Sistem Periodik dan Struktur Atom

Benda-banda yang ada di lingkungan sekitar kita seluruhnya mengandung unsur-unsur kimia. Buku yang kita baca, pulpen untuk menulis, jalan raya yang kita injak, pakaian dan sepatu yang kita kenakan, serta benda-benda lainnya mengandung unsur kimia. Tubuh kita pun mengandung unsur kimia. Setidaknya terdapat 26 unsur kimia dalam tubuh manusia.

Begitu juga dengan keadaan di alam. Contohnya air laut, air laut mengandung unsur Na dan Cl dalam bentuk senyawa NaCI. Udara yang kita hirup terdiri dari unsur O2. Bagian terkecil dari unsur kimia dinamakan atom. Atom tidak dapat dilihat oleh mata telanjang karena ukurannya yang demikian kecil. Pada blog ini, kita akan mempelajari struktur atom pengelompokan unsur-unsur kimia dalam suatu tabel periodik. Melalui tabel periodik tersebut, kita dapat mcngetahui sifat-sifat unsur dan sifat-sifat periodik suatu unsur.

A. Perkembangan Sistem Periodik

Unsur-unsur yang sudah ditemukan di alam banyak sekali. Setiap unsur mempunyai massa dan sifat yang berbeda. Namun, ada juga beberapa unsur yang mempunyai kemiripan sifat. Berdasarkan hal tersebut, para ilmuwan kimia mengelompokkan unsur-unsur kimia. Pengelompokan unsur-unsur bertujuan memudahkan penentuan sifat setiap unsur dalam membentuk suatu senyawa.

Unsur-unsur dikelompokkan berdasarkan kemiripan sifatnya. Penyusunan sistem periodik unsur telah mengalami penyempurnaan. Mulai dari Antonie Lavoiser, J. Newlands, D. Mendeleev, hingga Henry Moseley.


1. Pengelompokan Unsur menurut Lavoiser

Pada tahun 7789, Antonie Lavoiser mengelompokkan 33 unsur kimia. Lavoiser mengelompokkan unsur-unsur tersebut berdasarkan sifat kimianya. Unsur-unsur kimia dibagi 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 logam yang memiliki sifat berbeda.


2. Hukum Triade Dobereiner

Pada tahun 1829, J.B. Dobereiner mengelompokkan unsur-unsur berdasarkan kemiripan sifat-sifat.

Tabel. Pengelompokan unsur-unsur menurut Hukum Triade Dobereiner

Dari pengelompokan unsur tersebut, terdapat suatu keteraturan. Setiap tiga unsur yang sifatnya mirip, massa atom (Ar) unsur yang kedua (tengah) merupakan massa atom rata-rata dari massa atom unsur pertama dan ketiga. Perhatikan contoh berikut:

3. Hukum Oktaf Newlands

J. Newlands merupakan orang pertama yang mengelompokkan unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatif. Pada tahun 1863, ia menyatakan bahwa sifat-sifat unsur berubah secara teratur. Unsur pertama mirip dengan unsur kedelapan, unsur kedua mirip dengan unsur kesembilan, dan seterusnya. Pada tabel berikut tersaji unsur-unsur yang disusun berdasarkan hukum oktaf Newlands.

Tabel. Unsur-unsur Oktaf Newlands

4. Hukum Mendeleev

Di antara para ahli yang dianggap paling berhasil dalam mengelompokkan unsur-unsur dan berani menduga adanya unsur-unsur yang pada saat itu belum ditemukan adalah Dmitri Mendeleev. Ia seorang ahli kimia berkebangsaan Rusia. pada tahun 1869, Mendeleev mengelompokkan unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya.

Cara mengelompokkan dilakukan dengan menggunakan kartu. Dalam kartu tersebut ditulis lambang atom, massa atom relatif, dan sifat-sifat unsur tersebut. Kemudian, unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatif dan sifat-sifatnya. Unsur-unsur yang memiliki sifat serupa ditempatkan pada lajur tegak (vertikal) yang disebut golongan.

Alternatif pengelompokan lebih ditekankan pada sifat-sifat kimia atom tersebut daripada kenaikan massa atom relatifnya. Akibatnya, ada tempat-tempat kosong dalam tabel periodik tersebut. Tempat-tempat kosong inilah yang oleh Mendeleev diduga akan diisi unsur-unsur yang ketika itu belum ditemukan. Ternyata, dugaan itu terbukti dengan ditemukannya unsur-unsur yang memiliki sifat yang mirip.

Tabel. Pengelompokan Unsur Mendeleev

Pada waktu yang hampir bersamaan, Lothar Meyer melakukan hal yang mirip dengan Mendeleev. Ilmuwan kimia Jerman tersebut menyusun 57 unsur kimia berdasarkan kenaikan massa atom. Yang membedakan dengan Mendeleev, Meyer mengelompokkannya dengan menekankan pada sifat fisika unsur. Adapun Mendeleev sesuai sifat kimia unsur. Sistem periodik Meyer tersebut disusun pada tahun 1868, namun baru dipublikasikan pada tahun 1870.

Dasar Pengelompokan Unsur

5. Sistem Periodik Modern

Pada tahun 1913, Henry Moseley melakukan eksperimen pengukuran panjang gelombang unsur menggunakan sinar X.

