STRUKTUR ATOM SPU STRUKTUR ATOM SPU
STRUKTUR ATOM
&
SISTEM PERIODIK UNSUR
OLEH:
FEBRIANTO MANIK, S.Pd.
SMA SWASTA CAHAYA MEDAN
2018
INDIKATOR
1.
2.
3.
4.
5.
Menjelaskan penemuan dan perkembangan
struktur atom, mulai dari teori atom Dalton
hingga teori atom modern.
Menentukan susunan atom (jumlah proton,
elektron, dan neutron dalam atom) berdasarkan
nomor atom dan nomor massa.
Mengklasifikasikan atom ke dalam isotop,
isobar, dan isoton berdasarkan nomor atom dan
nomor massa.
Menentukan konfigurasi elektron dan elektron
valensi.
Menentukan bilangan - bilangan kuantum dan
jumlah orbital
Pengertian Atom
Lima abad sebelum
Masehi, filsuf dari
Yunani yang
bernama Democritus
menjelaskan dan
percaya bahwa
semua materi (zat)
tersusun dari partikel
yang sangat kecil
dan tidak dapat
dibagi lagi.
ATOM
Bahasa Yunani
Atomos
A= Tidak dapat
Jadi atom itu
apa yah?
Tomos = Dibagi
PERKEMBANGAN MODEL ATOM
J. Dalton
J.JThomson
Rutherford
Niels Bohr
Mekanika
Kuantum
1803
1897
1911
1913
1926
MODEL ATOM DALTON
Sifat Sama
= 1 atom Besi
Unsur Besi
Paku
Sifat Sama
= 1 atom Emas
Unsur Emas
Emas
Dari gambar apa
yang dapat kamu
simpulkan
Digiling
Menurut
Dalton atom
adalah?
Pada tahun 1808, John Dalton mengemukakan gagasannya
tentang atom sebagai partikel penyusun materi.
Teori atom Dalton adalah sebagai berikut.
1. Materi terdiri atas partikel-partikel terkecil yang tidak dapat
dibagi yang disebut dengan atom dan digambarkan sebagai
bola pejal yang sangat kecil.
2. Atom satu unsur sama dalam segala hal, tetapi berbeda dari
atom unsur lain.
3. Atom dapat bergabung satu sama lain secara kimia
membentuk molekul dengan perbandingan sederhana.
4. Molekul terbentuk dari penggabungan atom beberapa unsur.
5. Atom suatu unsur adalah permanen, tidak dapat diuraikan,
tidak dapat diciptakan, dan tidak dapat dimusnahkan.
Model atom Dalton ternyata
mempunyai kelemahan.
Teori atom Dalton tidak dapat
menerangkan, mengapa larutan dapat
menghantarkan arus listrik. Bola pejal
tidak mungkin dapat meng-hantarkan
arus listrik.
Model atom Dalton
Listrik adalah elektron yang bergerak.
Berarti pada larutan ada partikel lain
yang dapat menghantarkan arus
listrik.
MODEL ATOM THOMSON
J.J Thomson, melakukan percobaan dengan
menggunakan tabung katoda.
Elektrom ditemukan oleh JJ.Thomson pada tahun
1897. Ia melakukan percobaan dengan sinar
katode.
Kesimpulannya bahwa sinar katode yang
dibelokkan oleh muatan listrik ke arah kutub positif
adalah partikel yang bermuatan listrik negatif.
Penentuan
muatan
elektron
Penentuan
massa
elektron
Partikel yang bermuatan listrik negatif tersebut oleh J.J. Thomson
disebut elektron dan diberi lambang:
Keterangan:
e = lambang elektron
–1 = muatan elektron
0 = massa elektron
Pada 1911, Robert Andrew Milikan
seorang ahli fisika Amerika,
melakukan eksperimen
tetes minyak. Dari eksperimen
tersebut dapat ditentukan
muatan listrik elektron yaitu
–1,6 × 10–19 Coulomb dan
massa sebuah elektron yaitu
9,11 × 10–28 gram.
Teori Atom Thomson
Menurut Thomson, atom merupakan bola
pejal yang bermuatan positif dan
didalamnaya tersebar elektron bagaikan
kismis dalam roti kismis.
Pada tahun 1886, Goldstein menemukan bahwa
bila pada katode diberi lubang, maka gas di
belakang katode menjadi berpijar. Hal ini
menunjukkan adanya radiasi yang berasal dari
anode.
Keterangan:
p = lambang
proton
+1 = muatan
proton
1 = massa
proton
Radiasi tersebut disebut sinar
anode atau sinar positif atau
sinar terusan. Partikel sinar
terusan terkecil diperoleh dari
gas hidrogen. Partikel ini
kemudian disebut proton.
Teori Atom Rutherford
Bagaimana oleh :
Laju reaksi dipengaruhi
kedudukan masingmasing partikel
tersebut dalam
atom?
Percobaan
penembakan
partikel alfa pada
lempengan logam
emas
Pada tahun 1910, Ernest Rutherford bersama dua orang
asistennya, yaitu Hans Geiger dan Ernest Marsden,
melakukan percobaan untuk mengetahui tentang
susunan atom.
Partikel alfa yang terpantul itu pastilah telah menabrak
sesuatu yang sangat padat. Pada tahun 1911,
Rutherford dapat menjelaskan penghamburan sinar
alfa dengan mengajukan gagasan tentang inti atom.
Menurutnya, sebagian besar dari massa dan muatan
positif atom terkonsentrasi pada bagian pusat atom
(inti atom).
Model atom Rutherford. Atom mempunyai inti
yang kecil, sangat pejal, dan bermuatan
positif, yang berada di pusat atom. Elektron
beredar mengitari inti pada lintasan yang
relatif sangat jauh sehingga sebagian besar
atom terdiri dari ruang hampa.
Inti atom
bermuatan
positif
Orbital
elektron
Elektron
bermuatan
negatif
Kelemahannya model atom
Rutherford yaitu
ketidakmampuan untuk
menerangkan mengapa
elektron tidak jatuh ke inti
atom akibat gaya tarik
elektrostatis inti terhadap
elektron.
Berdasarkan satu asas
fisika klasik, elektron
sebagai partikel bermuatan
bila mengitari inti yang
muatannya berlawanan,
lintasannya akan berbentuk
spiral sehingga akhirnya
jatuh ke inti.
Pada tahun 1932, James Chadwick, ahli fisika
kebangsaan Inggris melakukan suatu eksperimen.
Caranya, yaitu dengan menembaki atom berilium
dengan sinar alfa (α).
Dari hasil penembakan itu terdeteksi adanya partikel
tidak bermuatan yang mempunyai massa hampir sama
dengan proton. Karena sifatnya netral, partikel tersebut
dinamakan neutron dan tergolong partikel dasar karena
semua atom mengandung partikel tersebut kecuali isotop
hidrogen yang hanya mempunyai proton dan tidak
mempunyai neutron.
Bagan eksperimen Chadwick
Neutron ditulis dengan lambang:
Keterangan:
n = lambang neutron
0 = muatan neutron
1 = massa neutron
Tanda Atom
X = lambang atom(= lambang unsur)
Z = nomor atom = jumlah proton (p) = jumlah elektron (e)
A = nomor massa = jumlah proton + jumlah neutron = p + n
Contoh:
Jumlah proton, elektron,
dan neutron dalam atom Al
tersebut adalah
proton (p) = 13
elektron (e) = 13
neutron (n) = 27 – 13 =
14
1
2.
