Jumat, 25 Oktober 2013

Handout Siswa SMK Sistem Periodik

Sejarah Perkembangan Sistem Periodik Unsur
1. Pengelompokan Unsur Menurut Lavoisier
Pada 1789, Antoine Lavoisier mengelompokan 33 unsur kimia. Unsur-unsur kimia di bagi menjadi empat kelompok yaitu gas, tanah, logam dan non logam. Pengelompokkan zat-zat kimia menurut Lavoisier :

Kelemahan dari teori Lavoisier : Pengelompokan masih terlalu umum. Kelebihan dari teori Lavoisier : 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 setiap tiga unsur kimia yang sifatnya mirip menjadi satu kelompok (Triad) berdasarkan kenaikan berat atomnya. Berikut pengelompokkan unsur-unsur kimia menurut Dobereiner yang dikenal dengan Hukum Triad Dobereiner.

Kelemahan dari teori ini adalah pengelompokan unsur ini kurang efisian dengan adanya beberapa unsur lain yang tidak termasuk dalam kelompok triad padahal sifatnya sama dengan unsur dalam kelompok triad tersebut.
Kelebihan dari teori ini adalah adanya keteraturan setiap unsur yang sifatnya mirip massa Atom (Ar) unsur yang kedua (tengah) merupakan massa atom rata-rata di massa atom unsur pertama dan ketiga.
3. Pengelompokan Unsur Menurut Chancourtois
Pada tahun 1862, ahli geologi Prancis, Alexander Beguyer de Chancourtois, mengelompokkan unsur-unsur kimia berdasarkan kenaikan berat atom.  Unsur-unsur kimia disusun membentuk spiral. Dia merumuskan bahwa berat atom = 7 + 16n; n = urutan unsur.
4. Hukum Oktaf Newlands
J. Newlands adalah ilmuwan dari Inggris ia 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. Di sebut hukum Oktaf karena beliau mendapati bahwa sifat-sifat yang sama berulang pada setiap unsur ke delapan dalam susunan selanjutnya dan pola ini menyerupai oktaf musik.
Kelemahan dari teori ini adalah Hukum oktaf newlands berlaku untuk unsur-unsur ringan. Dalam kenyataanya masih di temukan beberapa oktaf yang isinya lebih dari delapan unsur. Dan penggolonganya ini tidak cocok untuk unsur yang massa atomnya sangat besar.
5.  Sistem periodik Mendeleev
Pada tahun 1869 seorang sarjana asal Rusia bernama Dmitri Ivanovich mendeleev, dalam pengamatan  63 unsur yang sudah dikenalnya, Ia dikenal dengan sebutan Bapak Tabel Periodik. Ia 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 periode daftar periodik Mendeleev yang dipublikasikan tahun 1872.
Mendeleev mengosongkan 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 unsur lain yang sudah dikenal, yang letaknya berdampingan baik secara mendatar maupun secara tegak. Ketika unsur yang diramalkan itu ditemukan, ternyata sifatnya sangat sesuai dengan ramalan mendeleev. Salah satu contoh adalah Germanium ( Ge ) yang ditemukan pada tahun 1886, yang oleh Mendeleev dinamai Eka Silikon.
Kelemahan dari teori ini adalah masih terdapat unsur-unsur yang massanya lebih besar letaknya di depan unsur yang massanya lebih kecil. Kelebihannya adalah peramalan unsur baru yakni meramalkan unsur beserta sifat-sifatnya.
6.  Sistem Periodik Modern dari Henry G. Moseley
Pada 1913, seorang kimiawan inggris bernama Henry Moseley melakukan eksperimen pengukuran panjang gelombang unsur menggunakan sinar-X.
Ia menyimpulkan bahwa sifat dasar atom bukan didasari oleh massa atom relative, melainkan berdasarkan kenaikan jumlah proton (nomor atom). Hal tersebut diakibatkan adanya unsur-unsur yang memiliki massa atom berbeda, tetapi memiliki jumlah proton sama atau disebut isotop. Kenaikan jumlah proton ini mencerminkan kenaikan nomor atom unsur tersebut. Pengelompokan unsur-unsur sistem periodik modern merupakan penyempurnaan hukum periodik Mendeleev, yang di sebut juga Sistem Periodik Bentuk Panjang.
Sistem periodik modern disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Lajur-lajur horizontal, yang disebut periode disusun berdasarkan kenaikan nomor atom ; sedangkan lajur-lajur vertikal, yang disebut golongan, disusun berdasarkan kemiripan sifat. Sistem periodik modern terdiri atas 7 periode dan 8 golongan. Setiap golongan dibagi lagi menjadi 8 golongan A( IA-VIIIA ) dan 8 golongan B (IB – VIIIB).
Unsur-unsur golongan A disebut golongan utama, sedangkan golongan B disebut golongan transisi. Golongan-golongan juga dapat ditandai dengn bilangan 1 sampai dengan 18 secara berurutan dari kiri ke kanan. Dengan cara ini maka unsur transisi terletak pada golongan 3 sampai golongan 12. Pada periode 6 dan 7 terdapat masing-masing 14 unsur yang disebut unsur-unsur transisi dalam, yaitu unsur-unsur antanida dan aktinida. Unsur-unsur transisi dalam semua termasuk golongan IIIB. Unsur-unsur lantanida pada periode 6 golongan IIIB, dan unsur-unsur aktinida pada periode 7 golongan IIIB. Penempatan unsur-unsur tersebut di bagian bawah tabel periodik adalah untuk alasan teknis, sehingga daftar tidak terlalu panjang.
Kelebihan teori Moseley ini adalah tabel periodik Moseley berhasil memperbaiki kelemahan tabel periodik Mendeleev. Dalam tabel Moseley penempatan unsur Te dan I sesuai dengan kenaikan nomor atomnya. Selain itu dalam tabel periodik Moseley terdapat kolom baru untuk mengakomodasi gas-gas mulia yang ditemukan Sir William Ramsay.
7. Pengelompokan unsur menurut Seaborg
Pada tahun 1940, Glenn Seaborg berhasil menemukan unsur Transuranium yaitu unsur dengan nomor atom 94-102. Kelebihannya Ia memecahkan penempatan unsur-unsur tersebut dengan membuat baris baru sehingga tabel periodik modern berubah.