Hasil eksperimen kimiawan Inggris tersebut menyimpulkan bahwa sifat dasar atom bukanlah didasari oleh massa atom relatif, melainkan berdasarkan kenaikan jumlah proton. Hal tersebut diakibatkan adanya unsur-unsur yang memiliki massa atom berbeda, tetapi memiliki jumlah proton yang 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 disebut juga sistem periodik bentuk panjang.


B. Susunan Unsur dalam Sistem Periodik Modern

Unsur-unsur dalam sistem periodik modern (bentuk panjang) dikelompokkan ke dalam golongan dan periode. Terdapat dua cara penamaan golongan unsur dalam sistem periodik modern, yaitu cara tradisional dan cara IUPAC.


1. Golongan

Golongan ditempatkan pada lajur vertikal dalam sistem periodik modern. Penentuan golongan berkaitan dengan sifat-sifat yang dimiliki unsur tersebut. Unsur-unsur dalam satu golongan memiliki sifat-sifat yang mirip. Beberapa golongan diberi nama khusus, yaitu:

1. golongan IA (kecuali H) disebut golongan alkali;
2. golongan IIA disebut golongan alkali tanah;
3. golongan VIIA disebut golongan halogen;
4. golongan VIIIA disebut golongan gas mulia;
5. golongan IIIA, IVA, VA, dan VIA disebut sesuai dengan unsur yang terdapat dalam golongan tersebut, yaitu:

• golongan IIIA disebut golongan boron-alumunium;
• golongan IVA disebut golongan karbonsilikon;
• golongan VA disebt golongan nitrogen-fosforus;
• golongan VIA disebut golongan oksigenbelerang;

Golongan IB sampai golongan VIIIB disebut golongan transisi.


2. Periode

Periode ditempatkan pada lajur horizontal dalam sistem periodik modern. Periode suatu unsur menunjukkan nomor kulit yang sudah terisi elektron (n terbesar) berdasarkan konfigurasi elektron.

Dalam sistem periodik modern terdapat 7 periode, yaitu:

Periode 1    :    terdiri atas 2 unsur

Periode 2    :    terdiri atas 8 unsur

Periode 3    :    terdiri atas 8 unsur

Periode 4    :    terdiri atas 18 unsur

Periode 5    :    terdiri atas 18 unsur

Periode 6    :    terdiri atas 32 unsur, yaitu 18 unsur seperti periode 4 atau 5, dan 14 unsur lagi merupakan deret lantanida;

Periode 7    :    merupakan periode unsur yang belum lengkap. Pada periode ini terdapat deret aktinida.

C. Struktur Atom

Pada tahun 1808, John Dalton menyatakan bahwa atom adalah partikel terkecil yang tidak dapat dibagi-bagi lagi. Teori atom Dalton bertahan hingga ditemukannya keradioaktifan pada tahun 1896. penelitian keradioaktifan yang dilakukan J.J. Thompson, Ernest Rutherford Roberd Millikan, dan James Chadwick membuka jalan ditemukannya partikel dasar penyusunan atom. Ukuran isi atom sangat kecil sehingga teknologi saat ini belum dapat mengamati isi atom yang sesungguhnya. Yang dapat diamati hanyalah gejala-gejala yang timbul akibat keberadaannya.


1. Partikel Dasar Penyusun Atom

Suatu atom tersusun proton, neutron, dan elektron. Proton dan neutron terletak di inti atom, sedangkan elektron bergerak mengelilingi atom.

a. Elektron

Partikel dalam atom kali pertama ditemukan oleh fisikawan Inggris, Joseph J. Thompson pada tahun 1897. Eksperimen yang dilakukannya menggunakan dua pelat logam sebagai elektrode dalam tabung kaca vakum. Kedua elektron tersebut dihubungkan dengan sumber arus bertegangan tinggi.

Hasil eksperimen menunjukkan adanya sinar yang keluar dari elektroda negatif (katode) menuju elektrode positif (anode). Sinar yang keluar dari katode disebut sinar katode, sedangkan tabung vakumnya disebut tabung sinar katode. Sinar ini tidak terlihat oleh mata, tetapi dapat memendarkan zat tertentu sehingga dapat terlacak keberadaannya.

Thompson menemukan bahwa medan magnet dan medan listrik mempengaruhi sinar katode. Ketika magnet didekatkan pada tabung, arah sinar katode berbelok. Sementara itu, kutub positif medan listrik menarik sinar katode sedangkan kutub negatif menolaknya.

Dengan dibelokkannya sinar katode menuju kutub positif, Thompson menyimpulkan bahwa sinar katode bukanlah gelombang. Menurut Thompson, sinar katode merupakan arus partikel yang memiliki massa, dan bermuatan negatif. Partikel tersebut dinamakan elektron. Thomson juga berhasil menentukan perbandingan harga muatan negatif elektron terhadap massanya, yaitu

e/m = -1,76 x 10⁸ coulomb/gram

e   = muatan elektron dalam satuan coulomb

m  = massa elektron dalam satuan gram

Pada tahun 1909, Robert Millikan berhasil menentukan muatan elektron melalui eksperimen tetesan minyak. Dalam eksperimen ini, Robert Millikan mengamati bahwa setiap tetesan halus minyak selalu memiliki muatan berupa kelipatan -1,6x10^-19 coulomb. Millikan menduga bahwa setiap tetesan minyak menangkap elektron dengan jumlah satu, dua, tiga, dan seterusnya. Kemudian, Millikan menyimpulkan bahwa elektron bermuatan -1,6x10^-19 coulomb. Data ini kemudian dipadukan dengan penemuan Thomson sehingga massa elektron dapat ditentukan, yaitu

e/m = -1,76 x 10⁸ coulomb/gram, dan

e = -1,6x10^-19 coulomb

Berdasarkan hasil perhitungan tersebut diperoleh massa elektron sebagai berikut

m = (-1,6x10^-19 coulomb) / (-1,76 x 10⁸ coulomb/gram)

m = 9,11 x 10^-28 gram

Jadi elektron merupakan partikel sub-atom (bagian dari atom) dengan massa 9,11 x 10^-28 gram dan bermuatan -1,6x10^-19 coulomb. Penemuan elektron ini menimbulkan pertanyaan baru, bukankah sebuah atom bermuatan netral? Adakah partikel lain yang mempunyai muatan berlawanan dengan elektron?

b. Proton

Pada tahun-tahun pergantian abad itu, berkembang pula penelitian mengenai sinar radioaktif. Di antara radiasi yang dikenal adalah sinar alfa (a). Sinar a merupakan partikel yang bermassa 4 sma (7.000 x massa elektron) dan bermuatan +3,2 x 10^-19 coulomb (-2 x muatan elektron namun berlawanan tanda). Sinar a inilah yang digunakan oleh Ernest Rutherford untuk menemukan inti atom pada tahun 1911. Kelompok riset Rutherford melakukan percobaan dengan lempeng emas dan sinar a. Usaha Penemuan partikel bermuatan positif dalam atom mulai menunjukkan hasil.

Sinar alfa yang bermuatan positif dipancarkan oleh unsur radioaktif dan diarahkan pada lempengan tipis logam emas. Ternyata, sinar alfa ini dapat menembus lempengan tipis logam tersebut dan hanya sebagian kecil (1 dari 20.000 partikel) yang dibelokkan atau dipantulkan. Hasil ini berbeda dengan dugaan awal. Semula partikel sinar a akan diserap, dihamburkan, dipantulkan, dan juga diteruskan.

Setahun kemudian, barulah Rutherford menemukan penjelasan atas fenomena tersebut. Dia mengajukan keterangan bahwa atom merupakan ruang kosong. Seluruh muatan positif berkumpul pada sebuah titik yang disebut inti atom. pada perkembangan berikutnya, diketahui bahwa inti atom memiliki diameter inti = 10^-13 cm, sedangkan diameter atomnya sendiri = 10^-8 cm. Sebagai perbandingan, seandainya atom sebesar Gelora Bung Karno, inti atom merupakan sebutir kelereng yang diletakkan di tengah-tengahnya.

Jenis muatan inti atom sama dengan muatan sinar alfa (ditunjukkan oleh adanya pembelokan dan penolakan sinar a), yaitu muatan positif yang disebut proton. Kemudian, Rutherford menetapkan massa muatan positif inti atom. Ternyata, massa proton lebih kecil dibandingkan massa inti atom. pada tahun 1920, Rutherford mengajukan hipotesis, bahwa dalam inti atom ada partikel lain yang tidak bermuatan.

c. Neutron

Pada tahun 1932, dua belas tahun setelah hipotesis Rutherford, James Chadwick melakukan percobaan penembakan atom berilium dengan sinar alfa. percobaan ini menghasilkan penemuan partikel tidak bermuatan, yang disebut neutron. partikel neutron memiliki massa yang hampir sama dengan partikel proton, yaitu 1.836 kali massa elektron. Dalam perhitungan yang tidak memerlukan ketelitian tinggi, massa proton dan neutron dapat dianggap sama, yakni 7,67 x 10^-24 gram atau 1 sma. Elektron memiliki massa 1/1.836 kali massa proton. Oleh karena bernilai sangat kecil, massa elektron dapat diabaikan terhadap massa proton atau dianggap sama dengan nol. Muatan elektron dinyatakan dengan -1 sehingga muatan proton adalah +1 dan muatan neutron adalah 0.

Tabel. Muatan dan Massa Partikel Penyusun Atom

2. Nomor Atom dan Nomor Massa

a. Nomor atom

Nomor atom suatu unsur menunjukkan jumlah proton yang terdapat dalam atom. Nomor atom (disingkat NA) diberi lambang Z. Nomor atom suatu unsur merupakan ciri khas atom unsur tersebut. Dari

nomor atom ini kita bisa menentukan konfigurasi elektron, nomor golongan, dan nomor periode suatu unsur (posisi unsur) dalam tabel sistem periodik unsur. Untuk atom netral, jumlah proton selalu sama dengan jumlah elektron. Dengan demikian, hubungan antara nomor atom, proton dan elektron dituliskan sebagai berikut:

Nomor atom = Z = NA = jumlah proton = jumlah elektron

Atom oksigen bernomor atom 8, berarti memiliki 8 proton dan 8 elektron. Atom neon bernomor atom 10, artinya neon memiliki 10 proton dan 10 elektron. Jadi, jika nomor atom berbeda, unsurnya juga berbeda.

b. Nomor Massa

Nomor massa menyatakan inti atom suatu unsur.

