SISTEM PERIODIK UNSUR.ppt

SISTEM PERIODIK UNSUR

Ilmu kimia

Struktur

Sifat

Reaksi Energi

Materi

materi

materi

sifat unsur

sistem klasifikasi unsur

sistem periodik unsur

SEBELUM TAHUN 1800

Hanya diketahui beberapa logam

Tahun 3000 SM :

Besi

Emas

Perak

Timbal

Abad ketiga

Dilakukan pengidentifikasian unsur-unsur

berdasarkan sifat kimianya

TRIADE DOBEREINER

(JOHAN WOLFGANG DOBERINER)

Beberapa gugus unsur yang mempunyai sifat kimia & fisika yang sama

Tiga unsur pada golongan tertentu memiliki sifat-sifat yang sama

Massa atom dari unsur yang ditengah dalam setiap triade hampir sama dengan massa atom rata-rata unsur yang lainnya

Contoh :

Li (6,941) Na (22,897768) K (39,0983) S (32,066) Se (78,96) Te (127,60) Cl (35,4527) Br (79,904) I (126,90447) Ca (40,078) Sr (87,62) Ba (137,727)

HUKUM OKTAF

(JOHN ALEXANDER REINA NEWLANDS)

 Bila unsur-unsur yang telah diketahui ditulis sesuai dengan kenaikan bobot atomnya maka akan tersusun sifat-sifat yang mirip pada setiap unsur kedelapan

 Sesuai dengan tangga nada musik

 Unsur kedelapan dalam susunannya menunjukkan pengulangan sifat

 H Li Be B C N O

 F Na Mg Al Si P S

 Cl K Ca Cr Ti Mn Fe

 Kesalahan : hukum oktaf ini diperlakukan secara umum

DAFTAR PERIODIK NEWLANDS

1. H F Cl Co Br Pd I Pt Ni Ir 2. Li Na K Cu Rb Ag Cs Tl 3. Be Mg Mg Zn Sr Cd Ba Pb 4. B Al Cr Y Ce U Ta Th La 5. C Si Ti In Zr Sn W Hg 6. N P Mn As Di Sb Nb Bi Mo 7. O S Fe Se Rb Fe Au Os Ru

ODLING

Mengemukakan daftar unsur berdasarkan matematis

ternyata tersusun sesuai dengan kemiripan sifat-sifat kimianya

Mo 96 W 184 Au 196,5 Pd 106,5 Pt 197 Li 7 Na 23 Ag 108 Be 9 Mg 24 Zn 65 Cd 112 Hg 200 B 11 Al 27,5 Tl 203 C 12 Si 28 Sn 118 Pb 207 N 14 P 31 As 75 Sb 122 Bi 210 O 16 S 32 Se 79,5 Te 124 F 19 Cl 35,5 Br 80 I 127 K 39 Rb 85 Cs 133 Ca 40 Sr 87,5 Be 137 Ti 48 Zr 89,5 Tn 231 Cr 52,5 V 138 Mn 55

BENTUK PENDEK

(DIMITRI MENDELEEV)

Tahun 1869 Mendeleev menyusun tabel versi awal dari hukum periodik

Ia membuat kartu untuk setiap unsur yang diketahui & lengkap dengan sifat fisik & kimianya

Data yang kurang dilakukan percobaan Kartu disusun

Disusun berdasarkan berat atom

Bila unsur disusun berdasarkan kenaikan berat atom, ternyata sifat tertentu ditemukan secara periodik

DAFTAR PERIODIK MENDELEEV DIBUAT TAHUN 1871 YANG DISUSUN ATAS :

* 12 BARIS * 8 KOLOM

Mendeleev mengosongkan beberapa tempat untuk unsur-unsur yang belum ditemukan

Ia meramalkan adanya unsur tertentu dengan sifat-sifatnya

Contoh : pada berat atom 72 ditemukan golongan unsur yang sama dengan unsur Si ( yang disebut : Eka Silikon (ES)), yang akhirnya ditemukan sebagai unsur Ge

