Makalah Sistem Periodik Unsur

Tugas Kimia Anorganik 1

 " Sistem Periodik Unsur "

Sejarah dan Sifat-sifat SPU

Oleh:

ANGELIN KRISTIN

1416150008

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN KIMIA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

UNIVERSITAS KRISTEN INDONESIA

2015

Perkembangan Sistem Periodik Unsur

Pada awalnya unsur-unsur dipelajari secara terpisah. Ketika jumlah unsur yang ditemukan cukup banyak, hal ini menyulitkan para ilmuwan untuk mempelajari. Kimiawan dari Arab dan Persia mulai mengelompokkan unsur berdasarkan sifat kelogamannya.

Sifat Fisika Logam	Sifat Fisika Non-Logam
Mengilap	Tidak mengilap
Berwujud padat	Dapat berwujud padat, cair, atau gas
Mudah ditempa/dibentuk	Rapuh dan sulit dibentuk
Penghantar listrik yang baik	Bukan penghantar listrik yang baik

            Lavoisier masih menganggap cahaya dan kalori sebagai zat/unsur dan beberapa senyawa sebagai unsur. Oleh Lavoisier berdasarkan sifat kimia zat-zat dibagi menjadi unsur gas, logam, nonlogam, dan tanah.

            Menurut Dalton, atom dari unsur yang berbeda mempunyai sifat dan massa atom yang berbeda. Massa atom adalah perbandingan massa atom unsur tersebut terhadap massa atom unsur hidrogen. Dalton kemudian mengelompokkan 36 unsur yang ada berdasarkan kenaikkan massa atomnya. Meskipun kemudian penentuan massa atom tersebut salah. Berikut perkembangan sistem periodik unsur.

1.1 Triade Dobereiner

            Upaya untuk mengelompokkan unsur-unsur ke dalam kelompok-kelompok tertentu sebenarnya sudah dilakukan para ahli sejak dulu, tetapi pengelompokan masa itu masih sederhana. Pengelompokan yang paling sederhana ialah membagi unsur ke dalam kelompok logam dan nonlogam.

Seiring perkembangan ilmu kimia, usaha pengelompokan unsur-unsur yang semakin banyak tersebut dilakukan oleh para ahli dengan berbagai dasar  pengelompokan yang berbeda-beda, tetapi tujuan akhirnya sama, yaitu mempermudah dalam mempelajari sifat-sifat unsur.

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

Ternyata terdapat kecenderungan di mana massa atom unsur yang di tengah merupakan rata-rata massa atom 2 unsur yang mengapit.

Triad	Ar	Rata-Rata Ar Unsur Pertama dan Ketiga	Wujud
Klorin Bromin Iodin	35,5 79,9 127	= 81,2	Gas Cair Padat

Adapun daftar unsur triade sebagai berikut.

Triade 1	Triade 2	Triade 3	Triade 4	Triade 5
Li	Ca	S	Cl	Mn
Na	Sr	Se	Br	Cr
K	Ba	Te	I	Fe

Sistem triad ini ternyata ada kelemahannya. Sistem ini kurang efisien karena ternyata ada beberapa unsur lain yang tidak termasuk dalam satu triad, tetapi mempunyai sifat-sifat mirip dengan triad tersebut.

1.2 Teori Oktaf Newlands

Tahun 1864, ahli Kimia asal Inggris bernama John Alexander Reina Newlands mengumumkan penemuannya yang disebut hukum Oktaf. Unsur-unsur tersebut disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya. Newlands mengamati ada pengulangan secara teratur keperiodikan sifat unsur. Unsur ke-8 mempunyai sifat mirip dengan unsur ke-1. Begitu juga unsur ke-9 mirip sifatnya dengan unsur ke-2.

Kecenderungan tersebut dinyatakan sebagai hukum Oktaf Newland, yaitu: Jika unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom maka sifat unsur tersebut akan berulang setelah unsur kedelapan. Hukum ini juga mempunyai kelemahan karena hanya berlaku untuk unsur-unsur ringan. Jika diteruskan, ternyata kemiripan sifat terlalu dipaksakan. Misalnya, Zn mempunyai sifat yang cukup berbeda dengan Be, Mg, dan Ca.

