Nomor Atom, Nomor Massa dan Isotop

BAB IV STRUKTUR ATOM

C. Nomor Atom, Nomor Massa dan Isotop

Semua atom dapat diidentifikasi berdasarkan jumlah proton dan neutron yang dikandungnya. Jumlah proton dalam inti setiap atom suatu unsur disebut nomor atom (Z).

Dalam atom netral, jumlah proton = jumlah elektron. Contoh : nomor atom (Z) nitrogen adalah 7; ini berarti setiap atom N netral mempunyai 7 proton dan 7 elektron.

Nomor massa (A) adalah jumlah total proton dan neutron yang ada di dalam inti atom suatu unsur.

Cara lazim digunakan untuk menandai nomor atom dan nomor massa dari satu atom untuk unsur X adalah:

dengan : A (nomor massa) = Jumlah proton (Z) + jumlah neutron(n) Z (nomor atom) = jumlah proton

Catatan : Untuk atom netral jumlah proton = jumlah elektron.

Atom yang memiliki nomor atom yang sama tetapi berbeda nomor massanya disebut isotop.

Contoh :

Terdapat tiga isotop untuk atom hidrogen; 𝐻₁¹ 𝐻₁² 𝐻₁³ Terdapat dua isotop untuk atom uranium; ²³⁵₉₂𝑈 ²³⁶₉₂𝑈

Sifat-sifat kimia suatu unsur ditentukan oleh proton dan elektron atomnya. Isotop-isotop dari unsur yang sama mempunyai sifat-sifat kimia yang sama, membentuk jenis senyawa yang sama, dan menunjukkan kereaktifan yang serupa.

Contoh :

Tentukan jumlah proton, neutron dan elektron dalam atom-atom berikut!

a. ¹⁹⁷₇₉𝐴𝑢 b. 𝑆₁₆^{32 2-} c. ²⁰⁹₈₃𝐵𝑖³⁺

Jawab : a. ¹⁹⁷₇₉𝐴𝑢

Jumlah proton (Z) = 79

Karena atom netral, maka jumlah elektron = 79

A (nomor massa) = Jumlah proton (Z) + jumlah neutron (n) Jumlah neutron (n) = A – Z

= 197 – 79 = 118 b. ₁₆³²𝑆^2-

Jumlah proton (Z) = 16

Karena atom berupa ion, maka jumlah elektron = jumlah proton (Z) – jumlah muatan

= 16 – (-2) = 18

artinya atom S menangkap 2 elektron.

A (nomor massa) = Jumlah proton (Z) + jumlah neutron (n) Jumlah neutron (n) = A – Z

= 32 – 16 = 16 c. ²⁰⁹₈₃𝐵𝑖³⁺

Jumlah proton (Z) = 83

Karena atom berupa ion, maka jumlah elektron = jumlah proton (Z) – jumlah muatan

= 83 – (+3) = 80 artinya atom Bi melepaskan 3 elektron.

A (nomor massa) = Jumlah proton (Z) + jumlah neutron (n)

Jumlah neutron (n) = A – Z

= 209 – 83 = 126 D. Molekul dan Ion

Molekul adalah suatu kumpulan yang terdiri dari sedikitnya dua atom dalam susunan tertentu yang terikat oleh gaya-gaya kimia (ikatan kimia).

Suatu molekul dapat mengandung atom-atom dari unsur yang sama atau atom-atom dari dua atau lebih unsur yang bergabung dalam perbandingan tertentu. Contoh: H2O adalah senyawa molekuler, mengandung atom hydrogen dan oksigen dengan perbandingan 2 atom H dan 1 atom O.

Molekul tidak bermuatan listrik (netral), terdiri dari : 1. Molekul diatomik

Molekul yang mengandung hanya dua atom. Contoh: H₂, N₂, O₂ serta unsur-unsur golongan 7A; F2, Cl₂, Br₂, dan I₂. Juga dapat mengandung atom-atom dari unsur yang berbeda, contoh: HCl dan CO.

