KEPERIODIKAN UNSUR
SISTEM PERIODIK UNSUR (SPU)
Pada bagian ini Anda akan mempelajari Sejarah Perkembangan Sistem Periodik Unsur, Golongan, Periode, dan Sifat Periodik Unsur. Hingga akhir abad 18, hanya dikenal penggolongan unsur atas logam dan nonlogam. Sekitar dua puluh jenis unsur yang dikenal pada masa itu tampak mempunyai sifat yang berbeda satu dengan yang lainnya.
Suatu perkembangan baru terjadi pada awal abad 20, yaitu ketika John Dalton mengemukakan teorinya tentang atom. Menurut Dalton, setiap unsur mempunyai atom-atom dengan sifat-sifat tertentu yang berbeda dari atom unsur lainnya. Salah satu perbedaan antar atom unsur itu adalah massanya. Akan tetapi, Dalton belum dapat menentukan massa atom.
Sebagaimana diketahui atom mempunyai massa yang amat kecil. Para ahli pada masa itu belum dapat menentukan massa atom individu. Sebagai gantinya mereka menggunakan massa atom relatif, yaitu perbandingan massa antar-atom yang satu terhadap yang lainnya. Metode penentuan massa atom relatif dikemukakan oleh Berzelius (1814) dari Swedia dan P. Dulong dan A. Petit (1819), keduanya dari Perancis. Berzelius maupun Dulong dan Petit menentukan massa atom relatif berdasarkan kalor jenis unsur. Massa atom relatif merupakan sifat penting unsur dan merupakan sifat spesifik, karena setiap unsur mempunyai massa atom relatif tertentu yang berbeda dari unsur lainnya. Dobereiner, Newlands, Mendeleev, dan Lothar Meyer membuat pengelompokan unsur berdasarkan massa atom relatif.
Sistem Periodik Unsur merupakan sebuah table yang memuat semua unsure kimia yang dikenal oleh IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) didalam table itu unsure kimia dikelompokan berdasarkan kenaikan nomor atom dan kesamaan sifatnya.
SEJARAH SISTEM PERIODIK UNSUR
Penyusunan sistem periodik unsur telah mengalami banyak penyempurnaan. Mulai dari Antoine Lavosier, J. Newslands, O. Mendeleev hingga Henry Moseley. Ilmu kimia adalah ilmu yang berlandaskan percobaan. Salah satu kegiatan ilmiah yang terpenting adalah mencari keteraturan sebagai hasil dari fakta yaang telah ditemukan.
Kita mengetahui bahwa semua senyawa di alam semesta yang tak terhingga jenisnya terbentuk dan tersusun dari unsur-unsur. Dari masa kemasa unsur yang ditemukan selalu bertambah. Jika pada tahun 1789 Lavoiser mencatat adanya 33 unsur, pada tahun 1870 dikenl 60 unsur. Dan sampai tahun 2000 kita telah mengenal adanya 114 unsur.
Mula-mula orang mengelompokkan unsur-unsur kedalam dua kelompok,yaitu logam dan non-logam. Logam memiliki sifat kilap, dapat ditempa menjadi lempeng tipis, dapat dibuat menjadi kawat, dapat menghantar arus listrik, membentuk senyawa dengan oksigen yang bersifat basa.Unsur non-logam tidak mempunyai sifat khas, tidak menghantar panas dan listrik (kecuali grafit) dan membentuk oksida asam.
Pengelompokkan 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.
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. Beberapa kelompok tiga unsur yang mempunyai kemiripan sifat yang ada hubungannya dengan massa atom relatif seperti:
Litium (Li) kalsium (Ca) Khlorin (Cl) sulfur (S) mangan (Mn)
Natrium (Na) stronsium (Sr) Bromin (Br) selenium (Se) khromium (Cr)
Kalium (K) barium (Ba) iodin (I) telurium (Te) Besi (Fe)
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.
Meskipun gagasan yang dikemukakan oleh Dobereiner selanjutnya gugur (tidak berhasil), tetapi hal tersebut merupakan upaya yang pertama kali dilakukan dalam menggolongkan unsur.
