Satu prestasi intelektual yang terbesar dalam kimia adalah tabel periodik
unsur. Tabel periodik dapat dicetak dalam satu lembar kertas, tetapi apa yang
terkandung di dalamnya dan apa yang dapat diberikan kepada kita sangat banyak
dan tidak ternilai. Tabel ini adalah hasil jerih payah tak kenal lelah, yang
berawal dari zaman Yunani, untuk mengetahui sifat materi sebenarnya. Sem ini
dapat dikatakan kitab sucinya kimia. Nilai sistem periodik bukan hanya pada
organisasi informasi yang telah diketahui, tetapi juga kemampuannya memprediksi
sifat yang belum diketahui. Keampuhan sesungguhnya tabel periodik terletak di
sini.
a. Usulan-usulan sebelum
Mendeleev
Konsep unsur merupakan konsep yang sangat tua, sejak
jaman Yunani, Menurut filsuf Yunani, materi dibentuk atas empat unsur: tanah,
air, api dan udara. Pandangan ini perlahan ditinggalkan, dan akhirnya di abad
17 definisi unsur yang diberikan oleh kimiawan Inggris Robert Boyle (16271691)
menggantikan definisi lama tadi. Boyle menyatakan bahwa unsur adalah zat yang tidak
dapat diuraikan menjadi zat yang lebih sederhana.
Penemuan unsu-unsur baru mengkatalisi diskusi-diskusi
semacam ini. Ketika iodin ditemukan di tahun 1826, kimiawan Jerman Johann
Wolfgang Döbereiner (1780-1849) mencatat kemiripan antara unsur ini dengan
unsur yang telah dikenal khlorin dan bromin. Ia juga mendeteksi trio unsur
mirip lain. Inilah yang dikenal dengan teori triade Döbereiner.
Tabel 5.1 Triade Döbereiner
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)
|
b. Prediksi Mendeleev dan
kebenarannya
Banyak ide pengelompokan unsur yang lain yang diajukan
tetapi tidak memuaskan masyarakat ilmiah waktu itu. Namun, teori yang diusulkan
oleh kimiawan Rusia Dmitrij Ivanovich Mendeleev (1834-1907), dan secara
independen oleh kimiawan Jerman Julius Lothar Meyer (1830-1895) berbeda dengan
usulan-usulan lain dan lebih persuasif. Keduanya mempunyai pandangan sama
sebagai berikut:
Pandangan Mendeleev dan Meyer
- Daftar unsur yang ada waktu itu mungkin belum lengkap.
- Diharapkan sifat unsur bervariasi secara sistematik. Jadi sifat unsur
yang belum diketahui dapat diprediksi.
Awalnya teori Mendeleev gagal menarik perhatian. Namun,
di tahun 1875, ditunjukkan bahwa unsur baru galium ditemukan oleh kimiawan
Perancis Paul Emile Lecoq de Boisbaudran (18381912) ternyata bukan lain adalah
eka-aluminum yang keberadaan dan sifatnya telah diprediksikan oleh Mendeleev.
Jadi, signifikansi teori Mendeleev dan Meyer secara perlahan diterima. Tabel
5.2 memberikan sifat yang diprediksi oleh Mendeleev untuk unsur yang saat itu
belum diketahui ekasilikon dan sifat germanium yang ditemukan oleh kimiawan
Jerman Clemens Alexander Winkler (1838-1904).
Tabel 5.2 Prediksi sifat unsu eka-silikon oleh
Mendeleev dan perbandingannya dengan sifat yang kemudian ditemukan.
Sifat
|
eka-silicon
|
germanium
|
Massa atom relatif
|
72
|
72,32
|
Rapat massa
|
5,5
|
5,47
|
Volume atom
|
13
|
13,22
|
Valensi
|
4
|
4
|
Kalor jenis
|
0,073
|
0,076
|
Rapat jenis dioksida
|
4,7
|
4,703
|
Titik didih tetrakhlorida (°C)
|
<100
|
86
|
Tabel 5.3 Tabel Periodik awal Mendeleev (1869).
SIFAT PERIODIK UNSUR
a. Energi Ionisasi
pertama
Energi ionisasi
didefinisikan sebagai kalor reaksi yang dibutuhkan untuk mengeluarkan elektron
dari atom netral, misalnya, untuk natrium:
Na(g) →Na+(g)
+ e- (5.1)
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. Daam 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.
Contoh
Soal
5.2
Energi ionisasi.
b. Afinitas elektron
dan keelektronegatifan
Afinitas elektron
didefinisikan sebagai kalor reaksi saat elektron ditambahkan kepada atom netral
gas, yakni dalam reaksi.
F(g) + e¯ → F¯(g)
(5.2)
Nilai positif
mengindikasikan reaksi eksoterm, negatif menunjukkan reaksi endoterm. 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
|
Besarnya
kenegativan(elektron) yang didefinisikan dengan keelektronegatifan (Tabel 5.7),
yang merupakan ukuran kemampuan atom mengikat elektron. Kimiawan dari Amerika
Robert Sanderson Mulliken (1896-1986) mendefinisikan keelektronegativan
sebanding dengan rata-rata aritmatik energi ionisasi dan afinitas elektron.
Tabel 5.7
Keelektronegativitan unsur golongan utama elements (Pauling)
c. Bilangan oksidasi
atom
Terdapat hubungan
yang jelas antara bilangan oksidasi (atau tingkat oksidasi) atom dan posisinya
dalam tabel periodik. Bilangan oksidasi atom dalam senyawa kovalen
didefinisikan sebagai muatan imajiner atom yang akan dimiliki bila elektron
yang digunakan bersama dibagi sama rata antara atom yang berikatan (kalau atom
yang berikatan sama) atau diserahkan semua ke atom yang lebih kuat daya
tariknya (kalau yang berikatan atom yang berbeda).
