan perhitungan
kimia
Reaksi kimia:
Konsep dasar reaksi kimia
Reaksi asam-basa

6.2. Membedakan
konsep oksidasi,
reduksi dan reaksi
lainnya

-

Reaksi oksidasi-reduksi
Konsep bilangan oksidasi
Perubahan bilangan oksidasi
Reaksi redoks
Reaksi redoks di sekitar kita

5.2
6. Memahami
perkembangan
konsep reaksi
kimia

MATERI PEMBELAJARAN

-

DAFTAR ISI
Kata Pengantar
……………………………………………………………………………………………………
……………………….
Deskripsi Pembelajaran
……………………………………………………………………………………………………
………….
Daftar Isi
……………………………………………………………………………………………………
………………………………..
Sifat dan jenis
materi………………………………………………………………………
………………..
Perubahan materi
BAB I
…………………………………………………………………………………
………….
Klasifikasi materi
…………………………………………………………………………………
……………
Perkembangan teori
atom…………………………………………………………………………
……..
BAB II
Interpretasikan data dalam tabel sistem periodik
…………………………………………….
Ikatan ion
…………………………………………………………………………………
………………………
Ikatan kovalen
…………………………………………………………………………………
……………….
BAB III
Ikatan logam
…………………………………………………………………………………
………………….

BAB IV

Ikatan van der Walls
…………………………………………………………………………………
………
Lambang unsur, senyawa dan bentuk molekul
………………………………………………..
Rumus
kimia ........................................................................................
.................
Nama senyawa kimia
…………………………………………………………………………………
…….
Hukum-hukun dasar kimia
……………………………………………………………………………….

Konsep
mol ...........................................................................................
...............
Stoikiometri
…………………………………………………………………………………
…………………..
Reaksi
kimia ........................................................................................
..................
BAB VI
Konsep oksidasireduksi ....................................................................................
.
Daftar Pustaka
……………………………………………………………………………………………………
………………………..
BAB V

BAB I
SIFAT DAN JENIS MATERI
Materi adalah material fisik yang menyusun alam, yang bisa diartikan sebagai segala
sesuatu yang mempunyai massa dan menempati ruang. Materi dapat berbentuk gas, cair,
dan padat.
Contoh: udara, kapur, meja.
Kimia mempelajari komposisi, struktur dan sifat dari materi, serta perubahan kimia yang
terjadi dari materi satu ke yang lainnya. Contoh: kayu terbakar menjadi arang.
Gambar di bawah menunjukkan sebagian permukaan bumi. Unsur aluminium, besi,
oksigen, dan silikon merupakan 88% penyusun permukaan bumi dalam bentuk padatan.
Air pada permukaan bumi dan dalam bentuk gas tersusun dari hidrogen dan oksigen. 99%
udara tersusun dari nitrogen dan oksigen. Hidrogen, oksigen, dan karbon adalah 97%
penyusun tubuh manusia.

Gambar Permukaan bumi dan udara
Sifat Fisika

Sifat yang tidak mengubah sifat kimia suatu materi. Karakteristik fisika bau, kekerasan,
titik didih, wujud materi.
Sifat Kimia
Sifat yang mengubah sifat kimia suatu materi. Menerangkan bagaimana suatu materi
bereaksi dengan materi yang lain membentuk suatu materi baru.

Ciri-ciri yang mengindikasikan adanya perubahan kimia :
 Perubahan warna
 Perubahan bau
 Pembentukan gas
 Timbulnya cahaya
 Pembentukan endapan baru
 Perubahan pH.
Contoh :
Gula adalah senyawa yang mudah terurai (dekomposisi) dengan pemanasan menjadi
senyawa yang lebih sederhana, misalnya karbon hitam (arang), yang tidak dapat terurai
lagi baik secara fisika maupun kimia, tetapi dapat berubah struktur dan sifatnya menjadi
grafit dan intan.

Dekomposisi gula oleh panas

PERUBAHAN MATERI
Perubahan materi adalah perubahan sifat suatu zat atau materi menjadi zat yang lain baik
yang menjadi zat baru maupun tidak. Perubahan materi terbagi menjadi dua macam, yaitu
:
1. Perubahan Materi Secara Fisika atau Fisis
Perubahan fisika adalah perubahan yang merubah suatu zat dalam hal bentuk, wujud atau
ukuran, tetapi tidak merubah zat tersebut menjadi zat baru.
Contoh perubahan fisis :
a. perubahan wujud
- es balok yang mencair menjadi air
- air menguap menjadi uap
- kapur barus menyublim menjadi gas, dsb
b. perubahan bentuk
- gandum yang digiling menjadi tepung terigu
- benang diubah menjadi kain
- batang pohon dipotong-potong jadi kayu balok dan triplek, dll
c. perubahan rasa berdasarkan alat indera
- perubahan suhu
- perubahan rasa, dan lain sebagainya
2. Perubahan Materi Secara Kimia
Adalah perubahan dari suatu zat atau materi yang menyebabkan terbantuknya zat baru.
Perubahan
Contoh perubahan kimia :
a. bensin biodiesel sebagai bahan bakar berubah dari cair menjadi asap knalpot.
b. proses fotosintesis pada tumbuh-tumbuhan yang merubah air, sinar matahari, dan
sebagainya menjadi makanan
c. membuat masakan yang mencampurkan bahan-bahan masakan sesuai resep menjadi
masakan yang dapat dimakan.
d. bom meledak yang merubah benda padat menjadi pecahan dan ledakan

KLASIFIKASI MATERI
Penyusun materi
Materi dapat tersusun dari substansi murni atau tunggal yang terdiri dari satu unsur
atau beberapa unsur yang membentuk suatu senyawa. Materi juga dapat tersusun dari
senyawa campuran, yang tercampur secara homogen atau heterogen.

Skema klasifikasi materi
Substansi murni :
Materi yang mempunyai sifat dan komposisi tertentu.

Unsur :
Substansi murni yang tidak dapat dipisahkan menjadi sesuatu yang lebih sederhana,
baik secara fisika maupun kimia, mengandung satu jenis atom. Contoh: hidrogen, oksigen.
Senyawa :

Terbentuk dari ikatan antara atom penyusunnya, dan dapat dipisahkan secara kimia
menjadi unsur penyusunnya.
Contoh: air (H2O), gula, CaCO3.
Campuran :
Materi yang tersusun dari beberapa substansi murni, sehingga mempunyai sifat dan
komposisi yang bervariasi. Contoh: gula + air menghasilkan larutan gula, mempunyai sifat
manis yang tergantung pada komposisinya.

Campuran homogen :
Mempunyai sifat dan komposisi yang seragam pada setiap bagian campuran, tidak
dapat dibedakan dengan melihat langsung.
Contoh: garam dapur dan air.