Nomor massa = A = jumlah proton + jumlah neutron

Jumlah proton ∑p = Z = NA,

Jumlah neutron ∑n

Sehingga:

Dengan mencantumkan nomor atom dan nomor massa, suatu atom dapat ditulis dengan notasi sebagai berikut:

Jadi, A adalah nomor massa yang ditulis di kiri atas (superskrip) dan Z adalah nomor atom yang ditulis di kiri bawah (subskrip).

Contoh :

3. Ion

Ion adalah atom yang melepas atau menangkap elektron. Pada atom netral, elektron dan proton akan saling berpasangan (jumlah proton = elektron). Jenis ion ada 2 sebagai berikut:

a. Ion positif

Ion positif adalah ion yang terbentuk dari atom yang kekurangan elektron.

b. Ion negatif

Ion negatif adalah ion yang terbentuk dari atom yang kelebihan elektron.

Contoh :

4. Isotop, Isobar dan Isoton

a. Isotop

Isotop adalah atom-atom yang memiliki nomor atom sama, tetapi nomor massanya berbeda. Nomor atom ditentukan oleh jumlah proton. Jumlah proton dalam isotop adalah sama, yang berbeda hanyalah jumlah neutronnya. Perhatikan contoh isotop karbon berikut ini:

Isotop-isotop tersebut, C-72, C-13, dan C-14, ketiganya merupakan atom karbon. Sifat-sifat kimianya identik. Sifat kimia tersebut ditentukan oleh jumlah elektron dan jumlah elektron dalam atom sama dengan jumlah protonnya.

Perbedaan isotop-isotop ini terletak pada sifat fisikanya, seperti massa. Isotop C-13 memiliki massa atom relatif 13 sma, lebih berat daripada C-72 yang massa atom relatifnya 12 sma. Selain itu, juga terdapat isotop yang bersifat radioaktif, misalnya isotop C-14.

Unsur-unsur di alam merupakan campuran dari isotop-isotopnya. Biasanya terdapat satu isotop yang dominan, misalnya untuk karbon, C-72 adalah isotop yang dominan kelimpahannya. Contoh isotop-isotop yang lain, yaitu:

Saat ini, isotop banyak digunakan dalam berbagai bidang. Misalnya, penelitian industri dan kedokteran. Berikut ini beberapa isotop yang sering digunakan.

Atom hidrogen mempunyai dua isotop yang penting, yaitu deuterium (²₁H) dan tritium (³₁H). Deuterium dapat diperoleh dengan mudah dari air laut. Adapun tritium dapat diperoleh dari sintesis deuterium. Deuterium maupun tritium digunakan sebagai bahan bakar reaksi fusi nuklir.

Karbon -14 (C-14) merupakan isotop karbon yang paling banyak digunakan dalam berbagai bidang C-14 digunakan sebagai perunut dalam penelitian di bidang biokimia kedokteran dan sumber radiasi, selain itu, C-14 digunakan sebagai alat untuk menentukan umur benda arkeologi dan geologi. Kobalt -60 (Co -60) digunakan dalam bidang kesehatan.

b. Isobar

Isobar adalah atom-atom yang memiliki nomor massa sama, tetapi nomor atom berbeda. Contoh:
¹⁴₇N dan ¹⁴₆C memiliki nomor massa 14, dan
²⁴₁₁Na dan ²⁴₁₂Mg memiliki nomor massa 24

Sifat kimia setiap isobar sangat berbeda karena unsurnya memang berbeda. Satu-satunya kesamaan isobar adalah massanya sehingga spektrometri massa tidak dapat membedakannya.

c. Isoton

Isoton adalah atom-atom yang memiliki jumlah neutron sama, tetapi jumlah protonnya berbeda. Contoh:
¹³₆C dan ¹⁴₇N memiliki 7 neutron, dan
³¹₁₅P dan ³²₁₆S memiliki 16 neutron.

Isoton-isoton memiliki massa dan sifat yang berbeda.


5. Konfigurasi Elektron dan Elektron Valensi

Elektron merupakan partikel atom yang sangat ringan sehingga massanya dapat diabaikan dan dianggap sama dengan nol. Dalam suatu atom, jumlah elektron sama dengan jumlah proton, tetapi jenis muatannya berlawanan. Letak elektron berada di luar inti, yaitu terdapat di dalam lintasan-lintasan elektron.

Menurut Teori Atom Bohr, elektron berada dalam suatu lintasan atau orbit tertentu yang disebut lintasan elektron atau kulit elektron (shell electron). Setiap kulit memiliki tingkat energi tertentu. Semakin dekat ke inti atom, tingkat energi semakin kecil. Sebaliknya, semakin jauh dari inti atom, tingkat energi semakin kecil. Sebaliknya, semakin jauh dari inti atom, tingkat energi semakin besar.