2. Molekul poliatomik

Molekul yang mengandung lebih dari dua atom. Contoh:

O₃ (ozon), H2O dan NH₃ (amonia).

Ion adalah sebuah atom atau sekelompok atom yang mempunyai muatan total positif atau negatif.

1. Kation

Atom netral yang kehilangan satu atau lebih elektronnya, ion dengan muatan positif. Contoh: atom Na dapat dengan mudah kehilangan satu elektronnya untuk menjadi kation Na yang dituliskan dengan Na⁺.

Atom Na Ion Na⁺

11 proton 11 proton

11 elektron 10 elektron

2. Anion

Atom netral yang mengalami penambahan satu atau lebih electron, ion dengan muatan total negatif. Contoh: atom Cl dapat memperoleh tambahan 1 elektron untuk menjadi ion Cl^-.

Atom Cl Ion Cl

-17 proton 17 proton

17 elektron 18 elektron

Logam cenderung membentuk kation dan non logam cenderung membentuk anion, yang terdiri dari :

1. Ion Monoatomik, ion yang mengandung hanya satu logam, sedangkan anion dari atom non logam.

Tabel 4.2 Tata Nama “-ida” untuk Beberapa Anion Monoatomik yang Umum Menurut Letaknya dalam Tabel

Periodik

Golongan IV A Golongan VA Golongan VI Golongan VII C Karbida (C^4-)

Senyawa ionik terdiri dari :

1. Senyawa biner adaah senyawa yang terbentuk dari hanya dua unsur.

Tata nama penulisan: Unsur pertama kation logam, diikuti anion non logam.

Contoh:

ZnI2 unsur pertama kation seng, unsur kedua anion iodida, maka nama senyawa adalah Seng iodida.

KBr unsur pertama kation kalium, unsur kedua anion bromida, maka nama senyawa adalah Kalium bromida.

Al2O3 unsur pertama kation aluminium, unsur kedua anion oksida, maka nama senyawa adalah Aluminium oksida.

2. Senyawa tersier, senyawa yang tersusun atas tiga unsur.

Tata nama penulisan : Unsur pertama kation logam, diikuti anion non logam.

Contoh:

LiOH Litium hidroksida KCN Kalium sianida

Tabel 4.3 Nama dari Beberapa Kation dan Anion Hidrogen fosfat (HPO4^2-) Hidrogen sulfat (HSO4-)

Logam-logam tertentu, khususnya logam transisi dapat membentuk lebih dari satu jenis kation. Contoh: Fe²⁺ dan Fe³⁺. Untuk menunjukkan kation-kation berbeda dari unsur yang sama dengan menggunakan angka romawi. Angka romawi I

CuCN Cu⁺ (kation logam) dan CN^- (anion non logam) tembaga memiliki muatan (+1) maka nama senyawa adalah Tembaga(I) sianida.

3. Senyawa Molekuler, senyawa yang tersusun atas unsur-unsur non logam.

Tata nama penulisannya: nama unsur pertama + unsur kedua + “-ida”

Contoh :

HCl unsur pertama Hidrogen, unsur kedua klorida, maka nama senyawa adalah Hidrogen klorida.

SiC unsur pertama Silikon, unsur kedua karbida, maka nama senyawa adalah Silikon karbida.

Sepasang unsur dapat membentuk beberapa senyawa yang berbeda, sehingga digunakan awalan Yunani untuk menyatakan jumlah atom.

Sebagai pengecualian, awalan Yunani tidak digunakan untuk senyawa molekuler yang mengandung hidrogen.

Contoh :

B2H6 Diboron PH3 Fosfin CH4 Metana H2O Air

SiH4 Silan H2S Hidrogen sulfida NH3 Amonia

Penamaan Asam

Asam adalah zat yang menghasilkan ion hydrogen (H⁺) ketika dilarukan dalam air. Rumus asam tersusun atas satu atau lebih atom hydrogen dan sebuah gugus anion. Anion diakhiri dengan “-ida” mempunyai bentuk asam dengan nama yang diawali dengan kata “asam” dan diakhiri dengan nama anion tersebut.