Ramalan Mendeleev dengan kenyataan yang diperoleh sebagai berikut :

HASIL RAMALAN MENDELEEV

SIFAT RAMALAN

EKA SILIKON (ES) (1871) GERMANIUM (Ge) (1886) BOBOT ATOM 72 72,6 BJ (g/cm3) 5,5 5,47 VOLUME (cm3/mol) 13 13,22

WARNA ABU-ABU PUTIH KEABUAN

BJ OKSIDA (g/cm3) ESO₂ = 4,7 GeO₂ = 4,703 Td TETRAKLORIDA (Oc) ESCl₄ = 100 GeCl₄ = 86 BJ TETRA KLORIDA

(g/cm3)

LOTHAR MEYER

Tahun 1869 L. Meyer menulis makalah

pada majalah Liebig Annalen dengan

judul : “sifat unsur kimia sebagai fungsi

bobot atom”

Meyer menekankan pada sifat fisik dari

unsur

Pada umumnya, sifat unsur merupakan

fungsi periodik dari bobot atomnya

DAFTAR PERIODIK LOTHAR MEYER

I II III IV V VI VII VIII IX

B 11 Al 27,3 In 113,4 Tl 202,7 C 12 Si 28 Ti 48 Zr 89,7 Sn 117,8 Pb 206,3 N 14 P 30,9 V 51,2 As 74,9 Nb 93,7 Sb 122,1 Ta 192,2 Bi 207,5 O 16 S 32 Cr 52,4 Se 78 Mo 95,6 Te 128,,3 W 183,5 F 19,1 Cl 35,4 Mn 54,8 Br 79,85 Ru 103,5 I 125,5 Os 198,6 Fe 55,9 Rh 104,1 Ir 196,7 Co Ni 58,6 Rb 106,2 Pt 196,7 Li 7 Na 22,9 K 39 Cu 63,3 Ag 107,9 Cs 132,7 Au 192,2 Be 9,3 Mg 23,9 Ca 39,9 Zn 64,9 Sr 87 Cd 11,6 Ba 136,8 Hg 199,3

JOHN RAYLEIGH & WILLIAM RAMSAY (1893)

Menemukan gas yang tidak reaktif :

Gas Argon (Ar)

Tidak dapat ditempatkan ke dalam tabel periodik Mendeleev

Tahun 1898 ditemukan gas baru :

Helium

Neon

Kripton

Xenon

HENRY MOSELEY (1914)

Sifat-sifat unsur berulang secara periodik

berdasarkan nomor atomnya :

“Tabel Periodik Unsur Modern Bentuk

Panjang” _

Berdasarkan :

Konfigurasi elektron unsur

Bertambahnya nomor atom

Terbagi atas :

Golongan (16)

Periode (7)

A. Sifat Unsur, Konfigurasi Elektronik,

dan Sistem Periodik Unsur

Berdasarkan hubungan ketiganya, maka unsur-unsur dikelompokkan ke dalam 3 kelompok yaitu :

1. Unsur utama (blok s dan p)

2. Unsur peralihan/transisi (blok d)

GOLONGAN

(VERTIKAL)

Berisi unsur-unsur sejenis

Berdasarkan susunan elektronnya

Dengan angka Romawi & Huruf (A

atau B)

Terbagi menjadi empat blok :

unsur blok s ns

1…2

unsur blok p ns

2

_np

1…6

unsur blok d ns

2

(n-1)d

1…10

Terbagi menjadi tiga kelompok :

Golongan unsur utama (blok s dan p)

Golongan unsur peralihan/transisi

(blok d)

Golongan unsur peralihan

dalam/transisi dalam (blok f) :

Lantanida Aktinida

UNSUR-UNSUR UTAMA

(blok s dan p)

Alkali (IA) ns

1

Alkali tanah (IIA) ns

2

Boron (IIIA) ns

2

_np

1

Karbon (IVA) ns

2

np

2

Nitrogen (VA) ns

2

np

3

Oksigen (VIA) ns

2

np

4

Halogen (VIIA) ns

2

np

5

Gas mulia (VIIIA) ns

2

_np

6

Unsur Utama

Blok s

Contoh : ₁₁Na ; 1s2 _2s2 _2p6 _3s1

Bentuk umum : (orbital dalam penuh) ns1-2 Kemiripan sifat :

