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

1

2

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.

3

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.

4

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

5

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.

6

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

4. Untuk golongan VIIIB mulai periode ke-4 terdiri dari 3 buah unsur yang

mempunyai sifat-sifat yang mirip.

5. 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.

7

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.

8

9

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

10

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.

11

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).

12

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.

13

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

14

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.

15

GolonganElektron 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).

16

Blok s

Blok p

2s 2p

3s Blok d 3p

4s 3d 4p

5s 4d 5p

6s 5d 6p

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.

blok 4f

blok 5f

17

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.

18

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.

19

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

20

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.

21

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.

22

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.

23

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 :

24

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

25

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.

11+

2e

8e

1e

K L M

Na

N

19+

2e

8e

1e

K L M

K

8e

26

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

N

+33

2e

8e

5e

K L M

As

18e

27

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.

28

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.

11+

2e

8e

1e

K L M

Na

11+

2e

K L M

Na

8e

19+

2e

8e

8e

K L M

K+

12+

2e

8e

K L M

Mg++

29

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.

3. Energi Ionisasi

Energi ionisasi atau iosinasi adalah energi yang diperlukan untuk

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 atom

disebut energi ionisasi pertama, sedang energi ionisasi kedua adalah energi

30

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) Ca+ (g) + le EI1.

2. Ca+ (g) 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

31

Energi Ionisasi Pertama Unsur-unsur Golongan Utama

(kJ/Mol), di bawah simbol atomnya )

H1312

He2371

Li520

B900

Be800

C1086

N1402

O1314

F1681

Ne2080

Na495,8

Mg737,6

Al5774

Si786,2

P1012

S999,6

Cl1255

Ar1520

K418,8

Ca589,5

Ga579,6

Ge785,4

As1015

Se945

Br1147

Kr1352

Rb493,2

Sr55o,2

In559

Sn709,8

Sb835,8

Te873,6

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 :

32

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.

33

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

34

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 alektronegatif 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.

35

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

H2OMgCl2(s) Mg2+ (aq) + 2 Cl- (aq) pH~7

36

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

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

Hidro lisis

37

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 :

38

Tabel : Titik leleh dan titik didih

14H21

1He4

235Li

1590

1551Be

3243

2573B

2823

3823C

5100

63N77

55O90

53F85

24Ne27

271Na

1156

922Mg

1263

933Al

2740

1683Si

2628

317P

553

385S

718

172Cl

238

84ar87

337K

1047

1113Ca

1757

Aluran titik leleh terhadap nomor atom menunjnukkan sifat penting.