• Kulit ke-1 atau kulit K
• Kulit ke-2 atau kulit L
• Kulit ke-3 atau kulit M
• Kulit ke-4 atau kulit N
• Kulit ke-S atau kulit O
• Kulit ke-6 atau kulit P
• Kulit ke-7 atau kulit Q

Berdasarkan hal tersebut urutan tingkat energi dapat dituliskan sebagai berikut:

a. Konfigurasi elektron

Konfigurasi elektron adalah susunan elektron yang bergerak pada lintasan tertentu yang disebut kulit atom. Elektron dalam atom tersusun berdasarkan tingkat energinya. Konfigurasi elektron per kulit didasarkan pada jumlah elektron maksimum yang dapat mengisi setiap kulit sesuai dengan rumusan.

Tabel. Jumlah Elektron Maksimum di Setiap Kulit

Kulit	n	Ớ e maksimum
K	1	2 (1)2 = 2
L	2	2 (2)2 = 8
M	3	2 (3)2 = 18
N	4	2 (4)2 = 32

Urutan pengisian elektron dimulai dari kulit yang memiliki tingkat energi terendah, kemudian kulit berikutnya yang memiliki energi lebih tinggi, sampai pada kulit terakhir yang akan ditempati oleh elektron sisa.

Tabel. Konfigurasi Elektron Atom Berkulit K Sampai N

Atom	Jumlah Elektron	Kulit K (n = 1)	Kulit L (n = 2)	Kulit M (n = 3)	Kulit N (n = 4)
1H	1	1	-	-	-
3Li	3	2	1	-	-
6C	6	2	4	-	-
12Mg	12	2	8	2	-
33As	33	2	8	18	5

Contoh :

³⁵₁₇Cl konfigurasi elektronnya = 2 8 7

Elektron valensinya = 7 (unsur golongan VII A)

Bagaimana jika jumlah elektron yang tersedia tidak .mencapai jumlah elektron maksimum dalam suatu kulit, bahkan lebih besar dari jumlah elektron maksimum kulit sebelumnya? Jika demikian, kulit yang akan ditempati elektron hanya menggunakan jumlah elektron yang sama dengan jumlah elektron maksimum dalam kulit sebelumnya. Hal tersebut dapat digambarkan dengan bagan sebagai berikut:

Tabel. Konfigurasi Elektron Atom Berkulit M Sampai Q

Atom	Jumlah Elektron	Kulit K (n=1)	Kulit L (n=2)	Kulit M (n=3)	Kulit N (n=4)	Kulit O (n=5)	Kulit P (n=6)	Kulit Q (n=7)
18Ar	18	2	8	8
19K	19	2	8	8	1
36Kr	36	2	8	18	8
38Sr	38	2	8	18	8	2
52Te	52	2	8	18	18	6
54Xe	54	2	8	18	18	8
56Ba	56	2	8	18	18	8	2
83Bi	83	2	8	18	32	18	5
86Rn	86	2	8	18	32	18	8
88Ra	88	2	8	18	32	18	8	2

Cara konfigurasi elektron tersebut hanya berlaku untuk atom unsur golongan utama (golongan A). Adapun untuk atom unsur golongan transisi (golongan B) harus menggunakan cara per subkulit.

Contoh pada tabel berikut memberikan gambaran cara pengisian elektron dalam atom unsur golongan transisi.

Tabel. Konfigurasi Elektron Atom Unsur Transisi

b. Elektron Valensi

Elektron valensi merupakan elektron yang terletak pada kulit terluar sehingga memiliki tingkat energi paling tinggi. Elektron valensi inilah yang berperan dalam reaksi kimia. Elektron kulit terluar ini dapat lepas, dipertukarkan, atau dipakai bersama dengan atom lain membentuk ikatan antar-atom. Dengan kata lain, sifat kimia atom ditentukan oleh elektron valensinya.

Bagaimanakah cara menenfukan elektron valensi? Elektron valensi dapat ditentukan dengan dua cara, yaitu menentukan konfigurasi elektron dan menggunakan tabel periodik.

1) Penentuan elektron valensi dari konfigurasi elektron

Dengan menentukan konfigurasi elektronnya, Anda dapat mengetahui jumlah elektron ada kulit terluarnya. Agar Anda lebih memahami penentuan elektron valensi dengan cara menentukan konfigurasi elektronnya.

Tabel. Elektron Valensi Beberapa Atom

2) Penentuan elektron valensi menggunakan tabel periodik

Elektron valensi dapat juga ditentukan menggunakan tabel periodik dengan melihat unsur elektronnya. Berdasarkan struktur elektron, Anda dapat mengetahui nomor kulit, jumlah elektron, dan sub kulit. Contoh:

Ada beberapa bentuk penulisan struktur elektron dalam tabel periodik. Perhatikan contoh-contoh berikut!

a) Nitrogen

Elektron valensi adalah jumlah elektron pada kulit terluar pada struktur elektron nitrogen, jumlah elektron pada kulit terluar (kulit 2) adalah 5 elektron. Jadi, nitrogen mempunyai eiektron valensi = 5.