- Antar unsur segolongan

- Konfigurasi elektronik (orbital dalam penuh dan orbital terluar sama)

Perbedaan sifat:

- antar unsur beda golongan

- Konfigurasi elektronik (orbital dalam penuh tetapi orbital terluar beda)

Blok p

Contoh : ₁₃Al ; 1s2 _2s2 _2p6 _3s2 _3p1

Bentuk umum : (orbital dalam penuh) ns2 _np1-6

Kemiripan sifat :

- antar unsur segolongan

- Konfigurasi elektronik (orbital dalam penuh dan orbital terluar sama)

Perbedaan sifat :

- antar unsur beda golongan

- Konfigurasi elektronik (orbital dalam penuh tetapi orbital terluar beda)

GOLONGAN UNSUR PERALIHAN/TRANSISI

(blok d)

IIIB (n-1)d

1

ns

2

IVB (n-1)d

2

ns

2

VB (n-1)d

3

ns

2

VIB (n-1)d

5

ns

1

VIIB (n-1)d

5

ns

2

VIIIB (n-1)d

6,7,8

ns

2

IB (n-1)d

10

ns

1

IIB (n-1)d

10

_ns

2

Unsur Peralihan/Transisi

Blok d

Contoh :

₂₆

Fe ;

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

3d

6

4s

2

Bentuk umum :

(orbital dalam penuh) (n-1)d

1-10

ns

2

Kemiripan sifat :

tidak ada pola yang berlaku umum, tetapi

bisa antar unsur segolongan dan antar

unsur seperiode.

Perbedaan sifat

:

GOLONGAN UNSUR

PERALIHAN DALAM/TRANSISI

DALAM (blok f)

LANTANIDA

4f

AKTINIDA

5f

Unsur Peralihan Dalam/Transisi Dalam Blok f

Contoh : ₅₉Pr ; 1s2 _2s2 _2p6 _3s2 _3p6 _3d10 _4s2 _4p6 _4d10 _4f3

5s2 _5p6 _6s2

Bentuk umum :

(orbital dalam penuh) (n-1)f1-14 _(n-1)s2 _(n-1)p6 _ns2

Kemiripan sifat :

- antar unsur seperiode

- Konfigurasi elektronik (orbital dalam penuh dan dua orbital terluar sama)

Perbedaan sifat :

P E R I O D E

Menunjukkan bilangan kuantum utama terbesar yang dapat dimiliki oleh unsur yang terdapat dalam periode tersebut

Hubungan antara periode dengan pengisian orbital Periode Orbital yang terisi e

-1 s

2 s p

3 s p

4 s p d

5 s p d

6 s p d f

7 s p d f

KATAGORI UNSUR

1. LOGAM

2. NON LOGAM

3. METALOID

4. GAS MULIA

L O G A M

Hanya memiliki sejumlah kecil elektron

pada orbital s dan p dari kulit atom dengan

bilangan kuantum utama tertinggi

Sifat kimia

mudah melepaskan satu atau lebih elektron

membentuk ion positif

Sifat fisika

mampu menghantarkan listrik & panas

dapat dibentuk (ductility)

N O N L O G A M

Unsur yang dapat memperoleh

konfigurasi elektron seperti Gas Mulia

dengan cara menerima sejumlah kecil

elektron

METALOID

Menunjukkan sifat-sifat logam dan non

logam

Pada diagonal antara golongan logam

transisi dan non logam

B

(IIIA)

Si (IVA)

As (VA)

Te (VIA)

B. Sifat Periodik

Model atom mekanika gelombang

Ukuran atom

-

Jenis dan cacah atom tetangga

-

Jenis interaksi dengan atom tetangga

Jari-jari atom

UKURAN ATOM

1. jari-jari kovalen

yaitu panjang ikatan dalam molekul kovalen (gas /

padat) yang merupakan jarak antar-inti-atom dalam

senyawa kovalen.

