Penjelasan tentang SISTEM PERIODIK

A.    DEFINISI SISTEM PERIODIK

B.     SEJARAH SISTEM PERIODIK SEBELUM MENDELEEV

      Pada abad ke-19 para ahli kimia mulai dapat menghitung massa atom secara akurat. Adanya kesamaan sifat yang ditemukan pada beberapa unsure menarik perhatian para ahli kimia untuk mulai mengelompokannya. Usaha pengelompokan unsur-unsur berdasarkan kesamaan sifat dalakukan agar unsur-unsur tersebut mudah dipelajari.

1.      Pengelompokan Unsur Menurut Lavoisier

Pada 1789, Antoine Lavoiser mengelompokan 33 unsur kimia. Pengelompokan unsur tersebut berdasarka sifat kimianya. Unsur-unsur kimia di bagi menjadi empat kelompok. Yaitu gas, tanah, logam dan non logam. Pengelompokan ini masih terlalu umum karena ternyata dalam kelompok unsur logam masih terdapat berbagai unsur yang memiliki sifat berbeda.

Unsur gas yang di kelompokan oleh Lavoisier adalah cahaya, kalor, oksigen, azote ( nitrogen ), dan hidrogen. Unsur-unsur yang etrgolong logam adalah sulfur, fosfor, karbon, asam klorida, asam flourida, dan asam borak. Adapun unsur-unsur logam adalah antimon,perak, arsenik, bismuth. Kobalt, tembaga, timah, nesi, mangan, raksa, molibdenum, nikel, emas, platina, tobel, tungsten, dan seng. Adapun yang tergolong unsur tanah adalah kapur, magnesium oksida, barium oksida, aluminium oksida, dan silikon oksida.

Kelemahan dari teori Lavoisior : Penglompokan masih terlalu umum

kelebihan dari teori Lavoisior : Sudah mengelompokan 33 unsur yang ada berdasarka sifat kimia sehingga bisa di jadikan referensi bagi ilmuan-ilmuan setelahnya.

2. Pengelompokan unsur menurut J.W. Dobereiner

Pada tahun 1829, J.W. Dobereiner seorang profesor kimia dari Jerman mengelompokan unsur-unsur berdasarkan kemiripan sifat-sifatnya.

Ia mengemukakan bahwa massa atom relatif strontium sangat dekat dengan masa rata-rata dari dua unsur lain yang mirip dengan strantium, yaitu kalsiium dan barium. Dobereiner juga mengemukakan beberapa kelompok unsur lain seperti itu. Unsur pembentuk garam dan massa atomnya, yaitu c1 = 35,5 Br = 80, dsn I = 127. unsur pembentuk alkali dan massa atomnya. Yaitu Li = 7, Na = 23dan K = 39.

Dari pengelompokan unsur-unsur tersebut, terdapat suatu keteraturan. Setiap tiga unsur yang sifatnya mirip massa atom ( A r ) unsur yang kedua (tengah) merupakan massa atom rata-rata dari massa atom unsur pertama dan ketiga.

Oleh karena itu, Dobereiner mengambil kesimpulan bahwa unsur-unsur dapat di kelompokan ke dalam kelompok-kelompok tiga unsur yang di sebut triade.

Triade	A r	Rata-Rata A r unsur pertama dan ketiga
Kalsium Stronsium Bariuim	40 88 137	(40 + 137) = 88, 2

Kelemahan dari teori ini adalah pengelompokan unsur ini kurang efisian dengan adanya beberapa unsur lain dan tidak termasuk dalam kelompok triad padahal sifatnya sama dengan unsur dalam kelompok triefd tersebut.

Kelebihan dari teori ini adalah adanya keteraturan setiap unsure yang sifatnya mirip massa Atom (Ar) unsure yang kedua (tengah) merupakan massa atom rata-rata di massa atom unsure pertama dan ketiga.

3. Hukum Oktaf Newlands

J. Newlands merupakan orang pertama yang mengelompokan unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatif. Newlands mengumumkan penemuanya yang di sebut hukum oktaf.

Ia menyatakan bahwa sifat-sifat unsur berubah secara teratur.. Unsur pertama mirip dengan unsur kedelapan, unsur kedua mirip dengan unsur kesembilan, dan seterusnya. Daftar unsur yang disusun oleh Newlands berdasarkan hukum oktaf diberikan pada tabel 1.1

Di sebut hokum Oktaf karena beliau mendapati bahwa sifat-sifat yang sama berulang pada setiap unsure ke delapan dalam susunan selanjutnya dan pola ini menyurapi oktaf music.

