Awal mula unsur berkembang higga saat ini yaitu tabel periodik modern.

2. Sistem Periodik Unsur
 1. Logamdan nonlogam
 2. Tabel Periodik Lavoiser
 3 TriaedeDobereiner.
 4. Oktaf Newland
 5. SistemPeriodik Mendelev
 6. LotharMeyer
 7. SistemPeriodik Modern

3. Logamdan non logam
 Pertama kali unsur dibagi 2 oleh para ahli Arab &
Persia yaitu Lugham (logam) & Laisha Lugham (non
logam) ada 6 unsur yaitu, besi, emas, perak, seng,
nikel, & tembaga. Unsur nonlogam ada 7 unsur
yaitu, hidrogen, arsen, nitrogen, oksigen, karbon,
belerang, & fosfor.

4. Tabel Periodik Lavoiser
 Antoine Lavoiser (1743-1794) adalah ahli kimika
Prancis yang pertama mebuat tabel periodik. Beliau
mengelompokan unsur kedalam empat golongan
GOL. 1 GOL. 2 GOL. 3 GOL. 4
Oksigen Sulfur Arsen Kalsium oksida
Hidrogen Fosfor Bismut Barium Oksida
Karbon Kobalt Silikon (IV)
Oksida
Klor Timbal Magnesium
Oksida
Kluor Seng Alumunium
Oksida
Nikel
Porak
Timah

5. Triaede Dobereiner
 Tahun 1829, John Wolfgang Dobereiner, menemukan kenyataan
bahwa massa atom relatif Stronsium (Sr) berdekatan dengan massa
atom relatif rata-rata dua unsur lain yang mirip dengan stronsium. Dua
unsur tersebut adalah kalsium (ca) & batrium (Ba). Lalu unsur itu
dikelompokan, setiap kelompok terdiri atas tiga unsur sehingga disebut
Tomde.

6. Tabel Doberainer
Triade Massa atom relatif Rata-rata massa atom relatif unsur I dan III
Kalsium 40
(40+137)
2
= 88,5
Stronsium 88
Barium 137
TriadFe 1 Triade 2 Triade 3 Triade 4 Triade 5
Li Ca S Cl Mn
Na Sr Se Br Cr
K Ba Te l Fe

7. Oktaf Newland
 A.R. Newland penemuannya disebut Hukum Oktaf yang berdasarkan
Kenaikan massa atom relatifnya, unsur-unsur yang berselisih 1 okta.
HukumOktaf menyatakan”Jika unsur-unsur disusun berdasarkan
kenaikan nomor massa atom, sifat unsur tersebut akan berulang pada
unsur ke delapan”.
 Kelebihan Hukum Oktaf Newlands
 Newlands merupakan orang yang pertama kali menunjukkan bahwa unsur-
unsur kimia bersifat periodik.
 Kelemahan Hukum Oktaf Newlands
 Hukum oktaf ini juga mempunyai kelemahan karena hanya berlaku untuk
unsur-unsur ringan. Jika diteruskan, ternyata kemiripan sifat terlalu
dipaksakan. Misalnya, Zn mempunyai sifat yang cukup berbeda dengan Be,
Mg, dan Ca.
 Hukum Oktaf Newland hanya berlaku untuk unsur-unsur dengan massa
atom yang rendah.

8. Tabel Oktaf

9. SistemPeriodik Mendelev
 Dmitri Ivanovich Mendelev pengamatan terhadap 63 unsur yang ditemukan saat itu,
fungsi periodik yang diketahui massa atom relatifnya. Persamaan sifat unsur
dibandingkan dengan kenaikan massa atom relatifnya terdapat tempat tempat kosong
dalam tabel periodik. Diramalkan akan diisi unsur2 yang belum ditemukan.
 Kekurangan
 1. Penempatan Unsur tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatifnya. Terjadi
karena penempatan unsur mempertahankan kemiripan sifat unsur dalam satu gol.
 2. Banyak tempat kosong dalam tabel
 b. Kelebihan sistem periodik Mendeleev
1) Sifat kimia dan fisika unsur dalam satu golongan mirip dan berubah secara teratur.
2) Valensi tertinggi suatu unsur sama dengan nomor golongannya.
Mendelev menjadikan terdiri atas 2 golongan yaitu Lajur tegak dan Lajur mendatar.