Hukum Oktaf Newland
John Newlands ( 1865 ) 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. Ia menyusun unsur dalam kelompok tujuh besar. Unsur pertama mirip dengan unsur kedelapan, unsur kedua mirip dengan unsur kesembilan, dan seterusnya. 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. . Daftar unsur yang disusun oleh Newlands berdasarkan hukum oktaf diberikan pada tabel 1.1
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 & Ru
Beberapa unsur ditempatkan tidak urut sesuai massanya dan terdapat dua unsur yang ditempatkan di kolom yang sama karena kemiripan sifat.
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.
Meskipun ada beberapa hal yang tidak bisa diterima,misalnya Cr tidak mirip dengan Al, Mn tidak mirip dengan P. Fe tidak mirip dengan S,akan tetapi hal ini telah menuju usaha untuk menyusun daftar unsur.
Sistem Periodik Mendeleev
Dalam waktu tiga tahun setelah Newlands mengumumkan ‘Hukum Oktaf’, Lhotar Meyer dan Dimitri Ivanovich Mendeleyev ditempat terpisah menemukan hubungan antara massa atom relatif dan sifat unsur lebih terperinci. Keduanya menemukan jika unsur-unsur diatur menurut kenaikan massa atom relatif. Meyer lebih menekankan kepada sifat-sifat fisik.Ia menbuat grafik dengan mengalurkan volume unsur dengan cara membagi kerapatan unsur atom dengan massa atom relatif.
Sifat unsur-unsur merupakan fungsi berkala dari massa atom relatif. Pada tahun 1869 seorang sarjana asal rusia bernama 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.
Mendeleyev menyediakan kotak kosong untuk tempat unsur-unsur yang waktu itu belum ditemukan, seperti unsur dengan nomor massa 44, 68, 72, dan 100. Mendeleyev telah meramal sifat-sifat unsur tersebut dan ternyata ramalannya terbukti setelah unsur-unsur tersebut ditemukan. Susunan unsur-unsur berdasarkan hukum Mendeleev disempurnakan dan dinamakan sistem periodik Mendeleyev.
Pada sistem periodik Mendeleyev, unsur - unsur disusun menurut kenaikan massa atom relatif seperti yang digunakan Newlands hanya ada beberapa perbaikan antara lain:
Besarnya selisih massa atom relatif sekurang-kurangnya dua satuan.
Bagi unsur transisi disedialkan jalur khusus.
Beberapa tempat dikosongkan untuk unsur yang belum ditemukan.
Mengadakan koreksi terhadap massa atom relatif
Tanpa eksperimen ia mengubah valensi Boron dan Aluminium dari 2 menjadi 3
Ia meramal sifat unsur yang belum dikenal.
Tabel Periodik Awal Mendeleev (1869)
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.
Keuntungan dari daftar Mendeleyev dalam memahami sifat unsur adalah:
a) Sifat kimia dan sifat fisika unsur dalam satu golongan berubah secara teratur
b) Valensi tertinggi dicapai oleh unsur dengan golongan sama.
c) Kemiripan sifat dimiliki hubungan diagonal.
d) Ada unsur yang akan ditemukan yang akan menempati tempat kosong / peramalan unsur baru yakni meramalkan unsur beserta sifat-sifatnya
Kelemahan tabel periodik Mendeleyev yaitu:
a) panjang perioda tidak sama
b) beberapaa unsur ada yang terbalik
c) selisih massa atom relatif yang tidak berurutan tidak teratur
d) perubahan sifat unsur ini lambat dari elektromegatif menjadi elektropositif
e) uusur-unsur dari lanthanoida dimasukkan kedalam satu golongan
f) besarnya valensi unsur yang lebih dari satu macam valensi sukar diramal kedudukannya dalam sistem periodik
g) sifat anomali unsur pertama setiap golongan tidak ada hubungannya dengan massa atom relatif
h) jika daftar disusun berdasarkan massa atom relatif,maka isotop unsur yang sama harus ditempatkan pada golongan yang berbeda, sedangkan isobar seperti: 40Ar, 40K, 40Ca harus dimasukkan dalam satu golongan.
i) 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.
j) pemebetulan massa atom. Sebelumnya massa atom In = 76 menjadi 113. selain itu Be, dari 13,5 menjadi 9. U dari 120 menjadi 240.