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

Pada saat daftar Oktaf Newlands disusun, unsur-unsur gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn) belum ditemukan. Ternyata pengelompokan ini hanya sesuai untuk unsur-unsur ringan (Ar rendah). Pada kenyataannya pengulangan sifat unsur tidak selalu terjadi pada unsur ke-8. Hal ini ditunjukkan oleh Lothar Meyer (1864) yang melakukan pengamatan hubungan antara kenaikkan massa atom dengan sifat unsur. Meyer melihat pengulangan sifat unsur tidak selalu terjadi setelah 8 unsur. Berdasarkan kurva tersebut ia melihat adanya keteraturan unsur-unsur dengan sifat yang mirip.

1.3 Hukum Mendeleyev

Sesuai kegemarannya bermain kartu, seorang sarjana asal Rusia bernama Dmitri Ivanovich Mendeleyev (1869) mengumpulkan informasi sebanyak-banyaknya tentang unsur, kemudian ia menulis pada kartu-kartu. Kartu-kartu unsur tersebut disusun berdasarkan kenaikan massa atom dan kemiripan sifat. Kartu-kartu unsur yang sifatnya mirip terletak pada kolom yang sama yang kemudian disebut golongan. Sedangkan pengulangan sifat menghasilkan baris yang disebut periode. Berdasarkan pengamatannya terhadap 63 unsur yang sudah dikenal ketika itu, menyimpulkan bahwa sifat-sifat unsur adalah fungsi periodik dari massa atom relatifnya dan persamaan sifat.

GOLONGAN

1

2

3

4

5

6

7

8

Periode 1

H

Periode 2

Li

Be

B

C

N

O

F

Periode 3

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Periode 4

K

Cu

Ca

Zn

?

?

Ti

?

V

As

Cr

Se

Mn

Br

FeCoNi

Periode 5

Rb

Ag

Sr

Cd

Y

Ir

Zn

Sn

Nb

Sb

Mo

To

?

I

RuRhRd

Dalam mengelompokkan unsur-unsur, Mendeleyev lebih menekankan pada persamaan sifat unsur dibandingkan dengan kenaikan massa atom relatifnya, sehingga terdapat tempat-tempat kosong dalam tabel periodik tersebut. Tempat-tempat kosong ini yang kemudian diramalkan akan diisi unsur-unsur yang waktu itu belum ditemukan. Di kemudian hari ramalan itu terbukti dengan ditemukannya unsur-unsur yang mempunyai sifat-sifat yang mirip sesuai ramalannya, seperti ekasilikon.

SIFAT	EKA SILIKON	GERMANIUM (Ge)
Massa Atom (Ar)	72	72,59
Kerapatan (gram cm-3)	1,9	1,88
Titik Lebur (0C)	Tinggi	947
Sifat Fisik pada Suhu Kamar	Abu-abu	Abu-abu putih
Reaksi dengan Asam	Sangat lemah	Bereaksi dengan asam pekat
Reaksi dengan Basa	Sangat lemah	Bereaksi dengan alkali pekat
Jumlah Ikatan dalam Senyawa	4	4
Rumus Klorida	EsCl4	GeCl4
Titik Didih Kloridanya	100	84

Mendeleyev menyajikan hasil kerjanya pada Himpunan Kimia Rusia pada awal tahun 1869, dan tabel periodik Julius Lothar Meyer baru muncul pada bulan Desember 1869. Sistem periodik Mendeleev pertama kali diterbitkan dalam jurnal ilmiah Annalen der Chemie pada tahun 1871. Hal penting yang terdapat dalam sistem periodik Mendeleev antara lain sebagai berikut:

a.       dua unsur yang berdekatan, massa atom relatifnya mempunyai selisih paling kurang dua atau satu satuan;

b.      terdapat kotak kosong untuk unsur yang belum ditemukan, seperti 44, 68, 72, dan 100;

c.       dapat meramalkan sifat unsur yang belum dikenal seperti ekasilikon;

d.      dapat mengoreksi kesalahan pengukuran massa atom relatif beberapa unsur, contohnya Cr = 52,0 bukan 43,3.