(1) UNSUR GOLONGAN UTAMA
Untuk unsur golongan
utama, bilangan oksidasi dalam banyak kasus adalah jumlah elektron yang akan
dilepas atau diterima untuk mencapai konfigurasi elektron penuh, ns2np6
(kecuali untuk periode pertama) atau konfigurasi elektron nd10
(gambar 5.2).
(2) UNSUR TRANSISI
Walaupun unsur
transisi memiliki beberapa bilangan oksidasi, keteraturan dapat dikenali.
Bilangan oksidasi tertinggi atom yang memiliki lima elektron yakni jumlah
orbital d berkaitan dengan keadaan saat semua elektron d (selain elektron s)
dikeluarkan. Jadi, dalam kasus skandium dengan konfigurasi elektron (n-1)d1ns2,
bilangan oksidasinya 3. Mangan dengan konfigurasi (n-1)d5ns2,
akan berbilangan oksidasi maksimum +7.
Bila jumlah elektron
d melebihi 5, situasinya berubah. Untuk besi Fe dengan konfigurasi elektron
(n-1)d6ns2, bilangan oksidasi utamanya adalah +2 dan +3.
Sangat jarang ditemui bilangan oksidasi +6. Bilangan oksidasi tertinggi
sejumlah logam transisi penting seperti kobal Co, Nikel Ni, tembaga Cu dan zink
Zn lebih rendah dari bilangan oksidasi atom yang kehilangan semua elektron
(n–1)d dan ns-nya. Di antara unsur-unsur yang ada dalam golongan yang sama,
semakin tinggi bilangan oksidasi semakin penting untuk unsur-unsur pada periode
yang lebih besar.
d. Ukuran atom dan
ion
Ketika Meyer
memplotkan volume atom yang didefinisikan sebagai volume 1 mol unsur tertentu
(mass atomik/kerapatan) terhadap nomor atom dia mendapatkan plot yang berbentuk
gigi gergaji. Hal ini jelas merupakan bukti bahwa volume atom menunjukkan
keperiodikan. Karena agak sukar menentukan volume atom semua unsur dengan
standar yang identik, korelasi ini tetap kualitatif. Namun, kontribusi Meyer
dalam menarik perhatian adanya keperiodikan ukuran atom pantas dicatat.
KEPERIODIKAN SIFAT
SENYAWA
Keperiodikan sifat
oksida
Oksigen dapat
membentuk senyawa (oksida) dengan hampir semua unsur, kecuali beberapa gas
mulia. Inilah alasan mengapa oksigen awalnya digunakan sebagai standar massa
atom. Ketika prosedur untuk menentukan massa atom belum disepakati secara
penuh, saat itu lebih nyaman digunakan ”ekuivalen”, yakni kuantitas zat yang
tepat bereaksi dengan sejumlah tertentu oksigen. Bahkan hingga kini,
membandingkan sifat oksida sama pentingnya dengan membandingkan sifat
unsur-unsurnya.
Di Tabel 5.8, sederet
oksida nitrogen dan hidridanya didaftarkan. Oksida-oksida ini akan didiskusikan
lebih lanjut nanti.
Tabel 5.8 Bilangan
oksidasi berbagai oksida nitrogen.
Bilangan
oksidasi
|
Senyawa
|
Rumus
Lewis
|
-3
|
Amonia
|
|
-2
|
Hidrazin
|
|
-1
|
Hidroksilamin
|
|
0
|
Nigtrogen
|
|
1
|
Dinitrogen
oksida
|
|
2
|
Nitrogen
oksida
|
|
3
|
Dinitrogen
dioksida
|
|
4
|
Asam
nitrat
|
Bila suatu unsur
memiliki lebih dari satu oksida, oksida dengan bilangan oksidasi lebih tinggi
memiliki keasaman yang lebih besar daripada yang berbilangan oksidasi lebih
rendah. Untuk belerang, SO2 (asam oksonya; H2SO3)
adalah asam lemah tetapi SO3 (H2SO4) adalah
asam kuat. Keasaman oksida khlorin meningkat dengan urutan sebagai yang
ditunjukkan berikut ini.
Cl2O (HClO)
< Cl2O3 (HClO2) < Cl2O5
(HClO3) < Cl2O7 (HClO4)
Keasaman Cl2O
(HClO) adalah asam sangat lemah sementara Cl2O7 (HClO4)
adalah asam kuat.
Tabel 5.9 memberikan
oksida dengan bilangan oksidasi tertinggi diantara unsur golongan utama dan
kepriodikan keasaman/kebasaan. Catat bahwa oksida amfoter terletak di sudut
atas kiri ke sudut kanan bawah tabel periodik.
b. Keperiodikan sifat
hidrida
Sebagian besar unsur
golongan utama menghasilkan hidrida ketika bereaksi dengan hidrogen, tetapi
kestabilan hidridanya bergantung pada letak unsur dalam tabel periodik. Hidrida
unsur golongan 1 dan 2 yang elektropositif dan unsur golongan 16 dan 17 yang
elektronegatif bersifat stabil, sementara hidrida golongan 13, 14, dan 15 unsur
logam berat kadang sukar disintesis.
Tabel 5.9 Keasaman
dan kebasaan oksida unsur golongan utama.
kita juga punya nih jurnal mengenai Tabel Periodik silahkan dikunjungi dan dibaca , berikut linknya
BalasHapushttp://repository.gunadarma.ac.id/bitstream/123456789/5424/1/Jurnal.pdf