Maaf kalau ada kesalahan dan kekurangan, Semoga Bermanfaat !! :)

1. Sifat keperiodikan Unsur &
Isotop, Isoton, dan Isobar
X IA 4

2. Tujuan Pembelajaran:
◦ Mampu menjelaskan hubungan konfigurasi
elektron terhadap sifat keperiodikan unsur,
◦ Mampu menjelasakan sifat keperiodikan unsur
segolongan,
◦ Mampu menjelaskan sifat keperiodikan unsur
seperiode,
◦ Mampu menganalisis tabel dan grafik hubungan
antara nomor atom dengan sifat keperiodikan
unsur,
◦ Mampu menentukan isotop, isoton, dan isobar
suatu unsur kimia, dan
◦ Mampu menganalisis nomor atom dan nomor
massa beberapa contoh kasus pada unsur
dalam penentuan isotop, isoton, dan isobar.

3. Sejarah Perkembangan Sistem
Periodik Unsur
 Pengelompokan oleh beberapa Ilmuwan
(ilmuan kimia dari Arab dan Persia,
Antoine Lavoiser, John Dalton, dan
Jons jacob Berzellius)
 Dobereiner
 Newlands
 Mendeleev
 Modern

4. Perkembangan Sistem Periodik
Modern
 Disusun berdasarkan kenaikan nomor
atom dan kemiripan sifat unsur-
unsur yang menghasilkan keteraturan
dalam bentuk periode dan golongan

6. Periode 1, terdiri dari 2 buah unsur  periodik sangat pendek
Periode 2, terdiri dari 8 buah unsur  periodik pendek
Periode 3, terdiri dari 8 buah unsur  periodik pendek
Periode 4, terdiri dari 18 buah unsur  periodik panjang
Periode 5, terdiri dari 18 buah unsur  periodik panjang
Periode 6, terdiri dari 32 buah unsur  periodik sangat panjang
Periode 7, terdiri dari 23 buah unsur  periodik belum lengkap
Golongan utama (golongan A), terdiri dari:
Golongan IA : Golongan Alkali
Golongan IIA : Golongan Alkali tanah
Golongan IIIA : Golongan Aluminium
Golongan IVA : Golongan Karbon
Golongan VA : Golongan Nitrogen
Golongan VIA : Golongan Kalkogen/
Oksigen
Golongan VIIA : Golongan Halogen
Golongan VIIIA : Golongan Gas Mulia

7. Golongan ditunjukkan jumlah elektron valensi yang dimiliki oleh
atom.
Elektron valensi = elektron yang dapat dipakai untuk
berikatan/bereaksi.
Unsur-unsur yang terletak dalam satu golongan akan memiliki
sifat yang mirip.
Dalam SPU golongan dibedakan :
1. Golongan unsur utama, meliputi golongan I A s/d VIII A
2. Golongan unsur Transisi (golongan B), meliputi
a. Golongan Transisi (blok d), yaitu golongan IIIB,
IVB,
VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB, dan IIB
b. Golongan Transisi dalam (blok f), ada dua deret
yaitu,
Deret Lantanida (unsur dalam deret ini mirip sifat dengan
57La)
Jika elektron terakhir mengisi orbital 4f

8. “PENENTUAN GOLONGAN B”
Golongan IIIB  nS2 (n-1)d1 Golongan VIIIB
 nS2 (n-1)d6
Golongan IVB  nS2 (n-1)d2 Golongan VIIIB
 nS2 (n-1)d7
Golongan VB  nS2 (n-1)d3 Golongan VIIIB
 nS2 (n-1)d8
Golongan VIB  nS1 (n-1)d5 Golongan IB
 nS1 (n-1)d10
Golongan VIIB  nS2 (n-1)d5 Golongan IIB
 nS2 (n-1)d10

9. SIFAT-SIFAT PERIODIK UNSUR
1. Jari-jari atom
2. Energi Ionisasi
3. Afinitas elektron
4. Keelektronegatifan
5. Ke-reaktifan logam dan non logam
6. Titik didih / titik leleh

10. 1.Jari-jari atom
Jari-jari atom adalah jarak inti sampai elektron kulit terluar.
Jari-jari atom > jari-jari ion positifnya
Pada ion positif terjadi pelepasan elektron berarti
pengurangan jumlah kulit (umumnya terjadi pada atom
logam).
Jari-jari atom < jari-jari ion negatifnya
Pada ion negative terjadi pengikatan elektron
menyebabkan lintasan terluar makin jauh dari inti (
umumnya terjadi pada atom non logam )

13. Kecenderungan jari-jari atom dalam sistem periodik
 Dari atas ke bawah ( segolongan ) cenderung
bertambah.
Dari kiri ke kanan ( seperiode ) cenderung
berkurang.
Dalam satu golongan semakin kebawah jumlah kulit
bertambah (periode bertambah) jarak inti terhadap
elektron di kulit terluar makin jauh  jari-jari atom
bertambah.
Dalam satu periode (jumlah kulit tetap) semakin
kekanan no atom bertambah (proton bertambah ,
partikel inti makin besar)  gaya tarik inti terhadap
elektron kulit terluar makin kuat  jari-jari atom makin
kecil.