Campuran heterogen :
Mempunyai sifat dan komposisi yang bervariasi pada setiap bagian campuran, dapat
dibedakan dengan melihat langsung (secara fisik terpisah).
Contoh: gula dan pasir.

BAB II
PERKEMBANGAN TEORI
ATOM
Pengenalan Dasar Struktur Atom
Proton, neutron dan elektron
massa
muatan
relatif
relatif
proton
1
+1
neutro
1
0
n
elektro 1/1836
-1
n
Nukleus
Nukleus berada di tengah atom; ia mengandung proton dan neutron. Kumpulan proton dan
neutron disebut juga nukleon.

Pada hakekatnya, seluruh massa atom berpusat di nukleus, karena massa elektron sangat
kecil.
Memahami jumlah proton dan neutron
Jumlah proton = NOMOR ATOM dari atom
Nomor atom sering disebut juga nomor proton.
Jumlah proton + Jumlah neutron = NOMOR MASSA dari atom
Nomor massa disebut juga nomor nukleon.
Informasi nomor atom dan nomor massa biasanya disingkat dalam bentuk :

Berapa banyaknya proton dan neutron yang dimiliki oleh atom tersebut di atas?
Nomor atom merupakan jumlah proton (9) dan nomor massa merupakan jumlah proton +
neutron (19). Jika atom terdiri dari 9 proton, maka akan ada 10 neutron sehingga total
keseluruhannya 19.
Nomor atom menandakan posisi dari suatu elemen pada tabel periodik dan karenanya
jumlah proton memberitahukan elemen apa yang kita maksudkan. Jadi, jika atom memiliki
8 proton (nomor atom = 8), ini pasti oksigen. Jika atom memiliki 12 proton (nomor atom=
12), ini pasti magnesium.
Begitu juga, setiap atom klor (nomor atom = 17) memiiki 17 proton, dan setiap atom
uranium (nomor atom = 92) memiliki 92 proton.
Isotop
Banyaknya neutron di dalam sebuah atom bisa bervariasi dalam skala kecil. Sebagai
contoh, ada tiga variasi atom 12C, 13C, 14C. Mereka seluruhnya memiliki jumlah proton yang
sama, tetapi jumlah neutronnya berbeda.
proto neutro nomor
n
n
massa
Karbon6
6
12
12
Karbon6
7
13
13
Karbon6
8
14
14
Atom-atom ini disebut isotop, yaitu atom-atom yang memiliki nomor atom yang sama
tetapi nomor massa yang berbeda. Mereka memiliki jumlah proton yang sama tetapi
jumlah neutron yang berbeda.
Variasi jumlah neutron tidak mengubah reaksi kimia dari karbon.
Elektron
Memahami jumlah elektron
Atom bermuatan netral. Ke-positif-an proton diseimbangkan dengan ke-negatif-an elektron.
Hal ini menunjukkan bahwa di dalam atom netral :
banyaknya elektron = banyaknya proton
Jadi, jika sebuah atom oksigen (nomor atom = memiliki 8 proton, ia pasti memiliki 8
elektron; jika atom klor (nomor atom=17) memiliki 17 proton, ia pasti memiliki 17 elektron.
Susunan dari elektron-elektron
Elektron-elektron berada pada jarak tertentu dari nukleus di dalam suatu rangkaian level
yang disebut dengan level energi. Tiap level energi hanya dapat diisi elektron dalam
jumlah tertentu. Level energi pertama (terdekat dengan nukleus) terdiri dari 2 elekton,
level kedua 8, dan level ketiga juga akan penuh ketika terisi 8 elektron.
Level-level ini berada dalam jarak yang cukup jauh dari nukleus. Elektron-elektron akan
selalu berada pada level energi serendah mungkin selama level tersebut belum terisi
penuh.
Memahami susunan dari sebuah atom
* Lihatlah nomor atom dari tabel periodik. Yakinkan Anda memilih nomor yang benar di
antara dua nomor yang diterakan. Nomor atom selalu lebih kecil dari nomor massa.
* Nomor atom merupakan jumlah proton, dan karenanya nomor atom memberitahukan
kita juga jumlah elektron.

* Susunlah elektron-elektron dalam level-level energi, selalu isi level terdalam sebelum
mengisi level luar.
contoh. mencari susunan dari atom klor
* Tabel periodik memberikan kita nomor atom 17
* Oleh karenanya atom klor terdiri dari 17 proton dan 17 elektron
* Susunan dari elektron-elektron tersebut adalah 2,8,7 ( 2 di level pertama, 8 di level
kedua, dan 7 di level ketiga )
Susunan dari 20 elemen pertama

Setelah 20 elemen pertama ini kita akan memasuki elemen transisi tabel periodik.
Dua hal penting yang perlu diperhatikan
Jika kita melihat susunan dalam tabel periodik:
* Jumlah elektron pada tingkat terluar (atau kulit terluar) sama dengan nomor golongan.
(Kecuali helium yang hanya memiliki 2 elektron. Gas Mulia biasa disebut dengan golongan
O bukan golongan 8). Hal ini berlaku di seluruh golongan elemen pada tabel periodik
(kecuali elemen-elemen transisi).
Jadi, jika kita mengetahui bahwa barium terletak pada golongan 2, berarti ia memiliki 2
elektron pada tingkat terluar; yodium merupakan golongan 7 yang berarti ia memiliki 7
elektron pada tingkat terluar.
* Gas mulia memiliki elektron penuh pada tingkat terluar.
Struktur dan diagram elektron
Dalam kimia dasar kita akan menemukan struktur elektronik dari hidrogen dan karbon,
seperti gambar di bawah ini :

Lingkaran-lingkaran tersebut menggambarkan tingkat energi – yang sama dengan
peningkatan jarak dari nukleus. Kita dapat membentangkan lingkaran tersebut dan
menggambar struktur elektron tersebut dalam diagram elektron yang lebih sederhana.
Penelitian-penelitian terbaru menyebabkan teori dan model atom semakin berkembang
dan kebenarannya semakin nyata. Teori dan model atom dimulai dengan penelitian yang
dilakukan oleh John Dalton yang selanjutnya dikembangkan oleh Joseph John Thompson,
Ernest Rutherford, Niels Bohr dan teori atom menggunakan mekanika gelombang.
Model Atom John Dalton
Hukum kekekalan massa yang disampaikan oleh Lavoisier dan hukum perbandingan tetap
yang dijelaskan oleh Proust mendasari John Dalton untuk mengemukakan teori dan model
atomnya pada tahun 1803. John Dalton menjelaskan bahwa atom merupakan partikel
terkecil unsur yang tidak dapat dibagi lagi, kekal dan tidak dapat dimusnahkan demikian
juga tidak dapat diciptakan. Atom-atom dari unsur yang sama mempunyai bentuk yang
sama dan tidak dapat diubah menjadi atom unsur lain.

