BAHAN AJAR

TELAAH KURIKULUM KIMIA II

“SISTEM PERIODIK UNSUR”

OLEH

NAMA           :  AFIAT MUHAMMAD

NPM              :  032 911 003

KELAS          :  A

SEMESTER  :  VI  (ENAM)

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN KIMIA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

UNIVERSITAS KHAIRUN

2014

TABEL PERIODIK UNSUR

Dalam usaha untuk memudahkan mempelajari unsur-unsur dengan baik dan teratur perlu adanya suatu sistem klasifikasi unsur-unsur yang baik berdasarkan pada persamaan sifat-sifatnya. Usaha untuk mengklasifikasikan unsur-unsur telah dilakukan oleh Lavoisier yaitu dengan cara mengelompokkan unsur-unsur atas unsur logam dan bukan logam, karena pada waktu itu baru dikenal 21 unsur tidak mungkin bagi Lavoisier untuk mengelompokkan unsur lebih lanjut. Sejak awal abad 19 setelah Dalton mengemukakan teori atomnya, orang berusaha mengklasifikasikan unsur berdasarkan teori ini, walaupun teori Dalton tidak mengandung hal-hal yang menyangkut pengklasifikasianunsur, tetapi teori ini telah mendorong orang untuk mencari hubungan antara sifat-sifat unsur dengan atom. (Pada waktu itu berat atom merupakan sifat yang dapat dipakai

untuk membedakan atom suatu unsur dengan atom unsur lain). Sistem klasifikasi yang menghubungkan sifat unsur dengan massa atom relatif dikemukakan oleh Dobereiner (1817) yang dikenal dengan Triade. Kemudian pada tahun 1863, Newlands mengusulkan hukum oktaf sebagai suatu sistem klasifikasi unsur-unsur. Daftar yang disusun oleh Newlands ini sangat tidak sempurna, karena tidak memperhitungkan unsur-unsur yang belum ditemukan pada waktu itu. Sistem klasifikasi yang hampir mendekati kesempurnaan baru diperoleh ketika dua ilmuwan kimia yaitu Yulius Lothar Meyer (Jerman) dan Dimitri Mendeleyev (Rusia) pada tahun 1869 menemukan hubungan yang lebih jelas antara sifat unsur dan massa atom. Lothar Meyer menyusun sistem klasifikasi ini berdasarkan sifat-sifat fisika sedangkan Mendeleyev berdasarkan sifat kimia, maka dunia mengakui Mendeleyevlah orang pertama yang berhasil menyusun sistem klasifikasi unsur dalam bentuk tabel, yang kita kenal sebagai sistem periodik Mendeleyev. Mendeleyev menyusun suatu sistem kartu. Pada setiap kartu ditulisnya nama unsur, massa atom, dan sifatsifatnya. Kemudian kartu diatur dan diubah-ubah kedudukannya sehingga diperoleh susunan yang teratur. Pada saat ia menyusun sistem klasifikasi ini baru dikenal 65 unsur dan gas mulia belum dikenal. Suatu kesimpulan yang diperolehnya adalah suatu keteraturan yang disebut Hukum periodik. Mendeleyev menyatakan, sifat unsur merupakan fungsi periodik dari berat atomnya. Kelebihan Mendeleyev ialah keyakinan akan ramalannya tentang unsur yang belum ditemukan dan memperbaiki massa atom unsur yang dianggap tidak tepat. Salah satu hal yang menunjukkan kelemahan dari daftar Mendeleyev ialah jika unsur-unsur disusun menurut kenaikkan massa atomnya, ada beberapa unsur yang salah letaknya. Misalnya: tempat iodin dan telurium terbalik.

Empat puluh tahun kemudian Henry Moseley berhasil menemukan cara menentukan nomor atom unsur. Kemudian Moseley mencoba menyusun unsur dengan urutan nomor atomnya, ternyata bahwa urutan ini identik dengan daftar unsur Mendeleyev. Perbedaannya ialah beberapa unsur yang pada tabel Mendeleyev terbalik seperti I dan Te, dalam tabel ini tepat pada tempatnya.

Pengelompokan unsur-unsur berdasarkan kemiripan sifat mengalami perkembangan dari yang paling sederhana hingga modern. Sejarah perkembangan tersebut diuraikan pada materi berikut.

