search materi di blog ini

sistem periodik unsur



BAB III
SISTEM PERIODIK UNSUR
(SPU)

Unsur-unsur yang dikenal saat ini sebenarnya sudah ada di alam sejak dahulu, bahkan dengan terbentuknya unsur itu dapat dikatakan bersamaan waktunya dengan terbentuknya alam semesta ini. Penemuan unsur-unsur oleh manusia secara bertahap sejalan dengan perkembangan ilmu dan teknologi. Bedasarkan sifat mannusia yang selalu ingin tahu apa yang ada di lingkungannya akhirnya satu persatu unsur-unsur tersebut dikenalnya.
Sejak semual manusia telah berusaha menggolong-golongkan unsur yang ada untuk memperoleh keteraturan.
Pada mulanya usaha penggolongan unsur berjalan sangat lambat karena terbatasnya jumlah unsur yang diketahui serta tidak begitu diketahui sifat-sifat unsur. Baru setelah pertengahan abad XIX muncul sistem periodik dengan merupakan dasar dari SPU setelah mengalami penyempurnaan. Perkembangan SPU tersebut adalah sebagai berikut :
Klasifikasi unsur yang paling sederhana adalah logam dan nonlogam. Berdasrkan pengamatan persamaan maupun perbedaan sifat-sifat unsur, para ilmuwan berusaha mencari hubungan antara sifat unsur dengan massa atomnya.
Ada tiga teori tentang sistem periodik unsur :
1.      Teori “Triade” oleh J. W. Dobereiner (1817)
2.      Teori “Oktaf” oleh J.A.K. Newlands (1865)
3.      Sistem Periodik Unsur oleh Mendeleyev (1869)

Teori Triade Dobereiner

J.W. Dobere.iner adalah orang pertama yang menemukan adanya hubungan sifat-sifat unsur dengan massa atomnya. Dari hasil pengamatannya, mennunjukkan bahwa unsur-unsur mempercayai sifat-sifat yang mirip atau hampir sama adalah unsur yang terdiri dari tiga buah unsur. Massa unsur yang ditengah hampir sama dengan setengah massa unsur yang pinggir. Karena tiap kelompok terdiri dari tiga buah unsur, maka teori ini disebut teori “triade”.
Contoh :
1)      Untuk atom-atom Li, Na, dan K yang massa atom relatifnya masing-masing 7, 23 dan 39, maka massa atom yang ditengah menurut teori traide ini adalah :
½ (Ar Li + Ar K) = Ar Na
½ (7 + 39) = 23
2)      Untuk atom-atom Ca, Sr, dan Ba yang massa atom relatifnya masing-masing 40, 88, dan 137.
Massa atom Sr kira-kira ½ (40 + 137) = 88,5
3)      Untuk atom-atom S, Se, dan Te yang massa atom relatifnya masing-masing 32, 79, dan 128.
Massa atom Se kira-kira ½ (32 + 128) = 80.
4)      Untuk Cl, Br, dan I yang massa atom relatifnya masing-masing 35,5; 80; dan 127.
Massa atom Br kira-kira ½ (35,5 + 127) = 81,25.
Hubungan sifat fisiknya, misalnya wujud dan warna :
Cl2       : gas berwarna kuning hijau
Br2       :  cair berwarna coklat
I2         : padatan berwarna hitam atau coklat tua
Kelanjutan penelitian tentang massa atm dan sifatnya ternyata didapat penyimpangan-penyimpangan teori “triade” ini.

Teori “Oktaf” Newlands

Berdasarkan  massa atom unsur-unsur yang telah ditemukan pada tahun 1863 dan 1865, J.A.K. Newlands menyusun unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atomnya. Dari daftar susunan unsur diperoleh adanya sifat-sifat yang terulang kembali setelah selang beberapa unsur. Sifat suatu unsur akan terulang kembali tujuan unsur kemudian.
Unsur ke-1, ke-8, dan ke-15, sifat-sifatnya hampir sama. Demmikian juga unsur ke-2, ke-9, dan ke-16 atau unsur ke-3, ke-10, dan ke-17.
Teori ini disebut teori “Oktaf” seperti nada/not musik :
do, re, mi, fa, sol, la, si, do
1,    2,   3,  4,  5,   6,  7,   1’

DAFTAR UNSUR NEWLANDS
1
H
2
Li
3
Be
4
B
5
C
6
N
7
O
8
F
9
Na
10
Mg
11
Al
12
Si
13
P
14
S
15
Cl
16
K
17
Ca
18
Cr
19
Ti
20
Mn
21
Fe
22
Br
23
Rb
24
Sr
25
La
26
Zr
27
Mo
28
Ru
29
Pd
30
Ag
31
Cd
32
In
33
Sn
34
Sb
35
I
36
Te
37
Cs
38
Ba
39
Ta
40
W
41
Nb
42
Au
43
Pt
44
Os
45
Hg
46
Tl
47
Pb
48
Bi
49
Th

Hukum Newlands menjumpai kesulitan dan merupakan kelemahan teorinya, misalnya Fe seharusnya mempunyai sifat yang mirip dengan O dan S, ternyata berbeda. Sebagai anggota kelompok logam sedang O dan S sebagai anggota kelompok nonlogam. Sifat-sifatnya lebih banyak perbedaannya daripada kemimripannya.


Sistem Perodik Unsur Mendeleyev (1896)
Bertitik tolak dari kelemahan hukum oktaf Newlands, dua ilmuwan dari dua negara yang bekerja secara terpisah dan tidak saling berhubungan menyusun unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atomnya.
1.      Ilmuwan Jerma yang bernama Julius Lothar Meyer menyusun unsur-unsur berdasarkan kenaikkan massa  atom dan sifat-sifat fisisnya. Antara lain : volume atom unsur dalam keadaan pada (yaitu massa atom dibagi massa jenisnya), titik leleh unsurm titik didihnya.
2.      Ilmuwan rusia yang bernama Dimintri Mendeleyev menyusun unsur-unsur berdasarkan kenaikkan massa atom dan sifat kimianya, misalnya dari rumus senyawa yang telah dikenal, massa atom, dan sifat-sifat  lain.
Dari kedua ilmuwan ini ternyata dihasilkan susunan unsur yang mirip, tetapi D. Mendeleyev mempunyai kelebihan yaitu dapat meramalkan adanya unsur-unsur yang waktu itu belum diketemukan. Ramalan sifat-sifat ternyata benar. Teori ini dikenal dengan nama Sistem Periodik Unsur Mendeleyev.