Model atom John Dalton
Model Atom Joseph John Thompson
Joseph John Thompson merupakan penemu elektron. Thompson mencoba menjelaskan
keberadaan elektron menggunakan teori dan model atomnya. Menurut Thompson, elektron
tersebar secara merata di dalam atom yang dianggap sebagai suatu bola yang bermuatan
positif. Model atom yang dikemukakan oleh Thompson sering disebut sebagai model roti
kismis dengan roti sebagai atom yang bermuatan positif dan kismis sebagai elektron yang
tersebar merata di seluruh bagian roti. Atom secara keseluruhan bersifat netral.

Model atom Joseph John Thompson
Model Atom Ernest Rutherford
Penelitian penembakan sinar alfa pada plat tipis emas membuat Rutherford dapat
mengusulkan teori dan model atom untuk memperbaiki teori dan model atom Thompson.
Menurut Rutherford, atom mempunyai inti yang bermuatan positif dan merupakan pusat
massa atom dan elektron-elektron mengelilinginya.
Rutherford berhasil menemukan bahwa inti atom bermuatan positif dan elektron berada
diluar inti atom. Akan tetapi teori dan model atom yang dikemukakan oleh Rutherford juga
masih mempunyai kelemahan yaitu teori ini tidak dapat menjelaskan fenomena kenapa
elektron tidak dapat jatuh ke inti atom. Padahal menurut fisika klasik, partikel termasuk
elektron yang mengorbit pada lintasannya akan melepas energi dalam bentuk radiasi
sehingga elektron akan mengorbit secara spiral dan akhirnya jatuh ke iti atom.

Model Atom Ernest Rutherford
Model Atom Niels Bohr
Niels Bohr selanjutnya menyempurnakan model atom yang dikemukakan oeh Rutherford.
Penjelasan Bohr didasarkan pada penelitiannya tentang spektrum garis atom hidrogen.
Beberapa hal yang dijelaskan oleh Bohr adalah
 Elektron mengorbit pada tingkat energi tertentu yang disebut kulit
 Tiap elektron mempunyai energi tertentu yang cocok dengan tingkat energi kulit
 Dalam keadaan stasioner, elektron tidak melepas dan menyerap energi
 Elektron dapat berpindah posisi dari tingkat energi tinggi menuju tingkat energi
rendah dan sebaliknya dengan menyerap dan melepas energi

Model Atom Niels Bohr
Model Atom Mekanika Gelombang
Perkembangan model atom terbaru dikemukakan oleh model atom berdasarkan mekanika
kuantum. Penjelasan ini berdasarkan tiga teori yaitu
 Teori dualisme gelombang partikel elektron yang dikemukakan oleh de Broglie pada
tahun 1924
 Azas ketidakpastian yang dikemukakan oeh Heisenberg pada tahun 1927
 Teori persamaan gelombang oleh Erwin Schrodinger pada tahun 1926
Menurut model atom ini, elektron tidak mengorbit pada lintasan tertentu sehingga lintasan
yang dikemukakan oleh Bohr bukan suatu kebenaran. Model atom ini menjelaskan bahwa
elektron-elektron berada dalam orbita-orbital dengan tingkat energi tertentu. Orbital
merupakan daerah dengan kemungkinan terbesar untuk menemukan elektron disekitar inti
atom.

Model Atom Mekanika Quantum
Model atom
a. Ukuran atom
Sperti telah disebutkan di bagian sebelumnya, ketakterbagian atom perlahan mulai
dipertanyakan. Pada saat yang sama, perhatian pada struktur atom perlahan menjadi
semakin besar. Bila orang mempelajari struktur atom, ukurannya harus dipertimbangkan.
Telah diketahui bahwa sebagai pendekatan volume atom dapat diperkirakan dengan
membagi volume 1 mol padatan dengan konstanta Avogadro.
Latihan 2.3 Volume satu molekul air
Dengan menganggap molekul air berbentuk kubus, hitung panjang sisi kubusnya. Dengan
menggunakan nilai yang didapat, perkirakan ukuran kira-kira satu atom (nyatakan dengan
notasi saintifik 10x).
Jawab: Volume 1 mol air sekitar 18 cm3. Jadi volume 1 molekul air: v = 18 cm3/6 x 1023 =
3×10-23 cm3 = 30 x 10-24 cm3. Panjang sisi kubus adalah (30 x 10-24)1/3 cm = 3,1 x 10-8 cm.
Nilai ini mengindikasikan bahwa ukuran atom sekitar 10-8 cm.
Thomson mengasumsikan bahwa atom dengan dimensi sebesar itu adalah bola seragam
bermuatan positif dan elektron-elektron kecil yang bermuatan negatif tersebar di bola
tersebut. Dalam kaitan ini model Thomson sering disebut dengan “model bolu kismis”,
kismisnya seolah elektron dan bolunya adalah atom.
b. Penemuan inti atom
Setelah melakukan banyak kemajuan dengan mempelajari keradioaktifan, fisikawan Inggris
Ernest Rutherford (1871-1937) menjadi tertarik pada struktur atom, asal radiasi radioaktif.
Ia menembaki lempeng tipis logam (ketebalan 104 atoms) dengan berkas paralel partikel α
(di kemudian hari ditemukan bahwa partikel α adalah inti atom He). Ia merencanakan
menentukan sudut partikel yang terhambur dengan menghitung jumlah sintilasi di layar

ZnS (Gambar 2.2). Hasilnya sangat menarik. Sebagian besar partikel melalui lempeng
tersebut. Beberapa partikel terpental balik. Untuk menjelaskan hal yang tak terduga ini,
Rutherford mengusulkan adanya inti atom .

Sangat aneh mendapati sebagian besar partikel berbalik, dan beberapa bahkan 180
derajat. Rutherford menyatakan bahwa dalam atom harus ada partikel yang massa cukup
besar sehingga patikel α yang memiliki massa sebesar massa atom helium tertolak, dan
yang jari-jarinya sangat kecil.
Menurut ide Rutherford, muatan positif atom terpusat di bagian pusat (dengan jari-jari
terhitung sekitar 10-12 cm) sementara muatan negatifnya terdispersi di seluruh ruang atom.
Partikel kecil di pusat ini disebut dengan inti. Semua model atom sebelumnya sebagai
ruang yang seragam dengan demikian ditolak.
Namun, model atom Rutherford yang terdiri atas inti kecil dengan elektron terdispersi di
sekitarnya tidak dapat menjelaskan semua fenomena yang dikenal. Bila elektron tidak
bergerak, elektron akan bersatu dengan inti karena tarikan elektrostatik (gaya Coulomb).
Hal ini jelas tidak mungkin terjadi sebab atom adalah kesatuan yang stabil. Bila elektron
mengelilingi inti seperti planet dalam pengaruh gravitasi matahari, elektron akan
mengalami percepatan dan akan kehilangan energi melalui radiasi elektromagnetik.
Akibatnya, orbitnya akan semakin dekat ke inti dan akhirnya elektron akan jatuh ke inti.
Dengan demikian, atom akan memancarkan spektrum yang kontinyu. Tetapi faktanya,
atom yang stabil dan diketahui atom memancarkan spektrum garis (spektrum atom Bab
2.3(a) ) bukan spektrum kontinyu. Jelas diperlukan perubahan fundamenatal dalam
pemikiran untuk menjelaskan semua fakta-fakta percobaan ini.
Konfigurasi elektron dari atom
Hubungan antara orbital dengan tabel periodik