A. Perkembangan Dasar Pengelompokan Unsur-unsur

1. Pemgelompokan Unsur Berdasarkan Logam dan Non Logam

Para ilmua arab dan persia membagi unsur-unsur mejadi dua kelompok, yaitu lugham (logam) dan Laysa Lugham (bukan logam) pengelompokan unsur-unsur menjadi logam dan bukan logam berlangsung sampai abad – 19.

2. Hukum Triade Dobereiner

Pada tahun 1829, Johan Wolfgang Dobereiner melihat adanya kemiripan sifat yang ada. Ternyata tiap kelompok terdiri atas tiga unsur, sehingga disebut Triade.

Jika unsur-unsur dalam satu triade tersebut disusun menurut kenaikan massa atom-atomnya, terutama massa atom maupun sifat-sifat unsur yang kedua merupakan rata-rata dari massa atom unsur pertama dan ketiga. Penemuan ini memperlihatkan adanya hubungan antara massa atom dengan sifat-sifat unsur.

Kelemahan pengelompokan ini terletak pada kenyataan bahwa jumlah unsur yang memiliki kemiripan sifat tidak hanya 3 buah.

Tabel Daftar Triade Doberreiner

3. Hukum Oktaf Newlands

Tahun 1864, A.R. Newlands mengunakan penemuannya yang disebut hukum oktaf. Unsur-unsur tersebut disusun berdasarkan kanaikan massa atom relatifnya. Ternyata unsur-unsur yang berselisih 1 oktaf (unsur nomor 1 dengan 8, unsur nomor 2 dengan 9, dst) menujukkan kemiripan sifat atau bisa dikatakan terjadi perubahan sifat unsur yang teratur

Kecendrungan tersebut dinyatakan sebagai hukum Oktaf Nweland, yaitu : jika unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom maka sifat unsur tersebut akan berulang setelah unsur kedelapan.

Tabel pengelompokan unsur dalam Oktaf Newlands

Pada daftar Oktaf Newlands disusun, unsur-unsur gas mulia belum ditemukan ternyata pengelompokan ini hanya sesuai untuk unsur-unsur ringan (A_r rendah).

4. Hukum Mendeleyev

Tahun 1869. Sarjana bangsa Rusia Dmitri Ivanovich Mendeleyev berdasarkan pengamatan terhadap 63 unsur yang sudah dikenal saat itu, menyimpulkan bahwa sifat-sifat  unsur fungsi periodik dari massa atom relatifnya. Hal itu berarti jika unsur-unsur disusun menurut kanaikan massa atom relatif, sifat-sifat tertentu akan berulang secara periodik.

Mendeleyev juga membuat suatu daftar periodik unsur. Unsur-unsur yang mempunyai persamaan sifat ditempatkan dalam satu lajur vertikal yang disebut golongan. Dalam mengelompokkan unsur – unsur yang mempunyai persamaan sifat ditempatkan dalam satu lajur vertikal yang disebut golongan.

Dalam mengelompokan unsur-unsur, medeleyev lebih menekakankan pada persamaan sifat unsur dibandingkan dengan kenaikan massa atom relatif, sehingga terdapat tempat-temat kosong dalam tabel periodik tersebut. Tempat-tempat kosong ini yang kemudian diramalkan akan diisi unsur-unsur yang waktu itu belum ditemukan. Dikemudian hari ramalan itu terbukti dengan menenukan unsur-unsur yang mempunyai sifat-sifat yang mirip sesuai ramalanya.

Kelemahan Tabel Periodik Mendeleyev sebagai berikut.

1. Penempatan unsur tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatif karena mempertahankan kemiripan sifat unsur dalam satu golongannya.
2. Masih banyak unsur yang belum dikenal pada massa itu sehingga dalam tabel terdapat banyak tempat kosong.

Tabel Periodik Mendeleyev

5. Tabel Periodik Modren

Tahun 1914, Henry G. J. Moseley menemukan bahwa unsur dalam tabel periodik sesuai kenaikan nomor atom. Tabel periodik modren yang disebut juga tabel periodik bentuk panjang, disusun menurut kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Tabel periodik modren ini dapat dikatakan sebagai penyempurnaan Tabel Perodik Mendeleyev.

Tabel Periodik bentuk panjang terdiri atas lajur vertikal (golongan) yang disusun menurut kemiripan sifat dan lajur horizontal (periode) yang disusun berdasarkan kenaikan nomor atomnya.