Hukum Periodik Mendeleyev :
Sifat unsur-unsur merupakan sifat periodik (berkala) dari berat atom atau massa atomnya.
Penyusunan unsur Mendeleyev :
1.      Setiap unsur yang telah diketahui pada saat itu dibuatkan sebuah kartu dengan dicantumkan pula massa atom, rumus-rumus senyawanya, dan sifat-sifat lainnya.
2.      Kartu-kartu tersebut kemudian disusun urut berdasarkan naiknya massa atom.
3.      Dari deretan unsur ini, kalau mendatar terjadi perubahan sifat dan ditetapkan unsur baru yang sifatnya mirip dengan unsur yang telah ada, maka unsur baru ini diletakkan di bawah unsur semula sehingga diperoleh deretan unsur mendatar baru.
4.      Jika suatu unsur berdasarkan urutan naiknya massa atom seharusnya diletakkan di bawah unsur tertentu misalnya ke-13, tetapi karena sifat-sifatnya mirip dengan unsur ke-14 maka oleh Mendeleyev unsur tersebut diletakkan di bawah unsur ke-14.
Mendeleyev yakin bahwa unsur di bawah unsur ke-13 belum diketemukan, tetap dikosongkan. Sifat-sifat unsur yang belum diketemukan ini telah diramalkan. Dan kenyataannya ini membuktikan bahwa di samping kenaikkan massa atomnya, sifat-sifat lain dari unsur lebih diperhatikan.
Kalau diketahui adanya unsur yang massa atomnnya kecil dan diletakkan di belakang unsur yang massa atomnya lebih besar, misalnya I (massa atomnya 127) diletakkan di belakan Te (massa atomnya 128), maka dasar yang digunakan adalah sifat-sifat I mirip dengan Cl dan Br dan sifat-sifat Te mirip dengan S dan Se.
Demikian pula bila beberapa unsur yang ditempatkan pada kotak atau kartu yang sama meskipun massa atomnya tidak sama (makin besar), maka hal ini disebabkan karena unsur-unsur ini mempunyai sifat yang besar.
Unsur-unsur tersebut antara lain Fe, CO, dan Ni kemudian ada kotak-kotak yang berisi 14 buah unsur yang dikenal dengan nama logam tanah karah atau seri Lantanoida.
Dari hasil penyusunan unsur-unsur diperoleh :
  1. Deret horizontal yang terdiri dari unsur-unsur yang massa atomnya dari kiri ke kanan makin besar serta adanya perubahan sifat yang teratur. Keteraturan ini kemudian disebut kala atau perioda. Ada 7 deretan mendatar unsur-unsur atau ada 7 perioda.
  2. Arah bertikal menunjukkan bahwa sifat unsur-unsurnya mirip atau hampir sama. Kotak arah vertikal dinamakan golongan. Ada 8 golongan.
  3. Dimulai dari perioda ke-4 tiap golongan dibagi menjadi golongan utama atau golongan A dan golongan tambahan atau golongan B. terdapat pada dua deret unsur horisontal yang disebut seri.


Deret atas atau seri terdiri dari :
            Gol. IA, IIA, IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, dan VIIIB
Deret bawah atau seri ganjil terdiri dari :
            Gol. IB, II, BA, IVA, VA, VIA, VIIA, dan VIIIA
  1. Untuk golongan VIIIB mulai periode ke-4 terdiri dari 3 buah unsur yang mempunyai sifat-sifat yang mirip.
  2. Golongan IIIB pada perioda ke-6 dan 7 berisi masing-masing 14 buah yang sifat-sifat unsurnya hampir sama.
Unsur-unsur golongan IIIB perioda ke-6 disebut unsur-unsur tanah jarang atau logam nadir, sekarang disebut unsur-unsur seri Lantanoida.
Unsur-unsur golongan IIIB perioda ke-7 disebut seri Aktinoda.
Dari SPU Mendeleyev tersebut.
Banyaknya unsur tiap perioda sebagai berikut :
Perioda 1 :   2 unsur, disebut perioda terpendek
Perioda 2 :   8 unsur, disebut perioda pendek
Perioda 3 :   8 unsur, disebut perioda pendek
Perioda 4 : 18 unsur, disebut perioda panjang
Perioda 5 : 18 unsur, disebut perioda panjang
Perioda 6 : 32 unsur, disebut perioda terpanjang
Perioda 7 :   belum lengkap, disebut periode belum lengkap

SPU Mendeleyev ini sangat  membantu dan mempermudah dalam mempelajari unsur-unsur dan senyawanya, tetapi karena masih dijumpai kelemahan-kelemahan dan kemajuan / perkembangan ilmu kimia, sejak 1913 SPU ini disempurnakan oleh Moseley yang kemudian dikenal dengan nama SPU bentuk panjang.

            Kelemahan-kelemahan SPU Mendeleyev :
1.      Tidak sepenuhnya berdasarkan kenaikkan masa atom, artinya ada unsur yang massa atomnya lebih kecil diletakkan di belakang (sesudah) unsur yang massa atomnya lebih besar.
Misalnya Ar dan K, Ac dan Ni, Te dan I, serta Th dan Pa.
2.      Adanya perbedaan yang sangat besar antara unsur-unsur golongan A dan B meskipun terletak dalam satu deret vertikal, misalnya antara K dan Cu.
3.      Tidak dapat menunjukkan suatu batas pemisah yang jelas antara logam dan bukan logam.

SPU Bentuk Panjang

SPU Mendeleyev sering disebut SPU bentuk pendek, sedang SPU yang digunakan saat ini adalah SPU bentuk panjang atau SPU Saja.
SPU ini adalah penyempurnaan dari SPU Mendelayev dengan mengubah dasar penyusunannya. SPU diusulkan oleh Moseley pada tahun 1913. Berdasarkan percobaan menggunakan spektograf massa akhirnya diketahui bahwa unsur-unsur terdiri dari beberapa isotop.






Keterangan untuk SPU :
1.      Golongan : susunan unsur-unsur arah vertikal.
Golongan I A disebut : golongan logam alkali.
Golongan II A disebut : golongan logam alkali tanah .
Golongan VI A disebut : golongan kalkogen.
Golongan VII A disebut : golongan halogen.
Golongan VIII A atau O disebut : golongan gas enert atau gas mulia.
2.      Perioda : atau kala susunan unsur-unsur arah mendatar.
Moseley menemukan hubungan antara frekuensi sinar Rongen (sinar-X) dengan nomor atom unsur.
Dari kedua hal itu Moseley berpendapat bahwa : sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik dari nomor atomnya, yang kemundian dikenal sebagai hukum periodikk modern. Itulah sebabnya Moseley mengusulkan agar dasar penyususnan SPU menggunakan kenaikkan nomor atom bukan kenaikan massa atom. Dengan cara demikian sekalilgus dapat mengatasi kelemahan SPU Mendeleyev.

