SIFAT-SIFAT PERIODIK UNSUR

Admin WarnetGea    23.11    kimia , pendidikan , penelitian , pengertian , periodik , sifat , unsur    Comment   

SIFAT-SIFAT PERIODIK UNSUR - Sistem periodik unsur berguna karena memudahkan kita untuk mengetahui sifat-sifat unsur.namun demikian, kita harus mengetahui kaitan antara sifat-sifat unsur dengan letaknya dalam sistem periodik. pada Subbab ini, anda akan mempelajari sifat-sifat penting unsur, yaitu jari-jari atom, energi ionisasi, afinitas elektron, keelektronegatifan, serta sifat logam dan non logam, atau dari atas kebawah dalam satu golongan.

1. Jari-Jari Atom

            Jari-Jari atom adalah jarak dari inti atom hingga kulit elektron terluar (Lihat Gambar 2.27). jari-jari atom perlu kita pahami karena berkaitan dengan daya tarik inti terhadap elektron, yang akan menentukan nilai energi ionisasi, afinitas elektron, dan keelektronegatifan.

hubungan jari-jari atom dengan sistem periodik ditunjukan oleh gambar 2.28.

Kecenderungan jari-jari taom dalam sistem periodik, yaitu sebagai berikut.

·         Dari atas kebawah dalam satu golongan, jari-jari atom semakin besar.

·         Dari kiri kekanan dalam satu periode, jari-jari atom semakin kecil

bagaimanakah kita menjelaskan kecenderungan jari-jari atom tersebut? faktor yang menentukan jari-jari atom adalah jumlah kulit dan muatan inti.

perhatikan jari-jari atom litium, berilium, natrium, dan magnesium pada gambar 2.29.

·         litium dan berilium terletak pada periode 2, keduanya mempunyai dua kulit atom. berilium mempunyai jari-jari atom lebih kecil karena muatan intinya lebih besar, sehingga daya tarik inti terhadap elektron lebih kuat.

·         litium dan natrium terletak pada golongan IA, Li pada periode 2, sedangkan natrium pada periode 3. Natrium mempunyai jari-jari atom lebih besar karena mempunyai jumlah kulit atom yang lebih banyak.

2. Energi Ionisasi

            Suatu Atom dapat melepas elektron sehingga menjadi ion positif pelepasan elektron memerlukan energi, yaitu untuk mengatasi gaya tarik intinya. besarnya energi yang diperlukan untuk melepas satu elektron dari suatu atom netral dalam wujud gas disebut energi ionisasi.

Contoh :

            Energi ionisasi litium adalah 8,64 x 10^-19 J. Artinya, untuk melepas satu elektron dari atom litium dalam wujud gas diperlukasn energi sebanyak 8,64 x 10 - 19 J. dalam ilmu kimia, besaran-besaran tidak dinyatakan per atom, melainkan per mol. Mol adalah satuan jumlah seperti halnya lusin atau gros (1 mol = 6,02 x 10³³ Partikel). Jika dinyatakan untuk satu mol, energi ionisasi litium adalah 520 kJ.

Prosesnya dapat dituliskan sebagai berikut :

Li(g) + 520 kJ → Li⁺(g) + e

Konsep mol akan dibahas lebih lanjut dalam Bab 6.

            Hubungan energi ionisasi dengan nomor atom ditunjukan dalam gambar 2.30. Dari gambar tersebut dapat disimpulkan kecenderungan energi ionisasi sebagai berikut.

1.      dalam satu golongan, dari atas ke bawah energi ionisasi semakin kecil.

2.      dalam satu periode, dari kiri ke kanan energi ioniasi cenderung semakin besar.

            Kecenderungan tersebut dapat dijelaskan sebagi berikut. Perlu dipahami bahwa nilai energi ionisasi bergantung pada besarnya gaya tarik inti terhadap elktron kulit terluar, yaitu elektron yang akan dilepaskan. Makin kuat gaya tarik inti, makin besar energi ionisasi.