Nomor atom = 11
Nomor massa = 23
Jumlah proton = 11
Jumlah elektron = 10
Jumlah neutron = 12
Nomor atom = 8
Nomor massa = 16
Jumlah proton = 8
Jumlah elektron = 10
Jumlah neutron = 8
Bagaimana cara menentukan jumlah proton, elektron dan
neutron untuk atom bermuatan???
Proton
= Nomor Atom
Elektron = Nomor atom - Muatan
Neutron = Nomor massa – nomor atom
Isotop merupakan atom unsur yang sama, dimana
jumlah proton dan elektronnya sama, tetapi jumlah
neutronnya berbeda, sehingga nomor massanya
berbeda.
Isobar adalah atom-atom unsur dengan nomor atom
berbeda, tetapi nomor massanya sama.
Contoh:
isobar dengan
Isoton adalah atom-atom unsur dengan nomor atom
berbeda tetapi mempunyai jumlah neutron yang sama.
Contoh:
isoton dengan
:
proton
elektron
neutron
= 6
= 6
= 7
proton
elektron
neutron
=
=
=
7
7
7
Teori Atom Niels Bohr
Percobaan
spektrum atom
hidrogen
Spektrum Atom
Hidrogen
Oleh
Niels Bohr
Warna spektrum garis menunjukkan
panjang gelombang tertentu. Hal ini
menunjukkan adanya tingkat energi
tertentu di dalam suatu atom, sesuai
dengan persamaan
Menurut Bohr, spektrum garis menunjukkan bahwa
elektron dalam atom hanya dapat beredar pada lintasanlintasan dengan tingkat energi tertentu. Lintasan eletron
tersebut berupa lingkaran dengan jari-jari tertentu yang
disebut sebagai kulit atom. Setiap kulit ditandai dengan
suatu bilangan yang disebut bilangan kuantum (n).
Bilangan kuantum (n)
1
Lambang kulit
K
3
4
dan seterusnya
L M
N
dan seterusnya
2
Bohr berhasil merumuskan jari-jari lintasan dan energi
elektron pada atom hidrogen sebagai berikut.
rn = n2 a0
dengan n = 1, 2, 3, . . .
a = 0,53 Å (53 pm)
Energi elektron pada lintasan ke- n adalah:
R
En = H2
n
RH = tetapan (2,179 1018 J)
Model atom hidrogen menurut Niels Bohr
adalah sebagai berikut.
1. Atom terdiri atas inti yang bermuatan positif
dan di sekitarnya beredar elektron-elektron
yang bermuatan negatif.
2. Dalam atom, elektron beredar mengelilingi
inti atom pada lintasan (orbit) tertentu yang
dikenal sebagai keadaan gerakan yang
stasioner (tetap) dengan tingkat energi
yang dinyatakan dengan n (n = bilangan
bulat positif 1,2,3 ...).
3. Sepanjang elektron berada
Perpindahan
elektron
menyerap
energi
Perpindahan
elektron
melepaskan
energi
dalam lintasan stasioner
energi akan konstan,
sehingga tidak ada cahaya
yang dipancarkan maupun
diserap.
4. Elektron hanya dapat
berpindah dari lintasan yang
lebih rendah ke lintasan yang
lebih tinggi jika menyerap
energi. Sebaliknya, jika
elektron berpindah dari
lintasan yang tinggi ke
lintasan rendah terjadi
pembebasan energi.
Kedudukan elektron dalam atom tidak tersebar
sembarangan tetapi menempati kulit atom. Kedudukan
elektron pada kulit-kulit atom tersebut dinamakan
konfigurasi elektron, sedangkan jumlah elektron pada
kulit terluar dinamakan elektron valensi.
Sifat kimia suatu unsur ditentukan oleh jumlah
elektron atau susunan elektron dalam suatu atom.
Penyebaran elektron atau jumlah elektron
maksimal pada semua kulit suatu atom secara
matematis dirumuskan sebagai berikut.
n = nomor kulit elektron
Pengisian atau penyebaran elektron pada kulit atom dinamakan
konfigurasi elektron. Pengisian elektron pada kulit atom
mempunyai aturan-aturan tertentu, yaitu sebagai berikut.
1. Jumlah maksimal elektron pada suatu kulit memenuhi 2n2.
2. Jumlah maksimal pada kulit terluar adalah 8. Hal ini
disebabkan pada sistem periodik hanya ada 8 golongan.
3. Pada keadaan normal, pengisian elektron dimulai dari kulit
bagian dalam (kulit K). Untuk atom unsur dengan nomor
atom 1 sampai dengan 18, kulit bagian luar diisi setelah kulit
bagian dalam terisi penuh.
Contoh:
a. Atom C, jumlah elektronnya = 6
Konfigurasi elektron:
K L
2 4
b. Atom Na, jumlah elektronnya = 11
Konfigurasi elektron:
K L M
2 8 1
Elektron valensi menunjukkan jumlah elektron pada kulit
terluar, dan jumlah maksimal elektron valensi tersebut
adalah 8. Elektron kulit terluar atom (elektron valensi)
memegang peranan penting pada reaksi-reaksi kimia
dan menentukan sifat-sifat kimia unsur.
Kelemahan model atom Bohr
adalah hanya dapat menerangkan
spektrum dari atom hidrogen
secara
akurat
tetapi
gagal
menjelaskan spektrum atom yang
lebih kompleks.
Planck dan Einstein menyatakan
bahwa radiasi energi selain
bersifat gelombang juga bersifat
partikel.
Louis de Broglie mengemukakan
teorinya bahwa materi yang
bergerak selalu disertai
gelombang. Jadi, partikel selain
bersifat materi juga dapat bersifat
gelombang.
Bentuk gelombang yang
merupakan radiasi dari energi
Werner Heisenberg (1927) membuktikan bahwa kedudukan
partikel seperti elektron tidak dapat ditentukan dengan pasti
pada saat yang sama. Konsep Heisenberg itu dikenal sebagai
konsep ketidakpastian Heisenberg.
Elektron tidak mungkin mempunyai orbit (kulit) yang pasti dalam
mengelilingi inti, yang mungkin dapat ditentukan adalah
kebolehjadian menemukan elektron di daerah tertentu dalam
atom. Daerah atau ruang tempat elektron dapat ditemukan
disebut orbital. Orbital merupakan tingkat energi tertentu dalam
atom. Besar, bentuk, dan kedudukan dalam ruang suatu orbital
ditentukan berdasarkan teori mekanika gelombang atau
mekanika kuantum.
Model Atom Mekanika Kuantum
Pada tahun 1926, Shrödinger
mengajukkan suatu persamaan,
kini
disebut
persamaan
gelombang Shrödinger, untuk
mendeskripsikan
keberadaan
elektron dalam atom.
Dalam teori atom mekanika kuantum, posisi elektron
tidak dipastikan. Hal yang dapat dikatakan tentang
posisi elektron adalah peluang menemukan elektron
pada setiap titik dalam ruang di sekitar inti.
Istilah lain untuk menyatakan peluang menemukan
elektron adalah densitas elektronn (orbital).
Bilangan Kuantum
Untuk menentukan kedudukan atau posisi elektron
dalam atom secara teoretis dilakukan dengan
menggunakan bilangan kuantum.