Sistem Periodik Modern dari Henry G. Moseley
Pada awal abad 20, pengetahuan kita terhadap atom mengalami perkembangan yang sangat mendasar. Para ahli menemukan bahwa atom bukanlah suatu partikel yang tak terbagi melainkan terdiri dari partikel yang lebih kecil yang di sebut partikel dasar atau partikel subatom. Kini atom di yakini terdiri atas tiga jenis partikel dasar yaitu proton, elektron, dan neuron. Jumlah proton merupakan sifat khas dari unsur, artinya setiap unsur mempunyai jumlah proton tertentu yang berbeda dari unsur lainya. Jumlah proton dalam satu atom ini disebut nomor atom. pada 1913, seorang kimiawan inggris bernama Henry Moseley melakukan eksperimen pengukuran panjang gelombang unsur menggunakan sinar-X.
Berdasarkan hasil eksperimenya tersebut, diperolehkesimpulan bahwasifat dasar atom bukan didasari oleh massa atom relative, melainkan berdasarkan kenaikan jumlah proton. Ha 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 sisitem periodik modern merupakan penyempurnaan hukum periodik Mendeleev, yang disebut juga sistem periodik bentuk panjang. Daftar asli Mendeleyev mengalami banyak perubahan, namun masih terlihat pada sistem periodik modern. Ada berbagai macam sistem periodik, tetapi yang lebih sering digunakan adalah sistem periodik panjang. Daftar ini disusun berdasarkan konfigurasi elektron dari atom unsur-unsur. Unsur-unsur dengan konfigurasi elektron yang mirip mempunyai sifat-sifat kimia yang mirip. Jadi sifat unsur ini ada hubungannya dengan konfigurasi elektron.hubungan ini dapat disimpulkan sebagai berikut:
Elektron-elektron tersusun dalam orbital
Hanya dua elektron saja yang dapat mengisi setiap orbital
Orbital-orbital dikelompokkan dalam kulit
Hanya n2 orbital yang dapat mengisi kulit ke-n
Ada berbagai macam orbital dengan bentuk yang berbeda.
a. Orbital-s,satu orbital setiap kulit
b. Orbital –p,tiga orbital setiapo kulit
c. Orbital-d,lima orbital setiap kulitnya
d. Orbital –f,tujuh orbital setip kulitnya
Elektron terluar yang paling menentukan sifat kimianya,yang disebut dengan elektron valensi.
Unsur dalam satu golongan mempunyai elektron valensi yang sama sehingga mempunyai sifat yang mirip
Satu golongan unsur berubah secaraa teratur
Unsur dalam satu perioda mempunyai sifat yang berubah secara teratur
Sistem periodik modern disusun berdasarkan kebaikan 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 terdriri 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.
System periodic modern dibedakan menjadi 2 yaitu berdasarkan kenaikan nomor atom (periode) dan berdasarkan kemiripan sifat (golongan).
Golongan
Golongan di tempatkan 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 VIIIA disebut golongan halogen;
4. Golongan VIIIA disebut golongan gas mulia;
5. Golongan IIIA, IV, VA, dan VIA desebut sesuai dengan unsur yang terdapat dalam golongan tersebut, yaitu :
a) Golongan IIIA disebut golongan baron aluminium;
b) Golongan IVA disebut golongan karbon-silikon;
c) Golongan VA disebut golongan nitrogen-fosforus;
d) Golongan VIA disebut golongan oksigen-belerang;
6. Golongan IB sampai dengan VIIIB disebut golongan golongan transisi
Periode
Periode ditempatkan pada lajur horizontal dalam sistem periodik modern. Periode suatu unsur menunjukan suatu nomor kulit yang sudah terisi elektron (n terbesar) berdasarkan konfigurasi elektron. Konfiguration electron adalah persebaran electron dalam kulit-kulit atomnya.
Dalam sistem periodik modern terdapat 7 periode, yaitu :
Periode ke-1: terdiri atas 2 unsur;
Periode ke-2: terdiri atas 8 unsur;
Periode ke-3: terdiri atas 8 unsur;
Periode ke-4: terdiri atas 18 unsur;
Periode ke-5: terdiri atas 18 unsur;
Periode ke-6: terdiri atas 32 unsur yaitu, 18 unsur seperti pada periode 4 atau ke-5, dan 14 unsur lagi merupakan deret lantanida; dan periode ke-7: merupakan periode unsur yang belum lengkap. Pada periode ini terdapat deret aktinida.
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. Beberapa sifat periodik, antara lain:
1. Jari-jari atom
2. Energi ionisasi
3. keelektronegatifan.