Sistem periodik Mendeleev ini mempunyai kelemahan dan juga keunggulan.

Kelebihan Sistem Periodik Mendeleyev:

a.       Dapat meramalkan tempat kosong untuk unsur yang belum ditemukan (diberi tanda ?).

b.      Menyajikan data massa atom yang lebih akurat, seperti Be dan U.

c.       Periode 4 dan 5 mirip dengan Sistem Periodik Modern. Contoh: K dan Cu sama-sama berada di periode 4 golongan I. Dalam Sistem Periodik Modern K digolongan IA dan Cu di golongan IB.

d.      Penempatan gas mulia yang baru ditemukan tahun 1890–1900 tidak menyebabkan perubahan susunan Sistem Periodik Mendeleyev.

Kelemahan Tabel Periodik Mendeleyev sebagai berikut:

a.       Panjang periode tidak sama dan sebabnya tidak dijelaskan.

b.      Beberapa unsur tidak disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya, contoh : Te (128) sebelum I (127).

c.       Selisih massa unsur yang berurutan tidak selalu 2, tetapi berkisar antara 1 dan 4 sehingga sukar meramalkan massa unsur yang belum diketahui secara tepat.

d.      Valensi unsur yang lebih dari satu sulit diramalkan dari golongannya.

e.       Anomali (penyimpangan) unsur hidrogen dari unsur yang lain tidak dijelaskan.

1.4 Sistem Periodik Modern

Tahun 1914, Henry G. J. Moseley menemukan bahwa urutan unsur dalam tabel periodik sesuai kenaikan nomor atom. Moseley berhasil menemukan kesalahan dalam tabel periodik Mendeleev, yaitu ada unsur yang terbalik letaknya. Penempatan Telurium dan Iodin yang tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatifnya, ternyata sesuai dengan kenaikan nomor atom. Telurium mempunyai nomor atom 52 dan iodin mempunyai nomor atom 53.

Tabel periodik modern yang disebut juga tabel periodik bentuk panjang, disusun menurut kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Tabel periodik modern ini dapat dikatakan sebagai penyempurnaan Tabel Periodik 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.

A. Golongan

            Golongan adalah unsur-unsur dalam SPU ke arah tegak (vertikal) ditulis dalam angka Romawi terdiri atas 18 golongan. Secara garis besar unsur-unsur dalam Tabel Periodik Modern dibagi dalam 2 golongan, yaitu:

1) Golongan Utama (A)

            a) Golongan IA disebut alkali

            b) Golongan IIA disebut alkali tanah

            c) Golongan IIIA disebut golongan boron/aluminium

            d) Golongan IVA disebut golongan karbon/silikon

            e) Golongan VA disebut golongan nitrogen/fosfor

            f) Golongan VIA disebut golongan oksigen/sulfur

            g) Golongan VIIA disebut golongan halogen

            h) Golongan VIIIA/O disebut golongan gas mulia/inert

2) Golongan Tambahan/Transisi (B)

            a) Golongan Transisi terdiri dari golongan IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB,

    VIIIB, VIIIB (VIII), IB, dan IIB.

b) Golongan Transisi Dalam ada dua deret yaitu Deret Lantanida dan

     Deret Aktinida.

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 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 (elektron di kulit terluar) yang sama.

B. Periode

            Periode adalah susunan unsur-unsur SPU dalam bentuk horizontal yang terdiri atas :

1.      Periode 1 sebanyak 2 unsur

2.      Periode 2 sebanyak 8 unsur

3.      Periode 3 sebanyak 8 unsur

4.      Periode 4 sebanyak 18 unsur

5.      Periode 5 sebanyak 18 unsur

6.      Periode 6 sebanyak 32 unsur

7.      Periode 7 belum lengkap

2. Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Sistem Periodik

Konfigurasi elektron merupakan susunan elektron-elektron dalam kulit-kulit atau subkulit-subkulit. Pengisian elektron dimulai dari tingkat energi (kulit) yang paling rendah yaitu kulit K. Tiap kulit maksimum mampu menampung 2n² elektron, n adalah nomor kulit.