1. Lajur vertikal (golongan) ditulis dengan angka Romawi terdiri atas 18 golongan.
2. 1)      Golongan A (Golongan Utama)

1. IA           : Alkali

IIA          : Alkali Tanah

IIIA         : Aliminium

IVA         : Karbon

1. VA          : Nitrogen

VIA         : Kalkogen

VIIA       : Haologen

VIIIA (^o)                : gas mulia

2)      Golongan Transisi/Golongan Tambahan Golongan B), terbagi atas:

a)      Golongan Transisi (Gol.B), yaitu : IIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB (VIII), IB, dan IIB.

b)      Golongan Transisi Dalam, ada dua deret yaitu :

1)      Deret Lantanida (unsur dalam deret ini mempunyai kemiripan sifat dengan

2)      Deret Aktinida (unsur dalam deret ini mempunyai kemiripan sifat dengan

Pada periode 6 golongan IIIB terdapat 14 unsur yang sangat mirip sifatnya, yaitu unsur-unsur Lantanida. Demikian juga pada periode 7 yaitu unsur-unsur Aktinida. Supaya tabel ini tidak terlalu panjang, unsur-unsur tersebut ditempatkan tersendiri pada bagian bawah sistem periodik

Golongan B terletak di antara  Golongan IIA dan IIIA.

Unsur-unsur yang berada dalam satu golongan mempunyai persamaan sifat karena mempunyai elektron valensi (elekron di kulit terluar) yang sama.

1. Lajur Horizontal (Periode) ditulis dengan angka Arab terdiri atas 7 periode

Periode 1 berisi 2 unsur

Periode 2 berisi 8 unsur

Periode 3 birisi 8 unsur

Periode 4 berisi 18 unsur

Periode 15 berisi 18 unsur

Periode 6 berisi 32 unsur

Periode 7 berisi 23 unsur (belum lengkap)

Tabel Periodik Unsur

B. Hubungan Sistem Konfigurasi Elektron dengan Letak Unsur dalam Tabel    Periodik Unsur

·         Sistem Periodik dan Hubungannya dengan Konfigurasi Elektron dalam Atom

Sistem periodik panjang merupakan sistem periodik Mendeleyev versi modern. Dalam sistem periodik panjang unsur-unsur disusun berdasarkan urutan nomor atomnya, bukan berdasarkan massa atomnya seperti pertama kali diajukan oleh Mendeleyev dan Lothar Meyer. Dalam sistem periodik panjang unsur-unsur dibagi atas lajur-lajur vertikal (golongan) dan deret-deret horizontal (periode). Sistem periodik panjang pertama kali dikenalkan oleh J. Thomson pada tahun 1895.

1. Periode

Sistem periodik panjang terdiri atas 7 periode. Setiap periode dimulai dengan pengisian orbital ns dan diakhiri dengan np sampai terisi penuh. Nomor periode dari atas ke bawah menunjukkan kuantum utama terbesar yang dimiliki oleh atom unsur yang bersangkutan.

Contoh:

Unsur 40Zr konfigurasi elektronnya: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

4s2 3d10 4p6 5s2 4d2

Harga n terbesar dalam konfigurasi ini ialah 5. Unsur 40Zr adalah unsur periode 5. Berdasarkan jumlah unsur yang ada pada ketujuh periode dalam sistem periodik panjang, dibedakan atas periode pendek, periode panjang, dan periode belum lengkap.

a. Periode pendek

Periode pendek terdiri atas periode 1, 2, dan 3. Periode pertama terdiri atas 2 unsur, yaitu unsur hidrogen dan helium. Periode kedua terdiri atas 8 unsur, mulai dari litium dan berakhir pada neon. Pada periode ini elektron mulai mengisi orbital 2s dan 3 orbital 2p sampai penuh. Periode ketiga terdiri dari 8 unsur mulai

dari natrium dan berakhir pada argon. Pada periode ini elektron mulai mengisi orbital 3s terus sampai 3 orbital 3p terisi penuh sesuai dengan aturan Aufbau. Pada periode ketiga, orbital 3d tidak terisi elektron, karena orbital 3d tingkat energinya lebih tinggi dari orbital 4s.