10. Sistem Periodik Mendelev

11. Lothar Meyer
 Lhotar Meyer mengelompokkan atom-atom sesuai volume suatu atom unsur.
 Rumus Volume atom =
𝑚𝑎𝑠𝑠𝑎 1 𝑎𝑡𝑜𝑚 𝑢𝑛𝑠𝑢𝑟
𝐾𝑒𝑟𝑎𝑝𝑎𝑡𝑎𝑛 𝑢𝑛𝑠𝑢𝑟
 Grafik hubungan volume atom dengan massa atom relatifnya
 Meyer menjelaskan bahwa unsur yang menempati pada grafik menunjukkan
sifat kimia yang mirip, contoh: Li, Na, K, dan Rb. Sama seperti Meyer, Meyer
juga menunjukan bahwa sifat-sifat suatu unsur berulang

12. SistemPeriodik Modern
 Pada tahun 1914, Henry G. J. Moseley menemukan bahwa urutan unsur dalam
tabel periodik sesuai kenaikan nomor atom. Tabel periodik modern yang
disebut juga tabel periodik bentuk panjang, disusun menurut kenaikan nomor
atom dan kemiripan sifat. Tabel periodik modern ini dapat dikatakan sebagai
penyempurnaan Tabel Periodik Mendeleyev.
Golongan Lajur Vertikal Golongan Lajur Horizontal

13. Golongan Lajur Vertikal
 Golongan dalam sistem periodik menyatakan elektron Valensi yang sama
terletak pada gol. yang sama
Golongan A (Utama) Golongan B (Transisi)

14. Golongan A (Utama)
 Golongan Utama (A), meliputi:
- Golongan IA disebut golongan alkali; H, Li, Na, K, Rb, Cs, dan Fr
- Golongan IIA disebut golongan alkali tanah;  Be, Mg, Ca, Sr, Ba dan Ra
- Golongan IIIA disebut golongan boron/aluminium;  B, Al, Ga, In, dan TI
- Golongan IVA disebut golongan karbon/silikon;  C, Si, Ge, Sn, dan Pb
 - Golongan VA disebut golongan nitrogen/fosfor;  N, P, As, Sb, dan Bi
- Golongan VIA disebut golongan oksigen/sulfur;  O, S, Se, Te dan Po
- Golongan VIIA disebut golongan halogen;  F, Cl, Br, I dan At
- Golongan VIIIA/O disebut golongan gas mulia/gas iner  He, Ne, Ar, Kr, Xe,
dan Rn

15. Golongan B (Transisi)
 Golongan transisi (Golongan B), yaitu IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, (VIII)b, dan
IIB, dimulai dari periode 4.
 Golongan transisi dalam, yaitu golongan yg terdiri atas deret lantanida dan
deret aknida.
 1.) Deret lantanida
 Deret lantanida terletak
 pada periode 6 dan golongan IIIB disebelah 57La . Deret lantanida terdiri atas
14 unsur.
 2.) Deret aktanida
 Deret aktinida terletak pada periode 7 dan golongan IIIB disebelah 89AC .
Deret aktanida terdiri atas 14 unsur yg mempunyai sifat sangat mirip dengan

16. Blok dalam Sistem Periodik
Blok s
Blok d
Blok p
Blok f

17. Blok s
 Blok S
 Blok S ditempati unsur-unsur golongan IA, IIA dan helium.
Konfigurasi elektron unsur-unsur blok S berakhir di orbital S
 Contoh :
 a.) 19K : 1s22s23p63s23p64s1
 n terbesar : 4  Periode 4
 Jumlah elektron pada subkulit s = 1  golongan IA
 b.) 12Mg : 1s22s22p63s2
 n terbesar : 3  Periode 3
 Jumlah elektron pada subkulit s = 2  golongan IIA