Contoh : molekul Cl

₂

: jarak antar-inti Cl = 1,99 Å

Jari-jari kovalen atom Cl = ½ x 1,99 Å

Catatan :

pada Cl

₂

ikatan kovalen tunggal diukur jari-jari

kovalen ikatan tunggal

Jika ikatan kovalen rangkap diukur jari-jari kovalen

ikatan rangkap.

Untuk unsur yang sama, jari-jari kovalen ikatan

tunggal > jari-jari kovalen ikatan rangkap.

2. Jari-jari atom

Jarak dari elektron terluar dengan inti

atom

Faktor-faktor yang mempengaruhi jarak :

Variasi ukuran atom dalam golongan

jarak elektron dari inti atom tergantung bilangan kuantum utama (n)

makin tinggi bilangan kuantum utama maka makin besar ukuran atom

makin banyak kulit atom dalam satu golongan (dari atas ke bawah) maka makin besar ukuran atom

JARI-JARI ATOM MENINGKAT (DARI ATAS KE BAWAH)

Variasi ukuran atom dalam satu periode

dari kiri ke kanan dalam satu periode memiliki nomor atom makin besar

makin ke kanan :

– naik satu satuan muatan positif (inti) – naik satu elektron (kulit terluar)

makin ke kanan, gaya tarik menarik makin besar JARI-JARI ATOM MENURUN (DARI KIRI KE

KANAN)

Variasi ukuran atom dalam deret transisi

elektron yang menempati kulit atom bagian dalam meningkat

jumlah elekltron di kulit atom terluar tetap contoh : Fe, Co, Ni (golongan VIIIB)

26

Fe (1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

3d

6

4s

2

)

27

Co (1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

3d

7

4s

2

)

28

Ni (1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

3d

8

4s

2

)

Jumlah elektron di kulit terluar SAMA

Jumlah elektron di kulit bagian dalam

BERBEDA

tetapi :

sifatnya sama

3. jari-jari ionik

Yaitu jarak antar-inti senyawa ionik Contoh :

Na : 1s2 _2s2 _2p6 _3s1

Na+ _{: 1s}2 _2s2 _2p6 _3s0

Cl : 1s2 _2s2 _2p6 _3s2 3_p5

Cl- _{: 1s}2 _2s2 _2p6 _3s2 3_p6

jari-jari Na+ _{= 0,95 Å dan Cl}- _{= 1,01 Å dapat ditentukan}

berdasarkan data jarak antar-inti = 2,75 Å Catatan :

Jari-jari ion (+) < jari-jari atom asal Jari-jari ion (-) > jari-jari atom asal

Makin banyak elektron dilepaskan/ditambahkan, jari-jari atomik > Jari-jari atom

Pada tabel periodik, dari kiri ke kanan makin kecil dan dari atas ke bawah makin besar.

Hal ini dapat dijelaskan berdasarkan muatan inti dan konfigurasi elektronik.

Jari-jari atom

Pada table periodik, dari kiri ke kanan makin

kecil dan dari atas ke bawah makin besar.

Hal ini dapat dijelaskan berdasarkan muatan

inti dan konfigurasi elektronik.

Muatan inti, dihitung berdasarkan muatan

inti efektif Z

*

(muatan inti atom yang efektif

tetapan penyaringan σ dihitung berdasarkan kaidah empiris SLATER (1930)

1.Orbital dikelompokkan menjadi : (1s), (2s,2p), (3s,3p), (3d), (4s,4p)….