Ada empat bilangan kuantum, yaitu bilangan kuantum
utama (n), bilangan kuantum azimut (l), bilangan
kuantum magnetik (m), dan bilangan kuantum spin (s).
Bilangan kuantum utama, azimut, dan magnetik
menyatakan posisi suatu elektron dalam atom,
sedangkan bilangan kuantum spin menyatakan arah
putaran elektron.
Elektron berada pada tingkat energi tertentu. Bilangan
kuantum utama (n) menyatakan di tingkat energi utama
(kulit) mana elektron berada. Nilai n dari bilangan kuantum
utama adalah satu sampai dengan tujuh.
Jumlah Elektron Maksimal pada Tingkat Energi Utama (Kulit)
Bilangan kuantum azimut menyatakan di subkulit
mana elektron berada. Orbital dinyatakan dalam
lambang s untuk l = 0, p untuk l = 1, d untuk l = 2, dan
f untuk l = 3. Banyaknya orbital pada tiap tingkat
energi utama (kulit) sesuai dengan harga n. Harga l
dimulai dari 0 sampai dengan n–1.
Bilangan kuantum magnetik menyatakan di orbital mana
elektron berada. Nilai bilangan kuantum magnetik (m)
tergantung pada harga bilangan kuantum azimut (l), yaitu dari
– l sampai dengan + l . Orbital biasanya digambarkan dalam
bentuk segi empat.
1. Orbital s (l = 0) mempunyai harga
m = 0. Artinya,
orbital s hanya ada satu.
2. Orbital p (l = 1) mempunyai harga
m = –1, 0, +1.
Artinya, orbital p ada tiga. Ketiga orbital itu mempunyai
tingkat energi yang sama.
3. Orbital d (l = 2) mempunyai harga
m = –2, –1, 0, +1,
+2. Artinya, orbital d ada lima yang tingkat energinya
sama.
4. Orbital f (l = 3) mempunyai harga
m = –3, –2, –1, 0,
+1, +2, +3. Artinya orbital f ada tujuh, yang memiliki
tingkat energi yang sama.
Bilangan Kuantum Magnetik (m) pada Orbital (l)
Bilangan kuantum spin menyatakan ke arah mana
elektron berputar.
Jika arah putaran berlawanan maka elektron akan
berlaku sebagai kutub magnet yang berlawanan, jadi
akan tarik-menarik.
Jika arah putaran searah maka elektron akan tolakmenolak, sehingga satu orbital maksimal hanya berisi
dua elektron.
Masing-masing elektron mempunyai harga s = (searah
jarum jam) dan s = (berlawanan arah jarum jam).
Elektron di dalam orbital digambarkan dengan anak
panah, yang dikenal dengan diagram orbital.
Harga s =
digambarkan dengan anak panah ke atas:
Harga s =
digambarkan dengan anak panah ke bawah:
Jika orbital terisi penuh elektron maka digambarkan
dengan anak panah ke atas dan ke bawah: .
Satu orbital maksimal berisi dua elektron maka:
–
orbital s maksimal berisi 2 elektron:
–
orbital p maksimal berisi 6 elektron:
–
orbital d maksimal berisi 10 elektron:
–
orbital f maksimal berisi 14 elektron:
Bentuk-bentuk orbital s
Orbital 1s
Orbital 2s
Bentuk-bentuk orbital p
Bentuk-bentuk orbital p
Asas aufbau
menyatakan bahwa
pengisian elektron pada
orbital dimulai dari
tingkat energi terendah
ke tingkat energi yang
lebih tinggi.
Orbital s mempunyai
tingkat energi terendah
dan berturut-turut makin
tinggi untuk orbital p, d,
dan f.
Asas larangan Pauli menyatakan bahwa tidak mungkin dalam
satu atom ada dua elektron yang harga keempat bilangan
kuantumnya sama.
Contoh:
Li (n.a Na = 3): Elektron pertama dan kedua dari atom litium
mempunyai harga keempat bilangan kuantum
yang sama dengan elektron pertama dan
elektron kedua helium. Bilangan kuantum
elektron ketiga litium adalah sebagai berikut.
n = 2
m = 0
l = 0
s =
Pada orbital yang memeiliki tingkat energi
yang sama elektron – elektron akan
tersebar kesemua orbital dengan arah spin
yang sejajar (spin sama), selanjutnya orbital
diisi dengan elektron berikutnya dengan
arah spin yang berlawanan
Contoh:
C (n.a C = 6):
N (n.a N = 7):
Tulislah konfigurasi elektron unsur-unsur berikut.
A. 7N
B. 11Na
C. 19K
D. 21Sc
E. 35Br
F. 53I
G. 60Nd
H. 74W
I. 99Es
Menyingkat Penulisan Konfigurasi
Elektron dengan Menggunakan
Konfigurasi Elektron Gas Mulia
Coba kerjakan!!
: 1s2 2s2 2p4
8O : [He] 2s2 2p4
8O
2 2s2 2p6 3s2 3p5
Cl
:
1s
17
17Cl :
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
V
:
1s
23
23V :
Orbital Penuh dan Setengah Penuh
KONFIGURASI ELEKTRON DARI ION
Pada tabel periodik ini lajur-lajur horizontal yang disebut periode
disusun berdasarkan kenaikan nomor atom, sedangkan lajur
vertikal yang disebut golongan disusun berdasarkan kemiripan
sifat.
Unsur-unsur blok s dan blok p masuk dalam golongan utama
(golongan A), sedangkan unsur-unsur blok d dan blok f masuk
dalam golongan transisi (golongan B).
Golongan ditentukan oleh jumlah elektron valensi atomnya,
sedangkan periode ditentukan oleh jumlah tingkat energi utama
(kulit) atom yang sudah terisi elektron.
Elektron valensi adalah elektron yang terletak pada tingkat energi
utama (kulit) terluar suatu atom.
Sistem Periodik dan Konfigurasi
Elektron
Golongan
Utama
lA
llA
lllA
lVA
VA
VlA
VllA
VllA
Elektron
Valensi
ns1
ns2
ns2
ns2
ns2
ns2
ns2
ns2
np1
np1
np3
np4
np5
np6
Golongan
Tambahan
lllB
lVB
VB
VlB
VllB
VlllB
lB
llB
Elektron
Valensi
(n 1) d1ns2
(n 1) d2ns2
(n 1) d3ns2
(n 1) d5ns1
(n 1) d5ns2
(n 1) d6, 7,8 ns2
(n 1) d10ns1
(n 1) d10 ns2
Oleh karena elektron valensi khas bagi setiap unsur,
maka kita dapat menentukan letak unsur dalam sistem
periodik berdasarkan elektron valensinya, atau
sebaliknya.
Blok pada tabel periodik bentuk panjang
Unsur-unsur yang tersusun dari atom dengan konfigurasi
elektron terakhirnya berada pada orbital s, termasuk
unsur-unsur blok s.
Contoh:
Na (n.a = 11):
Unsur Na terletak pada
golongan IA, periode 3, blok
s
Unsur-unsur yang tersusun dari atom dengan
konfigurasi elektron terakhirnya berada pada
orbital s dan orbital p termasuk unsur-unsur
blok p.
Contoh:
Al (n.a = 13):
Unsur Al terletak pada
golongan IIIA, periode 3, blok p
Untuk unsur blok d, elektron valensi adalah elektron
pada tingkat energi utama (kulit) terluar dan elektron
pada orbital d dari tingkat energi utama (kulit) kedua
terluar.