b. Periode panjang

Periode panjang terdiri atas periode 4, 5, dan 6. Pengisian elektron pada periode ke-4 mulai dari 4s sampai dengan 4p. Berbeda dengan pengisian elektron pada periode pendek yaitu setelah orbital 4s terisi penuh elektron. Selanjutnya elektron mengisi orbital 3d, baru kemudian orbital 4p terisi elektron. Pengecualian pada pengisian elektron pada atom kromium dan tembaga (lihat aturan orbital penuh dengan setengah penuh). Dengan demikian periode ke-4 ini terisi 18 unsur.Seperti halnya pengisian elektron periode 4, pengisian elektron unsur-unsur periode 5, yaitu elektron-elektron mulai mengisi orbital 5s, kemudian 4d, dan akhirnya orbitalorbital 5p, pengecualian pada unsur Mo dan Ag, karena terkena aturan pengisian orbital penuh dan setengah penuh. Berbeda dengan pengisian elektron unsur-unsur periode 4 dan 5, pada pengisian elektron unsur periode 6. Setelah elektron mengisi penuh orbital 6s, kemudian 1 orbital 5d diisi elektron. Selanjutnya yang terisi elektron adalah orbital-orbital 4f menghasilkan deretan unsur - unsur lantanida. Selanjutnya elektron mengisi kembali orbital-orbital 5d dan akhirnya orbital-orbital 6p. Maka pada periode 6 ini terdapat 32 unsur yang terdiri atas 8 unsur utama, 14 unsur lantanida, 10 unsur peralihan.Pengisian elektron pada unsur-unsur periode 7 sama seperti pengisian elektron pada periode 6 yaitu setelah 7s terisi penuh elektron mengisi 1 orbital 6d, kemudian elektron mengisi orbital-orbital 5f, menghasilkan deretan unsur-unsur aktinida, selanjutnya elektron akan mengisi orbital 6d berikutnya.

c. Periode belum lengkap

Periode yang terakhir dalam sistem periodik panjang yaitu periode 7, disebut juga sebagai periode belum lengkap, karena masih banyak kolom-kolom yang kosong belum terisi oleh unsur diharapkan masih ada unsur transisi pada periode ini yang belum ditemukan orang.

2. Golongan

Pada sistem periodik panjang ada 8 golongan unsur yang masing-masing dibagi atas golongan utama (A) dan golongan peralihan/transisi (B). Untuk lebih jelasnya marilah kita lihat bagan sistem periodik panjang yang memperlihatkan bahwa unsur-unsur dibagi atas 4 blok yaitu blok s, blok p, blok d, dan blok f, berdasarkan letak elektron yang terakhir pada orbitalnya dalam konfigurasi elektron unsur

yang bersangkutan.

Sesuai dengan aturan pengisian elektron dalam orbital-orbital ternyata bahwa jumlah elektron valensi suatu unsur sesuai dengan golongannya. Unsur-unsur dalam sistem periodik dikelompokkan dalam blok-blok sebagai berikut.

a. Unsur blok s (golongan IA dan IIA)

Dalam konfigurasi elektron unsur, elektron terakhir terletak pada orbital s. Nomor golongannya ditentukan oleh jumlah elektron pada orbital s yang terakhir.

Contoh:

Konfigurasi elektron:

11Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 􀁯 Golongan IA

20Ca : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 􀁯 Golongan IIA

b. Unsur-unsur blok p (golongan IIIA sampai dengan

golongan 0)

Dalam konfigurasi elektron unsur, elektron yang terakhir terletak pada orbital p. Nomor golongan ditentukan oleh banyaknya elektron pada orbital p terakhir 2 (jumlah elektron valensinya).

Contoh:

13AI : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

elektron pada orbital p terakhir = 1

Jadi, unsur 13AI terletak pada golongan (1 + 2) = IIIA,

elektron valensi 13AI ialah elektron yang terletak pada

kulit ke-3, yaitu 3s dan 3p sebanyak 2 + 1 = 3.

c. Unsur-unsur blok d (golongan IB sampai dengan

golongan VIII)

Dalam konfigurasi elektron unsur, elektron yang terakhir terletak pada orbital d. Nomor golongan ditentukan oleh banyaknya orbital s terdekat. (Jika dalam konfigurasi elektron unsur, tidak terkena aturan orbital penuh atau setengah penuh, nomor golongan = jumlah elektron pada d terakhir ditambah 2).

1) Jika jumlah elektron pada orbital d terakhir dan elektron pada orbital s terdekat kurang dari 8, maka nomor golongan adalah jumlah elektron tersebut.

Contoh:

23V : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3

- elektron pada d terakhir = 3

- elektron pada s terdekat = 2

Jadi, 23V unsur golongan VB.