·         Kulit K (n = 1) maksimum menampung elektron 2 x 1² = 2

·         Kulit L (n = 2) maksimum menampung elektron 2 x 2² = 8

·         Kulit M (n = 3) maksimum menampung elektron 2 x 3² = 18

·         Kulit N (n = 4) maksimum menampung elektron 2 x 4² = 32

Perhatikanlah konfigurasi elektron IA dan IIA berikut :

Golongan IA

Periode	Unsur	Nomor Atom	Kulit
			K	L	M	N	O	P	Q
1 2 3 4 5 6 7	Hidrogen Litium Natrium Kalium Rubidium Sesium Fransium	1 3 11 19 37 55 87	1 2 2 2 2 2 2	1 8 8 8 8 8	1 8 18 18 18	1 8 18 32	1 8 18	1 8	1

Golongan IIA

Periode	Unsur	Nomor Atom	Kulit
			K	L	M	N	O	P	Q
1 2 3 4 5 6 7	- Berilium Magnesium Kalsium Strontium Barium Radium	- 4 12 20 38 56 88	2 2 2 2 2 2	2 8 8 8 8 8	2 8 18 18 18	2 8 18 32	2 8 18	2 8	2

            Maka dari tabel di atas, dapat dilihat hubungan antara konfigurasi elektron dengan letak unsur (nomor periode dan golongan) dalam sistem periodik sebagai berikut:

Jumlah kulit = nomor periode

Jumlah elektron valensi = nomor golongan

Hal yang sama berlaku untuk semua golongan utama (golongan A), kecuali Helium (He) yang terletak pada golongan VIIIA tetapi mempunyai elektron valensi 2. Adapun untuk unsur-unsur golongan transisi (golongan B) tidak demikian halnya. Jumlah kulit memang sama dengan nomor periode, tetapi jumlah elektron valensi (elektron terluar) tidak sama dengan nomor golongan. Unsur-unsur golongan transisi mempunyai 1 atau 2 elektron valensi.

2.1 Unsur Utama (Representatif)

Unsur-unsur utama adalah unsur-unsur yang pengisian elektronnya berakhir pada subkulit s atau subkulit p.

Aturan penomoran golongan unsur utama adalah:

a.       Nomor golongan sama dengan jumlah elektron di kulit terluar.

b.      Nomor golongan dibubuhi huruf A (sistem Amerika).

2.2 Unsur Transisi (Peralihan)

Unsur-unsur transisi adalah unsur-unsur yang pengisian elektronnya berakhir pada subkulit d. Berdasarkan prinsip Aufbau, unsur-unsur transisi baru dijumpai mulai periode 4. Pada setiap periode kita menemukan 10 buah unsur transisi, sesuai dengan jumlah elektron yang dapat ditampung pada subkulit d. Diberi nama transisi karena terletak pada daerah peralihan antara bagian kiri dan kanan sistem periodik. Aturan penomoran golongan unsur transisi adalah:

a.       Nomor golongan sama dengan jumlah elektron pada subkulit s ditambah d.

b.      Nomor golongan dibubuhi huruf B.

2.3 Unsur Transisi Dalam

Unsur-unsur transisi dalam adalah unsur-unsur yang pengisian elektronnya berakhir pada subkulit f. Unsur-unsur transisi-dalam hanya dijumpai pada periode keenam dan ketujuh dalam sistem periodik, dan ditempatkan secara terpisah di bagian bawah. Sampai saat ini, unsur-unsur transisi-dalam belum dibagi menjadi golongan-golongan seperti unsur utama dan transisi. Unsur-unsur ini baru dibagi menjadi dua golongan besar, yaitu unsur lantanida dan unsur aktinida. Unsur-unsur lantanida (seperti lantanum), adalah unsur-unsur yang elektron terakhirnya mengisi subkulit 4f dan unsur-unsur aktinida (seperti aktinum), adalah unsur-unsur yang elektron terakhirnya mengisi subkulit 5f.