Kita akan melihat bagaimana cara menuliskan konfigurasi elektron sampai pada orbital d.
Halaman ini akan menjelaskan konfigurasi berdasarkan tabel periodik sederhana di atas ini
dan selanjutnya pengaplikasiannya pada konfigurasi atom yang lebih besar.
Periode Pertama
Hidrogen hanya memiliki satu elektron pada orbital 1s, kita dapat menuliskannya dengan
1s1 dan helium memiliki dua elektron pada orbital 1s sehingga dapat dituliskan dengan 1s2
Periode kedua
Sekarang kita masuk ke level kedua, yaitu periode kedua. Elektron litium memenuhi orbital
2s karena orbital ini memiliki energi yang lebih rendah daripada orbital 2p. Litium memiliki
konfigurasi elektron 1s22s1. Berilium memiliki elektron kedua pada level yang sama –
1s22s2.
Sekarang kita mulai mengisi level 2p. Pada level ini seluruhnya memiliki energi yang sama,
sehingga elektron akan menempati tiap orbital satu persatu.

B
1s22s22px1
C
1s22s22px12py 1
N
1s22s22px12py 12pz1
Elektron selanjutnya akan membentuk sebuah pasangan dengan elektron tunggal yang
sebelumnya menempati orbital.
O
1s22s22px22p y12pz1
F
1s22s22px22py 22pz1
Ne
1s22s22px22py 22pz2
Kita dapat melihat di sini bahwa semakin banyak jumlah elektron, semakin merepotkan
bagi kita untuk menuliskan struktur elektron secara lengkap. Ada dua cara penulisan untuk
mengatasi hal ini dan kita harus terbiasa dengan kedua cara ini.
Cara singkat pertama : Seluruh variasi orbital p dapat dituliskan secara bertumpuk.
Sebagai contoh, flor dapat ditulis sebagai 1s22s22p5, dan neon sebagai 1s22s22p6.
Penulisan ini biasa dilakukan jika elektron berada dalam kulit dalam. Jika elektron berada
dalam keadaan berikatan (di mana elektron berada di luar atom), terkadang ditulis dalam
cara singkat, terkadang dengan cara penuh.
Sebagai contoh, walaupun kita belum membahas konfigurasi elektron dari klor, kita dapat
menuliskannya sebagai 1s22s22p63s23px23p y23pz1.
Perhatikan bahwa elektron-elektron pada orbital 2p bertumpuk satu sama lain sementara
orbital 3p dituliskan secara penuh. Sesungguhnya elektron-elektron pada orbital 3p terlibat
dalam pembentukan ikatan karena berada pada kulit terluar dari atom, sementara
elektron-elektron pada 2p terbenam jauh di dalam atom dan hampir bisa dikatakan tidak
berperan sama sekali.
Cara singkat kedua : Kita dapat menumpukkan seluruh elektron-elektron terdalam
dengan menggunakan, sebagai contoh, simbol [Ne]. Di dalam konteks ini, [Ne] berarti
konfigurasi elektron dari atom neon -dengan kata lain 1s22s22px22py22p z2.
Berdasarkan cara di atas kita dapat menuliskan konfigurasi elektron klor dengan
[Ne]3s23px23py23pz 1.
Periode ketiga
Mulai dari neon, seluruh orbital tingkat kedua telah dipenuhi elekton, selanjutnya kita
harus memulai dari natrium pada periode ketiga. Cara pengisiannya sama dengan periodeperiode sebelumnya, kecuali adalah sekarang semuanya berlangsung pada periode ketiga.
Sebagai contoh :
cara singkat
Mg
1s22s22p63s2
[Ne]3s2
2
2
6
2
2
1
1
S
1s 2s 2p 3s 3px 3py 3pz
[Ne]3s23px23py13p z1
Ar
1s22s22p63s23px 23py23pz2
[Ne]3s23px23py23p z2
Permulaan periode keempat
Sampai saat ini kita belum mengisi orbital tingkat 3 sampai penuh – tingkat 3d belum kita
gunakan. Tetapi kalau kita melihat kembali tingkat energi orbital-orbital, kita dapat melihat
bahwa setelah 3p energi orbital terendah adalah 4s – oleh karena itu elektron mengisinya
terlebih dahulu.
K
1s22s22p63s23p6 4s1
Ca
1s22s22p63s23p6 4s2
Bukti kuat tentang hal ini ialah bahwa elemen seperti natrium ( 1s 22s22p63s1 ) dan kalium (
1s22s22p63s23p64s 1 ) memiliki sifat kimia yang mirip.
Elektron terluar menentukan sifat dari suatu elemen. Sifat keduanya tidak akan mirip bila
konfigurasi elektron terluar dari kalium adalah 3d1.

Elemen blok s dan p

Elemen-elemen pada golongan 1 dari tabel periodik memiliki konfigurasi elektron terluar
ns1 (dimana n merupakan nomor antara 2 sampai 7). Seluruh elemen pada golongan 2
memiliki konfigurasi elektron terluar ns2. Elemen-elemen di grup 1 dan 2 dideskripsikan
sebagai elemen-elemen blok s.
Elemen-elemen dari golongan 3 seterusnya hingga gas mulia memiliki elektron terluar
pada orbital p. Oleh karenanya, dideskripsikan dengan elemen-elemen blok p.
Elemen blok d

Perhatikan bahwa orbital 4s memiliki energi lebih rendah dibandingkan dengan orbital 3d
sehingga orbital 4s terisi lebih dahulu. Setelah orbital 3d terisi, elektron selanjutnya akan
mengisi orbital 4p.
Elemen-elemen pada blok d adalah elemen di mana elektron terakhir dari orbitalnya
berada pada orbital d. Periode pertama dari blok d terdiri dari elemen dari skandium
hingga seng, yang umumnya kita sebut dengan elemen transisi atau logam transisi. Istilah
“elemen transisi” dan “elemen blok d” sebenarnya tidaklah memiliki arti yang sama, tetapi
dalam perihal ini tidaklah menjadi suatu masalah.
Elektron d hampir selalu dideskripsikan sebagai, sebagai contoh, d5 atau d8 – dan bukan
ditulis dalam orbital yang terpisah-pisah. Perhatikan bahwa ada 5 orbital d, dan elektron
akan menempati orbital sendiri sejauh ia mungkin. Setelah 5 elektron menempati orbital
sendiri-sendiri barulah elektron selanjutnya berpasangan.
d5 berarti
d8 berarti
Perhatikan bentuk pengisian orbital pada level 3, terutama pada pengisian atom 3d setelah
4s.
Sc
1s22s22p63s23p6
3d14s2
1s22s22p63s23p6
Ti
3d24s2
1s22s22p63s23p6
V
3d34s2
Cr
1s22s22p63s23p6

3d54s1
Perhatikan bahwa kromium tidak mengikuti keteraturan yang berlaku. Pada kromium
elektron-elektron pada orbital 3d dan 4s ditempati oleh satu elektron. Memang, mudah
untuk diingat jikalau keteraturan ini tidak berantakan – tapi sayangnya tidak !
Mn
1s22s22p63s23p6 3d54s2
(kembali ke keteraturan semula)
Fe
1s22s22p63s23p6 3d64s2
Co
1s22s22p63s23p6 3d74s2
Ni
1s22s22p63s23p6 3d84s2
Cu
1s22s22p63s23p6 3d104s1
(perhatikan!)
Zn
1s22s22p63s23p6 3d104s2
Pada elemen seng proses pengisian orbital d selesai.
Pengisian sisa periode 4
Orbital selanjutnya adalah 4p, yang pengisiannya sama seperti 2p atau 3p. Kita sekarang
kembali ke elemen dari galium hingga kripton. Sebagai contoh, Brom, memilki konfigurasi
elektron 1s22s22p63s23p63d104s 24px24py24pz1.
Rangkuman
Menuliskan konfigurasi elektron dari hidrogen sampai kripton
 Gunakan tabel periodik untuk mendapatkan nomor atom yang berarti banyaknya
jumlah elektron.
 Isilah orbital-orbital dengan urutan 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p sampai elektronelektron selesai terisi. Cermatilah keteraturan pada orbital 3d ! Isilah orbital p dan d
dengan elektron tunggal sebisa mungkin sebelum berpasangan.
 Ingat bahwa kromium dan tembaga memiliki konfigurasi elektron yang tidak sesuai
dengan keteraturan.
Menuliskan struktur elektron elemen-elemen “besar” pada blok s dan p
Pertama kita berusaha untuk mengetahui jumlah elektron terluar. Jumlah elektron terluar
sama dengan nomor golongan. Sebagai contoh, seluruh elemen pada golongan 3 memiliki
3 elektron pada level terluar. Lalu masukkan elektron-elektron tersebut ke orbital s dan p.
Pada level orbital ke berapa ? Hitunglah periode pada tabel periodik.
Sebagai contoh, Yodium berada pada golongan 7 dan oleh karenanya memiliki 7 elektron
terluar. Yodium berada pada periode 5 dan oleh karenanya elekton mengisi pada orbital 5s
dan 5p. Jadi, Yodium memiliki konfigurasi elektron terluar 5s 25px25py25pz 1.
Bagaimana dengan konfigurasi elektron di dalamnya ? Level 1, 2, dan 3 telah terlebih
dahulu terisi penuh, dan sisanya tinggal 4s, 4p, dan 4d. Sehingga konfigurasi seluruhnya
adalah : 1s22s22p63s23p63d104s 24p64d105s25px25p y25pz1.
Jikalau kita telah menyelesaikannya, hitunglah kembali jumlah seluruh elektron yang ada
apakah sama dengan nomor atom.
Contoh yang kedua, Barium , berada pada golongan 2 dan memiliki 2 elektron terluar.
Barium berada pada periode keenam. Oleh karenanya, Barium memilki konfigurasi elektron
terluar 6s2.
Konfigurasi keseluruhannya adalah : 1s22s22p63s23p63d104s 24p64d105s25p66s2.
Kita mungkin akan terjebak untuk mengisi orbital 5d10 tetapi ingatlah bahwa orbital d
selalu diisi setelah orbital s pada level selanjutnya terisi. Sehingga orbital 5d diisi setelah
6s dan 3d diisi setelah 4s.
ISOBAR, ISOTON DAN ISOTOP
Telah diketahui bahwa penemu sinar x adalah Rontgen. Sinar x terjadi ketika sinar katoda
yang berupa elektron berkecepatan tinggi menumbuk elektroda tembaga. Akibat
tumbukan tersebut, tembaga melepaskan elektron terluarnya dan tempat elektron yang
kosong ini selanjutnya diisi oleh elektron tembaga dari tingkat energi lain yang lebih tinggi.
Pengisian tempat kosong oleh elektron tembaga dari tingkat energi yang lebih tinggi
menyebabkan terjadinya pemancaran radiasi. Radiasi ini oleh Rontgen disebut sebagai
sinar x.
Pemahaman mengenai inti atom selanjutnya dijelaskan oleh percobaan Moseley. Moseley
melakukan penelitian untuk mengukur panjang gelombang sinar x berbagai unsur. Hasil

penelitian menunjukkan bahwa setiap unsur memancarkan radiasi sinar x dengan panjang
gelombang yang khas. Panjang gelombang yang dihasilkan tergantung pada jumlah ion
positif didalam inti atom. Penelitian juga menunjukkan bahwa inti atom mempunyai
muatan yang berharga kelipatan dari +1,6×10-9C. Moseley selanjutnya menyebut jumlah
proton dalam atom adalah nomor atom.

Tabung sinar X

Wilhelm Conrad Rontgen
Nomor Atom dan Nomor Massa
Inti atom mengandung proton dan netron. Nomor atom sama dengan jumlah proton
didalam inti atom sedangkan nomor massa sama dengan jumlah proton dan netron
didalam inti atom. Notasi untuk menyatakan susunan inti atom yaitu proton dan netron
dialam inti atom dapat dinyatakan sebagai berikut:

Isotop
Isotop adalah atom unsur sama dengan nomor massa berbeda. Isotop dapat juga
dikatakan sebagai atom unsur yang mempunyai nomor atom sama tetapi mempunyai
nomor massa berbeda karena setiap unsur mempunyai nomor atom yang berbeda. Karbon
merupakan contoh adanya isotop.

Setiap karbon mempunyai nomor atom 6 tetapi nomor massanya berbeda-beda. Dari
contoh tersebut dapat dikatakan bahwa walaupun unsurnya sama belum tentu nomor
massanya sama.
Isobar dan Isoton
Isobar adalah atom unsur yang berbeda tetapi mempunyai nomor massa sama. Isobar
dapat dimengerti dengan melihat contoh berupa
dengan
yang
memiliki nomor massa sebesar 24. Sedangkan isoton adalaha tom unsur yang berbeda
tetapi mempunyai jumlah netron yang sama. Contoh isoton adalah
sama-sama memiliki jumlah neutron 20.

yang

INTERPRETASI DATA DALAM
TABEL SISTEM PERIODIK
PERKEMBANGAN PENGELOMPOKAN UNSUR
Pada awalnya, unsur hanya digolongkan menjadi logam dan nonlogam. Dua puluh
unsur yang dikenal pada masa itu mempunyai sifat yang berbeda satu dengan yang
lainnya. Setelah John Dalton mengemukakan teori atom maka terdapat perkembangan
yang cukup berarti dalam pengelompokan unsur-unsur. Penelitian Dalton tentang atom
menjelaskan bahwa setiap unsur mempunyai atom-atom dengan sifat tertentu yang
berbeda dari atom unsur lain. Hal yang membedakan diantara unsur adalah
massanya.
Pada awalnya massa atom individu belum bisa ditentukan karena atom mempunyai
massa yang amat kecil sehingga digunakan massa atom relatif yaitu perbandingan massa
antar-atom. Berzelius pada tahun 1814 dan P. Dulong dan A. Petit pada tahun 1819
melakukan penentuan massa atom relatif berdasarkan kalor jenis unsur. Massa atom
relatif termasuk sifat khas atom karena setiap unsur mempunyai massa atom relatif
tertentu yang berbeda dari unsur lainnya. Penelitian selanjutnya melibatkan

Dobereiner, Newlands, mendeleev dan Lothar Meyer yang mengelompokkan unsur
berdasarkan massa atom relatif.

Unsur klorin, bromin dan iodin
Triad Dobereiner
Johann Wolfgang Dobereiner pada tahun 1829 menjelaskan hasil penelitiannya yang
menemukan kenyataan bahwa massa atom relatif stronsium berdekatan dengan massa
rata-rata dua unsur lain yang mirip dengan stronsium yaitu kalsium dan barium. Hasil
penelitiannya juga menunjukkan bahwa beberapa unsur yang lain menunjukkan
kecenderungan yang sama. Berdasarkan hasil penelitiannya, Dobereiner
selanjutnya mengelompokkan unsur-unsur dalam kelompok-kelompok tiga unsur yang
lebih dikenal sebagai triad. Triad yang ditunjukkan oleh Dobereiner tidak begitu banyak
sehingga berpengaruh terhadap penggunaannya.

Massa Atom Relatif Unsur Triad Dobereiner

Johann Wolfgang Dobereiner

Triad Dobereiner

Hukum oktaf Newlands
Hukum oktaf ditemukan oleh A. R. Newlands pada tahun 1864. Newlands mengelompokkan unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatif unsur. Kemiripan sifat ditunjukkan
oleh unsur yang berseliih satu oktaf yakni unsur ke-1 dan unsur ke-8 serta unsur ke-2
dan unsur ke-9. Daftar unsur yang berhasil dikelompokkan berdasarkan hukum oktaf oleh
Newlands ditunjukkan pada tabel berikut.

John Newlands

Tabel oktaf Newlands
Hukum oktaf Newlands ternyata hanya berlaku untuk unsur-unsur dengan massa
atom relatif sampai 20 (kalsium). Kemiripan sifat terlalu dipaksakan apabila
pengelompokan dilanjutkan.
Sistem Periodik Mendeleev
Dmitri Ivanovich Mendeleev pada tahun 1869 melakukan pengamatan terhadap 63
unsur yang sudah dikenal dan mendapatkan hasil bahwa sifat unsur merupakan fungsi
periodik dari massa atom relatifnya. Sifat tertentu akan berulang secara periodik apabila
unsurunsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya. Mendeleev
selanjutnya menempatkan unsur-unsur dengan kemiripan sifat pada satu lajur vertikal
yang disebut golongan. Unsur-unsur juga disusun berdasarkan kenaikan massa atom
relatifnya dan ditempatkan dalam satu lajur yang disebut periode. Sistem periodik yang
disusun Mendeleev dapat dilihat pada tabel berikut:

Dmitri Ivanovich Mendeleev

Sistem Periodik Mendeleev
Mendeleev sengaja mengosong-kan beberapa tempat untuk menetapkan
kemiripan sifat dalam golongan. Beberapa kotak juga sengaja dikosongkan karena
Mendeleev yakin masih ada unsur yang belum dikenal karena belum ditemukan. Salah
satu unsur baru yang sesuai dengan ramalan Mendeleev adalah germanium yang
sebelumnya diberi nama ekasilikon oleh Mendeleev.
Sistem Periodik Moseley
Perkembangan terbaru mengenai atom menjelaskan bahwa atom dapat terbagi
menjadi partikel dasar atau partikel subatom. Atom selanjutnya diketahui tersusun
oleh proton, elektron dan netron. Jumlah proton merupakan sifat khas unsur. Setiap
unsur mempunyai jumlah proton tertentu yang berbeda dari unsur lain. Jumlah proton
suatu unsur dinyatakan sebagai nomor atom.
Henry G. Moseley yang merupakan penemu cara menentukan nomor atom pada tahun
1914 kembali menemukan bahwa sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik nomor
atomnya. Pengelompokan yang disusun oleh Mendeleev merupakan susunan yang
berdasarkan kenaikan nomor atomnya. Penyusunan telurium dan iodin yang tidak sesuai
dengan kenaikan massa atom relatifnya ternyata sesuai dengan kenaikan nomor atomnya.

Henry G. Moseley
Periode dan Golongan
Sistem periodik modern tersusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan
sifat. Lajur horisontal yang disebut periode, tersusun berdasarkan kenaikan nomor atom
sedangkan lajur vertikal yang disebut golongan tersusun berdasarkan kemiripan sifat.
Unsur golongan A disebut golongan utama sedangkan golongan B disebut golongan

transisi. Golongan dapat dieri tanda nomor 1 sampai 18 berurutan dari kiri ke
kanan. Berdasarkan penomoran ini, golongan transisi mempunyai nomor 3 sampai 12.
Sistem periodik modern tersusun atas 7 periode dan 18 golongan yang terbagi menjadi
8 golongan utama atau golongan A dan 8 golongan transisi atau golongan B.