4. Sifat Logam
5. Kereaktifan
6. Afinitas Elektron
Jari-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.
Energi ionisasi
Bila unsur-unsur disusun sesuai dengan massa atomnya, sifat unsur atau senyawa menunjukkan keperiodikan, dan pengamatan ini berujung pada penemuan hukum periodik. Konfigurasi elektron unsur menentukan tidak hanya sifat kimia unsur tetapi juga sifat fisiknya. Keperiodikan jelas ditunjukkan sebab energi ionisasi atom secara langsung ditentukan oleh konfigurasi elektron. Energi ionisasi didefinisikan sebagai kalor reaksi yang dibutuhkan untuk mengeluarkan elektron dari atom netral, misalnya, untuk natrium:
Na(g) →Na+(g) + e- (5.1)
Jika dalam suatu atom terdapat elektron di kulit terluar, elektron ini cenderung mudah lepas supaya mempunyai konfigurasi seperti gas mulia. Namun, untuk melepaskan elektron dari suatu atom diperlukan energi. Energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron dari suatu atom di namakan energi ionisasi.
Energi ionisasi pertama, energi yang diperlukan untuk memindahkan elektron pertama, menunjukkan keperodikan yang sangat jelas sebagaimana terlihat di gambar 5.1. Untuk periode manapun, energi ionisasi meningkat dengan meningkatnya nomor atom dan mencapai maksium pada gas mulia. Dalam golongan yang sama energi ionisasi menurun dengan naiknya nomor atom. Kecenderungan seperti ini dapat dijelaskan dengan jumlah elektron valensi, muatan inti, dan jumlah elektron dalam.
Energi ionisasi kedua dan ketiga didefinisikan sebagai energi yang diperlukan untuk memindahkan elektron kedua dan ketiga.
Gambar 5.1 Energi ionisasi pertama atom. Untuk setiap perioda, energi ionisai minimum untuk logam alkali dan maksimumnya untuk gas mulia.
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 akin 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.
Kekecualian : Unsur-unsur golongan II A memiliki energi ionisasi yang lebih besar dari pada golongan III A, dan energi ionisasi golongan V A lebih besar dari pada golongan VI A.
Keelektronegatifan
Kelektronegatifan adalah kemampuan suatu atom untuk menarik elektron dari atom lain. Kimiawan dari Amerika Robert Sanderson Mulliken (1896-1986) mendefinisikan keelektronegativan sebanding dengan rata-rata aritmatik energi ionisasi dan afinitas elektron.
Tabel Keelektronegativitan unsur golongan utama elements (Pauling)
Faktor yang mempengaruhi keelektronegatifan adalah gaya tarik dari inti terhadap elektron dan jari-jari atom. Harga keelektronegatifan bersifat relatif (berupa perbandingan suatu atom yag lain).
Unsur-unsur yang segolongan : keelktronegatifan 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 flour (F) yakni 4,0, dan harga terkecil terdapat pada fransium (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 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.
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. Contoh :
Berilium dan Aluminium adalah logam yang memiliki beberapa sifat bukan logam. Hal ini disebut unsur-unsur amfoter.
Baron dan Silikon adalah unsur bukan logam yang memiliki beberapa sifat logam. Hal ini disebut unsur-unsur metalloid.
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.
Afinitas Elektron
Afinitas elektron ialah energi yang dibebaskan atau yang diserap apabila suatu atom menerima elektron. Atau dapat didefinisikan sebagai kalor reaksi saat elektron ditambahkan kepada atom netral gas. Pada reaksi :
F(g) + e¯ → F¯(g) (5.2)
Nilai positif mengindikasikan reaksi eksoterm, negatif menunjukkan reaksi endoterm.
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 elektron.
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.
Karena tidak terlalu banyak atom yang dapat ditambahi elektron pada fasa gas, data yang ada terbatas jumlahnya dibandingkan jumlah data untuk energi ionisasi. Tabel 5.6 menunjukkan bahwa afinitas elektron lebih besar untuk non logam daripada untuk logam.
Tabel 5.6 Afinitas elektron atom.
H 72,4 C 122,5 F 322,3
Li 59, O 141,8 Cl 348,3
Na 54,0 P 72,4 Br 324,2
K 48,2 S 200,7 I 295,2