Contoh:
Sc (n.a = 21):
Unsur Sc terletak pada
golongan IIIB, periode 4, blok d
Atom unsur blok f mempunyai elektron valensi orbital s
pada tingkat energi utama (kulit) terluar dan elektron pada
orbital f dari tingkat energi utama (kulit) ketiga terluar. Blok
f terdiri dari dua golongan, yaitu golongan lantanida dan
golongan aktinida.
Contoh:
Unsur Nd, Ho, dan Yb terletak
pada golongan lantanida,
periode 6, blok d
Unsur Am, Fm, dan No terletak
pada golongan aktinida,
periode 7, blok f
Elektron Valensi Atom
Unsur Blok s
Elektron Valensi Atom
Unsur Blok d
Elektron Valensi Atom
Unsur Blok p
Elektron Valensi Atom
Unsur Blok f
Pada awalnya unsur-unsur digolongkan ke dalam unsur logam
dan nonlogam.
Sifat yang dimiliki logam, yaitu dapat menghantarkan listrik
dan panas, merupakan benda padat kecuali air raksa, dan
rupanya mengilap. Contoh unsur logam, yaitu besi, tembaga,
perak, dan emas.
Sifat nonlogam adalah sukar menghantarkan listrik dan panas,
serta tidak mengilap. Contoh unsur nonlogam, yaitu belerang,
oksigen, klorin, karbon, dan nitrogen.
Johann Wolfgang Döbereiner pada tahun 1829
menggolongkan unsur-unsur yang mempunyai sifat
sama. Masing-masing kelompok terdiri atas tiga unsur
yang disebut triad.
Dalam satu triad massa
atom relatif unsur yang
terletak di tengah
merupakan harga ratarata massa atom relatif
unsur yang pertama dan
yang ketiga. Penemuan
Döbereiner disebut
Hukum Triad.
John Alexander Reina Newlands (1838–1898) seorang ahli
kimia bangsa Inggris pada tahun 1864 menyusun unsur-unsur
berdasarkan kenaikan massa atom relatif.
Ia mendapatkan bahwa unsur kedelapan mempunyai sifat kimia
yang mirip dengan unsur pertama, unsur kesembilan
mempunyai sifat yang mirip dengan unsur kedua, dan
seterusnya.
Sifat-sifat unsur yang ditemukan secara berkala atau periodik
setelah delapan unsur berikutnya disebut sebagai Hukum Oktaf
Newlands.
Kelemahan hukum oktaf adalah pengulangan setiap delapan
unsur itu hanya cocok untuk unsur-unsur yang massa atomnya
kecil dan pengelompokan terlalu dipaksakan.
Sebagai contoh pada tahun tersebut unsur H, F, dan Cl
mempunyai sifat yang mirip, begitu pula dengan O, S, dan Fe
berada dalam lajur vertikal sehingga dapat dikatakan
mempunyai sifat yang mirip, padahal O dan Fe mempunyai sifat
yang berbeda.
Menurut Mendeleyev, sifat-sifat unsur merupakan fungsi
periodik dari massa atom relatifnya. Unsur-unsur yang
sifatnya serupa ditempatkan pada satu lajur tegak yang
disebut golongan.
Pengelompokan ini lebih mengutamakan kesamaan sifat
unsur-unsur daripada kenaikan massa atom relatifnya,
sehingga tersisa tempat-tempat yang kosong dalam
tabel periodik yang terbentuk.
Tempat-tempat kosong tersebut menurut Mendeleyev
kelak akan diisi dengan unsur-unsur yang akan
ditemukan. Unsur-unsur yang belum dikenal dapat
diramalkan sifat-sifatnya.
Tabel periodik Mendeleyev disebut tabel periodik bentuk
pendek. Salah satu kelemahan tabel periodik Mendeleyev
adalah adanya unsur dengan massa atom relatif lebih
besar terletak di depan unsur dengan massa atom relatif
lebih kecil, karena susunannya didasarkan pada kenaikan
massa atom relatif.
Tabel periodik modern yang sekarang digunakan adalah
tabel periodik bentuk panjang.
Tahun 1941, Henry Moseley (1887–1915) melakukan
eksperimen dan menyimpulkan bahwa sifat dasar atom
adalah nomor atom dan bukan massa atom relatif.
Dengan penemuan itu, hukum periodik Mendeleyev
diperbarui menjadi Hukum Periodik Modern yaitu: sifatsifat unsur merupakan fungsi periodik dari nomor
atomnya.
a. Jari-Jari Atom
Atom terdiri dari inti atom dan elektron.
Gaya tarik muatan positif inti atom
terhadap elektron menarik elektron ke
arah inti atom, sedangkan gaya tolak
antara muatan negatif elektron
mendorong elektron menjauh dari atom.
Gabungan gaya tarik inti atom terhadap
elektron dengan gaya tolak antar
elektron menentukan ukuran dan jarijari sebuah atom. Jari-jari atom adalah
jarak inti atom ke elektron di kulit terluar
dari suatu atom bebas.
1. Untuk unsur
golongan utama,
dari kiri ke kanan
dalam satu periode
jari-jari atom
cenderung makin
kecil.
2. Untuk unsur
golongan utama,
dari atas ke bawah
dalam satu
golongan jari-jari
atom cenderung
makin besar.
Dalam satu periode dari kiri ke kanan jari-jari atom
cenderung menurun karena meningkatnya kekuatan inti
atom menarik elektron, khususnya elektron paling luar.
Dalam satu golongan dari atas ke bawah, nomor atom
semakin bertambah.
Muatan inti atom dan kulit atom
juga bertambah. Walaupun
dengan bertambahnya muatan
inti atom mengurangi ukuran kulit,
tetapi efek penambahan kulit atom
lebih dominan. Penambahan nomor
kulit atom menyebabkan jarak antara
inti atom dengan elektron terluar
semakin jauh.
b. Energi Ionisasi (Potensial Ionisasi)
Energi ionisasi adalah energi minimal yang
diperlukan untuk melepaskan satu elektron dari
atom atau ion dalam bentuk gas sampai pada jarak
dimana tidak ada lagi intereaksi di antara ion dan
elektron. Energi ionisasi disebut juga potensial
ionisasi.
1. Untuk unsur golongan utama, dari kiri ke kanan
dalam satu periode, energi ionisasi cenderung
makin besar.
2. Untuk unsur golongan utama, dari atas ke bawah
dalam satu golongan, energi ionisasi cenderung
makin kecil.
c. Afinitas Elektron
Afinitas elektron adalah perubahan energi yang terjadi bila
reaksi atom atau ion dengan elektron membentuk ion
negatif dalam keadaan gas.
Besarnya afinitas elektron merupakan ukuran bagaimana
kuatnya inti atom menarik elektron.
1. Untuk unsur golongan utama, dari kiri ke kanan dalam
satu periode sampai golongan VII, afinitas elektron
cenderung makin besar.
2. Untuk unsur golongan utama, dari atas ke bawah dalam
satu golongan, afinitas elektron cenderung makin kecil.
d. Keelektronegatifan
Keelektronegatifan ialah kemampuan atom
suatu unsur untuk menarik elektron dalam
molekul suatu senyawa.
1. Untuk unsur golongan utama, dari kiri ke
kanan dalam satu periode sampai golongan
VII A, keelektronegatifan cenderung makin
besar.
2. Untuk unsur golongan utama, dari atas ke
bawah dalam satu golongan,
keelektronegatifan cenderung makin kecil.
