BAB 2

STRUKTUR ATOM

Struktur atom merupakan satuan dasar materi yang terdiri dari inti atom beserta awan elektron bermuatan negatif yang mengelilinginya.Inti atom mengandung campuran proton yang bermuatan positif dan neutron yang bermuatan netral (terkecuali pada Hidrogen-1 yang tidak memiliki neutron). Elektron-elektron pada sebuah atom terikat pada inti atom oleh gaya elektromagnetik.

Demikian pula sekumpulan atom dapat berikatan satu sama lainnya membentuk sebuah molekul. Atom yang mengandung jumlah proton dan elektron yang sama bersifat netral, sedangkan yang mengandung jumlah proton dan elektron yang berbeda bersifat positif atau negatif dan merupakan ion. Atom dikelompokkan berdasarkan j pada inti atom tersebut. Jumlah proton dan neutron, jumlah proton pada atom menentukan unsur kimia atom tersebut, dan jumlah neutron menentukan isotop unsur tersebut.

Istilah atom berasal dari Bahasa Yunani, yang berarti tidak dapat dipotong ataupun sesuatu yang tidak dapat dibagi-bagi lagi. Konsep atom sebagai komponen yang tak dapat dibagi-bagi lagi pertama kali diajukan oleh para filsuf India dan Yunani. Pada abad ke-17 dan ke-18, para kimiawan meletakkan dasar-dasar pemikiran ini dengan menunjukkan bahwa zat-zat tertentu tidak dapat dibagi-bagi lebih jauh lagi menggunakan metode-metode kimia. Selama akhir abad ke-19 dan awal abad ke-20, para fisikawan berhasil menemukan struktur dan komponen-komponen subatom di dalam atom, membuktikan bahwa 'atom' tidaklah tak dapat dibagi-bagi lagi. Prinsip-prinsip mekanika kuantum yang digunakan para fisikawan kemudian berhasil memodelkan atom. 

Relatif terhadap pengamatan sehari-hari, atom merupakan objek yang sangat kecil dengan massa yang sama kecilnya pula. Atom hanya dapat dipantau menggunakan peralatan khusus seperti mikroskop penerowongan payaran. Lebih dari 99,9% massa atom berpusat pada inti atom, dengan proton dan neutron yang bermassa hampir sama. Setiap unsur paling tidak memiliki satu isotop dengan inti yang tidak stabil yang dapat mengalami peluruhan radioaktif. Hal ini dapat mengakibatkan transmutasi yang mengubah jumlah proton dan neutron pada inti. Elektron yang terikat pada atom mengandung sejumlah aras energi, ataupun orbital, yang stabil dan dapat mengalami transisi di antara aras tersebut dengan menyerap ataupun memancarkan foton yang sesuai dengan perbedaan energi antara aras. Elektron pada atom menentukan sifat-sifat kimiawi sebuah unsur dan memengaruhi sifat-sifat magnetis atom tersebut

.

Daftar isi

1 Perkembangan Model Atom

2 Macam-macam Model Atom

3 1. Model Atom John Dalton

4 2. Model Atom J.J. Thomson

5 3. Model Atom Rutherford

6 4. Model Atom Niels Bohr

7. Referensi

Perkembangan Model Atom

Seorang filsuf Yunani yang bernama Democritus berpendapat bahwa jika suatu benda dibelah terus menerus, maka pada saat tertentu akan didapat akan didapat bagian yang tidak dapat dibelah lagi. Bagian seperti ini oleh Democritus disebut atom. Istilah atom berasal dari bahasa yunani “a” yang artinya tidak, sedangkan “tomos” yang artinya dibagi. Jadi, atom artinya tidak dapat dibagi lagi. Pengertian ini kemudian disempurnakan menjadi, atom adalah bagian terkecil dari suatu unsur yang tidak dapat dibelah lagi namun namun masih memiliki sifat kimia dan sifat fisika benda asalnya.

Atom dilambangkan dengan ZXA, dimana A = nomor massa (menunjukkan massa atom, merupakan jumlah proton dan neutron), Z = nomor atom (menunjukkan jumlah elektron atau proton). Proton bermuatan positif, neutron tidak bermuatan (netral), dan elektron bermuatan negatif. Massa proton = massa neutron = 1.800 kali massa elektron. Atom-atom yang memiliki nomor atom sama dan nomor massa berbeda disebut isotop, atom-atom yang memiliki nomor massa sama dan nomor atom berbeda dinamakan isobar, atom-atom yang memiliiki jumlah neutron yang sama dinamakan isoton.

Macam-macam Model Atom

Dalton mengatakan bahwa atom atom seperti bola pejal atau bola tolak peluru JJ.Thomson mengatakan bahwa atomm seperti roti kismis E.Rutherford mengemukakan atom seperti tata surya.