Sistem Periodik Modern
Contoh soal :
Tentukan periode dan golongan unsur X, Y dan Z apabila diketahui konfigurasi
elektronnya adalah
X
= 2, 3
Y
= 2, 8, 4
Z
= 2, 8, 7
Jawab:
Unsur Periode Golongan
X
2
IIIA
Y
3
IVA
Z
3
VIIA

SIFAT PERIODIK UNSUR
Sifat yang berubah secara beraturan menurut kenaikan nomor atom dari kiri ke kanan
dalam satu periode dan dari atas ke bawah dalam satu golongan disebut sifat periodik.
Sifat periodik meliputi jari-jari atom, energi ionisasi, afinitas electron dan
keelektronegatifan.
Jari-jari Atom
Jari-jari atom adalah jarak elektron di kulit terluar dari inti atom. Jari-jari atom sulit untuk
ditentukan apabila unsur berdiri sendiri tanpa bersenyawa dengan unsur lain. Jari-jari atom
secara lazim ditentukan dengan mengukur jarak dua inti atom yang identik yang terikat
secara kovalen. Pada penentuan jari-jari atom ini, jari- jari kovalen adalah setengah jarak
antara inti dua atom identik yang terikat secara kovalen.

Penentuan jari-jari atom

Hubungan jari-jari atom gengan nomor atom
Kurva hubungan jari-jari atom dengan nomor atom memperlihatkan bahwa jari-jari atom
dalam satu golongan akan semakin besar dari atas ke bawah. Hal ini terjadi karena dari
atas ke bawah jumlah kulit bertambah sehingga jari-jari atom juga bertambah.

Jari-jari atom unsur
Unsur-unsur dalam satu periode (dari kiri ke kanan) berjumlah kulit sama tetapi jumlah
proton bertambah sehingga jari-jari atom juga berubah. Karena jumlah proton bertambah
maka muatan inti juga bertambah yang mengakibatkan gaya tarik menarik antara inti
dengan elektron pada kulit terluar semakin kuat. Kekuatan gaya tarik yang semakin
meningkat menyebabkan jari-jari atom semakin kecil. Sehingga untuk unsur dalam satu
periode, jari-jari atom semakin kecil dari kiri ke kanan.
Jari-jari ion digambarkan sebagai berikut:

Perbandingan jari-jari atom dengan jari-jari ion
Energi Ionisasi
Energi minimum yang dibutuhkan untuk melepas elektron atom netral dalam wujud gas
pada kulit terluar dan terikat paling lemah disebut energi ionisasi. Nomor atom dan jari-jari

atom mempengaruhi besarnya energi ionisasi. Semakin besar jari-jari atom maka gaya
tarik antara inti dengan elektron pada kulit terluar semakin lemah. Hal ini berarti elektron
pada kulit terluar semakin mudah lepas dan energi yang dibutuhkan untuk melepaskan
elektron tersebut semakin kecil. Akibatnya, dalam satu golongan, energi ionisasi semakin
kecil dari atas ke bawah. Sedagkan dalam satu periode, energi ionisasi semakin besar dari
kiri ke kanan. Hal ini disebabkan dari kiri ke kanan muatan iti semakin besar yang
mengakibatkan gaya tarik antara inti dengan elektron terluar semakin besar sehingga
dibutuhkan energi yang besar pula untuk melepaskan elektron pada kulit terluar.

Energi ionisasi

Hubungan energi ionisasi dengan nomor atom
Kurva tersebut menunjukkan unsur golongan 8A berada di puncak grafik yang
mengindikasikan bahwa energi ionisasinya besar. Hal sebaliknya terjadi untuk unsur
golongan 1A yang berada di dasar kurva yang menunjukkan bahwa energi ionisasinya
kecil. Atom suatu unsur dapat melepaskan elektronnya lebih dari satu buah. Energi yang
dibutuhkan untuk melepaskan elektron keua disebut energi ionisasi kedua dan tentu saja
diperlukan energi yang lebih besar. Energi ionisasi semakin besar apabila makin banyak
elektron yang dilepaskan oleh suatu atom.
Afinitas Elektron
Afinitas elektron merupakan enegi yang dilepaskan atau diserap oleh atom netral dalam
bentuk gas apabila terjadi penangkapan satu elektron yang ditempatkan pada kulit
terluarnya dan atom menjadi ion negatif. Afinitas elektron dapat berharga positif dan
negatif. Afinitas elektron berharga negatif apabila dalam proses penangkapan satu
elektron, energi dilepaskan. Ion negatif yang terbentuk akibat proses tersebut bersifat
stabil. Hal sebaliknya terjadi apabila dalam proses penangkapan satu elektron, energi
diserap. Penyerapan energi menyebabkan ion yang terbentuk bersifat tidak stabil. Semakin
negatif harga afinitas lektron suatu atom unsur maka ion yang ter bentuk semakin stabil.

Afinitas elektron golongan 1, 2, 3, 4, 5, 6 dan 7
Gambar menunjukkan bahwa atom unsur golongan 2A dan 8A mempunyai afinitas elektron
yang berharga positif. Hal ini mengindikasikan bahwa unsur golongan 2A dan 8A sulit
menerima elektron. Afinitas elektron terbesar dimiliki oleh unsur golongan halogen karena
unsur golongan ini paling mudah menangkap elektron. Jadi secara umum dapat dikatakan
bahwa afinitas elektron, dalam satu periode, dari kiri ke kanan semakin negatif dan dalam
satu golongan dari atas ke bawah, semakin positif.
Keelektronegatifan
Keelektronegatifan ada-lah skala yang dapat menjelaskan kecenderungan atom suatu
unsur untuk menarik elektron menuju kepadanya dalam suatu ikatan. Keelektronegatifan
secara umum, dalam satu periode, dari kiri ke kanan semakin bertambah dan dalam satu
golongan, dari atas ke bawah keelekrnegatifan semakin berkurang. Hal ini dapat
dimengerti karena dalam satu periode, dari kiri ke kanan, muatan inti atom semakin
bertambah yang mengakibatkan gaya tarik antara inti atom dengan elektron terluar juga
semakin bertambah. Fenomena ini menyebabkan jari-jari atom semakin kecil, energi
ionisasi semakin besar, afinitas elektron makin besar dan makin negatif dan akibatnya
kecenderungan untuk menarik elektron semakin besar.

Elektronegatifitas

Keelektronegatifan skala Pauling

Terlihat dari gambar bahwa untuk unsur gas mulia tidak mempunyai harga
keelektronegatifan karena konfigurasi elektronnya yang stabil. Stabilitas gas mulia
menyebabkan gas mulia sukar untuk menarik dan melepas elektron. Keelektronegatifan
skala pauling memberikan nilai keelektronegatifan untuk gas mulia sebesar nol.

