Kali ini kita akan membahas mengenai Sifat Periodik Unsur, berupa jari-jari atom, energi ionisasi,
keelektronegatifan, afinitas elektron, sifat logam, dan titik leleh serta titik
didih.
a. Jari-jari atom
Jari-jari atom adalah jarak dari inti
atom sampai kulit terluar. Bagi unsur-unsur yang segolongan, jari-jari atom
makin ke bawah makin besar sebab jumlah kulit yang dimiliki atom makin banyak,
sehingga kulit terluar makin jauh dari inti atom.
Unsur-unsur yang seperiode memiliki
jumlah kulit yang sama. Akan tetapi, tidaklah berarti mereka memiliki jari-jari
atom yang sama pula. Semakin ke kanan letak unsur, proton dan elektron yang
dimiliki makin banyak, sehingga tarik-menarik inti dengan elektron makin kuat. Akibatnya,
elektron-elektron terluar tertarik lebih dekat ke arah inti. Jadi, bagi
unsur-unsur yang seperiode, jari-jari atom makin ke kanan makin kecil.
Dalam satu golongan, konfigurasi
unsur-unsur satu golongan mempunyai jumlah elektron valensi sama dan jumlah
kulit bertambah. Akibatnya, jarak elektron valensi dengan inti semakin jauh,
sehingga jari-jari atom dalam satu
golongan makin ke bawah makin besar.
Jadi dapat disimpulkan:
- Dalam satu golongan, jari-jari atom bertambah besar dari atas ke bawah.
- Dalam satu periode, jari-jari atom makin kecil dari kiri ke kanan.
b. Energi Ionisasi
Energi ionisasi adalah energi minimum
yang diperlukan atom untuk melepaskan satu elektron yang terikat paling lemah
dari suatu atom atau ion dalam wujud gas. Harga energi ionisasi dipengaruhi
oleh besarnya nomor atom dan ukuran jari-jari atom. Makin besar jari-jari atom,
maka gaya tarik inti terhadap elektron terluar makin lemah. Hal itu berarti
elektron terluar akan lebih mudah lepas, sehingga energi yang diperlukan untuk
melepaskan elektron terluar makin kecil.
Energi ionisasi kecil berarti mudah
melepaskan elektron.
Energi ionisasi besar berarti sukar
melepaskan elektron.
Energi ionisasi pertama digunakan
oleh suatu atom untuk melepaskan elektron kulit terluar, sedangkan energi
ionisasi kedua digunakan oleh suatu ion (ion +) untuk melepaskan elektronnya
yang terikat paling lemah.
Unsur-unsur yang segolongan, energi ionisasinya makin ke bawah semakin
kecil karena
elektron terluar makin jauh dari inti (gaya tarik inti makin lemah), sehingga
elektron terluar makin mudah dilepaskan. Sedangkan unsur-unsur yang seperiode, gaya
tarik inti makin ke kanan makin kuat, sehingga energi ionisasi pada umumnya
makin ke kanan makin besar.
c. Keelektronegatifan
Keelektronegatifan adalah kemampuan
atau kecenderungan suatu atom untuk menangkap atau menarik elektron dari atom
lain. Misalnya, fluorin memiliki kecenderungan menarik elektron lebih kuat
daripada hidrogen. Jadi, dapat disimpulkan bahwa keelektronegatifan fluorin lebih
besar daripada hidrogen. Konsep keelektronegatifan ini pertama kali diajukan
oleh Linus Pauling (1901 – 1994) pada tahun 1932.
Unsur-unsur yang segolongan,
keelektronegatifan makin ke bawah makin kecil sebab gaya tarik inti makin
lemah. Sedangkan unsur-unsur yang seperiode, keelektronegatifan makin ke kanan
makin besar. Akan tetapi perlu diingat bahwa golongan VIIIA tidak mempunyai keelektronegatifan.
Hal ini karena sudah memiliki 8 elektron di kulit terluar. Jadi
keelektronegatifan terbesar berada pada golongan VIIA.
d. Afinitas Elektron
Afinitas elektron adalah energi yang menyertai proses penambahan 1 elektron pada satu atom
netral dalam wujud gas, sehingga terbentuk ion bermuatan –1. Afinitas elektron
juga dinyatakan dalam kJ mol–1. Unsur yang memiliki afinitas
elektron bertanda negatif, berarti mempunyai kecenderungan lebih besar dalam
menyerap elektron daripada unsur yang afinitas elektronnya bertanda positif.
Makin negatif nilai afinitas elektron, maka makin besar kecenderungan unsur
tersebut dalam menyerap elektron (kecenderungan membentuk ion negatif). Dari
sifat ini dapat disimpulkan bahwa:
- Dalam satu golongan, afinitas elektron cenderung berkurang dari atas ke bawah.
- Dalam satu periode, afinitas elektron cenderung bertambah dari kiri ke kanan.
- Kecuali unsur alkali tanah dan gas mulia, semua unsur golongan utama mempunyai afinitas elektron bertanda negatif. Afinitas elektron terbesar dimiliki oleh golongan halogen.
e. Sifat Logam
Secara kimia, sifat logam dikaitkan
dengan keelektronegatifan, yaitu kecenderungan melepas elektron membentuk ion
positif. Jadi, sifat logam tergantung pada energi ionisasi. Ditinjau dari
konfigurasi elektron, unsur-unsur logam cenderung melepaskan elektron (memiliki
energi ionisasi yang kecil), sedangkan unsur-unsur bukan logam cenderung
menangkap elektron (memiliki keelektronegatifan yang besar).
Sesuai dengan kecenderungan energi
ionisasi dan keelektronegatifan, maka sifat logam-nonlogam dalam periodik unsur
adalah:
- Dari kiri ke kanan dalam satu periode, sifat logam berkurang, sedangkan sifat nonlogam bertambah.
- Dari atas ke bawah dalam satu golongan, sifat logam bertambah, sedangkan sifat nonlogam berkurang.
Jadi, unsur-unsur logam terletak pada
bagian kiri-bawah sistem periodik unsur, sedangkan unsur-unsur nonlogam
terletak pada bagian kanan-atas. Batas logam dan nonlogam pada sistem periodik
sering digambarkan dengan tangga diagonal bergaris tebal, sehingga unsur-unsur di
sekitar daerah perbatasan antara logam dan nonlogam itu mempunyai sifat logam
sekaligus sifat nonlogam. Unsur-unsur itu disebut unsur metaloid. Contohnya
adalah boron dan silikon.
f. Titik Leleh dan Titik Didih
Dalam satu periode, titik cair dan
titik didih naik dari kiri ke kanan sampai golongan IVA, kemudian turun
drastis. Titik cair dan titik didih terendah dimiliki oleh unsur golongan
VIIIA.
Dalam satu golongan, ternyata ada dua
jenis kecenderungan: unsur-unsur golongan IA – IVA, titik cair dan titik didih
makin rendah dari atas ke bawah; unsur-unsur golongan VA – VIIIA, titik cair
dan titik didihnya makin tinggi.
Inilah postingan kita kali ini
mengenai Sifat Periodik Unsur,
semoga bermanfaat bagi sobat sekalian. J
Post a comment
2 Comments
hohoho...jadi keinget jaman SMA...pelajaran kimia termasuk pelajaran favorit :)
ReplyDeleteIya gan, Kimia Salah satu ilmu yang sangat menarik, walaupun sedikit susah :D
Delete