&
SISTEM PERIODIK UNSUR
OLEH:
FEBRIANTO MANIK, S.Pd.
SMA SWASTA CAHAYA MEDAN
2018
INDIKATOR
1.
2.
3.
4.
5.
Menjelaskan penemuan dan perkembangan
struktur atom, mulai dari teori atom Dalton
hingga teori atom modern.
Menentukan susunan atom (jumlah proton,
elektron, dan neutron dalam atom) berdasarkan
nomor atom dan nomor massa.
Mengklasifikasikan atom ke dalam isotop,
isobar, dan isoton berdasarkan nomor atom dan
nomor massa.
Menentukan konfigurasi elektron dan elektron
valensi.
Menentukan bilangan - bilangan kuantum dan
jumlah orbital
Pengertian Atom
Lima abad sebelum
Masehi, filsuf dari
Yunani yang
bernama Democritus
menjelaskan dan
percaya bahwa
semua materi (zat)
tersusun dari partikel
yang sangat kecil
dan tidak dapat
dibagi lagi.
ATOM
Bahasa Yunani
Atomos
A= Tidak dapat
Jadi atom itu
apa yah?
Tomos = Dibagi
PERKEMBANGAN MODEL ATOM
J. Dalton
J.JThomson
Rutherford
Niels Bohr
Mekanika
Kuantum
1803
1897
1911
1913
1926
MODEL ATOM DALTON
Sifat Sama
= 1 atom Besi
Unsur Besi
Paku
Sifat Sama
= 1 atom Emas
Unsur Emas
Emas
Dari gambar apa
yang dapat kamu
simpulkan
Digiling
Menurut
Dalton atom
adalah?
Pada tahun 1808, John Dalton mengemukakan gagasannya
tentang atom sebagai partikel penyusun materi.
Teori atom Dalton adalah sebagai berikut.
1. Materi terdiri atas partikel-partikel terkecil yang tidak dapat
dibagi yang disebut dengan atom dan digambarkan sebagai
bola pejal yang sangat kecil.
2. Atom satu unsur sama dalam segala hal, tetapi berbeda dari
atom unsur lain.
3. Atom dapat bergabung satu sama lain secara kimia
membentuk molekul dengan perbandingan sederhana.
4. Molekul terbentuk dari penggabungan atom beberapa unsur.
5. Atom suatu unsur adalah permanen, tidak dapat diuraikan,
tidak dapat diciptakan, dan tidak dapat dimusnahkan.
Model atom Dalton ternyata
mempunyai kelemahan.
Teori atom Dalton tidak dapat
menerangkan, mengapa larutan dapat
menghantarkan arus listrik. Bola pejal
tidak mungkin dapat meng-hantarkan
arus listrik.
Model atom Dalton
Listrik adalah elektron yang bergerak.
Berarti pada larutan ada partikel lain
yang dapat menghantarkan arus
listrik.
MODEL ATOM THOMSON
J.J Thomson, melakukan percobaan dengan
menggunakan tabung katoda.
Elektrom ditemukan oleh JJ.Thomson pada tahun
1897. Ia melakukan percobaan dengan sinar
katode.
Kesimpulannya bahwa sinar katode yang
dibelokkan oleh muatan listrik ke arah kutub positif
adalah partikel yang bermuatan listrik negatif.
Penentuan
muatan
elektron
Penentuan
massa
elektron
Partikel yang bermuatan listrik negatif tersebut oleh J.J. Thomson
disebut elektron dan diberi lambang:
Keterangan:
e = lambang elektron
–1 = muatan elektron
0 = massa elektron
Pada 1911, Robert Andrew Milikan
seorang ahli fisika Amerika,
melakukan eksperimen
tetes minyak. Dari eksperimen
tersebut dapat ditentukan
muatan listrik elektron yaitu
–1,6 × 10–19 Coulomb dan
massa sebuah elektron yaitu
9,11 × 10–28 gram.
Teori Atom Thomson
Menurut Thomson, atom merupakan bola
pejal yang bermuatan positif dan
didalamnaya tersebar elektron bagaikan
kismis dalam roti kismis.
Pada tahun 1886, Goldstein menemukan bahwa
bila pada katode diberi lubang, maka gas di
belakang katode menjadi berpijar. Hal ini
menunjukkan adanya radiasi yang berasal dari
anode.
Keterangan:
p = lambang
proton
+1 = muatan
proton
1 = massa
proton
Radiasi tersebut disebut sinar
anode atau sinar positif atau
sinar terusan. Partikel sinar
terusan terkecil diperoleh dari
gas hidrogen. Partikel ini
kemudian disebut proton.
Teori Atom Rutherford
Bagaimana oleh :
Laju reaksi dipengaruhi
kedudukan masingmasing partikel
tersebut dalam
atom?
Percobaan
penembakan
partikel alfa pada
lempengan logam
emas
Pada tahun 1910, Ernest Rutherford bersama dua orang
asistennya, yaitu Hans Geiger dan Ernest Marsden,
melakukan percobaan untuk mengetahui tentang
susunan atom.
Partikel alfa yang terpantul itu pastilah telah menabrak
sesuatu yang sangat padat. Pada tahun 1911,
Rutherford dapat menjelaskan penghamburan sinar
alfa dengan mengajukan gagasan tentang inti atom.
Menurutnya, sebagian besar dari massa dan muatan
positif atom terkonsentrasi pada bagian pusat atom
(inti atom).
Model atom Rutherford. Atom mempunyai inti
yang kecil, sangat pejal, dan bermuatan
positif, yang berada di pusat atom. Elektron
beredar mengitari inti pada lintasan yang
relatif sangat jauh sehingga sebagian besar
atom terdiri dari ruang hampa.
Inti atom
bermuatan
positif
Orbital
elektron
Elektron
bermuatan
negatif
Kelemahannya model atom
Rutherford yaitu
ketidakmampuan untuk
menerangkan mengapa
elektron tidak jatuh ke inti
atom akibat gaya tarik
elektrostatis inti terhadap
elektron.
Berdasarkan satu asas
fisika klasik, elektron
sebagai partikel bermuatan
bila mengitari inti yang
muatannya berlawanan,
lintasannya akan berbentuk
spiral sehingga akhirnya
jatuh ke inti.
Pada tahun 1932, James Chadwick, ahli fisika
kebangsaan Inggris melakukan suatu eksperimen.
Caranya, yaitu dengan menembaki atom berilium
dengan sinar alfa (α).
Dari hasil penembakan itu terdeteksi adanya partikel
tidak bermuatan yang mempunyai massa hampir sama
dengan proton. Karena sifatnya netral, partikel tersebut
dinamakan neutron dan tergolong partikel dasar karena
semua atom mengandung partikel tersebut kecuali isotop
hidrogen yang hanya mempunyai proton dan tidak
mempunyai neutron.
Bagan eksperimen Chadwick
Neutron ditulis dengan lambang:
Keterangan:
n = lambang neutron
0 = muatan neutron
1 = massa neutron
Tanda Atom
X = lambang atom(= lambang unsur)
Z = nomor atom = jumlah proton (p) = jumlah elektron (e)
A = nomor massa = jumlah proton + jumlah neutron = p + n
Contoh:
Jumlah proton, elektron,
dan neutron dalam atom Al
tersebut adalah
proton (p) = 13
elektron (e) = 13
neutron (n) = 27 – 13 =
14
1
2.