Sistem Periodik Unsur dan Konfigurasi Elektron

SPU yang digunakan saat ini adalah SPU bentuk panjang. Dari daftar SPU tersebut mudah dilihat bahawa semua unsur yang berurutan mengalami kenaikkan nomor atom secara beraturan dengan satu satuan.
Nomor atom unsur berubah mengakibaykan perubahan konfigurasi elektr.on pada kkulit terluarnya.
Dengan kata lain SPU disusun berdasarkan konfigurasi elektron atau susunan elektron dalam atom unsur. Sehingga hukum periodik  unsur dapat pula dinyatakan menjadi :
Hukum periodik unsur :
Sifat  unsur-unsur berhubungan langsung dengan konfigurasi elektron atau susunan elektron dalam atom unsurnya. Hubungan antara SPU dengan elektron dinyatakan oleh prinsip Aufbau atau aturan pengisian elektron. Dapat diperhatikan pada bahan berikut ini :












Perioda

Nomor perioda menunjukkan nomor kulit terakhir yang titempati elektron atau bilangan kwantum utama (n) terbesar yang dimiliki atom unsur-unsur yang terdapat dalam perioda tersebut.
Pada setiap perioda selalu dimulai dengan pengisian elektron pada orbital ns dan diakhiri dengan prbital np yang terisi penuh kecuali pada periode I.

Perioda Terpendek

Perioda ini hanya terdiri dari dua unsur saja yaitu H dan He dan hanya ada pengisian elektron pada orbital 1s.

 

Perioda Pendek

Perioda ini terdiri dari 8 unsur. Perioda kedua yang disebut perioda pendek pertama diawali unsur Li dan diakhiri unsur Ne.
Perioda ketiga yang disebut perioda pendek kedua, diawali unsur Na dan diakhiri unsur Ar.
Kedua perioda pendek ini diawali pengisian elektron pada orbital 2s dan dilanjutkan pada ketiga orbital p hingga penuh.
Untuk pengisian elektron harus digunakan aturan Hund artinya pada pengisian orbital p dimulai dengan tiap orbital terisi masing-masing dengan satu elektron dengan spin yang sama atau sejajar (yaitu ke atas atau s = + ½). Oleh karena itu, pada atom N akan memililki konfigurasi elektron : 1s2.2s2.2p 2p 2p dalam bentuk orbital kotak :

Pada perioda pendek pertama, orbital 3d belum terisi karena terikat energi orbital 3d lebih besar dari orbital 4s. itulah sebabnya perioda ke-3 hanya terdiri dari 8 unsur.

Perioda Panjang

Perioda ke-4 dan 5 disebut perioda panjang yang terdiri dari 18 unsur tiap periodanya.
Pada perioda ke-4, orbital 4s mulai terisi elektron sampai penuh (2 elektron), tetapi kemudian elektron berikutnya baru orbital 3d (sampai penuh) dengan menggunakan aturan Hund.
Baru kemudian mengisi orbital 4p juga sampai penuh. Itulah sebabnya perioda panjang terdiri dari 18 buah unsur yang mempunyai 3 bentuk konfigurasi elektron.

Untuk periode ke-4 yang dimulai dari K dan diakhiri Kr.
1)      Dua unsur pertama (Ar) 4s1 dan (Ar) 4s2.
2)      Sepuluh unsur berikutnya (unsur transisi) : (Ar) 2dx 4s2 di mana  x dari 1 – 10, kecuali untuk Cr : (Ar) 3d5 4s1 dan CU : (Ar) 3d10  4s1 (ingat kestabilan tercapai jika orbital terisi penuh atau setelah penuh).
3)      Enam unsur berikutnya mengisi pada orbital 4p yang mempunyai konfigurasi elektron : (Ar) 3d10  4s2  4py (di mana y dari 1 sampai dengan 6).
Untuk perioda panjang kedua atau perioda ke-5 adalah mirip dengan perioda ke-4. Tetapi pengisian elektron dimulai dari orbital : 5s kemudian 4d dan akhirnya 5p (orbital 4f belum terisi).
Perioda ke-5 dimulai unsur Rb dan diakhiri unsur Xe.

Perioda Terpanjang :
Perioda ke-6 disebut perioda terpanjang karena terdiri dari 32 unsur. Meskipun tetap berdasar asas Aufbau, pengisian elektron pada perioda ini lebih rumit.
Dimulai dengan mengisi pada orbital 6s yaitu untuk Cs : (Xe) 6s dan Sr : (Xe) 6s2.
Kemudian terjadi penyimpangan aturan (n + l) di mana seharusnya orbital 4f tersisi daluhu hingga penuh kemudian orbital 5d. dalam hal ini justru 5d terisi satu elektron dahhulu yaitu La : (Xe) 5d1  6s2 baru kemudian mulaimengisi orbital 4f langsung 2 elektron, orbital 4f belum sampai penuh, elektron kembali mengisi orbital 5d lagi. Sedangkan utuk pengisian orbital 6p berlangsung setelah orbital 4f dan 5d telah penuh.

Perioda Belum Lengkap

Unsur-unsur dalam perioda ke-7 termasuk unsur radioaktif, dalam perioda ini dibedakan menjadi dua jenis, yaitu :
1)      Unsur-unsur yang terdapat di dalam hanya 6 buah unsur saja yaitu dari nomor 87 sampai dengan 92.
2)      Sedang unsur-unsur yang nomor atomnya lebih besar dari 92 tidak terdapat di alam melainkan merupakan hasil perubahan (Transmutasi) dari unsur-unsur uranium sehingga disebut unsur-unsur transuranium).
Dengan jalan transmutasi itulah dimungkinkan terbentuk unsur-unsur baru yang melengkapi perioda ke-7, bahkan secara teoritis dapat menghasilkan unsur-unsur perioda ke-8.


Dari uraian tersebut di atas maka dapat diambil kesimpulan :
1.      Konfigurasi elektron untuk unsur-unsur golongan utama (A) dalam satu perioda terjadi perubahan yang teratur  dengan bertambahnya satu elektron pada kulit terluarnya. Karena sifat unsur berhubungan dengan kinfigurasi elektronnya maka jelas unsur-unsur dalam satu perioda mengalami perubahan sifat yang teratur pula.
2.      Untuk unsur-unsur golongan tambahan (B) baik unsur transisi maupun unsur-unsur seri Lantanida dan Aktanida mempunyai konfiggurasi elektron pada kulit terluar yang mirip.
Karena perubahan konfigurasi elektron hanya terjadi pada orbital dari kulita yang sebelah dalam, maka tidaklah mengherankan jika sifat-sifat unsur golongan B hampir sama meskipun terletak dalam satu perioda.