b) Silikon : (Ne) 3s² 3p²

Struktur elektron silikon ditulis dengan cara disingkat. Hal ini memudahkan dalam menentukan elektron valensinya. Jumlah elektron yang terletak di 3s dan 3p merupakan elektron valensi. Jadi, elektron valensi silikon = 2 + 2 = 4

c) Vanadium : (Ar) 3d² 4s²

Elektron valensi vanadium terletak pada kulit yang berbeda (bukan kulit terluar), yaitu pada kulit ketiga (3d) dan kulit keempat (4s). Jadi, jumlah elektron valensi vanadium = 3 + 2 = 5

d) Seng : (Ar) 3d¹⁰ 4s²

Elektron valensi seng hanya terletak pada 4s. Pada 3d, elektronnya berisi 10 elektron yang berarti telah terisi penuh. Jumlah elektron pada 3d tidak dihitung sebagai elektron valensi. Jadi, elektron valensi seng = 2. Vanadium dan seng termasuk golongan transisi. Penentuan elektron valensi golongan transisi akan dipelajari lebih lanjut di kelas II.

c. Hubungan Golongan, Periode, Konfigurasi Elektron dan Elektron Valensi

Golongan suatu unsur menunjukkan jumlah elektron valensi. Adapun periode suatu unsur menunjukkan jumlah kulit yang telah terisi elektron. Elektron valensi dan jumlah kulit yang telah terisi elektron dapat diketahui dari konfigurasi elektron. Jadi, dari konfigurasi elektron dapat diketahui nomor golongan dan periode suatu unsur. 

D. Sifat-Sifat Unsur dan Massa Atom Relatif

1. Sifat Logam dan Non Logam

Sifat logam dan non logam dipengaruhi oleh elektron valensi. Sifat logam berhubungan dengan kemampuan suatu atom melepas elektron atau menjadi bermuatan positif. Adapun sifat non logam berhubungan dengan kecenderungan suatu atom untuk menerima elektron atau menjadi bermuatan negatif.

Dalam sistem periodik, dari bawah ke atas dan dari kiri ke kanan, sifat-sifat logam unsur semakin berkurang dan sifat nonlogam semakin bertambah. Natrium, magnesium, besi, tembaga, seng, alumunium, perak dan emas termasuk unsur-unsur logam. Adapun arang (karbon), iodium, hidrogen, dan oksigen termasuk unsur-unsur nonlogam.

2. Massa Atom Relatif dan Massa Molekul Relatif

a. Massa Atom Relatif (Ar)

Massa atom relatif adalah perbandingan massa rata-rata satu atom unsur tersebut terhadap 1/12 massa satu atom isotop karbon -12 (¹²C).

Satu satuan massa atom disingkat sma

1 sma = 1/12 x massa satu atom ¹²C

Massa satu atom karbon = 19,93 x 10^-24 gram

Jadi, 1 sma = 1/12 x (19,93 x 10^-24 gram) = 1,66 x 10^-24 gram

Contoh :

ArH = 1 , O = 16 dan S = 32

Tabel. Massa beberapa isotop

Untuk unsur yang mempunyai lebih dari satu isotop, Ar merupakan nilai rata-rata dari setiap isotop. Penentuan Ar tersebut dengan memperhitungkan kelimpahannya. Misalnya, untuk suatu unsur mempunyai dua macam isotop, berlaku persamaan

Dengan :

  P1 = persentase kelimpahan isotop 1

  P2 = persentase kelimpahan isotop 2

Dengan menggunakan persamaan tersebut, data Ar setiap unsur dapat diperoleh. Dalam sistem periodik, harganya ditulis apa adanya, tetapi dalam perhitungan sering digunakan nilai pembulatannya. Untuk unsur yang memiliki lebih dari dua isotop, rumus tersebut dapat disesuaikan.

Tabel. Massa Atom Relatif (Ar-) Beberapa Unsur

b. Massa Molekul Relatif (Mr)

Massa molekul relatif adalah jumlah total Ar dari unsur-unsur penyusunnya.

M_r = ∑A_r

Tentukan M_r C₆H₁₂O₆ dan CH₃COOH, jika diketahui A_rC = 12, H = 1, O = 16.

Penyelesaian

-   M_r C₆H₁₂O₆      = (6 x A_rC) + (12 x A_rH) + (6 x A_rO)

                               = (6 x 12) + (12 x 1) + (6 x 16)

= 180

-   Mr CH₃COOH   = (2 x A_rC) + (4 x A_rH) + (2 x A_rO)

= (2 x 12) + (4 x 1) + (2 x 16)

= 60

E. Sifat-Sifat Sistem Periodik

1. Jari-Jari Atom

Jari-jari atom adalah jarak elektron terluar ke inti atom dan menunjukkan ukuran suatu atom. Jari-jari atom sukar diukur sehingga pengukuran jari-jari atom dilakukan dengan cara mengukur jarak inti antara dua atom yang berikatan sesamanya.

Sifat-sifat periodik unsur berdasarkan jari-jari atomnya adalah semakin ke bawah, jumlah kulitnya semakin banyak. Sehingga jari-jari atom akan semakin besar. Selain itu, dalam satu periode, semakin ke kanan jari-jari atom cenderung semakin kecil. Ha1 ini terjadi karena semakin ke kanan jumlah proton dan jumlah elektron semakin banyak, sedangkan jumlah kulit terluar yang terisi elektron tetap sama sehingga tarikan inti tehadap elektron terluar semakin kuat.

2. Kelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah kemampuan suatu atom untuk menarik elektron dari atom lain. Harga keelektronegatifan bersifat relatif (berupa harga perbandingan suatu atom terhadap atom yang lain).

Dalam satu golongan, semakin ke atas harga keelektronegatifan semakin besar. Ini terjadi karena gaya tarik inti yang makin lemah. Selain itu unsur-unsur dalam satu periode dari kiri ke kanan harga keelektronegatifan semakin besar. Ha1 ini dikarenakan gaya tarik inti yang makin kuat, sehingga mudah menarik elektron dari luar.

Ingat, elektronegatif maksimal pada golongan VIIIA, 

yang merupakan golongan gas mulia yang sudah

memiliki 8 elektron valensi.

Harga kelelektronegatifan penting untuk menentukan bilangan oksidasi (biloks) unsur dalam suatu senyawa. Jika harga keelektronegatifan besar, berarti unsur yang bersangkutan cenderung menerima 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.

Tabel. Contoh Pembentukan Senyawa Berdasarkan Keelektronegatifan

3. Energi Ionisasi

Energi ionisasi pertama adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron pada kulit terluar. Pelepasan elektron kedua (dari ion positif satu) disebut energi ionisasi kedua, pelepasan elektron ketiga disebut energi ionisasi ketiga dan seterusnya. Tahapan pelepasan elektron tersebut dapat digambarkan sebagai berikut.

            M(g)    è M⁺ (g) + e              Ei – 1

            M⁺(g)  è M²⁺ (g) + e             Ei – 2  . . . . . . dan seterusnya

Semakin kecil jari-jari atom, harga energi ionisasi akan semakin besar. Energi ionisasi unsur dalam satu periode, semakin ke kanan akan semakin besar kecuali energi ionisasi sebagai berikut:

• Unsur-unsur yang berada dalam golongan IIA lebih besar daripada unsur golongan IIIA yang berada di kanannya.
• Unsur-unsur yang berada dalam golongan VA lebih besar daripada golongan VIA yang berada di kanannya.

4. Afinitas Elektron

Afinitas elektron adalah energi yang dibebaskan oleh suatu atom dalam wujud gs ketika menerima sebuah elektron. Harga afinitas beberapa unsur terlihat pada Gambar berikut, tanda negatif menunjukkan energi dilepaskan.

5. Sifat Logam

Sifat logam sebagai berikut :

• Mengkilap
• Mengantarkan listrik
• Dapat ditempa menjadi lempengan tipis
• Dapat direntangkan menjadi kawat
• Cenderung menangkap elektron

Sifat-sifat periodik unsur berdasarkan sifat logamnya sebagai berikut:

• Sifat logam pada unsur-unsur satu golongan pada tabel sistem periodik, semakin ke bawah semakin besar karena makin mudah melepaskan elektron (gaya tarik inti makin lemah)
• Sebaliknya, dalam satu periode, semakin ke kanan sifat logamnya akan makin berkurang, karena makin sulit melepaskan elektron.

6. Reaktivitas

Reaktivitas adalah sifat suatu unsur yang mudah bereaksi, mudah menangkap dan melepaskan elektron. Unsur logam dalam satu golongan di dalam tabel sistem periodik unsur, semakin ke kanan, akan semakin mudah melepaskan elektron, semakin mudah bereaksi. Sifat ini berlawanan dengan sifat unsur nonlogam.

7. Titil Leleh dan Titik Didih

Mendidih dan meleleh adalah suatu peristiwa lepasnya ikatan gaya tarik menarik antara inti atom dan elektronnya.

Unsur logam yang segolongan dalam tabel sistem periodik unsur, semakin ke bawah, titik didih dan titik lelehnya semakin rendah.

Hal ini disebabkan adanya ikatan hidrogen. Unsur nonlogam dalam 1 golongan, semakin ke bawah, titik didih dan titik lelehnya semakin tinggi, yang dipengaruhi oleh massa atom.

F. Perkembangan Teori dan Model Atom

Pada pembahasan mengenai struktur atom, Anda telah mengetahui partikel dasar penyusun atom. Teori dan model atom tersebut dikemukakan pada permulaan abad ke-19. Bagaimanakah pendapat para ilmuwan mengenai teori dan model atom sebelum abad ke-19. Gagasan mengenai atom telah dikemukakan sejak zaman Yunani. Konsep tersebut selalu berkembang dan mengalami penyempurnaan. Berikut ini adalah perkembangan teori dan model atom secara kronologis, yang "dianggap benar" menurut jamannya.

1. Teori dan Model Atom Dalton

Model atom Dalton dianggap sebagai model atom pertama yang cukup ilmiah, meski sebenarnya masih bersifat spekulasi. Dalton menyempurnakan pendapat mengenai model atom yang dikemukakan oleh Leucippos dan Democritus. Mereka secara filosofis menyatakan bahwa atom merupakan materi yang tak terbagi. Menurut Dalton, atom merupakan partikel terkecil suatu materi yang berbentuk bola. Bola-bola atom tersebut khas untuk setiap unsurnya.