Nomor atom = 11
Nomor massa = 23
Jumlah proton = 11
Jumlah elektron = 10
Jumlah neutron = 12
Nomor atom = 8
Nomor massa = 16
Jumlah proton = 8
Jumlah elektron = 10
Jumlah neutron = 8
Bagaimana cara menentukan jumlah proton, elektron dan
neutron untuk atom bermuatan???
Proton
= Nomor Atom
Elektron = Nomor atom - Muatan
Neutron = Nomor massa – nomor atom
Isotop merupakan atom unsur yang sama, dimana
jumlah proton dan elektronnya sama, tetapi jumlah
neutronnya berbeda, sehingga nomor massanya
berbeda.
Isobar adalah atom-atom unsur dengan nomor atom
berbeda, tetapi nomor massanya sama.
Contoh:
isobar dengan
Isoton adalah atom-atom unsur dengan nomor atom
berbeda tetapi mempunyai jumlah neutron yang sama.
Contoh:
isoton dengan
:
proton
elektron
neutron
= 6
= 6
= 7
proton
elektron
neutron
=
=
=
7
7
7
Teori Atom Niels Bohr
Percobaan
spektrum atom
hidrogen
Spektrum Atom
Hidrogen
Oleh
Niels Bohr
Warna spektrum garis menunjukkan
panjang gelombang tertentu. Hal ini
menunjukkan adanya tingkat energi
tertentu di dalam suatu atom, sesuai
dengan persamaan
Menurut Bohr, spektrum garis menunjukkan bahwa
elektron dalam atom hanya dapat beredar pada lintasanlintasan dengan tingkat energi tertentu. Lintasan eletron
tersebut berupa lingkaran dengan jari-jari tertentu yang
disebut sebagai kulit atom. Setiap kulit ditandai dengan
suatu bilangan yang disebut bilangan kuantum (n).
Bilangan kuantum (n)
1
Lambang kulit
K
3
4
dan seterusnya
L M
N
dan seterusnya
2
Bohr berhasil merumuskan jari-jari lintasan dan energi
elektron pada atom hidrogen sebagai berikut.
rn = n2 a0
dengan n = 1, 2, 3, . . .
a = 0,53 Å (53 pm)
Energi elektron pada lintasan ke- n adalah:
R
En = H2
n
RH = tetapan (2,179 1018 J)
Model atom hidrogen menurut Niels Bohr
adalah sebagai berikut.
1. Atom terdiri atas inti yang bermuatan positif
dan di sekitarnya beredar elektron-elektron
yang bermuatan negatif.
2. Dalam atom, elektron beredar mengelilingi
inti atom pada lintasan (orbit) tertentu yang
dikenal sebagai keadaan gerakan yang
stasioner (tetap) dengan tingkat energi
yang dinyatakan dengan n (n = bilangan
bulat positif 1,2,3 ...).
3. Sepanjang elektron berada
Perpindahan
elektron
menyerap
energi
Perpindahan
elektron
melepaskan
energi
dalam lintasan stasioner
energi akan konstan,
sehingga tidak ada cahaya
yang dipancarkan maupun
diserap.
4. Elektron hanya dapat
berpindah dari lintasan yang
lebih rendah ke lintasan yang
lebih tinggi jika menyerap
energi. Sebaliknya, jika
elektron berpindah dari
lintasan yang tinggi ke
lintasan rendah terjadi
pembebasan energi.
Kedudukan elektron dalam atom tidak tersebar
sembarangan tetapi menempati kulit atom. Kedudukan
elektron pada kulit-kulit atom tersebut dinamakan
konfigurasi elektron, sedangkan jumlah elektron pada
kulit terluar dinamakan elektron valensi.
Sifat kimia suatu unsur ditentukan oleh jumlah
elektron atau susunan elektron dalam suatu atom.
Penyebaran elektron atau jumlah elektron
maksimal pada semua kulit suatu atom secara
matematis dirumuskan sebagai berikut.
n = nomor kulit elektron
Pengisian atau penyebaran elektron pada kulit atom dinamakan
konfigurasi elektron. Pengisian elektron pada kulit atom
mempunyai aturan-aturan tertentu, yaitu sebagai berikut.
1. Jumlah maksimal elektron pada suatu kulit memenuhi 2n2.
2. Jumlah maksimal pada kulit terluar adalah 8. Hal ini
disebabkan pada sistem periodik hanya ada 8 golongan.
3. Pada keadaan normal, pengisian elektron dimulai dari kulit
bagian dalam (kulit K). Untuk atom unsur dengan nomor
atom 1 sampai dengan 18, kulit bagian luar diisi setelah kulit
bagian dalam terisi penuh.
Contoh:
a. Atom C, jumlah elektronnya = 6
Konfigurasi elektron:
K L
2 4
b. Atom Na, jumlah elektronnya = 11
Konfigurasi elektron:
K L M
2 8 1
Elektron valensi menunjukkan jumlah elektron pada kulit
terluar, dan jumlah maksimal elektron valensi tersebut
adalah 8. Elektron kulit terluar atom (elektron valensi)
memegang peranan penting pada reaksi-reaksi kimia
dan menentukan sifat-sifat kimia unsur.
Kelemahan model atom Bohr
adalah hanya dapat menerangkan
spektrum dari atom hidrogen
secara
akurat
tetapi
gagal
menjelaskan spektrum atom yang
lebih kompleks.
Planck dan Einstein menyatakan
bahwa radiasi energi selain
bersifat gelombang juga bersifat
partikel.
Louis de Broglie mengemukakan
teorinya bahwa materi yang
bergerak selalu disertai
gelombang. Jadi, partikel selain
bersifat materi juga dapat bersifat
gelombang.
Bentuk gelombang yang
merupakan radiasi dari energi
Werner Heisenberg (1927) membuktikan bahwa kedudukan
partikel seperti elektron tidak dapat ditentukan dengan pasti
pada saat yang sama. Konsep Heisenberg itu dikenal sebagai
konsep ketidakpastian Heisenberg.
Elektron tidak mungkin mempunyai orbit (kulit) yang pasti dalam
mengelilingi inti, yang mungkin dapat ditentukan adalah
kebolehjadian menemukan elektron di daerah tertentu dalam
atom. Daerah atau ruang tempat elektron dapat ditemukan
disebut orbital. Orbital merupakan tingkat energi tertentu dalam
atom. Besar, bentuk, dan kedudukan dalam ruang suatu orbital
ditentukan berdasarkan teori mekanika gelombang atau
mekanika kuantum.
Model Atom Mekanika Kuantum
Pada tahun 1926, Shrödinger
mengajukkan suatu persamaan,
kini
disebut
persamaan
gelombang Shrödinger, untuk
mendeskripsikan
keberadaan
elektron dalam atom.
Dalam teori atom mekanika kuantum, posisi elektron
tidak dipastikan. Hal yang dapat dikatakan tentang
posisi elektron adalah peluang menemukan elektron
pada setiap titik dalam ruang di sekitar inti.
Istilah lain untuk menyatakan peluang menemukan
elektron adalah densitas elektronn (orbital).
Bilangan Kuantum
Untuk menentukan kedudukan atau posisi elektron
dalam atom secara teoretis dilakukan dengan
menggunakan bilangan kuantum.
Ada empat bilangan kuantum, yaitu bilangan kuantum
utama (n), bilangan kuantum azimut (l), bilangan
kuantum magnetik (m), dan bilangan kuantum spin (s).