Asam okso adalah asam yang mengandung hydrogen, oksigen, dan unsur lain. Rumus asam okso biasanya diawali dengan H, diikuti dengan unsur pusat dan kemudian Oksigen.

Contoh :

HNO3 Asam nitrat H2CO3 Asam karbonat H2SO4 Asam sulfat HClO3 Asam klorat

Tabel 4.4 Beberapa Asam Sederhana

Anion Asam pusat yang sama tetapi jumlah atom O yang berbeda. Dimulai dengan asam okso yang namanya diakhiri dengan “-at”, kita gunakan aturan berikut :

a. Peenambahan satu atom O pada asam “-at”: asamnya disebut “per…-at”.

Contoh: HClO₃ (asam klorat), penambahan satu atom O menjadi HClO₄ (asam perklorat)

b. Pengurangan satu atom O pada asam “-at”: asamnya disebut asam “-it”.

Contoh: HClO₃ (asam klorat), pengurangan satu atom O menjadi HClO₂ (asam klorit)

c. Pengurangan dua atom O pada asam “-at”: asamnya disebut “hipo….it”.

Contoh: HClO₃ (asam klorat), pengurangan dua atom O menjadi HClO (asam hipoklorit)

Tabel 4.5 Nama-nama Anion Okso dan Anion Okso yang Mengandung Klorin

F. Bilangan Kuantum

Bilangan-bilangan kuantum ini disebut bilangan kuantum utama, bilangan kuantum momentum sudut, dan bilangan kuantum magnetik. Bilangan-bilangan ini akan digunakan untuk menggambarkan orbital-orbital atom dan menandai elektron- elektron didalamnya. Bilangan kuantum keempat bilangan kuantum spin, menggambarkan perilaku elektron tertentu dan gambaran tentang elektron dalam atom.

1. Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama (n) bernilai bilangan bulat 1, 2, 3 dst, menunjukkan tingkat energi orbital. Bilangan kuantum utama berhubungan dengan jarak rata-rata elektron dari inti dalam orbital tertentu. Semakin besar n, semakin besar jarak rata-rata elektron dalam orbital tersebut dari inti dan oleh karena itu semakin besar orbitalnya.

2. Bilangan Kuantum Momentum Sudut / Azimut (l) Bilangan kuantum azimuth (l) menggambarkan bentuk orbital. Nilai l bergantung pada nilai bilangan kuantum utama (n). untuk nilai n tertentu, l mempunyai nilai bilangan bulat

Contoh :

n = 2, maka l = 0, l = 1. Terdiri atas dua subkulit yaitu subkulit 2s dan 2p, dimana 2 melambangkan nilai n sedangkan s dan p melambangkan nilai l.

sehingga :

n = 2; l = 0 subkulit 2s l = 1 subkulit 2p

3. Bilangan Kuantum Magnetik (ml)

Bilangan kuantum magnetik menggambarkan orientasi orbital dalam ruang. Didalam satu subkulit, nilai ml subkulit dengan nilai l tertentu.

Jika l = 0; ml = 0; jumlah orbital 1 maka satu orbital 2s dan tiga orbital 2p, jadi total orbitalnya adalah empat orbital.

4. Bilangan Kuantum Spin Elektron (ms)

Elektron dalam orbital tak hanya bergerak disekitar inti, tetapi juga berputar mengelilingi sumbunya. Arah perputaran ada dua yaitu searah jarum jam dan berlawanan arah jarum jam. Bilangan kuantum spin (ms) menyatakan arah perputaran itu yang nilainya -1/2 dan +1/2. Tingkat energi keduanya adalah sama, tanda negatif atau positif hanya untuk membedakan yang satu dengan yang lain.