1.    Model Atom John Dalton

Pada tahun 1808, John Dalton yang merupakan seorang guru di Inggris, melakukan perenungan tentang atom. Hasil perenungan Dalton menyempurnakan teori atom Democritus. Bayangan Dalton dan Democritus adalah bahwa atom berbentuk pejal. Dalam renungannya Dalton mengemukakan postulatnya tentang atom :

1.    Setiap unsur terdiri dari partikel yang sangat kecil yang dinamakan dengan atom

2.   Atom dari unsur yang sama memiliiki sifat yang sama

3.   Atom dari unsur berbeda memiliki sifat yang berbeda pula

4.   Atom dari suatu unsur tidak dapat diubah menjadi atom unsur lain dengan reaksi kimia, atom tidak dapat dimusnahkan dan atom juga tidak dapat dihancurkan

5.   Atom-atom dapat bergabung membentuk gabungan atom yang disebut molekul

6.   Dalam senyawa, perbandingan massa masing-masing unsur adalah tetap

Teori atom Dalton mulai membangkitkan minat terhadap penelitian mengenai model atom. Namun, teori atom Dalton memiliki kekurangan, yaitu tidak dapat menerangkan suatu larutan dapat menghantarkan arus listrik. Bagaimana mungkin bola pejal dapat menghantarkan arus listrik padahal listrik adalah elektron yang bergerak. Berarti ada partikel lain yang dapat menghantarkan arus listrik.

2. Model Atom J.J. Thomson

Kelemahan dari Dalton diperbaiki oleh JJ. Thomson, eksperimen yang dilakukannya tabung sinar kotoda. Hasil eksperimennya menyatakan ada partikel bermuatan negatif dalam atom yang disebut elektron. Suatu bola pejal yang permukaannya dikelilingi elektron dan partikel lain yang bermuatan positif sehingga atom bersifat netral. Gambar atom model Thomson :

Kelemahan model Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut.

3. Model Atom Rutherford

Model atom Rutherford

Rutherford melakukan penelitian tentang hamburan sinar α pada lempeng emas. Hasil pengamatan tersebut dikembangkan dalam hipotesis model atom Rutherford.

a. Sebagian besar dari atom merupakan permukaan kosong.

b. Atom memiliki inti atom bermuatan positif yang merupakan pusat massa atom.

c. Elektron bergerak mengelilingi inti dengan kecepatan yang sangat tinggi.

d. Sebagian besar partikel α lewat tanpa mengalami pembelokkan/hambatan. Sebagian kecil dibelokkan, dan sedikit sekali yang dipantulkan.

Kelemahan Model Atom Rutherford

a. Menurut hukum fisika klasik, elektron yang bergerak mengelilingi inti memancarkan energi dalam bentuk gelombang elektromagnetik. Akibatnya, lama-kelamaan elektron itu akan kehabisan energi dan akhirnya menempel pada inti.

b. Model atom rutherford ini belum mampu menjelaskan dimana letak elektron dan cara rotasinya terhadap inti atom.

c. Elektron memancarkan energi ketika bergerak, sehingga energi atom menjadi tidak stabil.

d. Tidak dapat menjelaskan spektrum garis pada atom hidrogen (H).

4. Model Atom Niels Bohr

Model Atom Niels Bohr

Pada tahun 1913, Niels Bohr mengemukakan pendapatnya bahwa elektron bergerak mengelilingi inti atom pada lintasan-lintasan tertentu yang disebut kulit atom. Model atom Bohr merupakan penyempurnaan dari model atom Rutherford.

Kelemahan teori atom Rutherford diperbaiki oleh Neils Bohr dengan postulat bohr :

a. Elektron-elektron yang mengelilingi inti mempunyai lintasan dan energi tertentu.

b. Dalam orbital tertentu, energi elektron adalah tetap. Elektron akan menyerap energi jika berpindah ke orbit yang lebih luar dan akan membebaskan energi jika berpindah ke orbit yang lebih dalam

Kelebihan model atom Bohr

atom terdiri dari beberapa kulit untuk tempat berpindahnya elektron.

Kelemahan model atom Bohr

a. tidak dapat menjelaskan efek Zeeman dan efek Strack.

b. Tidak dapat menerangkan kejadian-kejadian dalam ikatan kimia dengan baik, pengaruh medan magnet terhadap atom-atom, dan spektrum atom yang berelektron lebih banyak.

Referensi

1.     ^ ^a b c d (Indonesia) Siap Uji menghadapi UN-SPMB, penulis : Priyo Kuncoro, Ihsanudin, penerbit : Erlangga.

2.    ^ Model Atom Dalton.

3.    ^ (Indonesia) Kimia, penulis : Ucu Cahyana ; Dede Sukandar ; Rahmat, penerbit : Piranti.