Golongan Unsur

Berdasarkan hukum periodik di atas yang menyatakan bahwa sifat unsur-unsur berhubungan langsung dengan konfigurasi elektronnya, maka ini berarti unsur-unsur yang mempunyai konfigurasi elektron yang mirip (yang sama konfigurasi elektron pada kulit terluarnya) akan mempunyai  sifat-sifat kimia yang mirip pula.
Kenyataan menunjukkan bahwa yang menentukan sifat kimia suatu unsur adalah eketron pada kulit terluar yang kemudian disebut elektron valensi.
Untuk jelasnya dapat diperhatikan konfigurasi elektron unsur-unsur dalam golongan berikut ini :
1.      Golongan alkali (IA)
Dalam hal ini hidrogen tidak termasuk logam meskipun juga golongan IA.
Lu  : (He)  2s1
Na  : (Ne)  3s1
K   : (Ar)  4s1
Rb  : (Kr)  5s1
Cs  : (Xe)  6s1
2.      Golongan alkali tanah (IIA)
Be    : (He)  2s2
Mg  : (Ne)  3s2
Ca   : (Ar)  4s2
Sr     : (Kr)  5s2
Ba    : (Xe)  6s2

3.      Golongan IIIA
B      :         (He)  2s2 2s1
Al    :         (Ne)  3s2 3p1
Ga   : (Ar) 3d10 4s24p1
In     : (Kr) 4d10 5s25p1
T1    : (Xe) 4f14 5s106s2 6p1

4.      Golongan VIIA
F      :         (He)  2s2 2s5
Cl     :         (Ne)  3s2 3p5
Br   : (Ar) 3d10 4s24p5
I       : (Kr) 4d10 5s25p5

Dari data di  atas menunnjukkan adanya kemiripan konfigurasi elektron atau kemiripan elektron velensinya yaitu dalam orbitan kulit terluarnya, kecuali periode pertama.


Golongan
Elektron Valensi
Jumlah
Penulisan
Bentuk Orbital
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
VIIIA (O)
1
2
3
4
5
6
7
8
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
ns2np6


Harga n sesuai dengan nomor perioda di mana unsur tersebut berada.
Pembagian unsur berdasarkan konfigurasi elektronnya, terutama urutan pengisian elektron yang terakhir maka dibedakan menjadi 4 blok, yaitu :
1.      Unsur-unsur blok s, yaitu unsur-unsur yang pengisian elektronnya diakhiri pada orbitan s.
2.      Unsur-unsur blok p, yaitu unsur-unsur yang pengisian elektronnya diakhiri pada orbitan p.
3.      Unsur-unsur blok d, yaitu unsur-unsur yang pengisian elektronnya diakhiri pada orbitan d.
4.      Unsur-unsur blok f, yaitu unsur-unsur yang pengisian elektronnya diakhiri pada orbitan f.

Secara diagram dalam SPU, dapat digambarkan (untuk mempermudah / tida terlalu panjang maka blok f ditempatkan terpisah di sebelah bawah unsur blok d).

Blok s
                                                                        Blok p
2s

2p
3s
Blok d
3p
4s
3d
4p
5s
4d
5p
6s
5d
6p


blok 5f
 
blok 4f
 





Pembagian unsur berdasar golongan :
1.      Golongan logam alkali
Yaitu unsur-unsur golongan IA kecuali H.
2.      Golongan logam alkali tanah
Yaitu unsur-unsur golongan IIA kecuali Be yang termasuk unsur non-logam dan bersifat amfoter.
3.      Golongan boron atau aluminium
Yaitu unsur-unsur golongan IIIA kecuali B yang bersifat amfoter.
4.      Golongan karbon
Yaitu unsur-unsur golongan IVA (termasuk non-logam). Dalam hal ini unsur C termasuk pengantar listrik (konduktor) dan Si termasuk konduktor.
5.      Golongan nitrogen, fosfor
Yaitu unsur-unsur golongan V A.
6.      Golongan kalkogen atau golongan oksigen, belerang.
Yaitu unsur-unsur golongan VIA.

7.      Golongan halogen
Yaitu unsur-unsur golongan VIIA,
8.      Golongan gas mulia (enert)
Yaitu unsur-unsur golongan VIIIA, karena semuanya berwujud gas pada suhu normal dan semula dianggap tidak dapat bereaksi dengan unsur lain maka diganti menjadi golongan O. gas mulia termasuk gas monoayomik.
9.      Unsur representatif
Yaitu unsur-unsur yang termasuk blok s dan blok p atau unsur-unsur golongan utama yang  A.
10.  Unsur-unsur transisi
Yaitu unsur-unsur golongan B yang terletak antara golongan II A dan III A atau antara blok s dan  blok p. semuanya termasuk logam dan mempunyai sifat-sifat yang mirip meskipun terletak dalam satu perioda, karena perubahan sususna elektron terjadi pada orbital (kulit sebelah dalam).
Unsur-unsur golongan VIII B yang terdiri  dari 3 buah unsur dan sering disebut :
Triade besi : Fe ; Co ; dan Ni
Triade platina ringan : Ru ; Rh ; dan Pd
Triade platina berat : Os ; Ir ; dan Pt
Ketiga triade tersebut disebut unsur golongan VIII, sifatnya sangat mirip.
Golongan VIII A diganti golongan O dan golongan VIII B diganti menjadi golongan VIII.
11.  Unsur transisi dalam
Adalah unsur-unsur blok 4f atau seri lantanida dan blok 5f atau seri aktinida yang bersifat radioaktif.
Disamping itu masih juga ada pembagian unsur menjadi logam, non-logam, dan metaolida.

1.      Logam :
Unsur-sunsur yang termasuk logam bersifat berbagai konduktor listrik dan panas yang baik di samping sifat-sifat lain. Secara umum logam terletak pada golongan III A ke kiri dalam SPU, meskipun unsur-unsur golongan IV A ke kanan juga ada yang termasuk logam.
Atau secara umum dalam tiap periode unsur logam terletak di sebelah kiri.

2.      Non-logam
Unsur-unsur yang terletak di sebelah kanan dalam SPU pada tiap perioda, pada umumnya termasuk non-logam, yaitu golongan IV A ke kanan, meskipun beberapa unsur dari golongan IV A ke kanan tersebut yang terletak pada bagian bawah termasuk unsur logam.

3.      Non metaloida
Adalah unsur-unsur yang bersifat sebagai logam dan non logam. Tentang jumlah unsur metaloid ini masih bellum didapatkan kesepakatan. Namun pada umumnya yang da/pat digolongkan unsur metaloid adalah : B ; Si, Ge ; As ; Sb, Te, sedang dari percobaan (dalam keadaan yang tertentu) : P ; Se; dan Bi juga menunjukkan sifat metaloida.
Secara umum letak unsur metaloida dalam SPU adalah di antara unsur logam dan non-logam.
Sebagai gambaran dapat dibuat klasifikasi unsur-unsur khusus untuk golongan B semuanya termasuk logami baik unsur blok d maupun blok f.