Bilangan kuantum spin (ms) menunjukkan bahwa dalam satu orbital hanya dapat diisi oleh dua elektron. Jumlah elektron tiap kulit (tingkat) = 2n² sedangkan jumlah elektron tiap subkulit adalah :

Orbital s, jumlah elektron ada 2 buah Orbital p, jumlah elektron ada 6 buah Orbital d, jumlah elektron ada 10 buah Orbital f, jumlah elektron ada 14 buah Contoh :

Subkulit 2p terdapat : n = 2; karena orbital p maka l = 1; ml = -1, 0, 1

jumlah orbital 6, jumlah elektronya adalah 6 karena masing-masing orbital diisi 2 elektron, ms = +1/2 ms = -1/2

Tabel 4.6 Hubungan Antara Bilangan Kuantum dan Orbital Atom

G. Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron menyatakan bagaimana elektron tersebar diantara berbagai orbital atom. Pengisian orbital mengikuti orbital yang disebut prinsip Aufbau.

1. Prinsip Pengisian Elektron (Prinsip Aufbau)

Menurut prinsip ini, elektron-elektron dalam atom sedapat mungkin memiliki energi terendah. Oleh sebab itu, pengisian elektron harus dimulai dari orbital yang rendah menuju ke yang lebih tinggi tingkat energinya. Untuk pengisian subkulit dalam atom sebagai berikut:

Gambar 4.4 Urutan pengisian subkulit dalam atom berelektron banyak

Urutan pengisian subkulit dalam atom berelektron banyak Dimulai dengan orbital 1s dan bergerak kebawah mengikuti arah anak panah. Jadi urutannya adalah sebagai berikut: 1s <

2s < 3s < 3p < 4s < 3d < …..

Jumlah electron dalam atom sama dengan nomor atomnya (Z).

Contoh: 1H (Z = 1) Konfigurasi elektronnya: 1s¹

Konfigurasi electron juga digambarkan dengan diagram orbital yang menunjukkan spin elektronnya : 1H : 1s¹

Karena nomor atom H atau jumlah elektron H adalah 1, maka tanda panah hanya satu, yang menunjukkan bilangan kuantum spin sm = +1/2. Tanda panah ke atas menyatakan salah satu dari dua kemungkinan gerak spin elektronnya.

Kotaknya menyatakan orbital atom.

2. Prinsip Larangan Pauli

Untuk atom berelektron banyak kita menggunakan prinsip Larangan Pauli untuk menentukan konfigurasi elektron.

Prinsip ini menyatakan bahwa tidak ada elektron dalam satu atom yang mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama. Bila dua elektron dalam satu atom mempunyai nilai n, l,

dan ml yang sama, maka kedua elektron tersebut harus mempunyai nilai ms yang berbeda.

Dengan kata lain, hanya dua electron yang dapat menempati orbital atom yang sama, dan kedua electron tersebut harus mempunyai spin yang berlawanan.

Contoh: ₂He (Z = 2). Konfigurasi electron: 1s²

Ada tiga kemungkinan untuk menempatkan dua electron dalam orbital 1s.

Diagram (a) dan (b) tidak dapat diterima oleh prinsip Larangan Pauli. Pada diagram (a), kedua electron mempunyai spin ke atas dan keduanya akan memiliki bilangan kuantum n

= 1, l = 0, ml = 0, ms = +1/2. Pada diagram (b), kedua electron mempunyai spin kebawah dan keduanya akan memiliki bilangan kuantum n = 1, l = 0, ml = 0, ms = -1/2. Hanya diagram (c) yang dapat diterima karena satu elektron mempunyai bilangan kuantum n = 1, l = 0, ml = 0, ms = +1/2 dan satu electron lagi mempunyai bilangan kuantum n = 1, l = 0, ml = 0, ms = -1/2. Jadi atom Helium (He) mempunyai konfigurasi elektron sebagai berikut :

2He: 1s

Perhatikan bahwa 1s² dibaca “1s dua” bukan “1s kuadrat”.