14. 2. Energi ionisasi
Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepas satu
elektron yang terikat paling lemah dari atom yang berbentuk gas.
A(g)  A+ (g) + e–
Untuk atom-atom yang berelektron valensi banyak, dikenal :
Energi ionisasi pertama, A  A+ + e–
Energi ionisasi kedua A+  A 2+ + e–
Energi ionisasi ketiga, A 2+  A 3+ + e–
Energi ionisasi erat hubungannya dengan jari-jari atom dan kestabilan.
 Makin besar jari-jari atom makin kecil energi ionisasinya.
 Makin stabil suatu atom makin besar energi ionisasinya.
Kecenderungan energi ionisasi dalam sistem periodik
Dalam satu golongan dari atas ke bawah cenderung berkurang.
Dalam satu periode dari kiri ke kanan cenderung bertambah

16. 3. Afinitas elektron
Afinitas elektron ialah besarnya energi yang menyertai (dilepaskan /
diserap) jika atom dalam bentuk gas mengikat/ menerima satu
elektron.
Y(g) + 1e–  Y– (g)
Unsur-unsur halogen paling mudah menerima elektron karena afinitas
elektronnya besar.  Harga afinitas bertanda Negatif karena atom gas
saat menyerap elektron disertai pelepasan energi.
Unsur-unsur gas mulia memiliki afinitas paling kecil sehingga sulit
menerima elektron  Harga afinitas bertanda Positif krn saat
menyerap elektron diperlukan energi.
Afinitas elektron yang bertanda positif berarti atom saat menyerap
elektron memerlukan energi, yaitu unsur gol IIA dan VIIIA
Secara umum :
Dalam satu golongan dari atas ke bawah, afinitas elektron semakin
berkurang.
Dalam satu periode dari kiri ke kanan, afinitas elektron semakin
bertambah.

17. 4. Keelektronegatifan/ elektronegativity
Keelektronegatifan : Kemampuan suatu atom untuk menarik elektron
dari atom lain dalam suatu ikatan.
Pauling menyusun harga keelektronegatifan atom-atom tanpa satuan.
Unsur F merupakan unsur yang paling mudah menarik elektron
dalam ikatan dan diberi harga keelektronegatifan 4 ( merupakan
standar ). Unsur Fr memiliki harga keelektronegatifan paling kecil
yaitu 0,7.
Kecenderungan keelektronegatifan dalam sistem periodik
Dari atas ke bawah ( segolongan ) cenderung berkurang.
Dari kiri ke kanan ( seperiode ) cenderung bertambah.

18. Golongan VIII A / Gas Mulia  E ionisasi sangat besar
Keelektronegatifan sangat kecil
 Afinitas elektron sangat kecil / sukar
menangkap elektron
Hal ini disebabkan konfigurasi elektron gas mulia stabil, orbital s
dan p telah terisi penuh.

19. Pengaruh jari-jari atom terhadap sifat periodik lainnya:
Jari-jari atom semakin panjang  Gaya tarik inti makin lemah
 (Keelektronegatifan makin kecil)
 elektron mudah lepas
 E ionisasi makin kecil
 Afinitas elektron cenderung berkurang.

20. 5. Sifat Logam
Ditinjau dari konfigurasi elektron, unsur-unsur logam cenderung
melepas elektron ( memiliki energi ionisasi kecil ), sedangkan unsur-
unsur bukan logam cenderung menangkap elektron ( memiliki
keelektronegatifan besar ). Dengan demikian dalam sistem periodik
sifat-sifat logam :
Dari atas ke bawah ( segolongan ) cenderung berkurang.
Dari kiri ke kanan ( seperiode ) cenderung berkurang
6. Kereaktifan
Reaktif artinya mudah bereaksi.
Unsur-unsur logam pada sistem periodik makin ke bawah makin reaktif
( makin mudah bereaksi ), sebab makin mudah melepas elektron.
Misalnya kalium lebih reaktif dibanding natrium.
Unsur-unsur non logam pada sistem periodik makin ke bawah makin
kurang reaktif ( makin sukar bereaksi ), karena makin sukar menangkap
elektron. Misalnya fluorin lebih reaktif dibandingkan klorin.

21. Logam  Cenderung membentuk ion positif
 Cenderung melepas elektron
 E ionisasi kecil
 Logam semakin reaktif jika mudah melepas elektron atau
E ionisasi kecil
Non Logam  Cenderung membentuk ion negatif
 Cenderung menangkap elektron
 Keelektronegatifan besar
 Unsur Non logam makin reaktif jika mudah
menangkap elektron atau keelektronegatifan besar

22. Isotop, Isoton, dan Isobar
 Isotop  atom-atom dari unsur yang
sama (nomor atom (Z) sama), tetapi
mempunyai nomor massa (A) yang
berbeda
 Isobar  atom-atom dari unsur yang
berbeda (nomor atom (Z) berbeda),
tetapi mempunyai nomor massa (A)
yang sama
 Isoton  atom-atom dari unsur yang
berbeda (nomor atom (Z) berbeda),
tetapi mempunyai jumlah neutron (n)

23. 5. Unsur P, Q, dan R masing-masing
memiliki nomor atom 9, 19, dan 20.
Urutkan berdasarkan kenaikan harga
elektronegatifitasnya !