Bilangan kuantum utama, azimut, dan magnetik
menyatakan posisi suatu elektron dalam atom,
sedangkan bilangan kuantum spin menyatakan arah
putaran elektron.
Elektron berada pada tingkat energi tertentu. Bilangan
kuantum utama (n) menyatakan di tingkat energi utama
(kulit) mana elektron berada. Nilai n dari bilangan kuantum
utama adalah satu sampai dengan tujuh.
Jumlah Elektron Maksimal pada Tingkat Energi Utama (Kulit)
Bilangan kuantum azimut menyatakan di subkulit
mana elektron berada. Orbital dinyatakan dalam
lambang s untuk l = 0, p untuk l = 1, d untuk l = 2, dan
f untuk l = 3. Banyaknya orbital pada tiap tingkat
energi utama (kulit) sesuai dengan harga n. Harga l
dimulai dari 0 sampai dengan n–1.
Bilangan kuantum magnetik menyatakan di orbital mana
elektron berada. Nilai bilangan kuantum magnetik (m)
tergantung pada harga bilangan kuantum azimut (l), yaitu dari
– l sampai dengan + l . Orbital biasanya digambarkan dalam
bentuk segi empat.
1. Orbital s (l = 0) mempunyai harga
m = 0. Artinya,
orbital s hanya ada satu.
2. Orbital p (l = 1) mempunyai harga
m = –1, 0, +1.
Artinya, orbital p ada tiga. Ketiga orbital itu mempunyai
tingkat energi yang sama.
3. Orbital d (l = 2) mempunyai harga
m = –2, –1, 0, +1,
+2. Artinya, orbital d ada lima yang tingkat energinya
sama.
4. Orbital f (l = 3) mempunyai harga
m = –3, –2, –1, 0,
+1, +2, +3. Artinya orbital f ada tujuh, yang memiliki
tingkat energi yang sama.
Bilangan Kuantum Magnetik (m) pada Orbital (l)
Bilangan kuantum spin menyatakan ke arah mana
elektron berputar.
Jika arah putaran berlawanan maka elektron akan
berlaku sebagai kutub magnet yang berlawanan, jadi
akan tarik-menarik.
Jika arah putaran searah maka elektron akan tolakmenolak, sehingga satu orbital maksimal hanya berisi
dua elektron.
Masing-masing elektron mempunyai harga s = (searah
jarum jam) dan s = (berlawanan arah jarum jam).
Elektron di dalam orbital digambarkan dengan anak
panah, yang dikenal dengan diagram orbital.
Harga s =
digambarkan dengan anak panah ke atas:
Harga s =
digambarkan dengan anak panah ke bawah:
Jika orbital terisi penuh elektron maka digambarkan
dengan anak panah ke atas dan ke bawah: .
Satu orbital maksimal berisi dua elektron maka:
–
orbital s maksimal berisi 2 elektron:
–
orbital p maksimal berisi 6 elektron:
–
orbital d maksimal berisi 10 elektron:
–
orbital f maksimal berisi 14 elektron:
Bentuk-bentuk orbital s
Orbital 1s
Orbital 2s
Bentuk-bentuk orbital p
Bentuk-bentuk orbital p
Asas aufbau
menyatakan bahwa
pengisian elektron pada
orbital dimulai dari
tingkat energi terendah
ke tingkat energi yang
lebih tinggi.
Orbital s mempunyai
tingkat energi terendah
dan berturut-turut makin
tinggi untuk orbital p, d,
dan f.
Asas larangan Pauli menyatakan bahwa tidak mungkin dalam
satu atom ada dua elektron yang harga keempat bilangan
kuantumnya sama.
Contoh:
Li (n.a Na = 3): Elektron pertama dan kedua dari atom litium
mempunyai harga keempat bilangan kuantum
yang sama dengan elektron pertama dan
elektron kedua helium. Bilangan kuantum
elektron ketiga litium adalah sebagai berikut.
n = 2
m = 0
l = 0
s =
Pada orbital yang memeiliki tingkat energi
yang sama elektron – elektron akan
tersebar kesemua orbital dengan arah spin
yang sejajar (spin sama), selanjutnya orbital
diisi dengan elektron berikutnya dengan
arah spin yang berlawanan
Contoh:
C (n.a C = 6):
N (n.a N = 7):
Tulislah konfigurasi elektron unsur-unsur berikut.
A. 7N
B. 11Na
C. 19K
D. 21Sc
E. 35Br
F. 53I
G. 60Nd
H. 74W
I. 99Es
Menyingkat Penulisan Konfigurasi
Elektron dengan Menggunakan
Konfigurasi Elektron Gas Mulia
Coba kerjakan!!
: 1s2 2s2 2p4
8O : [He] 2s2 2p4
8O
2 2s2 2p6 3s2 3p5
Cl
:
1s
17
17Cl :
2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3
V
:
1s
23
23V :
Orbital Penuh dan Setengah Penuh
KONFIGURASI ELEKTRON DARI ION
Pada tabel periodik ini lajur-lajur horizontal yang disebut periode
disusun berdasarkan kenaikan nomor atom, sedangkan lajur
vertikal yang disebut golongan disusun berdasarkan kemiripan
sifat.
Unsur-unsur blok s dan blok p masuk dalam golongan utama
(golongan A), sedangkan unsur-unsur blok d dan blok f masuk
dalam golongan transisi (golongan B).
Golongan ditentukan oleh jumlah elektron valensi atomnya,
sedangkan periode ditentukan oleh jumlah tingkat energi utama
(kulit) atom yang sudah terisi elektron.
Elektron valensi adalah elektron yang terletak pada tingkat energi
utama (kulit) terluar suatu atom.
Sistem Periodik dan Konfigurasi
Elektron
Golongan
Utama
lA
llA
lllA
lVA
VA
VlA
VllA
VllA
Elektron
Valensi
ns1
ns2
ns2
ns2
ns2
ns2
ns2
ns2
np1
np1
np3
np4
np5
np6
Golongan
Tambahan
lllB
lVB
VB
VlB
VllB
VlllB
lB
llB
Elektron
Valensi
(n 1) d1ns2
(n 1) d2ns2
(n 1) d3ns2
(n 1) d5ns1
(n 1) d5ns2
(n 1) d6, 7,8 ns2
(n 1) d10ns1
(n 1) d10 ns2
Oleh karena elektron valensi khas bagi setiap unsur,
maka kita dapat menentukan letak unsur dalam sistem
periodik berdasarkan elektron valensinya, atau
sebaliknya.
Blok pada tabel periodik bentuk panjang
Unsur-unsur yang tersusun dari atom dengan konfigurasi
elektron terakhirnya berada pada orbital s, termasuk
unsur-unsur blok s.
Contoh:
Na (n.a = 11):
Unsur Na terletak pada
golongan IA, periode 3, blok
s
Unsur-unsur yang tersusun dari atom dengan
konfigurasi elektron terakhirnya berada pada
orbital s dan orbital p termasuk unsur-unsur
blok p.
Contoh:
Al (n.a = 13):
Unsur Al terletak pada
golongan IIIA, periode 3, blok p
Untuk unsur blok d, elektron valensi adalah elektron
pada tingkat energi utama (kulit) terluar dan elektron
pada orbital d dari tingkat energi utama (kulit) kedua
terluar.