Klasifikasi Logam, Non-logam dan Metaloida
(Unsur Golongan Utama)
Perioda
Golongan

IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIIA
O
2
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
3
Na 
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
4
K 
Ca
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
5
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
6
Cs
Ba
T1
Pb
Bi
Po
At
Rn

Logam                                           Metaloid                                          Non-logam

Penentuan Periode dan Golongan

Konfigurasi elektron dan SPU merupakan dua hal yang berkaitan, karena berdasdarkan pada nomor atom unsur.
Oleh karena itu, jika diketahui konfigurasi elektron suatu aton tentu dapat ditentukan unsurnya dalam SPU yaitu nomor perioda dan nomomr golongannya.  Demimkian pula sebaliknya jika diketahui letak unsur dalam SPU maka dapat dituliskan konfigurasi elektron atom unsur itu.
Untuk mempermudah menentukan periode dan golongan unsur dalam SPU harus diketahui konfigurasi elektronnya.

Pedoman menentuan perioda dan golongan unsur berdasar pengisian elektron yang terakhir dari atom suatu unsur.
1.      Jika diakhiri pada sub kulit : nsx
Maka unsur tersebut terletak pada :
Perioda : n
Golongan : x A
2.      Jika diakhiri pada sub kulit : np
Maka unsur tersebut terletak pada perioda : n
Golongan : (x + 2)  A, kalau (x  +  2) = 8 adalah golongan O.
3.       Jika diakhiri pada sub kulit d: ndx
Maka unsur tersebut terletak pada : Perioda : (n + 1)
Penentuan golongan :
1)      Kalau (x + 2) < 8, golongannya dalah (x + 2) B; golongan III B s.d golongan VII B.
2)      Kalau 8 < x < 10, golongan adalah VIII.
3)      Kalau (X + 2) > 10, golongannya adalah (x – 8) B; golongan I B dan II B.
(Jumlah elektron pada orbital d digunakan sebelum terjadi pergeseran, misalnya orbital d tetap berisi 4 atau  9).
4.      Jika diakhiri pada sub kulit f: nfx
Maka unsur itu terletak pada :
Perioda : (n + 2)
Golongan : IIIB
Jika (n + 2) = 6 berarti seri lantanioda, jika (n + 2) = 7 adalah unsur-unsur seri aktinoida.

Contoh :
1)      Untuk suatu unsur, pengisian elektron atomnya diakhiri pada sub kulit 4p3, tentukan nomor perioda, nomor golongan, dan nomor atom dari unsur itu.
Jawab :  
Pengisian elektron atom diakhiri pada sub kulit 4p3 maka unsur itu terletak pada :
Perioda 4 dan golongan (3 + 2) A = 5A atau VA. Konfigurasi elektron unsur  dibuat berdasar prinsip Aufbau sampai diakhiri 4p3, maka
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10 4p3
Berarti unsur tersebut mempunyai nomor atom = 33.

2)      Suatu unsur mempunyai nomor atom 22, tentukan letak unsur dalam SPU (perioda dan golongan) serta termasuk logam atau non-logam unsur utu?
Jawab :
Nomor atom 22, maka konfigurasi elektron unsur tersebut :
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d2
Berarti pengisian elektron diakhiri pada sub kulit 3d2.
Jadi unsur tersebut terletak pada : 
Perioda                  = (3  +  1)
                              = 4
Golongan              = (2  +  2) B
                              = 4 B atau IV B
Jadi, unsur tersebut termasuk logam (unsur transisi).

3)      Suatu unsur terletak pada perioda ke-5 golonjgan IIA. Jika satu atom unsur itu mengandung 50 netron, tentukan bilangan massa dari atom unsur tersebut!
Jawab :
Karena atom termasuk golongan II A berarti diakhiri pada orbital s yang terisi oleh 2 elektron. Sedang kalau letak atom unsur diakhiri pada sub kuklit : 5s2, maka konfigurasi elektronnya menjadi sebagai berikut :
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10 4p3 ,5s3
jadi, nomor atom unsur tersebut = 38. Inti atom unsur tersebut mengandung 38 proton, karena jumlah netron diketahuo = 50 maka bilangan unsur tersebut
= 38 + 50 = 88

Beberapa Sifat Periodik Unsur

Sifat periodik unsur-unsur adalah sifat dari unsur-unsur yang berubah secara periodik dengan bertambahnya nomor atom unsur. Telah diketahuhi bahwa sifat unsur terutama sifat kimianya berhubungan langsung dengan konfigurasi elektron.
Pada umumnya sifat unsur-unsur dalam satu perioda dari kiri ke kanan baik sifat fiisika maupun kimianya berubah secara teratur karena terjadi perubahan struktur atom yang teratur. Baik perubahan struktur inti atom maupun konfigurasi elektronnya (terutama perubahan konfigurasi elektron yang terjadi pada kulit terluarnya).
Untuk pembahasan sifat unsur-unsur terutama untuk unsur golongan utama atau blok s dan blok p, satu hal yang perlu diperhatikan bahwa yang dimaksud adalah tidak termasuk unsur H dan unsur gas mulia, karena atom H adalah atom yang paling sederhana yang mempunyai beberapa sifat yang menyimpang dari lainnya (anomali) sedang gas mulia adalah unsur yang stabil, atau unsur yang tidak reaktif.
Meskipun sifat periodik unsur menunjukkan suatu keteraturan perubahan sifat dalam tiap perioda, ternyata tetap tidak dapat dihindarkan adanya perkecualian (aonali) untuk unsur tertentu. Secara umum unsur pertama dalam setiap blok s dan blok p (unsur-unsur yang terletak paling atas di setiap golongan) biasanya mempunyai sifat-sifat fisik maupun kimia yangmenyimpang dari sifat umum unsur digolongkan itu. Kekhususan sifat unsur pertama dalam tiap golongan tersebut antara lain karena ukuran atomnya yang paling sederhana di antara unsur-unsur segolongan.

Sifat periodik unsur-unsur tersebut antara lain :
1.      Volume atom
2.      Jari-jari atom/ion
3.      Energi ionisasi
4.      Elektronegativitas
5.      Sifat asam dan basa
6.      Titik leleh dan titik didih
Sifat periodik unsur dalam tiap periode digambarkan dalam bentuk grafik akan menghasilkan bentuk yang mirip. Berikut ini akan diuraikan sifat periodik unsur-unsur. Baik secara kwalitatif maupun dalam bentuk grafik.