Tabel 1.1 Daftar oktaf 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. Ti	19. Cr	20. Mn	21. Fe
22. Co&Nl	23. Cu	24. Zn	25. Y	26. ln	27. As	28. Se
29. Br	30. Cu	31. Sr	32. Sr	33. Zr	34. Bi & Mo	35. Po &

Hukum oktaf newlands ternyata hanya berlaku untuk unsur-unsur ringan. Jika diteruskan, teryata kemiripan sifat terlalu dipaksakan. Misalnya, Ti mempunya sifat yang cukup berbeda dengan Al maupun B.

Kelemahan dari teori ini adalah dalam kenyataanya mesih di ketemukan beberapa oktaf yang isinya lebih dari delapan unsur. Dan penggolonganya ini tidak cocok untuk unsur yang massa atomnya sangat besar.

C.     SISTEM PERIODIK MENDELEEV

Dimitri Mendeleev lahir di Tobolsk, Siberia, Rusia pada 8 Februari 1834. Ia merupakan anak ke-13 dari 17 bersaudara. Mendeleev memulai pendidikannya saat berumur 13 tahun. Pada tahun 1849 keluarga Mendeleev pindah ke St. Petersburg dan Mendeleev melanjutkan studinya di kota tersebut, tepatnya di Main Pedagogical Institute pada 1850.

Setelah kelulusannya, Mendeleev didiagnosa mengidap TBC dan terpaksa meninggalkan St. Petersburg. Meskipun sakit, Mendeleev tetap berkarya dan mengajarkan kimia. Mendeleev berhasil sembuh dari penyakitnya dan kembali ke St. Petersburg pada 1857. Atas dedikasinya pada bidang kimia, Mendeleev diangkat menjadi Profesor di St. Petersburg Technological Institute dan University of St. Petersburg

     Dmitri Ivanovich Mendeleev dari Rusia dan Julius Lothar Meyer dari Jerman. Mereka berkarya secara terpisah dan menghasilkan tabel yang serupa pada waktu yang hampir bersamaan. Mendeleev menyajikan hasil kerjanya pada Himpunan Kimia Rusia pada awal tahun 1869, dan tabel periodik Meyer baru muncul pada bulan Desember 1869. Mendeleev yang pertama kali mengemukakan tabel sistem periodik, maka ia dianggap sebagai penemu tabel sistem periodik yang sering disebut juga sebagai sistem periodik unsur pendek

Pada tahun 1869 Dmitri Ivanovich mendeleev, berdasarkan pengamatan terhadap 63 unsur yang sudah dikenal ketika itu, menyimpulkan bahwa sifat-sifat unsur adalah fungsi periodik dari massa atom relatifnya. Artinya, jika unsur-unsur disusun menurut kenaikan massa atom relatifnya, maka sifat tertentu akan berulang secara periodik. Mendeleev menempatkan unsur-unsur yang mempunyai kemiripan sifat dalam satu lajur vertikal yang disebut golongan. Lajur-lajur horizontal, yaitu lajur unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya, disebut priode daftar periodik Mendeleev yang dipublikasikan tahun 1872. Gambar Tabel daftar periodik Mendeleyev

Sebagaimana dapat dilihat pada gambar di atas, Mendeleev mengkosongkan beberapa tempat. Hal itu dilakukan untuk menetapkan kemiripan sifat dalam golongan. Sebagai contoh, Mendelev menempatkan Ti (Ar = 48 ) pada golongan IV dan membiarkan golongan III kosong karena Ti lebih mirip dengan C dan Si, dari pada dengan B dan Al. Mendeleev meramalkan dari sifat unsur yang belum di kenal itu. Perkiraan tersebut didasarkan pada sifat unsurlain yang sudah dikenal, yang letaknya berdampingan baik secara mendatar maupun secara tegak. Ketika unsur yang diramalkan itu ditemukan, teryata sifatnya sangat sesuai dengan ramalan mendeleev. Salah satu contoh adalah germanium ( Ge ) yang ditemukan pada tahun 1886, yang oleh Mendeleev dinamai ekasilikon.