2.4 Pembagian Unsur-Unsur Menurut Blok s, p, d, dan f

Berdasarkan kesamaan konfigurasi elektron, terluar dapat dikelompokan unsur-unsur tersebut dalam blok berikut :

a.       Blok s

Unsur yang mempunyai konfigurasi elektron terluar pada orbital s terletak pada golongan IA dan IIA, kecuali unsur H dan He. Unsur-unsur ini merupakan logam yang reaktif. Misal konfigurasi elektron terluar adalah ns^x, maka unsur tersebut terletak pada golongan xA.

b.      Blok p

Unsur yang mempunyai konfigurasi elektron terluar pada orbital p, terdapat dalam golongan IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, dan VIII. Golongan unsur-unsur ini meliputi logam, metaloid, dan non logam. Misal konfigurasi elektron terluar adalah np^y, maka unsur tersebut terletak pada golongan (2 + y) A.

c.       Blok d

Konfigurasi elektron terluar d terdapat dalam unsur-unsur transisi, yaitu golongan IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB, dan IIB. Misal konfigurasi elektron terluar adalah ns^x (n-d)z, maka unsur tersebut terletak pada golongan (x + z) B. Jika x + z = 8, x + z = 9, dan x + z = 10, maka unsur terletak pada golongan VIIIB; x + z = 11, maka unsur terletak pada golongan IB; x + z = 12, maka unsur terletak pada golongan IIB.

d.      Blok f .

Blok f merupakan golongan unsur lantanida dan aktinida. Golongan ini disebut juga golongan transisi dalam.

3. Sifat-Sifat Periodik Unsur

Sifat keperiodikan unsur adalah sifat-sifat yang berubah secara beraturan sesuai dengan kenaikan nomor atom unsur. Sifat periodik yang akan dibahas di sini meliputi sifat atom yang berhubungan langsung dengan struktur atomnya, mencakup jari-jari atom, energi ionisasi, afinitas elektron, dan keelektronegatifan.

3.1 Jari-Jari Atom

Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom sampai kulit terluar. Bagi unsur-unsur yang segolongan, jari-jari atom makin ke bawah makin besar sebab jumlah kulit yang dimiliki atom makin banyak, sehingga kulit terluar makin jauh dari inti atom.

Unsur-unsur yang seperiode memiliki jumlah kulit yang sama. Akan tetapi, tidaklah berarti mereka memiliki jari-jari atom yang sama pula. Semakin ke kanan letak unsur, proton dan elektron yang dimiliki makin banyak, sehingga tarik-menarik inti dengan elektron makin kuat. Akibatnya, elektron-elektron terluar tertarik lebih dekat ke arah inti. Jadi, bagi unsur-unsur yang seperiode, jari-jari atom makin ke kanan makin kecil.

Dalam satu golongan, k onfigurasi unsur-unsur satu golongan mempunyai jumlah elektron valensi sama dan jumlah kulit bertambah. Akibatnya, jarak elektron valensi dengan inti semakin jauh, sehingga jari-jari atom dalam satu golongan makin ke bawah makin besar.

Berikut adalah jari-jari atom (Å) dari beberapa unsur:

Li   1,55 Na  1,90 K    2,35 Rb  2,48 Cs  2,67

Be    1,12 Mg   1,60 Ca    1,98 Sr     2,15 Ba    2,21

B      0,98 Al    1,43 Ga    1,22 In     1,41 Tl     1,75

C      0,77 Si     1,11 Ge    1,22 Sn    1,41 Pb    1,75

N     0,75 P      1,06 As    1,19 Sb    1,38 Bi     1,46

O     0,74 S      1,02 Se    1,16 Te    1,35

F    0,72 Cl   0,99 Br   1,14 I     1,33

3.2 Energi Ionisasi

Energi ionisasi (kJ/mol) 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 kedua dan seterusnya. Bila tidak ada keterangan khusus maka yang disebut energi ionisasi adalah energi ionisasi pertama. Dapat disimpulkan keperiodikan energi ionisasi sebagai berikut.

a.       Dalam satu golongan dari atas ke bawah energi ionisasi semakin berkurang.

b.      Dalam satu periode dari kiri ke kanan energi ionisasi cenderung bertambah.