ENERGI IONISASI

Sifat periodik unsur

Energi ionisasi pertama merupakan energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron
terluar (paling mudah lepas) dari satu mol atom dalam wujud gas untuk menghasilkan satu
mol ion gas dengan muatan 1+.
Hal ini lebih mudah dipahami dalam bentuk simbol.
Pada penggambaran di atas, energi ionisasi pertama diartikan sebagai energi yang
dibutuhkan untuk menghasilkan perubahan per mol X.
Yang perlu diperhatikan pada persamaan di atas
Simbol wujud zat – (g) – penting. Pada saat anda membahas energi ionisasi, unsurnya
harus dalam wujud gas.
Energi ionisasi dinyatakan dalam kJ mol-1 (kilojoules per mole). Nilainya bervariasi dari 381
(yang sangat rendah) hingga 2370 (yang sangat tinggi).
Semua unsur memiliki energi ionisasi pertama – bahkan atom yang tidak membentuk ion
positif pada tabung reaksi. Helium (E.I pertama = 2370 kJ mol -1) secara normal tidak
membentuk ion positif karena besarnya energi yang diperlukan untuk melepaskan satu
elektron.
Pola energi ionisasi pertama pada tabel periodik 20 unsur pertama

Energi ionisasi pertama menunjukkanperiodicity. Itu artinya bahwa energi ionisasi
bervarisi dalam suatu pengulangan jika anda bergerak sepanjang tabel periodik. Sebagai
contoh, lihatlah pola dari Li ke Ne, dan kemudian bandingkan dengan pola yang sama dari
Na ke Ar.
Variasi pada energi ionisasi pertama ini dapat dijelaskan melalui struktur dari atom yang
terlibat.
Faktor yang mempengaruhi energi ionisasi
Energi ionisasi merupakan ukuran energi yang diperlukan untuk menarik elektron tertentu
dari tarikan inti. Energi ionisasi yang tinggi menunjukkan tarikan antara elektron dan inti
yang kuat.
Besarnya tarikan dipengaruhi oleh:
Muatan inti

Makin banyak proton dalam inti, makin positif muatan inti, dan makin kuat tarikannya
terhadap elektron.
Jarak elektron dari inti
Jarak dapat mengurangi tarikan inti dengan cepat. Elektron yang dekat dengan inti akan
ditarik lebih kuat daripada yang lebih jauh.
Jumlah elektron yang berada diantara elektron terluar dan inti
Perhatikan atom natrium, dengan struktur elektron 2, 8, 1 (tak ada alasan mengapa anda
tak dapat menggunakan notasi ini jika ini sangat membantu!)
ika elektron terluar mengarah ke inti, tidak akan terlihat oleh inti dengan jelas. Antara
elektron terluar dan inti ada dua lapis elektron pada tingkat pertama dan kedua. Pengaruh
11 proton pada inti natrium berkurang oleh adanya 10 elektron yang lebih dalam. Oleh
karena itu elektron terluar hanya merasakan tarikan bersih kira-kira 1+ dari pusat.
Pengurangan tarikan inti terhadap elektron yang lebih dalam disebut dengan
penyaringan (screening) atau perlindunga (shielding).
Apakah elektron berdiri sendiri dalam suatu orbital atau berpasangan dengan
elektron lain
Dua elektron pada orbital yang sama mengalami sedikit tolakan satu sama lain. Hal ini
mengurangi tarikan inti, sehingga el ektron yang berpasangan dapat dilepaskan dengan
lebih mudah dari yang anda perkirakan.
Menjelaskan pola pada sebagian unsur-unsur pertama
Hidrogen memiliki struktur elektron 1s1. Merupakan atom yang sangat kecil, dan elektron
tunggalnya dekat dengan inti sehingga dapat tertarik dengan kuat. Tidak ada elektron
yang menyaring tarikan dari inti sehingga energi ionisasinya tinggi (1310 kJ mol -1).
Helium memiliki struktur 1s2. Elektron dilepaskan dari orbital yang sama seperti pada
contoh hidrogen. Elektronnya dekat dengan inti dan tidak tersaring. Energi ionisasinya
(2370 kJ mol-1) lebih besar dari hidrogen, karena elektronnya ditarik oleh dua proton pada
inti, bukan satu seperti pada hidrogen.
Litium memiliki struktur 1s22s1. Elektron terluarnya berada pada tingkat energi kedua,
lebih jauh dari inti. Anda mungkin berpendapat akan lebih dekat dengan adanya tambahan
proton pada inti, tetapi elektron tidak mengalami tarikan yang penuh dari inti – tersaring
oleh elektron 1s2.

Anda dapat membayangkan elektron seperti merasakan tarikan bersih +1 dari pusat (3
proton dikurangi oleh dua elektron 1s2 electrons).
Jika anda membandingkan litium dengan hidrogen (bukan dengan helium), elektron
hidrogen juga mengalami tarikan 1+ dari inti, tetapi pada litium jaraknya lebih jauh. Energi
ionisasi pertama litium turun menjadi 519 kJ mol-1 sedangkan hidrogen 1310 kJ mol-1.
Pola pada periode 2 dan 3
Membahas 17 atom pada saat bersamaan akan memakan waktu. Kita dapat melakukannya
dengan lebih terarah dengan menjelaskan kecenderungan utama pada dua periode ini,
dan kemudian menjelaskan pengecualian yang ada.
Secara umum pola pada kedua periode sama – perbedaannya energi ionisasi periode
ketiga lebih rendah daripada periode kedua.

Menjelaskan kecenderungan umum pada periode 2 dan 3
Kecenderungan yang umum adalah energi ionisasi meningkat dalam satu periode dari kiri
ke kanan.
Pada semua unsur periode 2, elektron terluar berada pada orbital tingkat 2 – 2s atau 2p.
Semuanya memiliki jarak yang sama dari inti, dan tersaring oleh elektron 1s 2.
Perbedaan pentingnya adalah terjadi kenaikan jumlah proton pada inti dari litium sampai
neon. Hal itu menyebabkan makin kuatnya tarikan inti terhadap elektron sehingga
menaikkan energi ionisasi. Pada kenyataannya kenaikan muatan inti menyebabkan
elektron terluar lebih dekat ke inti. Kenaikan energi ionisasi itu berada dalam satu periode.
Pada periode 3, kecenderungannya sama. Semua elektron yang dilepaskan berada pada
tingkat ketiga dan tersaring oleh elektron 1s22s22p6. Semuanya memiliki lingkungan yang
sama, tetapi muatan intinya makin meningkat.
Mengapa terjadi penurunan antara golongan 2 dan 3 (Be-B dan Mg-Al)?
Penjelasannya didasarkan pada struktur boron dan aluminium. Elektron terluar kedua atom
ini lebih mudah dilepaskan dibandingkan dengan kecenderungan umum pada atom-atom
periode 2 dan 3 lainnya.
B
E. I. pertama = 900 kJ
1s22s2
e
mol-1
2
2
1s 2s 2
E. I. pertama = 799 kJ
B
px1
mol-1
Anda mungkin mengharapkan energi ionisasi boron lebih besar dari berilium karena
adanya tambahan proton. Pada kenyataannya elektron terluar boron berada pada orbital
2p bukan pada 2s. Orbital 2p memiliki energi yang sedikit lebih tinggi daripada orbital 2s,
dan elektronnya, rat