3. Aturan Hund

Aturan Hund menyatakan bahwa susunan electron yang paling stabil dalam subkulit adalah susunan dengan jumlah spin parallel terbanyak.

Konfigurasi elektron ₆C (Z = 6) adalah 1s² 2s² 2p²

1s² 2s² 2px 2py 2pz

Ada tiga cara yang berbeda untuk mendistribusikan dua elektron dalam tiga orbital p:

2px 2py 2pz 2px 2py 2pz 2px 2py 2pz

(a) (b) (c)

Baik (a) dan (b) spinnya saling meniadakan. Pada (a);

kedua elektron berada pada orbital 2px yang sama, menghasilkan tolakan antar elektron yang lebih besar dari pada bila dua elektron mengisi dua orbital yang berbeda, misalnya 2px dan 2py. pada (b); juga lebih membingungkan.

Jadi (c) memenuhi kondisi aturan Hund. Fakta bahwa atom karbon bersifat paramagnetik, dimana masing-masing mengandung dua elektron takberpasangan, adalah sesuai aturan Hund.

Jadi diagram orbital atom ₆C : 1s² 2s² 2p²

Konfigurasi elektron atom 7N (Z= 7) adalah 1s² 2s² 2p³

1s² 2s² 2p³ 2p³

Sekali lagi aturan Hund menentukan bahwa ketiga elektron 2p mempunyai spin yang paralel satu sama lain, oleh karena itu atom N bersifat paramagnetik, karena mengandung tiga elektron takberpasangan.

Konfigurasi electron atom ₈O (Z = 8) adalah 1s² 2s² 2p⁴

Atom oksigen bersifat paramagnetik, sebab oksigen mengandung dua elektron takberpasangan.

Konfigurasi elektron atom ₉F (Z = 9) adalah 1s² 2s² 2p⁵

1s² 2s² 2p⁵ 2p⁵

Atom fluorin bersifat paramagnetik, dengan satu electron takberpasangan.

Konfigurasi elektron atom 10Ne (Z = 10) adalah 1s² 2s² 2p⁶

Atom Neon bersifat diamagnetik karena semua electron berpasangan.

Tabel 4.7. mencantumkan konfigurasi elektron unsur-unsur dalam keadaan dasar H (Z= 1) sampai Mt (Z = 109).

Konfiurasi elektron semua unsur, kecuali Hidrogen dan Helium dinyatakan dengan inti gas mulia yang menunjukkan dalam tanda kurung unsur gas mulia terdekat sebelum unsur yang dimaksud, diikuti dengan lambang subkulit-subkulit terisi yang paling tinggi energinya dalam kulit terluar.

Konfigurasi elektron ₁₉K (Z = 19) adalah 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ atau disingkat dengan [Ar] 4s¹. Unsur-unsur dari scandium (Z = 21) sampai tembaga (Z = 29) adalah logam-logam transisi. Logam transisi mempunyai subkulit 3d yang tidak terisi penuh atau dengan mudah menghasilkan kation dengan subkulit d yang tidak terisi penuh.

Konfigurasi elektron 24Cr (Z = 24) adalah 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁴ , konfigurasi seperti ini belum stabil karena subkulit 3d⁴ belum terisi setengan penuh, sehingga konfigurasi electron atom ₂₄Cr yang lebih stabil adalah:

24Cr : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d⁵

Setengah penuh Setengah penuh 4s¹ 3d⁵

Menurut aturan Hund, diagram orbital untuk atom Cr adalah:

24Cr : [Ar] 4s¹ 3d⁵

atom Cr mempunyai 6 elektron.

Tabel 4.7 Konfigurasi Elektron

Konfigurasi electron 29Cu (Z= 29): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹, konfigurasi ini belum stabil, sehingga konfigurasi electron yang lebih stabil adalah:

29Cu: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰ atau [Ar] 4s¹ 3d¹⁰

4s¹ 3d¹⁰ 3d¹⁰

Gambar 4.5. mengelompokkan unsur-unsur berdasarkan jenis subkulit yang ditempati elektron terluarnya.