1.      Dalam satu golongan, dari atas kebawah, jari-jari atom bertambah besar, sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar makin lemah. Oleh karena itu, energi ionisasi berkurang.

2.      Dalam satu periode, sebagaimana telah dijelaskan ketika membahas jari-jari atom, gaya tarik inti bertambah. oleh karena itu, energi ionisasi juga bertambah.

            Gambar 2.30 memperlihatkan bahwa unsur-unsur golongan IIA, VA, VIIIA mempunyai energi ionisasi yang sangat besar. bahkan lebih besar daripada energi ionisasi unsur disebelah kanannya. fakta ini menunjukan adanya faktor lain yang mempengaruhi nilai energi ionisasi selain muatan inti dari jari-jari atom. Penyimpanan tersebut berkaitan dengan kestabilan konfigurasi elektron. Unsur-unsur golongan IIA, VA, dan VIIIA mempunyai konfigurasi elektron yang relatif stabil, sehingga elektron sukar dilepaskan.

3. Afinitas Elektron

            Selain dapat kehilangan elktron, suatu atom dapat pula menyerap (menerima tambahan) elektron sehingga membentuk ion negatif. energi yang menyertai penambahan 1 elektron pada satu atom netral dalam wujud gas membentuk ion bermuatan -1 disebut afinitas elektron afinitas elektron juga dinyatakan dalam kJ mol^-1. afinitas elektron unsur-unsur golongan utama diberikan pada tabel 2.7.

beberapa hal berikut perlu diperhatikan untuk memahami afinitas elektron.

·         Penyerapan elektron ada yang disertai pelepasan energi, ada pula yang disertai penyerapan energi.

·         JIka penyerapan elektron disertai pelepasan energi, afinitas elektronnya dinyatakan dengan tanda negatif.

contoh:

Afinitas elektron klorin =-346 kJ mol^-1, berarti penyerapan elektron atom klorin membentuk ion CL^-  disertai pelepasan energi sebanyak 249 kJ mol^-1.

·         Jika penyerapan elektron disertai penyerapan energi, afinitas elektronnya dinyatakan dengan tanda positif.

contoh:

afinitas elektron berilium = 240 kJ mo^-1, berati terjadi penyerapan elektron oleh atom berilium, sehingga membentuk ionbe- disertai penyerapan energi .dalam hal ini ,elektron baru dapat memasuki atom berilium,jika diberi tambahan energi sebanyak 240kj mol^-1.

·         Unsur yang mempunyai afinitas elektron yang lebih besar daripada unsur afinitas elektronnya bertanda positif. Dengan kata lain, makin negatif nilai afinitas elektron, makin besar kecenderungannya menarik elektron membentuk ion negatif.

·         Unsur yang mempunyai afinitas elektron bertanda negatif, akan membentuk ion negatif yang lebih stabil daripada atom netralnya.

contoh :

Afinitas ion negatif klorin -349 kJ mol^-1, berati ion CL^- lebih stabil daripada atom Cl.

·         Sebaliknya, unsur yang afinitas elektronnya bertanda positif akan membentuk ion negatif yang kurang stabil daripada atom netralnya.

contoh :

Afinitas elektron berilium = 240 kJ mol^-1, menunjukan ion Be^- kurang stabil dibandingkan atom Be.

            Bagaimanakah kecenderungan  afinitas elektron dalam sistem periodik? apabila kita perhatikan data afinitas elektron dalam tabel 2.7, ternyata afinitas elektron lebih bervariasi. Namun, dapat disimpulkan kecenderungan sebagai berikut.

a.       Dalam satu golongan, dari atas ke bawah, afinitas elektron cenderung berkurang.

b.      Dalam Satu periode, dari kiri ke kanan, afinitas elektron cenderung bertambah.

c.       Kecuali unsur alkali tanah dan gas mulia, semua unsur golongan utama mempunyai afinitas elektron bertanda negatif. afinitas elektron terbesar dimiliki oleh golongan halogen.

4. Keelektronegatifan

            Kita Sudah membahas dua sifat periodik unsur yang berkaitan dengan penyerapan dan pelepasan elektron, yaitu energi ionisasi dan afinitas elektron. Energi ionisasi menggambarkan kecenderungan unsur melepas elektron membentuk ion positif, sedangkan afinitas elektron mengggambarkan kecenderungan unsur menyerap elektron membentuk ion negatif. Keelektronegatifan juga berkaitan dengan pembentukan ion positif atau ion negatif. Keelektronegatifan adalah suatu bilangan  yang menggambarkan kecenderungan relatif suatu unsur menarik elektron kepihaknya sendiri dalam suatu ikatan kimia. Keelektronegatifan unsur-unsur dapat dilihat pada gambar 2.31.

Contoh :

            Misalkan hidrogen dengan fluorin mempunyai elektron yang ditarik bersama, seperti digambarkan berikut ini. siapakah yang menarik lebih kuat. hidrogen atau fluorin?

dari data Keelektronegatifan pada gambar 2.31, kita dapat mengetahui bahwa Keelektronegatifan hidrogen adalah 2,1, sedangkan fluorin 4,0. Hal ini menunjukan bahwa Fluorin menarik elektron lebih kuat daripada hidrogen dengan perbandingan 4 : 2,1 . Namun demikian elektron tetap dimiliki bersama oleh kedua atom itu.

bagaimanakah kecenderungan Keelektronegatifan unsur dalam sistem periodik? dari gambar 2.31 dapat disimpulkan kecenderungan Keelektronegatifan sebagai berikut:

·         Dari atas kebawah dalam satu golongan Keelektronegatifan berkurang.

·         Dari kiri ke kanan dalam satu periode Keelektronegatifan bertambah.

            Kecenderungan tersebut kiranya dapat dipahami, sebagaimana halnya memahami energi ionisasi dan afinitas elektron yang besar tentu akan mempunyai Keelektronegatifan yang besar pula. Sebaliknya, unsur yang mempunyai energi ionisasi dan afinitas elektron kecil, akan mempunyai afinitas elektron yang kecil.

5. Sifat logam dan nonlogam

            Secara Kimia, Sifat logam dikaitkan dengan keelektopositifan yaitu kecenderungan melepas elektron membentuk ion positif. jadi, sifat logam akan tergantung pada energi ionisasi, makin besar energi ionisasi , makin sukar melepas elektron, dan makin berkurangsifat logamnya. Sebaliknya, sifat nonlogam dikaitkan dengan keelektronegatifan, yaitu kecenderungan  menarik elektron. sesuai dengan kecenderungan energi ionisasi dan keeloktronegatifan yang telah dibahas sebelumnya, sifat logam dan nonlogam dalam sistem periodik unsur adalah sebagai berikut.

a.       Dari kiri ke kanan dalam satu periode, sifat logam berkurang sedangkan sifat nonlogam bertambah.

b.      Dari atas ke bawah dalam satu golongan, sifat  logam bertambah, sedangkan sifat nonlogam berkurang.

            Jadi, unsur logam terletak pada bagian kiri-bawah sistem periodik unsur, sednagkan unsur golongan nonlogam pada bagian kanan atas. akan tetapi, golongan yang paling bersifat nonlogam adalah golongan VIIA, bukan golongan, VIIIA. Unsur yang terletak pada bagian tengah, yaitu unsur yang terletak disekitas perbatasan antara logam dan nonlogam, mempunyai sifat logam sekligus sifat nonlogam. unsur itu disebut metaloid, contohnya boron dan silikon.

6. Kereaktifan

            Kereaktifan suatu unsur bergantung pada kecenderungannya melepas atau menarik elektron. Jadi, unsur logam yang paling reaktif adalah golongan IA (logam alkali), sedangkan nonlogam yang paling reaktif adalah golongan VIIA (halogen). Dari kiri ke kanan dalam satu preriode, mula-mula kereaktifan menurun kemudian bertambah hingga golongan VIIA. Golongan VIIIA tidak reaktif.