1.      Volume Atom
Yang dimaksud dengan volume atom adalah massa atom relatif dari suatu atom dibagi massa jenis (karapatan) unsur tersebut dalam bentuk padatan. Untuk unsur yang berupa cairan dan gas kerapatannya di tentukan pada keadaan mendidih. Biasanya satuan volume atom dalam mL/mol.
Volume atom untuk unsur unsur golongan alkali (IA) dan unsur-unsur periode   ke-2 :
Daftar volume atom unsur golongan IA
Unsur
Volume atom (mL/mol)
Li
Na
K
Rb
Cs
13,1
23,7
45,3
53,9
70,0

Daftar volume atom unsur perioda ke-2
Unsur
Volume atom (ml/mol)
Li
B
Be
C
N
O
F
Ne
13,1
5,0
4,3
5,3
17,3
14,0
17,1
16,8

Jika dibuat grafik antara volume atom dan nomor atomnya ternyata menunjukkan keperiodikan sifat unsur seperti yang terlihat pada grafik berikut ini :













1)      Grafik yang mendaki (naik) selalu terdiri da ri unsur-unsur non-logam (elektronegatif).
2)      Bagian grafik yang menunj selalu terdiri dari unsur-unsur logam (elektropositif).
3)      Titik puncak grafik selalu unsur logam alkali.

2.      Jari-jari Atom dan Ion
Telah diketahui bahwa atom adalah suatu partikel yang sangat kecil. Hingga belum ada manusia yang dapat melihatnya meskipun dengan alay yang paling modern sekalipun.
Tetapi berdasar anggapan bahwa suatu molekul doatomik terbentuk dari dua atom yang bersinggungan, maka dengan bantuan spektrum dan sinar-X akhirnya jari-jari atom unsur dapat ditentukan.
Panjang jari-jari atom untuk molekul unsur diatomik dianggap sama dengan setengah dari panjangnya ikatan dari kedua atom unsur tersebut. Dengan telah diketahui jari-jari atom unsur tersebut  maka jari-jari itu digunakan uuntuk menentukan jari-jari atom unsur yang dapat membentuk senyawa / molekull dengan unsur tersebut.
Secara teoretis dapat pula ditentukan jari-jari atom unsur dalam satu periode maupun dalam satu golongan dengan cara membendingkan dengan jari-jari atom unsur lain.

Jari-jari Atom Unsur 

1)      Jari-jari Atom Unsur Segolongan
Unsur-unsur yang terletak dalam satu perioda dari kiri ke kanan jari-jari atomnya akan makin pendek disebabkan oleh karena muatan inti makin besar. Sehingga makin besar gaya tarik inti terhadap elektron kulilt terluarnya. Jari-jari atom unsur gas mulia adalah yang terpanjang dalam setiap perioda.
Jika hendakk membandingkan jari-jari atom unsur yang tidak terletak segolongan maupun seperioda, maka cara tinggal melihat jumlah kulit atau nomor perioda di mana unsur berada. Unsur yang bernomor periodanya atau jumlah kulitnya banyak berarti jari-jari atomnya lebih panjang.
Berikut ini contoh beberapa unsur untuk membandingkan jari-jari atomnya :
            Yaitu atom Na ; K ; dan As.











 


















Dari gambar tersebut kiranya mudah dimengerti jika :
  1. Jari-jati atom Na < K (unsur segolongan).
  2. Jari-jari aotm K > As (unsur seperioda).
Data jari-jari atom beberapa unsur segolongan maupun seperioda.

JARI-JARI ATOM UNSUR PERIODA
KEDUA DAN KETIGA
Perioda kedua                                          Perioda ketiga
NA
Unsur
r(nm)
NA
Unsur
r (nm)
3
4
5
6
7
8
9
10
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
0,123
0,089
0,080
0,077
0,075
0,073
0,072
0,160
11
12
13
14
15
16
17
18
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
0,157
0,136
0,125
0,177
0,110
0,103
0,099
0,193


JARI-JARI ATOM UNSUR SEGOLONGAN
Golongan IA                                            Golongan IIA
NA
Unsur
r(nm)
NA
Unsur
r (nm)
1
3
11
19
37
H
Li
Na
K
Rb
0,037
0,123
0,157
0,235
0,248

4
12
20
38

Bc
Mg
Ca
Sr

0,089
0,136
0,197
0,215

Golongan VIIA                                       Golongan O
NA
Unsur
r(nm)
NA
Unsur
r (nm)

9
17
35
53

F
Cl
Br
I

0,072
0,099
0,114
0,133
2
10
18
36
54
He
Ne
Ar
Kr
Xe
0,093
0,160
0,193
0,216
0,228

Jari-jari Ion

1)      Jari-jari ion  positif
Ion positif terbentuk jika suatu atom unsur melepas elektron. Elektron yang dilepas selalu elekttron dikulit terluarnya. Elektron dilepaskan berarti gaya tari inti dengan elektron dikulit terluarnya makin besar, sehingg jari-jari ion positif akan lebih pendek dari jari-jarii atomnya. Contoh yang lebih mudah jika ion positif yang terbentuk oleh atom yang semua elektron valensinya dilepasnya maka jumlah kulitnya akan berkurang sehingga jari-jari ion positif akan lebih pendek daripada jari-jari atom netralnya.
Sedang jari-jaro ion positif dari unsur-unsur yang segolongan dari atas ke bawah akan tetapi makin panjang, dan yang sepertoda dari kiri ke kanan akan tetap makin pendek.
Contoh  berikut ini menunjukkan bahwa :
1)      jari-jari ion Na+ < jari-jari atom Na.
2)      Jari-jari Na+ < jari-jari ion K+.
3)      Jari-jari ion Na+ > jari-jari ion Mg2+
Karena massa dan muatan inti Mg lebih besar dari Na.
   








 








2)      Jari-jari ion negatif
Ion negatif terbentuk jika atom mengikat elektron dari luar, berarti banyaknya elektron di kulit terluar bertambah, dan akan menyebabkan gaya tarik total inti terhadap elektron di kulit terluarnya menjadi lebih kecil sehingga jari-jari ion negatif menjadi lebih panjang jika dibandingkan dengan jari-jari atomnya.
Untuk jari-jari ion negatif segolongan maupun seperioda, seperti halnya jari-jari atom, yaitu untuk segolongan dari atas ke bawah jari-jari ion negatif makin panjang dan untuk seperiodenya dari kiri ke kana jari-jari ion negatif makin pendek.
            Dalam contoh berikut ini :
1)      Jari-jari ion Cl- > jari-jari atom Cl.
2)      Jari-jari ion Cl- > jari-jari ion Br-.
3)      Jari-jari ion S2- > jari-jari ion Cl-.