KELEBIHAN SISTEM MENDELEYEV

1.      Unsur-unsur ditata dalam 12 baris mendatar dan 8 kolom tegak atau golongan Agar unsur dapat dimasukkan dalam golongan yang sesuai maka perlu ditinggalkan beberapa ruang kosong

2.      Unsur-unsur yang termasuk dalam sub golongan yang sama pada tabel Mendeleev mempunyai sifat fisik dan kimia yang mirip dan berubah secara teratur.

3.       Sifat-sifat ini berubah secara berangsur-angsur dari atas ke bagian bawah golongan Li(174^oC) > Na(97,8^oC) > K(63,7^oC) > Rb(38,9^oC) > Cs(28,5^oC)

4.      Valensi tertinggi suatu unsur sama dengan nomor golongannya.

5.      Untuk menempatkannya dengan benar pada tabel, Mendeleev membuat penyesuaian salah satunya Indium Mulanya In diduga memiliki bobot 76 dengan bentuk oksida InO, namun Mendeleev menga jukan senyawa In₂O₃ dengan bobot 113 dan terletak antara kadmium dan timah

6.      Atom lain yang mengalami penyesuaian antara lain Berilium (13,5 menjadi 9),uranium (120 menjadi 240).

7.      Mendeleev dengan sengaja meninggalkan ruang kosong dalam tabelnya untuk unsur-unsur yang belum ditemukan

8.      Salah satu unsur yang berhasil diramalnya adalah Germanium dengan perkiraan sifat-sifat fisika dan kimia yang mendekati kenyataan

 

KELEMAHAN SISTEM MENDELEEV

1.      Panjang periode tidak sama dan sebabnya tidak dijelaskan.

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

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

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

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

6.      Masih terdapat unsur-unsur yang massanya lebih besar letaknya di depan unsur yang massanya lebih kecil. Co : Telurium (te) = 128 di kiriIodin (I)= 127. hal ini dikarenakan unsur yang mempunyai kemirpan sifat diletakkan dalam satu golongan.

7.       Pemebetulan massa atom. Sebelumnya massa atom In = 76 menjadi 113. selain itu Be, dari 13,5 menjadi 9. U dari 120 menjadi 240 .

Sifat-Sifat Periodik Unsur

Sifat-sifat periodik unsur adalah sifat-sifat yang ada hubunganya dengan letak unsur pada sistem periodik. Sifat-sifat tersebut berubah dan berulang secara periodik sesuai dengan perubahan nomor atom dan konfigurasi elektron.

1.      jari atom

Jari-jari atom merupakan jarak elaktron terluar ke inti atom dan menunjukan ukuran suatu atom. Jari-jari atom sukar diukur sehingga pengukuran jari-jari atom dilakukan dengan cara mengukur jarak inti antar dua atom yang berikatan sesamanya.

Dalam suatu golongan, jari-jari atom semakin ke atas cenderung semakin kecil. Hal ini terjadi karena semakin ke atas, kulit elektron semakin kecil. Dalam suatu periode, semakin ke kanan jari-jari atom cenderung semakin kecil. Hal ini terjadi karena semakin ke kanan jumlah proton dan jumlah elektron semakin banyak, sedangkan jumlah kulit terluar yang terisi elekteron tetap sama sehingga tarikan inti terhadap elektron terluar semakin kuat.

2.      Energi ionisasi

Jika dalam suatu atom terdapat satu elektron di luar subkulit yang mantab, elektron ini cenderung mudah lepas supaya mempunyai konfigurasi seperti gas mulia. Namun, untuk melepaskan elektron dari suatu atom dperlukan energi. Energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari suatu atom di namakan energi ionisasi. Dalam suatu periode semakin banyak elektron dan proton gaya tarik menarik elektron terluar dengan inti semakin besar (jari-jari kecil) Akibatnya, elektron sukar lepas sehingga energi untuk melepas elektron semakin besar. Hal ini berarti energi ionisasi besar.

Jika jumlah elektronnya sedikit, gaya tarik menarik elektron dengan inti lebih kecil (jari-jarinya semakain besar). Akibatnya, energi untuk melepaskan elektron terluar relatif lebih kecil berarti energi ionisasi kecil.

Unsur-unsur yang segolongan : energi ionisasi makin ke bawah makin kecil, karena elektron terluar makin jauh dari inti (gaya tarik inti makin lemah), sehingga elektron terluar makin mudah di lepaskan.