2. Untuk elektron disebelah kanan (ns, np) yg diamati tidak memberikan efek penyaringan.

3. Untuk semua elektron dalam kelompok (ns, np) yang diamati memberikan kontribusi penyaringan sebesar 0,35.

4. Untuk semua elektron pada kulit ke (n-2) atau lebih rendah memberikan kontribusi penyaringan sebesar 1,00.

5. Untuk elektron dalam kelompok nd dan nf : 6. Idem (1), (2), (3)

7. Semua elektron yang terletak di sebelah kiri (nd, nf) memberikan kontribusi penyaringan sebesar 1,00.

8. Asumsi, atom cenderung melepaskan elektron Contoh : ₉F : 1s2 _2s2 _2p5

Orbital dikelompokkan menjadi : (1s)2 _{, (2s,2p)}7

σ = (6 x 0,35) + (2 x 0,85) = 3,80 Z* = Z - σ = 9 – 3,80 = 5,20

Z

*

pada unsur golongan I dan periode I, dari kiri ke

kanan makin besar dan dari atas ke bawah kurang

lebih sama

Unsur golongan I, Z

*

_{yang mempengaruhi elektron}

terluar hampir sama dengan jari-jari atom yang

hanya dipengaruhi oleh cacah tingkat energi

utama.

Unsur periode I :

Z

*

_{yang mempengaruhi elektron terluar makin}

besar dimana jari-jari atom utamanya dipengaruhi

oleh Z

*

Makin besar Z

*

maka makin besar tarikan inti

terhadap elektron terluar dan makin dekat elektron

terluar ke inti maka makin kecil jari-jari atom

Penambahan elektron ke tingkat energi ke2

cenderung memperbesar ukuran atom karena

makin besarnya tolakan antar-elektron dalam

tingkat energi tersebut, tetapi tidak sangat

ENERGI IONISASI

Energi ionisasi I merupakan energi yang

diperlukan untuk melepaskan satu elektron

yang terikat paling lemah dari suatu atom

netral dalam keadaan gas.

M

_(g)

+ energi M

+_(g)

+ e

-Energi ionisasi dapat dikatakan sebagai

ukuran kemudahan pembentukan ion (+)

Energi ionisasi suatu atom mengikuti hokum

Coulomb : F = q

₁

. q

₂

/r

2

Energi ionisasi I : E = e . Z

*

/r

2

Jika E kecil, Z

*

rendah dan r besar, maka

elektron mudah dilepaskan dan ion (+)

mudah terbentuk

Unsur segolongan, dari atas ke bawah : Z

*

kurang lebih sama, r makin besar, dan E makin

kecil

Unsur seperiode, dari kiri ke kanan : Z

*

makin

besar, r makin kecil, dan E makin besar.

Energi ionisasi Be (9,3 eV) > energi ionisasi B

(8,3 eV)

Diamati dari konfigurasi elektroniknya

Be : 1s

2

2s

2

B : 1s

2

2s

2

2p

1

Orbital Be penuh sehingga lebih stabil daripada

B

Jika konfigurasi elektronik suatu unsur lebih

stabil maka lebih sulit melepaskan elektron

sehingga energi ionisasinya lebih besar.

Pada tabel periodik, energi ionisasi dari kiri ke

kanan makin besar (sukar membentuk ion +)

dan dari atas ke bawah makin kecil (mudah

membentuk ion +)

AFINITAS ELEKTRON

Yaitu energi yang dilepaskan jika ditambahkan satu elektron ke dalam suatu atom netral dalam keadaan gas.

X_(g) + e- _X

-(g) + energy

Afinitas elektron merupakan ukuran kemudahan pembentukan ion (-).

Pada tabel periodik, dari kiri ke kanan makin besar (mudah membentuk ion -) dan dari atas ke bawah makin kecil (sukar membentuk ion -).

Afinitas elektron (ukuran kemudahan pembentukan ion -) merupakan kebalikan dari energi ionisasi (ukuran

kemudahan pembentukan ion +).

Contoh : H = 0,75; O = 1,48; N = 0,2

(masih sulit diukur secara eksperimen sehingga baru terukur pada beberapa unsur)

ELEKTRONEGATIVITAS

Yaitu kemampuan suatu atom untuk

menarik elektron (bukan besaran yang

dapat diukur, tapi harganya relatif

didefinisikan terhadap elektronegativitas

unsur lain)

Skala elektronegativitas : Skala Pauling,

Skala Mulliken, Skala Allred dan Rochow,

serta Skala Sanderson.