Gambar 4.5 Klasifikasi golongan unsur-unsur dalam tabel periodik menurut jenis subkulit terluar yang terisi

dengan elektron

BAB V SISTEM PERIODIK UNSUR

A. Perkembangan Sistem Periodik Sistem Periodik Mendeleev

Dmitri Mendeleev seorang ahli kimia Rusia dan Lothar Meyer ahli kimia Jerman hampir secara bersamaan mengembangkan tabel periodik berdasarkan kenaikan massa atom. Dalam penelitiannya, Mendeleev menyusun seperangkat kartu, setiap kartu berisi atom dan sifat-sifat kimianya. Kartu disusun secara berurutan menurut kenaikan massa atom dan sifat kimianya. Beritkut tabel periodik Mendeleev.

Tabel 5.1 Sistem Periodik Mendeleev No Gol I Gol II Gol

No Gol I Gol II Gol periode, sehingga unsur dalam satu golongan mempunyai kemiripan sifat dan dalam satu periode disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya. Mendeleev mengosongkan beberapa tempat, hal ini dilakukan untuk menetapkan kemiripan sifat dalam golongan. Contoh: Mendeleev menetapkan Ti (Ar = 48) pada golongan IV dan membiarkan golongan III kosong, karena Ti lebih mirip dengan C dan Si, dari pada B dan Al. Mendeleev juga dapat meramalkan sifat atom yang belum dikenal seperti ekasilikon.

Tabel 5.2 Sifat eka-silikon yang diramal Mendeleev dibandingkan germanium

Sifat eka-silicon germanium

Massa atom relatif 72 72,32

Rapat massa 5,5 5,47

Volume atom 13 13,22

Valensi 4 4

Kalor jenis 0,073 0,076

Rapat jenis dioksida 4,7 4,703

Titik didih tetrakhlorida (°C) <100 86

Kelebihan sistem periodik Mendeleev adalah:

a. Sifat kimia dan fisika unsure dalam satu golongan mirip dan berubah secara teratur.

b. Valensi tertinggi suatu unsur sama dengan golongannya.

c. Dapat meramalkan sifat unsur yang belum ditemukan waktu itu dan telah mempunyai tempat yang kosong.

Kelemahan dari sistem periodik Mendeleev adalah masih terdapat atom- atom yang massanya lebih besar letaknya di depan atom yang massanya lebih kecil, contoh: Telurium (Te)

= 128 terletak pada golongan VI sebelum Iodin (I) = 127 yang terletak pada golongan VII. Hal ini dikarenakan atom yang mempunyai kemirpan sifat diletakkan dalam satu golongan.

Sistem Periodik Mendeleev versi Modern

Moseley (1915) memperbaiki susunan sistem periodik Mendeleev. Moseley berhasil menemukan nomor atom, sehingga disusun sistem periodik baru yang didasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat unsur. Sistem ini disebut sistem periodik Mendeleev versi modern. Dalam sistem ini, unsur dibagi atas 8 golongan dan 7 perioda.

Perioda ada yang pendek (1, 2, 3) dan yang panjang (4, 5, 6, dan 7). Disamping itu, juga dikenal golongan Lantanida dan Aktinida.

Sistem Periodik Modern

Sistem periodik yang dipakai sekarang adalah sistem periodik modern (sistem periodik panjang), disusun berdasarkan kenaikan nomor atom mengikuti aturan Aufbau.

Letak atom ditentukan oleh orbital yang terisi paling akhir.

Karena ada empat macam orbital, maka ada empat blok atom, yaitu blok s, p, d, dan f.

Blok s : atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital s.

Dalam susunan berkala atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital s adalah atom- atom golongan IA dan IIA.

Blok p : atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital p. Dalam susunan berkala atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital p adalah atom-atom golongan IIIA sampai golongan VIIIA.

Blok d : atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital d. Dalam susunan berkala atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital d adalah atom- atom golongan transisi IB sampai golongan VIIB ditambah golongan VIIIB.

Blok f : atom-atom yang elektron terluarnya mengisi orbital f.

atom-atom blok f ini meliputi atom-atom Lantanida dan aktinida.

Gambar 5.1 Sistem Periodik Modern

B. Penggolongan Periodik Unsur-Unsur

Menurut jenis subkulit yang terisi, unsur-unsur dapat dibagi menjadi beberapa golongan unsur utama, gas mulia, unsur transisi (logam transisi), lantanida dan aktinida.

Menurut Gambar 6.2 unsur-unsur utama (golongan utama) adalah unsur-unsur dalan Golingan 1A hingga 7A, yang semuanya memiliki subkulit s atau p dengan bilangan kuantum utama tertinggi yang belum terisi penuh.

Dengan pengecualian pada Helium, seluruh gas mulia (unsur-unsur golongan 8A) mempunyai subkulit p yang terisi penuh (konfigurasi elektronnya adalah 1s² untuk Helium dan ns² np⁶ untuk gas mulia yang lain, dimana n adalah bilangan kuantum utama untuk kulit terluar). Logam transisi adalah unsur-unsur dalam Golongan 1B dan 3B hingga 8B, yang mempunyai subkulit d yang tidak terisi penuh atau mudah menghasilkan kation dengan subkulit d yang tak terisi penuh.

Lantanida dan aktinida disebut unsur transisi blok f karena

kedua golongan ini memiliki subkulit f yang tidak terisi penuh.

Gambar 5.2 Konfigurasi elektron pada keadaan dasar.

Agar sederhana, hanya ditampilkan konfigurasi kulit terluar.

Berdasarkan sifat kelogaman, unsur dapat dibagi tiga, yaitu :

a. Logam b. Bukan logam

c. Metalloid (semi logam)

Yang termasuk logam adalah unsur blok s (kecuali H), blok d, blok f dan sebagian blok p (bagian kiri bawah). Unsur bukan logam adalah sebagian blok p, yaitu bagian kanan atas, sedangkan unsur metaloid terletak pada blok p yaitu antara logam dan bukan logam. Yang termasuk unsur metaloid adalah B, Al, Si, Ge, As, Sb, dan Te.

Menentukan Golongan dan Periode Unsur

Sistem periodik modern disusun berdasarkan konfigurasi elektron. Konfigurasi elektron dapat dibuat jika nomor atom suatu unsur diketahui. Jadi, letak suatu unsur dalam sistem periodik dapat dicari dari nomor atomnya. Dari konfigurasi elektron dapat dihitung jumlah elektron kulit terluar atau elektron valensinya.

Jika elektron terakhir (elektron valensi) pada orbital s atau p maka unsur termasuk golongan utama (golongan A).

Contoh :

7X : 1s² | 2s² 2p³ Golongan VA

11Y : 1s² | 2s² 2p⁶ | 3s¹ Golongan IA

Unsur elektron terakhir (elektron valensi) pada orbital d termasuk golongan transisi.

Contoh:

24P : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁴ Golongan VIB

47Q : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d⁹ konfigurasi elektron menjadi :

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s¹ 4d¹⁰ Golongan IB Periode unsur dapat ditentukan dari bilangan kuantum (n) yang terbesar atau n kulit terluarnya. Dengan demikian, perioda keempat unsur di atas adalah :

7X : 1s² | 2s² 2p³ Periode 2 karena n terbesar 2,

C. Sifat Periodik Unsur Jari-Jari Atom

Perbedaan inti dan jumlah elektron akan mengakibatkan ukuran atom suatu unsur berbeda dari atom lain. Ukuran itu dinyatakan dengan jari-jari atom. Jari-jari atom adalah jarak antara dua atom sejenis yang terikat dalam ikatan tunggal.