Unsur-unsur  yang seperiode : energi ionisai pada umumnya makin ke kanan makin besar, karena makin ke kanan gaya tarik inti makin kuat.

3.      Keelektronegatifan

Kelektronegatifan adalah kemampuan suatu atom untuk menarik elektron dari atom lain. Faktor yang mempengaruhi keelektronegatifan adalah gaya tarik dari inti terhadap elektron dan jari-jari atom.

Unsur-unsur yang segolongan : keelektronegatifan makin ke bawah makin kecil, karena gaya taik-menarik inti makin lemah. Unsur-unsur bagian bawah dalam sistem periodik cenderung melepaskan elektron.

Unsur-unsur yang seperiode : keelektronegatifan makin kekanan makin besar.keelektronegatifan terbesar pada setiap periode dimiliki oleh golongan VII A (unsur-unsur halogen). Harga kelektronegatifan terbesar terdapat pada hydrogen  (H) yakni 2,20 , dan harga terkecil terdapat pada  (Fr) yakni 0,7.

Harga keelektronegatifan penting untuk menentukan bilangan oksidasi ( biloks ) unsur dalam sutu senyawa. Jika harga kelektronegatifan besar, berati unsur yang bersangkutan cenderung menerim elektron dan membentuk bilangan oksidasi negatif. Jika harga keelektronegatifan kecil, unsur cenderung melepaskan elektron dan membentuk bilangan oksidasi positif. Jumlah atom yang diikat bergantung pada elektron valensinya.

4.      Sifat Logam

Sifat-sifat unsur logam yang spesifik, antara lain : mengkilap, menghantarkan panas dan listrik, dapat ditempa menjadi lempengan tipis, serta dapat ditentangkan menjadi kawat / kabel panjang. Sifat-sifat logam tersebut diatas yang membedakan dengan unsur-unsur bukan logam. Sifat-sifat logam, dalam sistem periodik makin kebawah makin bertambah, dan makin ke kanan makin berkurang.

Batas unsur-unsur logam yang terletak di sebelah kiri dengan batas unsur-unsur bukan logam di sebelah kanan pada system periodic sering digambarkan dengan tangga diagonal bergaris tebal.

Unsur-unsur yang berada pada batas antara logam dengan bukan logam menunjukkan sifat ganda.

5.      Kereaktifan

Reaktif artinya mudah bereaksi. Unsur-unsur logam pada system periodik, makin ke bawah makin reaktif, karena makin mudah melepaskan elektron. Unsur-unsur bukan logam pada sistem periodik, makin ke bawah makin kurang reakatif, karena makin sukar menangkap electron.

Kereaktifan suatu unsur bergantung pada kecenderungannya melepas atau menarik elektron. Jadi, unsur logam yang paling reatif adalah golongan VIIA (halogen). Dari kiri ke kanan dalam satu periode, mula-mula kereaktifan menurun kemudian bertambah hingga golongan VIIA. Golongan VIIA tidak rekatif. Kecenderungan berbagai sifat periodik unsur-unsur periode ketiga diberikan pada gambar di bawah ini

6.      Afinitas Elektron

Afinitas elektron ialah energi yang dibebaskan atau yang diserap apabila suatu atom menerima elektron.

Jika ion negatif yeng terbentuk bersifat stabil, maka proses penyerapan elektron itu disertai pelepasan energi dan afinitas elektronnya dinyatakan dengan tanda negative. Akan tetapi jika ion negative yang terbentuk tidak stabil, maka proses penyerapan elektron akan membutuhkan energi dan afinitas elektronnya dinyatakan dengan tanda positif. Jadi, unsur yang mempunyai afinitas elektron bertanda negatif mempunyai kecenderungan lebih besar menyerap elektron daripada unsur yang afinitas elektronnya bertanda positif. Makin negative nilai afinitas elektron berarti makin besar kecenderungan menyerap elktron.

Dalam satu periode dari kiri ke kanan, jari-jari semkain kecil dan gaya tarik inti terhadap elektron semakin besar, maka atom semakin mudah menarik elektron dari luar sehingga afinitas elektron semakin besar.

Pada satu golongan dari atas ke bawah, jari-jari atom makin besar, sehingga gaya tarik inti terhadap elektron makin kecil, maka atom semakin sulit menarik elektron dari luar, sehingga afinitas elektron semakin kecil.