Dalam satu golongan energi ionisasi dari atas ke bawah cenderung makin kecil, karena jari-jari atom bertambah besar. Meskipun jumlah muatan positif dalam inti bertambah tetapi gaya tarik inti terhadap elektron terluar makin lemah karena jari-jari makin panjang. Akibatnya energi ionisasi makin berkurang. Dalam satu periode energi ionisasi unsur dari kiri ke kanan makin besar. Bertambahnya jumlah muatan positif dalam inti dan jumlah kulit tetap menyebabkan gaya tarik inti makin kuat. Akibatnya energi ionisasi makin bertambah.

3.3 Afinitas Elektron

Afinitas elektron adalah besarnya energi yang dibebaskan satu atom netral dalam wujud gas pada waktu menerima satu elektron sehingga terbentuk ion negatif. Afinitas elektron (kJ/mol) adalah energi yang terlibat (dilepas atau diserap) ketika satu elektron diterima oleh atom suatu unsur dalam keadaan gas.

Dalam satu golongan dari atas ke bawah afinitas elektron semakin kecil. Muatan inti bertambah positif, jari-jari atom makin besar, dan gaya tarik inti terhadap elektron yang ditangkap makin lemah. Akibatnya afinitas elektron berkurang.

Adapun afinitas elektron dalam satu periode afinitas elektron unsur dari kiri ke kanan cenderung bertambah. Muatan inti bertambah positif sedang jumlah kulit tetap menyebabkan gaya tarik inti terhadap elektron yang ditangkap makin kuat. Akibatnya afinitas elektron cenderung bertambah.

Apabila ion negatif yang terbentuk stabil, energi dibebaskan dinyatakan dengan tanda negatif (-). Apabila ion negatif yang terbentuk tidak stabil, energi diperlukan/diserap dinyatakan dengan tanda positif (+).  Kecenderungan dalam afinitas elektron lebih bervariasi dibandingkan dengan energi ionisasi. Unsur-unsur halogen (Gol. VII A) mempunyai afinitas elektron paling besar/paling negatif yang berarti paling mudah menerima elektron.

3.4 Keelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah kecenderungan/kemampuan atom untuk menarik elektron dalam suatu ikatan kimia. Semakin besar keelektronegatifan suatu atom berarti dalam ikatan kimia atom tersebut cenderung menarik elektron dari atom yang lain. Sebagai contoh dalam ikatan H dan Cl, atom Cl cenderung menarik elektron dari H, jadi Cl lebih elektronegatif dari H. Unsur-unsur golongan VIIIA (Gas Mulia) sulit membentuk ikatan kimia/tidak reaktif, jadi keelektronegatifannya sangat rendah. Menurut Pauling, keelektronegatifan unsur gas mulia adalah nol. Artinya, gas mulia tidak mempunyai kemampuan untuk menarik elektron.

Dalam satu golongan dari atas ke bawah keelektronegatifan semakin berkurang. Dalam satu periode dari kiri ke kanan keelektronegatifan semakin bertambah. Tidak ada sifat tertentu yang dapat diukur untuk menetukan/membandingkan keelektronegatifan unsur-unsur. Energi ionisasi dan afinitas elektron berkaitan dengan besarnya daya tarik elektron. Semakin besar daya tarik elektron semakin 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 keelektronegatifan yang besar.

Semakin besar keelektronegatifan, unsur cenderung makin mudah membentuk ion negatif. Semakin kecil keelektronegatifan, unsur cenderung makin

sulit membentuk ion negatif, dan cenderung semakin mudah membentuk ion positif.

3.5 Sifat-Sifat Unsur

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

Sifat unsur dibedakan menjadi dua, yaitu unsur logam dan nonlogam. Unsur logam dan nonlogam menempati posisi yang khas di dalam tabel periodik. Unsur-unsur logam terdapat di sebelah kiri sedangkan unsur-unsur nonlogam terdapat di sebelah kanan tabel periodik. Ditinjau dari konfigurasi elektron, unsur logam cenderung melepaskan elektron (energi ionisasi kecil), sedangkan unsur nonlogam menangkap elektron (keelektronegatifan besar).