2. Teori dan Model Atom Thomson

Thomson menemukan partikel subatom bermuatan negatif yang disebut elektron. Penemuan ini menggugurkan model atom Dalton tentang partikel terkecil karena di dalam atom, ternyata masih ada partikel-partikel. Model atom Thomson merinci gambaran atom Dalton dengan model "roti kismis"-nya. 

Menurut Thomson, atom merupakan bola yang bermuatan positif dan elektron menyebar di seluruh bagian atom. Model atom Thomson dapat diibaratkan kismis (sebagai analogi elektron) yang terdapat dalam roti (sebagai analogi atom). Model. Atom Thomson juga dapat digambarkan seperti buah semangka (analogi atom dan bijinya (analogi elektron).

3. Teori dan Model Atom Ritherford

Ernest Rutherford merupakan salah seorang murid Thomson. Ia menemukan inti atom yang memiliki jari-jari jauh lebih kecil dibandingkan jari-jari atomnya. Penemuan inti ini menggugurkan model atom Thomson. Inti atom yang bermuatan positif berada jauh di dalam atom, sedangkan elektron berputar mengelilinginya. Berdasarkan hasil eksperimennya diperoleh,

          Diameter inti atom = 10^-13 cm, dan

          Diameter atom = 10^-8 cm. 

Andaikan diameter inti atom diperbesar menjadi 1 cm atau kira-kira sebesar diameter kuku tangan (diperbesar 1013 kali), diameter atom (letak elektron) akan berjarak 10⁵ cm atau 1 km.

Permasalahan lintasan elektron yang digambarkan oleh Rutherford adalah bagaimana pengaruh gaya tarik elektrostatik elektron yang bermuatan negatif dan inti atom yang bermuatan positif. Menurut Maxwell, jika elektron bergerak mengelilingi inti atom, elektron akan kehilangan energi akibat pancaran gelombang elektromagnetik dari suatu muatan yang berputar. Hal tersebut menyebabkan elektron bergerak dengan lintasan yang semakin dekat ke inti, menyerupai bentuk spiral, dan akhirnya akan jatuh ke inti.

4. Teori dan Model Atom Bohr

Penyempurnaan model atom Rutherford yang berkaitan dengan lintasan elektron diiakukan oleh murid Rutherford sendiri. Ia bernama Niels Bohr, Bohr mempunyai pendapat sebagai berikut.

a.    Elektron beredar mengelilingi inti atom dengan tingkat-tingkat energi tertentu. Semakin dekat ke inti atom, tingkat energi semakin rendah. Dan sebaliknya semakin jauh dari inti atom, tingkat energi semakin tinggi. Tingkat-tingkat energi ini membentuk lintasan (orbit) elektron yang berupa lingkaran. Peredaran elektron dalam lintasannya tersebut tidak membebaskan atau menyerap energi sehingga bersifat stabil.

b.    Perpindahan elektron, dapat terjadi dengan cara:

1.)   Menyerap energi sehingga elektron tersebut berpindah ke tingkat energi yang lebih tinggi atau lintasan yang lebih luar, atau

2)    Mentbebaskan energi sehingga elektron tersebut berpindah ke tingkat energi yang lebih rendah atau lintasan yang lebih dalam.

Energi yang dibebaskan saat elektron berpindah ke energi yang lebih rendah dapat diamati sebagai pancaran cahaya dengan panjang gelombang tertentu. Spektrum cahaya atau gelombang elektromagnet pada atom hidrogen dijadikan bukti oleh Bohr untuk mendukung model atomnya.

5. Teori dan Model Atom Mekanika Kuantum

Model lintasan elektron berupa lingkaran pada model atom Bohr hanya cocok untuk atom hidrogen yang memiliki satu elektron. Adapun untuk atom dengan banyak elektron, bentuk lintasan tersebut ternyata tidak sesuai.

Model atom mekanika kuantum atau model atom mutakhir menggambarkan sifat pergerakan elektron dan kedudukan elektron.vDasar pertama model atom mekanika kuantum adalah hipotesis de Broglie. Menurut Louis de Broglie, elektron bukan hanya merupakan partikel, melainkan dapat juga dipandang sebagai gelombang. Gerakan elektron dalam lintasannya juga merupakan gelombang.

Dasar kedua adalah asas ketidakpastian Heisenberg. Menurut Warner Heisenberg, kedudukan elektron tidak dapat ditentukan secara eksak. Yang dapat ditentukan hanyalah kebolehjadian atau peluang ditemukannya elektron pada suatu posisi. Lintasan bergeraknya elektron bukan merupakan sebuah garis yang pasti, melainkan sebuah ruang.

Selanjutnya, Erwin Schrodinger berhasil merumuskan persamaan gelombang gerakan elektron dalam suatu atom. Persamaan gelombang tersebut merupakan persamaan matematika yang bukan lagi berupa fungsi garis (seperti lingkaran), melainkan fungsi suatu ruang tiga dimensi (misalnya, bola). Elektron, boleh jadi berpeluang berada atau ditemukan di dalam ruang tersebut. Ruang ini dinamakan orbital, bentuknya bervariasi sesuai persamaan matematikanya.

Referensi :

Redaksi Pustaka Merah Putih. 2008. 12 Kunci sistem Periodik Struktur Atom dan Persamaan Reaksi Kimia untuk SMA/MA. Yogyakarta : Pustaka Anggrek.