2) Jika jumlah elektron pada d terakhir dan elektron pada s terdekat = 8, 9, atau 10, maka unsur yang bersangkutan golongan VIII.

Contoh:

27Co : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7

- elektron pada d terakhir = 7

- elektron pada s terdekat = 2

Jadi, 27Co unsur golongan VIII.

3) Jika jumlah elektron pada d terakhir dan elektron pada s terdekat lebih dari 10, maka nomor golongan adalah jumlah d + s dikurangi 10.

Contoh:

29Cu : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10

- elektron pada d terakhir = 10

- elektron pada s terdekat = 1

Jadi, 29Cu unsur golongan (11 – 10) = IB

30Zn : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

- elektron pada d terakhir = 10

- elektron pada s terdekat = 2

Jadi, 30Zn unsur golongan (12 – 10) = IIB

d. Unsur-unsur blok f (golongan lantanida dan aktinida)

Dalam konfigurasi elektron unsur, elektron yang terakhir terletak pada orbital f. Jika harga n terbesar dalam konfigurasi elektron tersebut = 6 (periode 6). Unsur tersebut adalah unsur golongan lantanida. Jika harga n terbesar dalam konfigurasi elektron tersebut = 7, unsur tersebut adalah unsur golongan aktinida.

Contoh:

63Eu : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f 7

Elektron terakhir terletak pada orbital f. Harga n terbesar = 6.

Jadi, 63Eu adalah unsur golongan lantanida. Penulisan konfigurasi elektron berdasarkan konfigurasi elektron gas mulia.

a. Konfigurasi elektron 45Rh

Gas mulia yang terdekat dengan unsur nomor 45 ialah

kripton dengan nomor atom = 36, maka elektron yang akan kita konfigurasi 45 – 36 = 9. Karena kripton unsur

periode 4, maka konfigurasi dimulai dari orbital 5s.

Menuliskan konfigurasi:

45Rh : (Kr) 5s2 4d7

b. Konfigurasi elektron 100Fm

Gas mulia yang terdekat ialah Rn dengan nomor atom 86. Jumlah elektron yang akan dikonfigurasi 100 – 86 = 14. Karena Rn terletak pada periode 6, maka konfigurasi dimulai dari orbital 7s. Menuliskan konfigurasinya: 100Fm: (Rn) 7s2 6d1 5f11

Menentukan Letak Unsur dalam Sistem Periodik

Urutan-urutan unsur dalam sistem periodik sesuai dengan konfigurasi elektron menurut aturan Aufbau. Oleh karena itu, dengan mengetahui nomor atom atau susunan elektron suatu unsur, kita akan dapat menentukan letak unsur itu dalam sistem periodik. Bilangan kuantum utama untuk orbital s dan p sama dengan nomor periodenya sehingga dapat ditulis sebagian ns dan np, untuk orbital d nomor periodenya adalah kurang satu atau (n – 1)d sedangkan untuk orbital f adalah (n – 2)f. Hal ini berarti bahwa:

1. Apabila elektron terakhir suatu unsur mengisi orbital 4s atau 4p, maka unsur itu  terletak pada periode 4.

2. Apabila elektron terakhir dari suatu unsur mengisi orbital

4d, berarti unsur itu terletak pada periode 5.

3. Apabila elektron terakhir dari suatu unsur mengisi orbital 4f, berarti unsur itu terletak pada periode 6. Hubungan jumlah elektron pada orbital terakhir dengan nomor golongan adalah sebagai berikut.

Contoh soal:

Tentukan letak unsur-unsur dengan susunan elektron berikut dalam sistem periodik!

·         Hubungan Sistem Periodik dengan Elektron Valensi Unsur-unsur

Elektron valensi adalah elektron pada kulit terluar atau elektron yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan. Unsurunsur pada satu golongan mempunyai jumlah elektron valensi yang sama. Ciri-ciri elektron valensi menurut golongannya dapat dilihat pada tabel 1.4 berikut.

Tabel 1.4 Ciri khas elektron valensi menurut golongan

Unsur-unsur golongan utama mempunyai elektron valensi sama dengan nomor golongannya. Misalnya: semua unsur golongan VIIA mempunyai elektron valensi = 7 (ns2 + np5). Unsur - unsur transisi mempunyai elektron valensi ns2, (n – 1)d1 10.

Perhatikan konfigurasi elektron Golongan IA berikut.

Golongan IA

Perhatikan juga konvogurasi elektron periode berikut

Periode dua

Berdasarkan konfigurasi elektron unsur-unsur tersebut dapat ditarik hubungan antara konfigurasi elektron dengan letak unsur (nomor golongandan periode) dalam tabel periodik sebagai berikut.

1. Jumlah elektron valensi        : nomor golongan
2. Jumlah kulit elektron              : nomor Periode

Pengecualian terjadi pada helium, elektron valensinya 2 tetapi terletak pada golonga gas mulia (VIIIA).

C. Sifat –sifat Unsur dan Mass Atom Relatif (A­_r)

1. Sifat-sifat Unsur

Dengan mengetahui letak periode dan golongan suatu unsur dalam tabel periodik, kita dapat mengetui sifat-sifat unsur tersebut. Nomor atom menentukan jumlah elektron dan jumlah elektron menentukan konfogurasi elektron yang menentukan periode dan golongan unsur. Sementara itu, periode dan golongan mentukan sifat-sifat unsur

Sifat-sifat unsur dibedakan menjadi dua, yaitu unsur logm dan nonlogam. Unsur logam dan nonlogam menempati posisi yang  khas didalam tabel periodik. Unsur-unsur logam terdapt di sebelah kanan tabel periodik.

Ditinjau dari konfigurasi elektron, unsur logam cendrung melepaskan elektron (energi ionisasi kecil), sedangkan unsur nonlogam menangkap elektron (keelektronegatifan besar). Pada tabel periodik. Sifat-sifat logam semakin ke bawah semakin bertambah sedangkan semakin ke kanan semakin berkurang.

Unsur bagian kiri tabel periodik (IA dan IIA) memiliki sifat logam paling kuat, sedangkan unsur-unsur paling kenan (VIIA) mempunyai sifat nonlogam paling kuat. Antara unsur logam dan nonlogam sekaligus.

2. Massa Aeom Relatif

Massa satu atom atau massa satu molekul zat memiliki satuan massa atom (sma). Penentuan massa atom dilakukan dengan cara membandingkan massa atom yang akan ditentukan terhadapa massa atom unsur yang massanya telah ditetapkan (massa atom acuan). Dengan cara ini massa setiap atom dapat ditentukan.

Pada tahun 1825, Jons Jacob Berzelius mendifinisikan massa atom suatu unsur sebagai perbandingan massa satu unsur tersebut terhadap massa satu atom hidrogen. Jika ada pertanyaan bahwa massa atom karbon = 12, maka bisa diartikan bahwa satu atom katbon 12 kali lebih besar daripada massa satu atom hidrogen.

D. Sifat Keperiodikan Unsur

Sifat keperiodikan unsur adalah sifat-sifat yang berubah secara beraturan sesuai dengan kenaikan nomor atom unsur.

1. Jari-jari Atom

Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom sampai kulit elektron terluar.

1. Dalam satu golongan dari atas kebawah jari – jari atom semakin besar.
2. Dalam satu periode dari kiri ke kanan, jari-jari atom semakin kecil

Penjelasan :

1. Dalam satu golongan dari atas ke bawah, kulit atom bertambah (ingat jumlah kulit=nomo periodik), sehingga jari-jari atom juga bertambah besar.
2. Dari kiri ke kanan, jumlah kulit tetap tetapi muatan inti (nomor atom) dan jumlah elektron pada kulit bertambah. Hal tersebut mengakibatkan gaya tarik-menarik antara inti dengan kulit elektron semakin besar sehingga jari-jari atom makin kecil.

Tabel jari-jari Atom Beberapa Unsur

2. Energi Ionisasi

Energi ionisasi adalah energi minimum yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari suatu atom netral dalam wujud gas. Energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron kedua disebut energi ionisasi adalah energi ionisasi pertama

Dapat disimpulkan keperiodikan energi ionisasi sebagai berikut.

1. Dalam satu golongan dari atas ke bawah energi ionisasi semakin berkurang
2. Dalam satu golongan dari kiri kekanan energi ionisasi cendrung bertambah.

Kecendrungan tersebut dapat dijelaskan sebagai berikut

1. Dari atas kebawah dalam satu golongan jari-jari atom bertambah sehingga daya tarik inti terhadap elektron terluar semakin kecil. Elektron semakin mudah dilepaskan dan energi yang diperlukan untuk melepaskan makin kecil.
2. Dari kiri kekanan dalam satu periode, daya tarik inti terhadap elektron semakin besar sehingga elektron semakin sukar dilepas. Energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron tentunya semakin besar.