DATA JARI-JARI BEBERAPA ION
NA
Ion (+)
r(nm)
NA
Ion (-)
r (nm)
3
4
5
11
12
13
Li+
Be2+
B3+
Na+
Mg2+
Al3+
0,060
0,031
0,020
0,095
0,065
0,060
7
8
9
15
16
17
N3-
O2-
F-
P3-
S2-
Cl-
0,171
0,140
0,136
0,212
0,184
0,181

Dari data di atas dapat dibandingkan dengan atom-atom maupun ion-ion lain baik yang segolongan maupun seperioda.

  1. Energi Ionisasi
Energi ionisasi atau iosinasi adalah energi  yang diperlukan utuk melepas satu elektron dari suatu partikel. Partikel tersebut dapat berupa atom yang berdiri sendiri; molekul atau ion dan partikel-partikel tersebut harus dalam bentuk gas.
Energi ionisasi untuk melepas elektron yang pertama kali dari suatu ataom  sidebut energi ionisasi pertama, sedang energi ionisasi kedua adalah energi ionisasi untnuk melepaskan satu elektron dari ion yang bermuatan 1 +, demikian seterusnya untuk energi ionisasi ketiga.
Contoh :
Energi ionisasi (disingkat EI) untuk atom Ca :
1.      Ca (g) ¾® Ca+ (g) + le EI1.
2.      Ca+ (g) ¾® Ca2+ (g) + le EI2.
Energi ionisasi pertama adalah energi yang terkecil jika dibandingkan energi ionisasi kedua; ketiga dan seterusnya. Mengapa demikian?

Data Energi Ionisasi
Dalam Kilo Joule / Mol atau (kJ/Mol)
 NA
Unsur
Pertama
Kedua
Ketiga
1
2
3
4
5
6
7
8
9
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
1312
2371
520
900
800
1086
1402
1314
1681

5247
7297
1757
2430
2852
2857
2391
3375


11810
14840
3659
4619
4577
5301
6045


Energi Ionisasi Pertama Unsur-unsur Golongan Utama
(kJ/Mol), di bawah simbol atomnya )
H
1312






He
2371
Li
520
B
900
Be
800
C
1086
N
1402
O
1314
F
1681
Ne
2080
Na
495,8
Mg
737,6
Al
5774
Si
786,2
P
1012
S
999,6
Cl
1255
Ar
1520
K
418,8
Ca
589,5
Ga
579,6
Ge
785,4
As
1015
Se
945
Br
1147
Kr
1352
Rb
493,2
Sr
55o,2
In
559
Sn
709,8
Sb
835,8
Te
873,6
I
1012
Xe
1172

Dari data tersebut berarti energi ionisasi unsur-unsur :
1.      Dalam satu golongan dari ata ke bawah makin berkurang, dikarenakan jari-jari atomnya makin panjang sehingga gaya tarik inti elektron terluarnya makin kecil.
2.      Dalam satu perioda dari kiri ke kanan umumnya makin besar, hal ini karena jari-jari atomnya makin pendek.
Keperiodikan energi ionisasi unsur-unsur dapat pula digambarkan dalam grafik berikut ini :










Keterangan dari grafik.
1.      Titik puncak grafik
Energi ionisasi yang terbesar untuk setiap periode adalah gas mulia yang menempati titik puncak utama.
Dalam gambar grafik terlihat bahwa satu perioda, energi ionisasi dari kiri ke kanan makin bertambah tetapi tidak teratur, misalnya unsur golongan IIA lebih besar dari I A dan III A kemudian unsur golongan VA juga lebih besar dari IV A dan VI A.

2.      Titik terendah (minimum)
Unsur-unsur logam alkali (IA) adalah unsur-unsur yang energi ionisasinya terkecil (dalam tiap perioda).
Berdasarkan harga ionisasi tersebut maka unsur-unsur yang mudah membentuk ion positif atau mudah melepaskan elektron adalah unsur yang energi ionisasinya kecil, yaitu terutama unsur-unsur golongan IA dan IIA
Unsur-unsur yaang mudah membentuik ion positif disebut elektropositif.
Jadi,  unsur elektropositif terletak di sebelah kiri dalam SPU, unsur yang paling mudah membentuk ion positif adalah unsur di sebelah paling bawah kiri dalam SPU yaitu Rb (Rf adalah radioaktif sehingga sangat jarang digunakan).

4.  Elektronegativitas
Sebelum sampai pada elektronegativitas perlu kiranya diketahui dahulu pengertian afinitas elektron suatu unsur. Afinitas elektron bersifat kuantitatif sedang eleltrogenetivitas (keelektronegatifan) hanya merupakan suatu perbandingan saja.
   

     Afinitas elektron
Adalah besar energi yang dilepas oleh suatu atom dalam bentuk gas pada saat mengikat elektron atau membentuk ion negatif.
Ada beberapa atom yang memerlukan energi pada saat mengikat elektron. Afinitas elektron negatif jika energi dilepaskan, dan posotif jika dierlukan energi. Harga afinitas sukar ditentukan lagi pula kurang menunjukkan sifat afinitas elektron berikut :
Afinitas elektron unsur
Perioda kedua dan ketiga (kJ/Mol)
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
H
-37
Li
-60
Na
-53


Be
+100
Mg
+30


B
-27
Al
-44


C
-122
Si
-134


N
+9
P
-72


O
-141
S
-200


F
-328
Cl
-348

Afinitas elektron unsur
Golongan VA ; VUA ; dan VII A (kJ/Mol)
VA
AE
VIA
AE
VIIA
AE
N
P
As
Sb
Bi
+9
-72
-77
-101
-110
O
S
Se
Te
Po
-141
-200
-195
-190
-183
F
Cl
Br
I
At
-328
-348
-325
-295
-270


Tetapi secara umum dapat dikatakan bahwa unsur yang harga afinitas elektronya besar berarti unsur itu mudah membentuk ion negatif dan kemudian disebut unsur-unsur elektromagnetif.
Meskipun Cl adalah unsur yang paling besar afinitas elektronnya tetapi unsur yang paling alaktronegatif adalah unsur flur (F). Hal ini dikarenakan molekul F2 lebih mudah terurai menjadi atom F bila dibandingkan dengan Cl2.
Jadi, unsur-unsur elektronegatif  adalah unsur-unsur yang terletak di sebelah atas dalam SPU. Karena afinitas elektron unsur kurang menunjukkan sifat keperiodikan maka orang beralih menggunakan elektronegatifvitas atau keelektronegatifan.

Elektronegativitas

Jika afinitas menunjukkan kuantitas energo sedang elektronegativitas meryoakan kuantitatif, artinya elektronegativitas suatu skala dengan menggunakan suatu atom standard sebagai pembanding. Atom flur (F) yang elektronegativutasnya tersbesar, oleh Paulling diberi harga 4, sedangkanharga elektronegativitas unsur lain di tentukan dengan membandingkannya dengan fluor tersebut.