18. Blok p
 Blok P
Blok P ditempati unsur-unsur golongan IIIA. Konfigurasi unsur-
unsur ini berakhir di orbital P
 a.) 5B : 1s22s22p1
 n terbesar : 2  Periode 2
 Jumlah elektron pada subkulit s+p = 3  golongan IIIA
 b.) 16S : 1s22s22p63s23p4
 n terbesar : 3  Periode 3
 Jumlah elektron pada subkulit s+p = 6  golongan VIA

19. Blok d
 Blok D
Konfigurasi elektron unsur-unsur blok D berakhir di orbital D. Nomos
golongan unsur-unsur blok D ditentukan oleh banyaknya elektron pada subkulit
di terakhir ditambah dengan elektron pada subkulit S terdekat.
 a.) Jika jumlah elektron pada subkulit D terakhir dan elektron pada subkulit S
terdekat kurang dari 8
 Contoh : 22Ti = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2
 n terbesar : 4  Periode 4
 Elektron pada awal orbital d terakhir = 2
 Elektron orbital s terdekat = 2
 Jadi, 22 Ti termasuk golongan IVB

20. Blok f
 Blok F
Blok F di tempati unur-unsur golongan lantanida dan aktinida.
Konfigurasi elektron terakhir unsur-unsur blok f terletak pada subkulit F.
 Harga n terbesar dalam konfigurasi elektron= 6 (periode 6), unsur
tersebut merupaka golongan lantanida.
 Contoh : 59Pr = [Xe] 6s2 4f3
 n terbesar : 6  periode 6  lantanida

21. Pembagian Unsur berdasarkan Blok

22. Periode (lajur Horizontal)
 Periode dalam sistem periodik unsur menyatakan banyaknya kulit atom yang
dimiliki oleh unsur yang bersangkutan. Periode ditulis dengan angka arab,
terdiri atas 7 periode berikut:
 Periode 1 berisi 2 unsur
 Periode 2 berisi 8 unsur
 Periode 3 berisi 8 unsur
 Periode 4 berisi 18 unsur
 Periode 5 berisi 18 unsur
 Periode 6 berisi 32 unsur
 Periode 7 berisi 32 unsur(belum lengkap)
Unsur-unsur pada lajur Horizontal dibedakan menjadi 4:
 Periode pendek, yaitu periode 1, 2, dan 3
 Periode panjang yaitu periode 4 dan 5
 Periode Sangat panjang yaitu periode 6
 Periode belum lengkap yaitu periode 7

24. Periode unsur ditentukan berdasarkan jumlah kulit atom.
 1. Jumlah Elektron Valensi : Nomor golongan
 2. Jumlah Kulit atom : Nomor Periode
 Unsur dibagi menjadi 3 kelompok yaitu unsur golongan utama, unsur golongan
transisi dan unsur golongan transisi dalam. Unsur Utama elektron valensi yang
berada pada blok d.
Nomor golongan Transisi ditentukan dari jumlah elektron pada blok s + d dengan
pengecualian sebagai berikut.
 S+d = 9/10  Golongan VIIIB
 S+d = 11  Golongan IB
 S+d = 12  Golongan IIB
 Sementara itu, unsur yang mempunyai elektron valensi yang terletak pada
blok f digolongkan ke dalam unsur Transisi dalam. Perhatikan contoh berikut.

25. Contoh
# Nomor Atom X = 16
 Konfigurasi elektron x = 1s22s23p63s23p4
 Jumlah elektron Valensi = 6, terletak pada sub kulit s dan p  Gol. VIA
 Kulit atom terbesar = 3  Periode 3
 Jadi, Unsur X terletak pada Gol. VIA, periode 3.
# Nomor atom A = 46
 Konfigurasi Elektron A = [Kr] 5s24d8
 Jumlah E. Valensi = s2+d8 = 10 , sub kulit d  Gol. Transisi = VIIIB
 Kulit atom terbesar = 5  Periode 5
 Jadi , Unsur A terletak pada gol. VIIIB, Periode 5
 Pengecualian terhdap Helium, Helium mempunyai E. Valensi 2 terletak pada
gol. Gas mulia karena mempunyai susunan elektron stabil sesuai aturan duplet