4.    ^ (Indonesia)Model Atom Niels Bohr.

Susunan Atom : Pengertian Nomor Atom dan Nomor Massa

Susunan Atom :

Pengertian Nomor Atom dan Nomor Massa - Henry Gwyn-Jeffreys Moseley (1887 – 1915) pada tahun 1913 menemukan bahwa jumlah muatan positif dalam inti atom merupakan sifat khas masing-masing unsur. Atom-atom dari unsur yang sama memiliki jumlah muatan positif yang sama. Moseley kemudian mengusulkan agar istilah nomor atom diberi lambang Z, untuk menyebutkan jumlah muatan positif dalam inti atom.

1. NOMOR ATOM (Z)

Nomor atom (Z) adalah nomor yang menunjukkan jumlah proton (muatan positif) atau jumlah elektron dalam atom tersebut. Nomor atom ini merupakan ciri khas suatu unsur. Oleh karena atom bersifat netral maka jumlah proton sama dengan jumlah elektronnya, sehingga nomor atom juga menunjukkan jumlah elektron. Elektron inilah yang nantinya paling menentukan sifat suatu unsur. Nomor atom ditulis agak ke bawah sebelum lambang unsur.
Nomor atom (Z) = jumlah proton = jumlah elektron

Misalnya, unsur oksigen memiliki nomor atom 8 (Z = 8), berarti dalam atom oksigen terdapat 8 proton dan 8 elektron.

2. Nomor Massa (A)

Selain nomor atom, ada juga yang disebut dengan nomor massa yang biasanya diberi lambang A. Massa elektron sangat kecil dan dianggap nol sehingga massa atom ditentukan oleh inti atom yaitu proton dan neutron. Nomor massa ini digunakan untuk menentukan jumlah nukleon dalam atom suatu unsur. Nukleon sendiri adalah partikel penyusun inti atom yang terdiri dari proton dan neutron. 

Nomor massa ditulis agak ke atas sebelum lambang unsur.

Nomor Massa (A) = Jumlah proton (p) + Jumlah neutron (n)

Dalam penulisan atom, nomor massa (A) ditulis di sebelah kiri atas, sedangkan nomor atom (Z) ditulis di sebelah kiri bawah dari lambang unsur.

Keterangan : 

X = lambang unsur

A = nomor massa

Z = nomor atom

Jumlah Neutron = Nomor massa – Nomor atom

Catatan Kimia :

1. Untuk atom netral, jumlah proton sama dengan jumlah elektron.
2. Untuk ion positif, jumlah proton (muatan positif) lebih banyak daripada elektron (muatan negatif).
3. Untuk ion negatif, jumlah elektron (muatan negatif) lebih banyak daripada proton (muatan positif).

Untuk ion (atom bermuatan positif atau negatif) maka notasi ion, jumlah proton, neutron, dan elektron adalah:

Notasi	Ion Positif	Ion Negatif
Jumlah proton (p)	p = Z	p= Z
Jumlah neutron (n)	n = A – Z	n= A – Z
Jumlah elektron (e)	e = p – q	e = p + r

Contoh :

a.    ¹²₆C mempunyai jumlah proton, neutron, dan elektron sebagai berikut.

p = Z = 6

n = A – Z = 12 – 6 = 6

Karena atom netral (tak bermuatan) maka e = p = 6.

b. Pada ion ¹⁹₉F⁻ mempunyai jumlah proton, neutron, dan elektron sebagai berikut.

p = Z = 9

n = A – Z = 19 – 9 = 10

Karena muatan F adalah –1 maka r = 1, sehingga:

e = p + r = 9 + 1 = 10

c. ⁸⁸₃₈Sr²⁺ mempunyai jumlah proton, neutron, dan elektron sebagai berikut.

p = Z = 38

n = A – Z = 88 – 38 = 50

Karena muatan Sr adalah 2+, maka q = 2 sehingga:

e = p – q = 38 – 2 = 36

Referensi :

Utami, B. A. N. Catur Saputro, L. Mahardiani, dan S. Yamtinah, Bakti Mulyani.2009. Kimia : Untuk SMA/MA Kelas X. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 250.

Referensi Lainnya :

[1] Setyawati, A. A. Kimia : Mengkaji Fenomena Alam Untuk Kelas X SMA/MA. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 186.

Sumber : http://perpustakaancyber.blogspot.com/2013/03/susunan-atom-pengertian-nomor-atom-dan-momor-massa.html#ixzz2n9DKVLfr

MASSA ATOM DAN MASSA ATOM RELATIF

Massa atom relatif (Ar) merupakan perbandingan massa atom dengan massa satu atom yang tetap. Standar massa atom yang digunakan adalah massa atom  ¹²C. 