Sifat-sifat keperiodikan unsur-unsur Kimia
Sifat keperiodikan unsur adalah sifat-sifat yang berubah secara beraturan sesuai dengan kenaikan nomor atom unsur.
1. Jari-Jari Atom
Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom sampai kulit elektron terluar.
a. Dalam satu golongan dari atas ke bawah jari-jari atom semakin besar.
b. Dalam satu periode dari kiri ke kanan, jari-jari atom semakin kecil.
Penjelasan: 
a. Dalam satu golongan dari atas ke bawah, kulit atom bertambah (ingat jumlah kulit=nomor periode), sehingga jari-jari atom juga bertambah besar. 
b. Dari kiri ke kanan, jumlah kulit tetap tetapi muatan inti (nomor atom) dan jumlah elektron pada kulit bertambah. Hal tersebut mengakibatkan gaya tarik-menarik antara inti dengan kulit elektron semakin besar sehingga jari-jari atom makin kecil.

2. Energi Ionisasi
Energi ionisasi 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.
Kecenderungan tersebut dapat dijelaskan sebagai berikut.
a. Dari atas ke bawah dalam satu golongan jari-jari atom bertambah sehingga daya tarik inti terhadap elektron terluar semakin kecil. Elektron semakin mudah dilepas dan energi yang diperlukan untuk melepaskannya makin kecil.
 
b. Dari kiri ke kanan dalam satu periode, daya tarik inti terhadap elektron semakin besar sehingga elektron semakin sukar dilepas. Energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron tentunya semakin besar.

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.
a. Dalam satu golongan dari atas ke bawah afinitas elektron semakin kecil.
b. Dalam satu periode dari kiri ke kanan afinitas elektron semakin besar.
Penjelasan:
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.
 
4. Keelektronegatifan 
           Keelektronegatifan adalah suatu bilangan yang menyatakan kecenderungan suatu unsur menarik elektron dalam suatu molekul senyawa.
a. Dalam satu golongan dari atas ke bawah keelektronegatifan semakin berkurang.
b. Dalam satu periode dari kiri ke kanan keelektronegatifan semakin bertambah. 
Penjelasan: 
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. 

Tidak ada komentar: