Struktur atom dan sistem periodik

Struktur Atom dan
Sistem Periodik
By LB & DW_Kimia ITB

Struktur Atom
 Elektron
 Inti Atom
 Gelombang
 Radiasi Elektromagnet
 Model Bohr untuk atom Hidrogen
 Teori Gelombang Elektron
 Prinsip Ketidakpastian Heisenberg
 Model Quantum Atom
 Konfigurasi Elektron
 Sistem Periodik

Penemuan Elektron
 1807 Davy menduga bahwa gaya listriklah yang
membuat senyawa-senyawa saling berikatan
 1833 Faraday menghubungkan massa atom dengan
energi listrik yang dibutuhkan untuk menghasilkan suatu
unsur selama percobaan elektrolisis
 1891 Stoney mengajukan teori bahwa listrik dalam atom
terdapat dalam bentuk yang disebut elektron
 1897 Thomson pertama kali mengukur sifat elektron
secara kuantitatif

Tabung Sinar Katoda
 Penemuan elektron oleh Thomson berdasarkan hasil
percobaan menggunakan tabung sinar katoda.
 Elektron dihasilkan ketikan suatu gas terionisasi
Gas yang terionisasi
Katoda Anoda
Tonjolan kecil

Percobaan Thomson
 Thomson mengamati bahwa posisi tonjolan kecil menjadi berubah
ketika medan listrik maupun medan magnet diterapkan pada tabung
sinar katoda
 Thomson tak bisa menentukan massa maupun muatan elektron,
hanya bisa menentukan rasio massa terhadap muatan = 6 x 10-12
kg/C

Muatan Elektron
 Percobaan Millikan menggunakan tetesan minyak yang
diberikan arus listrik menunjukkan bahwa tetesan
minyak memiliki muatan yang merupakan kelipatan dari
1,5924 x 10-19 C ⇒muatan elektron
 Muatan elektron yang digunakan sekarang =
-1,6021773 x 10-19 C

Massa Elektron
 Massa elektron dihitung dari hasil percobaan Thomson
dan Millikan, yaitu dari rasio massa elektron terhadap
muatan elektron (Thomson) dan muatan elektron
(Millikan):
 Me
= (rasio massa terhadap muatan) x (muatan)
= (6 x 10-12 kgC-1) (1,5924 x 10-19 C)
= 1 x 10-30 kg
 Massa elektron yang digunakan sekarang adalah:
9,109390 x 10-31 kg = 5,485799 x 10-4 u

Penemuan Inti Atom
 Pada tahun 1909 Rutherford membombardir lempengan
logam tipis dengan partikel alfa (ion helium).
 Hasil percobaan menunjukkan bahwa sekitar 1 partikel
alfa dari 8000 partikel dibelokkan oleh lempeng logam.
 Pembelokan ini menunjukkan keberadaan inti atom yang
kecil, kompak dan bermuatan positif.

Penentuan Muatan Inti
 Rutherford memperkirakan
muatan inti atom adalah sekitar
setengahnya dari massa atom.
 Moseley yang bekerjasama
dengan Rutherford menemukan
hubungan langsung antara
nomor atom dengan akar
kuadrat dari frekuensi sinar X.
Kesimpulan: muatan inti atom
sama dengan elektron, hanya
berbeda tanda muatan saja
Nomor Atom
(Frekuensi Sinar-X)1/2

Penemuan Neutron dan Proton
 Pengukuran rasio massa terhadap muatan pada inti
atom dilakukan serupa dengan pengukuran terhadap
elektron ⇒ditemukan bahwa rasio ini bergantung pada
gas yang digunakan dalam percobaan ⇒ Hidrogen
menghasilkan partikel yang massanya paling rendah
yang diasumsikan terdapat dalam setiap atom yang
disebut proton.
 1932 Chadwick mengamati bahwa ketika berilium-9
ditembaki partikel alfa, ternyata partikel yang massanya
sama dengan proton tapi tanpa muatan dilepaskan,
inilah yang disebut neutron.

Gelombang
Beberapa definisi:
 Panjang gelombang, l: jarak yang ditempuh gelombang
untuk menyempurnakan satu siklus gelombang.
 Amplitudo: setengah jarak vertikal dari batas atas dan
bawah suatu gelombang.
 Frekuensi,n: jumlah siklus yang dilalui oleh gelombang
setiap titik per detik.
Amplitudo
Panjang Gelombang,
l
Simpul

Radiasi Elektromagnet
 Adalah suatu bentuk energi yang terdiri dari medan listrik yang
saling tegak lurus dengan medan magnet pada waktu yang sama
dan satu fasa dengan waktu.
 Hubungan antara panjang gelombang dan frekuensi dalam
radiasi elektromagnet adalah:
λ n
= c
c = kecepatancahayadalamruanghampa
= 2,998x108m/ s

Radiasi Elektromagnet (EM)
 Transmisi: EM akan melewati materi tanpa interaksi
 Absorpsi: EM akan diserap oleh suatu atom, ion atau
molekul, sehingga akan berada pada keadaan energi
yang lebih tinggi
 Emisi: pelepasan energi oleh suatu atom, ion atau
molekul sebagai cahaya, sehingga kembali ke tingkat
energi yang lebih rendah.

Sifat Partikel
 Gelombang EM memiliki sifat
gelombang sekaligus sifat materi
sebagai partikel.
 Efek fotolistrik: pertama kali
diamati oleh Hertz dan kemudian
dijelaskan oleh Einstein ⇒ketika
cahaya mengenai katoda yang
memiliki permukaan fotoemisif,
elektron dilepaskan. Elektron
terkumpul di anoda dan kemudian
diukur.
 Studi mengenai efek fotolistrik
memperkuat sifat partikel
gelombang yang disebut partikel
foton.
 Energi foton berbanding lurus
dengan frekuensi dan berbanding
terbalik dengan panjang
gelombang EM.
Energi foton = E = hν = hcλ- 1
h = Tetapan Planck = 6,626x10- 34Js
Katoda
Anoda

Contoh Soal Energi Foton
 Tentukan energi dalam kJ/mol foton cahaya biru-hijau
dengan panjang gelombang 486 nm
Jawab: Energi foton = hc/l
( 6,626 x 10 - 34 Js ) ( 2,998 x 10
8 ms
-
1
)
( 4,86 10
-
)
4,09 10 J/foton
4,09 10 J/foton 6,022 10 foton/mol
246000 J/mol
246000 J/mol 1
( ) ( )
( )
7
19
19 23
3
10
246 kJ/mol
x m
x
x x
kJ
J
-
-
=
=
=
=
=
=

Model Atom Bohr
 Bohr mempelajari spekatrum yang dihasilkan ketika
atom-atom tereksitasi dalam suatu tabung gas
awamuatan.
 Beliau mengamati ternyata tiap unsur menghasilkan
serangkaian garis-garis spektrum tersendiri.
 Bohr menyimpulkan bahwa energi elektron terkuantisasi,
hanya merupakan tingkat-tingkat energi tertentu.

Model Atom Bohr Energi
 Dalam model atom Bohr, elektron
hanya dapat berada pada tingkat
energi tertentu (orbit). Tiap tingkat
energi disebut sebagai bilangan
kuantum utama, n.
 Balmer kemudian menentukan suatu
hubungan empiris yang
menggambarkan garis sepektrum
pada atom hidrogen.
 Spektrum-spektrum untuk atom
lainnya dapat digambarkan dengan
hubungan yang serupa.
1 1,097 10 1 1
l
7 1
2 2
2
x m
2,3,5,...
n
n
= - æç - ö¸ è ø
=

Model Atom Bohr
 Model atom Bohr digambarkan sebagai
sistem planet tata surya. Setiap
bilangan kuantum utama menunjukkan
orbit atau lapisan, dengan inti atom
berada pada pusatnya.
 Model atom Bohr dapat menjelaskan
adanya garis-garis spektrum dan
digunakan untuk menentukan jari-jari
atom hidrogen.
 Model atom Bohr tak dapat digunakan
untuk atom-atom selain hidrogen dan
tak dapat menjelaskan mengapa energi
terkuantisasi

Teori Gelombang Elektron
 1924 De Broglie menyarankan bahwa elektron memiliki sifat
gelombang yang menyebabkan energinya terkuantisasi.
 De Broglie menyimpulkan bahwa semua partikel memiliki
panjang gelombang sesuai persamaan:
λ= h mv
h = Tetapan Planck = 6,626x10- 34Js
m= massa, kg
ν = frekuensi, m/ s
λ = panjang gelombang, m
 Dengan persamaan De Broglie, panjang gelombang suatu
elektron dapat dihitung (kecepatan elektron = 2,2 x 106 ms-1):
34 2 1
x kgm s
6,6 10
( 31 ) ( 6 1
)
x kg x ms
x m
9,1 10 2, 2 10
= 3,3 10
l
- -
- -
-10
=

Prinsip Ketidakpastian Heisenberg
 Untuk dapat mengamati elektron, maka elektron harus ditembaki
dengan foton dengan panjang gelombang pendek, sehingga
menghasilkan frekuensi tinggi dan energi yang tinggi.
 Apabila foton mengenai elektron, maka akan menyebabkan gerakan
dan kecepatan elektron berubah.
 Menurut Heisenberg, adalah tidak mungkin untuk dapat mengetahui
posisi dan kecepatan suatu objek secara bersamaan dengan tepat
⇒dikembangkan hubungan:
Semakin kecil massa objek, ketidakpastian posisi dan kecepatannya
semakin besar.

Model Kuantum Atom
 SchrÖdinger mengembangkan suatu persamaan untuk menggambarkan
perilaku dan energi elektron dalam atom.
 Persamaan SchrÖdinger digunakan untuk menggambarkan gelombang EM
dan tiap elektron dapat digambarkan dalam kerangka bilangan kuantumnya.
 Bilangan Kuantum Utama, n: menggambarkan tingkat energi yang dimiliki
elektron (orbital). Nilai n = 1, 2, 3, dst.
 Bilangan Kuantum Azimuth,l: menggambarkan bentuk orbital yang ditempati
elektron. Nilai l = n-1. Misalnya, jika n = 1, maka l = 0. Nilai l = 0, memiliki
bentuk orbital s.
 Bilangan Kuantum Magnet, ml: menggambarkan orientasi atau arah proyeksi
orbital dalam ruang 3 dimensi. Nilai ml = - l sampai +l (semua bilangan kecuali 0).
Contoh: jika l = 2, maka ml = -2, - 1,0, 1,2.
 Bilangan Kuantum Spin, s: menggambarkan arah pergerakan elektron relatif
terhadap medan magnet, searah atau berlawanan arah dengan jarum jam. Nilai
s = +1/2 dan -1/2.
 Pauli membuat aturan bahwa elektron dalam suatu atom tidak boleh
memiliki bilangan kuantum yang sama (Prinsip Larangan Pauli).

Bilangan Kuantum
 Dalam menyusun konfigurasi suatu elektron, maka susunan
keempat bilangan kuantum harus digunakan, mulai dari tingkat
energi yang rendah ke yang lebih tinggi (Aturan Aufbau), dan
pengisian elektron harus satu demi satu sebelum berpasangan
untuk kestabilan (Aturan Hund).
Lambang
Subkulit
Jumlah
Orbital

Fungsi Gelombang Orbital, yn,l,m
 Setiap orbital memiliki fungsi gelombang tertentu
yang merupakan kombinasi linier dari ketiga
bilangan kuantum: n, l, dan m.
 Penulisan ketiga bilangan kuantum (n, l, dan m)
pada simbol fungsi gelombang yn,l,m, tidak boleh
dipertukarkan letaknya.
 Contoh: orbital 1s = y100; 2s = y200; 2p = y210
.
 Fungsi gelombang ini akan menentukan bentuk
orbital yang diwakilinya.

Bentuk Orbital

Bentuk Orbital d

Bentuk Orbital f

Bentuk Orbital p

Konfigurasi Elektron
Untuk atom hidrogen, bilangan kuantum
utama menentukan energi orbitalnya.
Semua subtingkat memiliki
energi sama
Jika energi sebesar lebih dari 1312
kJ/mol ditambahkan, elektron
akan benar-benar terlepas.
Energi

 Konfigurasi elektron untuk unsur yang memiliki lebih dari
satu elektron lebih kompleks.
 Muatan Inti Efektif. Elektron di kulit bagian dalam
bertindak sebagai pelindung elektron-elektron yang
terletak pada kulit lebih luar dari interaksi muatan
positif inti atom.
 Beberapa orbital mengalami penetrasi pada inti atom
melebihi yang lain: s > p > d > f. Akibatnya terdapat
tingkat energi berbeda untuk subtingkat energi
berbeda dari masing-masing bilangan kuantum utama
tertentu.

Energi

Prinsip Aufbau
 Untuk setiap atom, perlu diketahui bahwa jumlah
elektron suatu atom netral sama dengan nomor
atomnya.
 Pengisian orbital oleh elektron dimulai dari tingkat energi
lebih rendah ke yang lebih tinggi.
 Jika terdapat dua atau lebih orbital berada pada tingkat
energi yang sama akan mengalami penurunan tingkat
energi.
 Jangan memasangkan elektron dulu sebelum pada
subtingkat energi tertentu terisi penuh.

Prinsip Aufbau
 Aufbau = membangun. Artinya membangun energi
elektron mulai dari tingkat energi rendah menuju tingkat
energi lebih tinggi.
 Aturan pengisian Aufbau: (n + l)
n 1 2 2 3 3 3 4 4 4 4 5
l 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0
(n+l) 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5
s < s < p < s < p < s < d < p < s < d < dst
¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯ ¯
dst
1 2 2 3 3 4 3 4 5 4 ...
1 2 3 3 4 4 5 5 5 6

Cara Pengisian
Elektron

Contoh penerapan Prinsip Aufbau
Energi

Aturan Hund
 Ketika mengisi elektron pada orbital-orbital yang tingkat energinya
sama, isilah elektron satu per satu terlebih dahulu.
 Hal ini berhubungan erat dengan kestabilan suatu atom dimana
atom yang memiliki elektron dalam keadaan penuh atau setengeh
penuh dalam orbitalnya memiliki kestabilan yang lebih baik.
 Adanya elektron-elektron yang tak berpasangan dapat diuji
keberadaannya karena dapat bereaksi sebagai elektromagnet:
 Paramagnetik – elektron-elektron akan tertarik pada medan
magnet yang menunjukkan keberadaan elektron tak
berpasangan.
 Diamagnetik – elektron-elektron tertolak keluar oleh medan
magnet yang menunjukkan semua elektron telah berpasangan.
Contoh: 24Cr: [Ar]4s23d4 (salah)
Seharusnya: [Ar]4s13d5, karena bersesuaian dengan eksperimen uji
kemagnetan yang menunjukkan bahwa krom bersifat
paramagnet (memiliki banyak elektron tak berpasangan).

Larangan Pauli
 elektron dalam suatu atom tidak boleh memiliki bilangan kuantum
yang sama
Kombinasi
bilangan kuantum
terlarang
Kombinasi bilangan
kuantum yang
diperbolehkan

Sistem Periodik Unsur

Klasifikasi berdasarkan Subtingkat Energi

Sistem Periodik Unsur
 Penempatan unsur-unsur dalam satu periode ditentukan oleh
bilangan kuantum utama (n) yang terbesar berdasarkan konfigurasi
elektronnya.
 Penempatan unsur-unsur dalam satu golongan ditentukan oleh
banyaknya elektron pada orbital terluar.
 Cara pengisisan konfigurasi elektron energi dasar suatu unsur :
 Mulai dengan hidrogen, susunlah unsur-unsur dengan urutan
kenaikan nomor atom.
 Sepanjang satu perioda:
 Tambahkan elektron ke dalam orbital ns ketika berpindah
dari golongan IA (1) ke IIA (2).
 Tambahkan elektron ke dalam orbital np ketika berpindah
dari golongan III A (3) sampai 0 (18).
 Tambahkan elektron ke dalam orbital (n-1) d ketika
berpindah dari golongan IIIB (3) ke II B (12) dan tambahkan
elektron ke dalam orbital (n-2) f ketika menyusuri blok-f

Penulisan Konfigurasi Elektron
Contoh
Format Inti

Penulisan Konfigurasi Elektron
 Konfigurasi elektron dapat dituliskan untuk ion-ion:
 Mulailah dengan menuliskan konfigurasi elektron
untuk atom pada keadaan dasar.
 Untuk kation, hilangkan sejumlah elektron dari kulit
terluar sebanyak muatan kationnya. Contoh Ba2+,
konfigurasi elektron Ba: [Xe] 6s2 menjadi Ba2+: [Xe]
atau [Kr]3d10 4s2 4p6
 Untuk anion, tambahkan sejumlah elektron ke kulit
terluar sebanyak muatan anion. Contoh: Cl-,
konfigurasi elektron Cl: [Ne] 3s2 3p5 menjadi Cl-: [Ne]
3s2 3p6 atau [Ar]

Keperiodikan
 Keperiodikan dalam sifat-sifat fisika dan kimia dapat
dijelaskan dengan konfigurasi elektron.
 Beberapa contoh penting yang menunjukkan
keperiodikan sifar-sifat fisika dan kimia unsur adalah
mencakup:
 Jari-jari atom
 Jari-jari ion (kation dan anion)
 Energi ionisasi pertama
 Afinitas elektron

Jari-jari Atom
Jari-jari (pm) Nomor Atom
(Gas Mulia tak termasuk)

Jari-jari Atom untuk
Unsur Golongan Utama

Jari-jari Atom Unsur Golongan Utama
 Jari-jari atom semakin besar dari atas ke bawah dalam
satu golongan unsur karena terdapat kulit baru yang
bertambah.
 Jari-jari atom semakin kecil dari kiri ke kanan dalam satu
perioda karena inti atom mengandung proton yang lebih
banyak sehingga muatan positif yang besar semakin
menarik elektron lebih kuat dan ukuran atom mengecil.

Jari-jari Ion (pm)

Jari-jari Ion
 Kation:
 Jari-jari kation lebih kecil daripada atom netralnya.
 Untuk unsur golongan utama, elektron pada kulit terluar
terlepas. Ion bermuatan positif dapat juga mengikat
elektron yang tersisa lebih kuat ke inti atom sehingga
ukuran kation lebih kecil.
 Anion:
 Jari-jari anion lebih besar daripada atom netralnya.
 Penambahan elektron akan meningkatkan gaya tolak antara
elektron sehingga ion membutuhkan waktu yang lebih lama
untuk mengikat elektron pada kulit yang sama menimbulkan
‘pengembangan’ kulit terluar. Akibatnya inti atom lebih sulit
menarik elektron-elektron dan jari-jari anion menjadi lebih
besar.

Konfigurasi Isoelektron
 Isoelektron: spesi yang memiliki konfigurasi elektron yang sama.
 Contoh: Setiap spesi berikut memiliki konfigurasi elektron yang
sama, yaitu 1s2 2s2 2p6:
O2- F- Ne
Na+ Mg2+ Al3+
 Walaupun konfigurasi elektronnya sama, ukuran jari-jari spesi
isoelektron tidak persis sama, ada perbedaan bergantung pada
ukuran atom semula dan besarnya muatan ion yang dimilikinya.
Contoh: Li+ > Be2+ > B3+ dan Na+ > Mg2+ > Al3+, karena walaupun jumlah
elektronnya sama namun B3+ dan Al3+ memiliki proton lebih banyak
sehingga awan elektron akan lebih tertarik ke arah inti yang
menyebabkan jarijarinya mengecil.
P3- > S2- > Cl- dan N3- > O2- > F- , karena walaupun jumlah elektronnya
sama, tapi jumlah proton dalam P3- dan N3- lebih sedikit, sehingga
awan elektron lebih menyebar menyebabkan jari-jarinya membesar.

Energi Ionisasi
 Energi Ionisasi Pertama: energi yang dibutuhkan untuk
melepaskan satu elektron dari suatu atom netral dalam
fasa gas.
A(g) + Energi Ionisasi Pertama ® A+(g) + e-
 Hal ini menunjukkan kemudahan untuk membentuk
suatu kation. Semakin kecil energi ionisasi, semakin
mudah membentuk kation.
 Logam cenderung memiliki energi ionisasi pertama
lebih rendah daripada nonlogam sehingga
cenderung untuk membentuk kation.

Energi Ionisasi Pertama
Energi Ionisasi Pertama (kJ/mol)
Nomor Atom

Energi Ionisasi Pertama
Energi yang dibutuhkan untuk melepaskan satu
e- dari suatu atom netral dalam fasa gas

Energi Ionisasi
 Berdasarkan data-data energi ionisasi pertama, kedua, ketiga,
keempat, dst, kita dapat menentukan bilang oksidasi suatu unsur
dengan melihat besarnya lompatan besarnya energi ionisasi yang
satu ke tingkat energi ionisasi berikutnya yang relatif sangat besar
perbedaannya.
Contoh: Energi ionisasi (dalam kJ/mol) untuk Na dan Al.
EI I EI II EI III EI IV EI V EI VI
Na 495,9 4560 6900 9540 13400 16600
Al 577,9 1820 2750 11600 14800 18400
Berdasarkan data energi ionisasi pertama s/d keenam, dapat dilihat bahwa untuk
unsur Na terjadi lompatan besarnya EI dari yang pertama ke yang kedua (495,5
kJ/mol ® 4560 kJ/mol sehingga biloks Na adalah +1.
Untuk unsur Al, terjadi lompatan besarnya EI dari yang ketiga ke yang keempat
(2750 kJ/mol ® 11600 kJ/mol sehingga biloks Al adalah +3.

Energi Ionisasi
 Secara umum, dalam SPU, semakin ke kanan posisi
unsur, energi ionisasi pertama semakin bear karena
semakin banyaknya elektron dan semakin kecilnya
ukuran atom, sehingga elektron semakin sulit untuk
dilepaskan.
 Anomali besarnya energi ionisasi pertama disebabkan
oleh prinsip Hund (pengisian elektron penuh dan
setengan penuh dalam orbital suatu unsur) yang
menyebabkan unsur tersebut lebih stabil sehingga
energi ionisasi lebih besar.
Contoh: Energi ionisasi pertama Be > B (elektron terisi
penuh dalam orbital Be) dan N > O (elektron terisi
setengah penuh dalam orbital N).

Afinitas Elektron
 Afinitas elektron: suatu ukuran kecenderungan suatu
atom untuk menarik elektron dalam fasa gas.
A(g) + e- ® A-(g) + energi panas
 Afinitas elektron merupakan fungsi periodik tak
beraturan dari nomor atom. Secara umum, afinitas
elektron semakin meningkat dari kiri ke kanan dalam
satu periode.
 Gas mulia tidak termasuk karena tidak memiliki
kecenderungan atau kecil kecenderungannya untuk
menarik elektron.

Afinitas Elektron
Nomor Atom
Afinitas Elektron (kJ/mol)

Afinitas Elektron
Energi yang dilepaskan ketika suatu atom menangkap e-

Cara-cara Penomoran Golongan
 Terdapat beberapa metode yang digunakan untuk
menomori golongan pada tabel periodik:
 Metode yang digunakan para kimiawan Amerika (American
Chemical Society, ACS)
 Sistem IUPAC lama
 Sistem IUPAC yang berlaku saat ini.
 Para kimiawan di Amerika (American Chemical Society,
ACS) juga mengadopsi sistem yang digunakan IUPAC

Sistem Penomoran untuk Tabel Periodik
IUPAC lama
IUPAC dan ACS sekarang
Sistem AS

Sifat Kimia dan Tabel Periodik
 Konfigurasi elektron membantu kita memahami
perubahan jari-jari atom, energi ionisasi dan afinitas
elektron.
 Beberapa kecenderungan dalam kereaktifan yang dapat
teramati:
 Logam-logam golongan utama menjadi lebih reaktif dari atas ke
bawah dalam satu golongan.
 Kereaktifan unsur-unsur nonlogam berkurang dari atas ke
bawah dalam satu golongan.
 Logam-logam transisi menjadi kurang reaktif dari atas ke bawah
dalam satu golongan.

Hidrogen
 Hidrogen adalah unsur non logam pada kondisi normal.
 Dapat melepaskan satu elektron membentuk H+, dan
dapat juga menarik elektron membentuk H-.
> 200 oC
2Na(l) + H2(g) ® 2NaH(s)
 Hidrogen biasanya ditempatkan dalam tabel periodik
pada golongan IA (1) atau diantara golongan IA(1) dan
VIIA (17) atau tidak di golongan manapun.

Gas Mulia
 Setiap gas mulia memiliki elektron-elektron yang terisi
pada subtingkat energi s dan p, kecuali helium (hanya s)
 Semua gas mulia sangat tak reaktif
 Sejumlah terbatas senyawa gas mulia telah dapat dibuat
menggunakan unsur Xenon dan Kripton.
> 250 oC
Xe(g) + F2(g) ® XeF2(g)

Logam Alkali
 Golongan logam IA (1) semuanya memiliki konfigurasi
elektron terluar ns1.
 Cenderung melepaskan satu elektron membentuk ion 1+
dan dijadikan dasar bagi hampir semua reaksi yang
melibatkan logam alkali.
M ® M+ + e-
 Kereaktifan unsur-unsur logam alkali bertambah dari
atas ke bawah dalam satu golongan

Logam Alkali Tanah
 Golongan logam alkali tanah, golongan IIA (2) tidak sereaktif logam
alkali.
 Unsur-unsur logam alkali tanah harus melepaskan dua elektron
terluarnya untuk mencapai konfigurasi gas mulia. Energi ionisasi
semakin kecil dari atas ke bawah dalam satu golongan, berarti
semakin mudah melepaskan elektron.
M ® M2+ + 2e-
 Kereaktifan bertambah dari atas ke bawah dalam satu golongan
 Energi ionisasi logam alkali tanah relatif lebih tinggi dibandingkan
energi ionisai unsur gologan alkali dan golongan IIIA (3)
dikarenakan efek terisi penuhnya orbital elektron terluar pada unsur
alkali tanah, dibandingkan logam alkali dan golongan IIIA(3).

Halogen
 Sifat umum unsur-unsur golongan VIIA (17) adalah semuanya
nonlogam.
 Semua halogen hanya membutuhkan satu elektron saja untuk
memenuhi konfigurasi gas mulia
 Ketika bereaksi dengan logam, unsur-unsur gas mulia membentuk
ion 1 –, membentuk ikatan ion.
2Na(s) + Cl2(g) ® 2NaCl(s)
 Ketika bereaksi dengan unsur nonlogam lainnya, akan saling
berbagi elektron, membentuk ikatan kovalen.
O2(g) + 2F2(g) ® 2OF2(g)
 Unsur diatomiknya bervariasi wujudnya pada kondisi standar (1
atm, 25 oC): gas (F2 dan Cl2); cair (Br2); padat (I2).

Sifat Asam-Basa
 Kekuatan Asam biner (asam yang hanya terdiri dari dua unsur
penyusun) dalam satu golongan adalah semakin meningkat:
 H2O < H2S < H2Se< H2Te
 HF < HCl < HBr < HI
 Dalam kasus asam biner untuk golongan VII (17), kita tidak dapat
mengamati dengan jelas perbedaan kekuatan asam antara HCl,
HBr, dan HI dalam air karena:
 Ketiganya adalah asam yang lebih kuat daripada H3O+.
 Setiap asam yang lebih kuat daripada H3O+ akan secara langsung dan
sempurna bereaksi membentuk H3O+ dalam air.
 Untuk membedakan kekuatan asam ketiga asam ini diperlukan pelarut
lain selain air, misalnya dalam aseton

Sifat Asam-Basa
Asam biner dalam aseton
Kita dapat
menggunakan pelarut
selain air untuk
melihat perbedaan
keasamaan
Pelarut seperti ini
disebut pelarut
pembeda
% Titrasi

Sifat Asam-Basa
 Kekuatan asam biner dalam satu perioda dapat dilihat pada tabel
berikut. Dalam satu perioda, semakin ke kanan pada perioda dalam
sistem periodik unsur, kekuatan asam bertambah
Rumus Molekul Ka pKa
CH4 ~10-49 ~49
NH3 ~10-35 ~35
H2O 2 x 10-16 15,7
HF 6,3 x 10-4 3,20

Sifat Asam-Basa
 Kekuatan Asam Biner dalam SPU

Sifat Asam Basa
 Logam hidroksida bersifat basa. Kebasaan logam hidroksida dalam
air bergantung pada kelarutannya dan nilai Kb
Basa Kelarutan Kebasaan
LiOH Tinggi Tinggi
NaOH Tinggi Tinggi
KOH Tinggi Tinggi
Mg(OH)2 Rendah Rendah
Ca(OH)2 Rendah Rendah

Sifat Asam-Basa
 Senyawa nonlogam hidroksida berbentuk molekul.
Keelektronegatifan nonlogam dan oksigen menghasilkan ikatan
H – O yang sangat polar.
 Contoh: Asam hipoklorit (HOCl). Ketika asam hipoklorit terionisasi,
ikatan H – O putus dan terbentuk H3O+:
HOCl(aq) + H2O(l) ⇌H3O+(aq) + OCl-(aq)

Sifat Asam-Basa
 Asam Okso. Banyak senyawa asam anorganik dan asam organik
yang penting yang merupakan suatu nonlogam hidroksida. Contoh:
H2SO4, HNO3, H3PO4.
 Untuk asam okso halogen, semakin banyak jumlah atom O dalam
molekul asam okso, keasamannya bertambah. Contoh: HClO <
HClO2 < HClO3 < HClO4. Hal ini disebabkan oleh faktor semakin
banyaknya resonansi yang menstabilkan ion asam okso yang
memiliki atom O yang lebih banyak, sehingga ion H+ lebih mudah
lepas dan keasaman bertambah.
Asam Sulfat
Asam Nitrat
Asam Asetat
Asam
Fosfat

Struktur atom dan sistem periodik

Recommended

Recommended

More Related Content

What's hot

What's hot (20)

Similar to Struktur atom dan sistem periodik

Similar to Struktur atom dan sistem periodik (20)

Recently uploaded

Recently uploaded (20)

Struktur atom dan sistem periodik