Contoh klor, jari-jari dihitung dari panjang ikatan molekul Cl2 (Cl – Cl). Panjangnya 1,98 A⁰, maka jari-jari atom klor adalah setengahnya, yaitu 0,99A⁰.

Atom dapat menjadi ion positif atau ion negatif. Ion positif terjadi bila atom kehilangan elektron, maka jari-jari ion positif lebih kecil dari atomnya. Ion negatif terbentuk bila atom menerima elektron, maka jari-jari ion negatif lebih besar dari atomnya.

Jari-jari atom beberapa unsur dapat dilihat pada Gambar 5.3. unsur golongan utama mempunyai satu jenis ion yang stabil, sedangkan golongan transisi mempunyai dua atau lebih ion yang stabil.

Gambar 5.3 Jari-jari atom (dalam pikometer) unsur golongan utama

Unsur dalam satu periode, mempunyai kulit yang sama, tetapi nomor atom bertambah dari kiri ke kanan, sehingga daya tarik inti pada kulit terluar makin besar dari kiri ke kanan. Contoh: atom Na dan Mg mempunyai nomor atom masing-masing 11 dan 12. Daya tarik inti Na lebih kecil dari pada inti Mg terhadap elektron kulit terluarnya. Akibatnya, jari-jari atom Na (1,90) lebih besar dari Mg (1,60).

Dalam satu golongan, unsur mempunyai elektron valensi sama, tetapi jumlah kulitnya bertambah dari atas ke bawah. meninggalkan atom sehingga membentuk ion positif.

Contoh : Na(g) Na⁺(g) + e

-Proses ini disebut ionisasi (pembentukan ion).

Energi ionisasi adalah energi minimum yang diperlukan untuk melepaskan satu elektron dari atom berwujud gas pada keadaan dasarnya. Makin besar energi ionisasi, makin sukar untuk melepaskan elektronnya.

Jumlah elektron yang lepas dari suatu atom mungkin satu, dua atau tiga, bergantung pada atom dan energy yang diberikan. Energi untuk melepaskan satu elektron pertama disebut energi ionisasi pertama (I1), kedua disebut energi ionisasi kedua (I2), ketiga disebut energi ionisasi ketiga (I3), contohnya atom Aluminium.

Al(g) Al⁺(g) + e^- ∆H = 577,4 kJ mol^-1 (I1) Al⁺(g) Al²⁺(g) + e^- ∆H = 816 kJ mol^-1 (I2) Al²⁺(g) Al³⁺(g) + e^- ∆H = 2744 kJ mol^-1 (I3) Oleh karena itu, untuk unsur yang sama, energi ionisasi selalu bertambah sesuai dengan urutan berikut : I1 < I2 < I3

Berarti setelah satu electron keluar dari atom, daya tarik inti terhadap elektron yang tinggal menjadi besar, karena jari-jari, rA > rA+ > rA2+ > ….

Pengecilan jari-jari terjadi karena elektron saling tolak menolak, dan bila satu elektron keluar maka daya tolaknya menjadi lebih kecil, sehingga terjadi pengerutan seperti Al menjadi Al⁺. pengecilan juga terjadi bila setelah elektron keluar mengakibatkan jumlah kulit berkurang, seperti Na menjadi Na⁺.

Tabel 5.3 mencantumkan energi ionisasi untuk 20 unsur pertama yang dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ/mol), yaitu jumlah energi dalam kilojoule yang diperlukan untuk melepaskan 1 mol elektron dari 1 mol atom (ion) dalam keadaan gas. Energi yang diserap oleh atom (atau ion) dalam

Tabel 5.3 mencantumkan energi ionisasi untuk 20 unsur pertama yang dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ/mol), yaitu jumlah energi dalam kilojoule yang diperlukan untuk melepaskan 1 mol elektron dari 1 mol atom (ion) dalam keadaan gas. Energi yang diserap oleh atom (atau ion) dalam