Tabel energi Ionisasi Pertama Unsur-Unsur dalam Tabel Periodik Unsur (Kj/mol)

3. Afinitas Elektron

Afinitas elektron adalah besarnya energi yang dibebaskan satu atom netral dalam wujud gas pada waktu menerima satu elektron sehingga terbentuk ion negatif.

1. Dalam satu golongan dari atas kebawah afinitas elektron semakin kecil.
2. Dalam satu periode dari kiri ke kanak afinitas elektron semakin besar.

Penjelasan.

Apabila ion negatif yang terbentuk stabil, energi dibebaskan dinyatakan dengan tanda negatif (-). Apa bila ion negatif yang terbentuk tidak stabil, energi diperlukan / diserap dinyatakan dengan tanda positif (+).

Kecendrungan dalam afinitas elektron lebih bervariasi dibandingan dengan energi ionisasi

Tabel Harga afinitas Elektron Beberapa Unsur (Kj/mol)

Unsur-unsur halogen (Gol. VIIA) mempunyai afinitas elektron paling besar/paling negatif yang bearti paling mudah menerima elektron.

Kecendrungan afinitas elektron menujukkan pola yang sama dengan pola kecendrungan energi ionisasi.

Grafik kecenderungan afinitas elektron 20 unsur pertama dalam TPU

4. Kelektronegatifan

Adalah suatu bilangan yang menyatakan kecendrungan suatu unsur menarik elektron dalam suatu molekul senyawa.

1. Dalam sat golongan dari atas kebawah ke elektronegatifan semakin berkurang
2. Dalam satu periodik dari kiri ke kanan ke elektronegtifan unsur-unsur.

Penjelasan :

Tidak ada sifat tertentu yang dapat diukur untuk menentukan / membandingakan kelektronegatifan unsur-unsur.

Energi ionisasi dan afinitas eletron berkaitan dengan besarnya daya tarik elektron. Semakin besar gaya tarik menarik elektron semaikn besar energi ionisasi, juga semakin besar (semakin negatif) afinitas elektron. Jadi, suatu unsur (misalnya Fluor) yang mempunyai energi ionisasi dan afinitas elektron yang besar akan mempunyai keelektroniegatifan yang besar.

Semakin besar keelektronegatifan, unsur cendrung makin mudah membentuk ion negatif. Semakin kecil keelektronegatifan, unsur cendrung makin sulit membentuk ion negatif, dan cendrung semakin mudah membentuk ion positif.

Tabel Skala Elektronegativan Unsur-unsur dalam Tabel Periodik Unsur.

DAFTAR PUSTAKA

Brady, JE.- Pudjaatmaka & Suminar (1994). Kimia Universitas Asas dan Struktur.

Jakarta: Erlangga

Departemen Pendidikan dan Kebudayaan. 1981. Petunjuk Praktikum Ilmu Kimia I

untuk SMA. Jakarta.

Holman, John R (1994). General Chemistry. John Wiley & Sons

Johson S (2004). 1001 Plus Soal & Pembahasan Kimia. Jakarta: Erlangga

Karyadi, Benny (1997). Kimia 2. Jakarta: Departemen Pendidikan dan Kebudayaan RI

Keenan, Charles W – Pudjaatmaka (1999). Ilmu Kimia Universitas. Jakarta: Erlangga

Klug, S William, Cummings R. M. (1996). Essentials of Genetics. New Jersey: Prentice Hall

Liliasari (1995). Kimia 3. Jakarta: Departemen Pendidikan dan Kebudayaan RI

Mulyono HAM (1997). Kamus Kimia. Bandung: Ganeca Silatama

Petrucci, Ralph H – Suminar (1999). Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern.

Jakarta: Erlangga

Purba, Michael (1997). Ilmu Kimia untuk SMU kelas 2 jilid 2A dan 2B. Jakarta:

Erlangga

Purba, Michael (1997). Ilmu Kimia untuk SMU kelas 3 jilid 3A. Jakarta: Erlangga

Sudarmo, Unggul (2004). Kimia untuk SMA Kelas XI. Jakarta: Erlangga

Sunarya, Yayan (2003). Kimia Dasar 2 : Prinsip-Prinsip Kimia Terkini. Bandung :

Alkemi Grafisindo Press

Syukri (1999). Kimia Dasar 1. Bandung : Penebit ITB