Sifat Asam Basa, Oksida dan Hidrida

Kekuatan dan perubahan kekuatan asam dan basa dari unsur dalam golongan yang sama dapat dipelajari dari jari-jari dan keelektronegatifan atom sentral yang mengikuti proton. Oleh karena jari-jari dan keelektronegatifan merupakan sifat periodik, dapat diharapkan bahwa kekuatan asam dan basa menunjukkan perubahan periodik. Dalam satu golongan jari-jari ion bertambah besar dari atas ke bawah, sedangkan keelektronegatifan bertambah kecil. Kedua perubahan ini menyebabkan ikatan yang makin lemah dari atas ke bawah untuk unsur-unsur golongan oksigen dan halogen dengan hidrogen. Dengan demikian akan diperoleh kekuatan asa yang semakin besar.
                        H2O < H2S < H2Se < H2Te

H2Te lebih banyak mengalami disosiasi
Perlu diperhatikan bahwa HCl, HBr dan HI semuanya 100% terurai dalam air. Air memberikan efek peralatan dalam keasaman HCl, HBr dan HI.
Untuk asam oksi dengan rumus umu H-O-Z, kekuatan asam bertambah jika ke-elektronegatifan Z bertambah.
                       
                        HIO < HbrO < HCIO

Untuk asam yang jumlah oksigen tervariasi, maka kekuatan asam bertambah jika jumlah oksigen bertambah.

                        HClO < HclO2 < HclO3 < HclO4

Selain dari pada itu penggunaan atum yang lebih besar ke-elektronegatifannya akan menghasilkan asam yang lebih kuat.

                        CH3COOH  < CH2BrCOOH < CH2ClCOOH < CH2FCOOH
                        CH3COOH  < CH2FCOOH < CHF2COOH < CF2COOH

Kecenderungan dalam sifat asam-basa
Blok-s        Dalam larutan oksida dan hidridanya bersifat basa ; kloridanya bersifat mineral.
                   Na2O (S) + H2O(l)  ® 2 Na+ (aq) + 2 OH- (aq)               pH ~14
                   K H (s)   +  H2O(l) ® K+ (aq) + OH- (aq) + H2(g)          pH~14
                                   H2O
                   MgCl2(s) ¾®  Mg2+ (aq) + 2 Cl- (aq)                             pH~7
 
Blok-d        Oksida dan hidroksidanya tidak melarut dan bersifat basa cenderung bersifat amfoter kloridanya mengalami hidrolisis menghasilkan larutan asam.
                   ZnO(s) + 2H+ (aq) ® Zn2+ (aq) + H2O(l) oksida basa
                   Zn2+ (s) + 2OH- (aq) ® Zn(OH)2(s)         hidroksida melarut
                   Zn(OH)2(s) + 2H+ (aq) ® Zn2+ (aq) + 2H2O(l)
                                                                                                    Amfoter
Hidro lisis
 
                   Zn(OH)2(s) + 2H- (aq) ® [Zn (OH)4 ]2-(aq)
                   FeCl3(s)  +  6 H2O(l)  ®  [Fe(H2O)6]3+ (aq) + 2Cl-  (aq)
                   Fe(H2O)6]3+  (aq) + H2O(l)  ®  [Fe(H2O)5]2+ (aq) + H3O  (aq)

Blok-p        Oksida, klorida dan hampir semua hididra bersifat asam dengan beberapa perkecualian mmisalnya NH3 dan Ch4.
                   SO3(s)  + 2 H20 (l) ® HSO-4 (aq) H3O (aq)                     pH~1
                   SiCl4(l) + 8 H2O (l)  ® Si (OH)4(s) + 4Cl- (aq) + 4H3O+ (aq) pH~1
                   HCl(g)  + H2O (l) ®  H3O+ (aq) + Cl-   (aq)                     pH~1

Keperiodeikan okdida
Li2O           BeO          B2O3                CO2     N2O5                O2         F2O7  
Basa
Amfoter
Asam lemah
Asam
Asam kuat
Ion
Kovalen

Na2O          MgO         Al2O3               SiO2     P4O10               SO2       Cl2O7 
Basa kuat
Basa
Amfoter
Asam lemah
Asam
Asam kuat
Ion

Jaringan kovalen
Kovalen


Keperiodikan hidrida
LiH            BeH2         BH3                 CH4     NH3                 OH2     FH      
Basa
Netral
Basa lemah
Netral
Asam
Ion
Kovalen
Molekul kovalen
kovalen polar








NaH           MgH2        AlH3                SiH4     PH3                  SH2      ClH    
Basa
Netral
Basa sangat lemah
Asam lemah
Asam
Ion
Kovalen
Molekul kovalen
kovalen
Kovalen








6        Titik leleh dan Titik Didih

Atom-atom unsur alkali terikat dalam struktur terjejal oleh ikatan logam yang lemah, karena setiap atom hanya mempunyai satu elektron ikatan dan bertambah lemah jika jari-jari bertambah besar. Oleh sebab itu unsur harlogen dalam keadaan padat berupa kristal molekul terikat oleh gaya van Waals yang lemah. Gaya ini bertambah jika jari-jari bertambah besar. Oleh karena itu titik leleh bertambah besar dari atas ke bawah dalam satu golongan. Titik leleh bergantung kepada kekuatan relatif dari ikatan. Kekuatan ikatan logam tergantung pada jumlah elektron valensi oleh karena itu kekuatan ini bertambah, dari kiri ke kanan dalam satu perioda, misalnya dari Na ® Mg  ® al. Hal ini mengakibatkan titik leleh bertambah. Dalam satu golongan unsur transisi dari atas ke bawah kekuatan ikaktan bertambah, jadi titik leleh bertambah. Unsur C dan Si yang mempunyai struktur kovalen yang sangat besar, mempunyai titik leleh tinggi. Ke-periodikan titik didih mirip dengan ke-periodikan titik leleh.
Titik leleh dan titik didih dinyatakan dalam K dapat dilihat pada tabel berikut :

Tabel : Titik leleh dan titik didih
14
H
21






1
He
4
235
Li
1590
1551
Be
3243
2573
B
2823
3823
C
5100
63
N
77
55
O
90
53
F
85
24
Ne
27
271
Na
1156
922
Mg
1263
933
Al
2740
1683
Si
2628
317
P
553
385
S
718
172
Cl
238
84
ar
87
337
K
1047
1113
Ca
1757







Aluran titik leleh terhadap nomor atom menunjnukkan sifat penting.
















0 Response to "sistem periodik unsur"

Poskan Komentar