Contoh:
Sc (n.a = 21):
Unsur Sc terletak pada
golongan IIIB, periode 4, blok d
Atom unsur blok f mempunyai elektron valensi orbital s
pada tingkat energi utama (kulit) terluar dan elektron pada
orbital f dari tingkat energi utama (kulit) ketiga terluar. Blok
f terdiri dari dua golongan, yaitu golongan lantanida dan
golongan aktinida.
Contoh:
Unsur Nd, Ho, dan Yb terletak
pada golongan lantanida,
periode 6, blok d
Unsur Am, Fm, dan No terletak
pada golongan aktinida,
periode 7, blok f
Elektron Valensi Atom
Unsur Blok s
Elektron Valensi Atom
Unsur Blok d
Elektron Valensi Atom
Unsur Blok p
Elektron Valensi Atom
Unsur Blok f
Pada awalnya unsur-unsur digolongkan ke dalam unsur logam
dan nonlogam.
Sifat yang dimiliki logam, yaitu dapat menghantarkan listrik
dan panas, merupakan benda padat kecuali air raksa, dan
rupanya mengilap. Contoh unsur logam, yaitu besi, tembaga,
perak, dan emas.
Sifat nonlogam adalah sukar menghantarkan listrik dan panas,
serta tidak mengilap. Contoh unsur nonlogam, yaitu belerang,
oksigen, klorin, karbon, dan nitrogen.
Johann Wolfgang Döbereiner pada tahun 1829
menggolongkan unsur-unsur yang mempunyai sifat
sama. Masing-masing kelompok terdiri atas tiga unsur
yang disebut triad.
Dalam satu triad massa
atom relatif unsur yang
terletak di tengah
merupakan harga ratarata massa atom relatif
unsur yang pertama dan
yang ketiga. Penemuan
Döbereiner disebut
Hukum Triad.
John Alexander Reina Newlands (1838–1898) seorang ahli
kimia bangsa Inggris pada tahun 1864 menyusun unsur-unsur
berdasarkan kenaikan massa atom relatif.
Ia mendapatkan bahwa unsur kedelapan mempunyai sifat kimia
yang mirip dengan unsur pertama, unsur kesembilan
mempunyai sifat yang mirip dengan unsur kedua, dan
seterusnya.
Sifat-sifat unsur yang ditemukan secara berkala atau periodik
setelah delapan unsur berikutnya disebut sebagai Hukum Oktaf
Newlands.
Kelemahan hukum oktaf adalah pengulangan setiap delapan
unsur itu hanya cocok untuk unsur-unsur yang massa atomnya
kecil dan pengelompokan terlalu dipaksakan.
Sebagai contoh pada tahun tersebut unsur H, F, dan Cl
mempunyai sifat yang mirip, begitu pula dengan O, S, dan Fe
berada dalam lajur vertikal sehingga dapat dikatakan
mempunyai sifat yang mirip, padahal O dan Fe mempunyai sifat
yang berbeda.
Menurut Mendeleyev, sifat-sifat unsur merupakan fungsi
periodik dari massa atom relatifnya. Unsur-unsur yang
sifatnya serupa ditempatkan pada satu lajur tegak yang
disebut golongan.
Pengelompokan ini lebih mengutamakan kesamaan sifat
unsur-unsur daripada kenaikan massa atom relatifnya,
sehingga tersisa tempat-tempat yang kosong dalam
tabel periodik yang terbentuk.
Tempat-tempat kosong tersebut menurut Mendeleyev
kelak akan diisi dengan unsur-unsur yang akan
ditemukan. Unsur-unsur yang belum dikenal dapat
diramalkan sifat-sifatnya.
Tabel periodik Mendeleyev disebut tabel periodik bentuk
pendek. Salah satu kelemahan tabel periodik Mendeleyev
adalah adanya unsur dengan massa atom relatif lebih
besar terletak di depan unsur dengan massa atom relatif
lebih kecil, karena susunannya didasarkan pada kenaikan
massa atom relatif.
Tabel periodik modern yang sekarang digunakan adalah
tabel periodik bentuk panjang.
Tahun 1941, Henry Moseley (1887–1915) melakukan
eksperimen dan menyimpulkan bahwa sifat dasar atom
adalah nomor atom dan bukan massa atom relatif.
Dengan penemuan itu, hukum periodik Mendeleyev
diperbarui menjadi Hukum Periodik Modern yaitu: sifatsifat unsur merupakan fungsi periodik dari nomor
atomnya.
a. Jari-Jari Atom
Atom terdiri dari inti atom dan elektron.
Gaya tarik muatan positif inti atom
terhadap elektron menarik elektron ke
arah inti atom, sedangkan gaya tolak
antara muatan negatif elektron
mendorong elektron menjauh dari atom.
Gabungan gaya tarik inti atom terhadap
elektron dengan gaya tolak antar
elektron menentukan ukuran dan jarijari sebuah atom. Jari-jari atom adalah
jarak inti atom ke elektron di kulit terluar
dari suatu atom bebas.
1. Untuk unsur
golongan utama,
dari kiri ke kanan
dalam satu periode
jari-jari atom
cenderung makin
kecil.
2. Untuk unsur
golongan utama,
dari atas ke bawah
dalam satu
golongan jari-jari
atom cenderung
makin besar.
Dalam satu periode dari kiri ke kanan jari-jari atom
cenderung menurun karena meningkatnya kekuatan inti
atom menarik elektron, khususnya elektron paling luar.
Dalam satu golongan dari atas ke bawah, nomor atom
semakin bertambah.
Muatan inti atom dan kulit atom
juga bertambah. Walaupun
dengan bertambahnya muatan
inti atom mengurangi ukuran kulit,
tetapi efek penambahan kulit atom
lebih dominan. Penambahan nomor
kulit atom menyebabkan jarak antara
inti atom dengan elektron terluar
semakin jauh.
b. Energi Ionisasi (Potensial Ionisasi)
Energi ionisasi adalah energi minimal yang
diperlukan untuk melepaskan satu elektron dari
atom atau ion dalam bentuk gas sampai pada jarak
dimana tidak ada lagi intereaksi di antara ion dan
elektron. Energi ionisasi disebut juga potensial
ionisasi.
1. Untuk unsur golongan utama, dari kiri ke kanan
dalam satu periode, energi ionisasi cenderung
makin besar.
2. Untuk unsur golongan utama, dari atas ke bawah
dalam satu golongan, energi ionisasi cenderung
makin kecil.
c. Afinitas Elektron
Afinitas elektron adalah perubahan energi yang terjadi bila
reaksi atom atau ion dengan elektron membentuk ion
negatif dalam keadaan gas.
Besarnya afinitas elektron merupakan ukuran bagaimana
kuatnya inti atom menarik elektron.
1. Untuk unsur golongan utama, dari kiri ke kanan dalam
satu periode sampai golongan VII, afinitas elektron
cenderung makin besar.
2. Untuk unsur golongan utama, dari atas ke bawah dalam
satu golongan, afinitas elektron cenderung makin kecil.
d. Keelektronegatifan
Keelektronegatifan ialah kemampuan atom
suatu unsur untuk menarik elektron dalam
molekul suatu senyawa.
1. Untuk unsur golongan utama, dari kiri ke
kanan dalam satu periode sampai golongan
VII A, keelektronegatifan cenderung makin
besar.
2. Untuk unsur golongan utama, dari atas ke
bawah dalam satu golongan,
keelektronegatifan cenderung makin kecil.