Dalam satu golongan sifat logam unsur bertambah dari atas ke bawah. Dari atas ke bawah energi ionisasi unsur berkurang sehingga makin mudah melepas elektron, sifat logam bertambah. Demikian juga nilai afinitas elektron makin berkurang sehingga makin sulit bagi unsur untuk menangkap elektron. Sifat nonlogam berkurang. Dalam satu periode sifat logam berkurang dari kiri ke kanan. Energi ionisasi unsur bertambah dari kiri ke kanan, sehingga makin sulit bagi unsur untuk melepas elektron. Berarti sifat logam makin berkurang. Nilai afinitas elektron bertambah dari kiri ke kanan, sehingga makin mudah bagi unsur untuk menarik elektron. Akibatnya sifat nonlogam makin berkurang. Kecenderungan ini tidak berlaku bagi unsur-unsur transisi.

Unsur bagian kiri tabel periodik (IA dan IIA) memiliki sifat logam paling kuat, sedangkan unsur-unsur paling kanan (VIIA) mempunyai sifat nonlogam paling kuat. Antara unsur logam dan nonlogam terdapat unsur peralihan yang mempunyai sifat logam dan nonlogam sekaligus. Unsur-unsur peralihan mempunyai sifat ganda. Be dan Al merupakan logam yang memiliki beberapa sifat bukan logam dan disebut unsur amfoter. Di samping itu, B dan Si merupakan unsur bukan logam yang memiliki beberapa sifat logam, disebut unsur metaloid.

Selain itu, sifat logam juga berhubungan dengan kereaktifan suatu unsur. Reaktif artinya mudah bereaksi. Unsur-unsur logam pada sistem periodik unsur makin ke bawah semakin reaktif (makin mudah bereaksi) karena semakin mudah melepaskan elektron. Sebaliknya, unsur-unsur bukan logam pada sistem periodik makin ke bawah makin kurang reaktif (makin sukar bereaksi) karena semakin sukar menangkap elektron. Jadi, unsur logam yang paling reaktif adalah golongan IA (logam alkali) dan unsur nonlogam yang paling reaktif adalah golongan VIIA (halogen).

3.6 Massa Atom Relatif (Ar)

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

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

Atom karbon isotop  merupakan atom paling stabil dibandingkan atom-atom lain, sehingga paling cocok digunakan sebagai standar bagi penentuan harga massa atom unsur-unsur.

Sejak tahun 1961 IUPAC mendefinisikan massa atom relatif (Ar) suatu unsur adalah perbandingan massa satu atom unsur tersebut terhadap 1/12 kali massa satu atom karbon-12 (C-12).

DAFTAR PUSTAKA

Harnanto, Ari dan Ruminten. 2009. Kimia untuk SMA/MA kelas X. Jakarta: Pusat

Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.

Partana, Crys Fajar dan Antuni Wiyars. 2009. Mari Belajar Kimia Jilid 2 untuk

SMA-MA Kelas XI IPA. Jakarta: Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.

Permana, Irvan. 2009. Memahami Kimia 1 untuk SMA/MA kelas X. Jakarta: Pusat

            Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.

Rahardjo, Sentot Budi. 2008. Kimia Berbasis Eksperimen 2 untuk kelas XI SMA

 dan MA. Jawa Tengah: PT Tiga Serangkai Pustaka Mandiri.

Setyawati, Arifatun Arifah. 2009. Mengkaji Fenomena Alam untuk Kelas X

SMA/MA. Jakarta: Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.

Utami, Budi, Agung Nugroho Catur Saputro, Lina Mahardiani, Sri Yamtinah dan

Bakti Mulyani. 2009. Kimia untuk SMA dan MA Kelas X. Jakarta: Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.

Utami, Budi, Agung Nugroho Catur Saputro, Lina Mahardiani, Sri Yamtinah dan

Bakti Mulyani. 2009. Kimia untuk SMA dan MA Kelas XI Program Ilmu Alam. Jakarta: Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.