Massa Molekul Relatif (M_r) 

Massa molekul relatif (Mr) merupakan penjumlahan dari massa atom relatif. Jadi, massa molekul relatif dapat dirumuskan sebagai berikut.

KONFIGURASI ELEKTRON

Pengertian dan Definisi Konfigurasi Elektron

 Konfigurasi Elektron adalah susunan elektron-elektron pada sebuah atom. Susunan elektron pada sebuah atom tidak sembarangan tetapi mengikuti pola atau rumus atau kaidah tertentu yang telah di tetapkan oleh para ahli kimia yang khusus mempelajari tentang konfigurasi elektron. Pada Ilmu Kimia, diterapkan tiga aturan dasar atau azas penting yang menjadi dasar penyusunan konfigurasi elektron suatu atom yaitu prinsip Aufbau, kaidah Hund dan larangan Pauli. Masing-masing prinsip ini menjelaskan tentang konfigurasi elektron yang mungkin terjadi pada suatu atom dengan peraturan-peraturan yang mengikat dan harus terpenuhi.

Konfigurasi elektron pertama kali muncul saat Niels Bohr, pada tahun 1923 mengajukan teori bahwa periodisitas pada sifat-sifat unsur kimia dapat dijelaskan oleh struktur elektronik atom yang bersangkutan. Teori ini didasarkan pada model atom Bohr. Pada saat itu, Bohr telah mencetuskan teori konfigurasi elektron yang memang sangat berbeda dengan yang ada sekarang.

Banyak sekali kelemahan yang menyebabkan konfigurasi elektron Bohr tidak di gunakan salahsatunya adalah sistem konfigurasi atom Bohr tidak dapat menjelaskan perubahan spektra atom dalam medan magnet. Sistem konfigurasi elektron Bohr kemudian di kaji ulang oleh Wolfgang Pauli hingga kemudian tercetuslah teori larangan pauli.Seperti halnya partikel elementer lainnya, elektron juga mempunyai sifat-sifat partikel dan gelombang serta harus patuh pada hukum mekanika kuantum. Elektron dapat berpindah dari satu atom ke atom yang lain dengan mengeluarkan energi atau emisi dalam bentuk foton.

Selain berpindah, satu elektron juga bisa di gunakan oleh atom yang berbeda sehingga terbentuk suatu ikatan kimia. Konfigurasi elektron mempunyai notasi yang bersifat universal sehingga bisa di mengerti oleh siapa saja dan dimana saja. Notasi konfigurasi elektron ini berhubungan dengan untaian label orbital atom yang diberi label dengan hurup s, p, d, f, g, h,…. Setiap notasi berisi jumlah atom dan label orbitalnya.

Konfigurasi elektron menggambarkan penyebaran atau susunan elektron dalam atom. Pengisian elektron pada kulit-kulit atom memenuhi aturan-aturan tertentu, yaitu:

a. Jumlah maksimum elektron pada suatu kulit memenuhi rumus 2n2, dengan n = nomor kulit

Kulit K (n = 1) maksimum 2 . 12 = 2 elektron

Kulit L (n = 2) maksimum 2 . 22 = 8 elektron

Kulit M (n = 3) maksimum 2 . 32 = 18 elektron

Kulit N (n = 4) maksimum 2 . 42 = 32 elektron, dan seterusnya.

b. Pengisian elektron pada orbital suatu atom di mulai dari orbital yang paling rendah

s adalah label orbital paling rendah

p adalah label orbital ke dua

d adalah label orbital ke tiga

f adalah label orbital  ke empat, dan seterusnya

c. Jumlah  maksimum elektron pada kulit terluar adalah 8

Contoh Konfigurasi elektron unsur Stronsium (Sr). Sr mempunyai no Atom 38. Maka konfigurasi elektronnya adalah sebagai berikut:

Notasi Konfigurasi elektron Sr (Stronsium) dengan nomor atom 38 adalah sebagai berikut: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d10 4s24p65s2 . Artinya:

1. Kulit pertama (K) berisi 2 elektron pada orbital s

2. Kulit kedua (l) berisi 8 elektron, 2 pada orbital s dan 6 pada orbital p

3. Kulit ketiga (M) berisi 18 elekton, 2 pada orbital s, 6 pada orbital p dan 10 pada orbital d.

4. Kulit keempat berisi 10 elektron, 2 pada orbital s, 6 pada orbital p,

5. Kulit kelima berisi 2 elektron yaitu pada orbital s.

Sumber :  http://www.kamusq.com/2013/06/konfigurasi-elektron-adalah- pengertian.html#sthash.bXbs2NhH.dpuf

Massa Atom Relatif dan Massa Molekul Relatif | Berbagi Ilmu Bersama http://irvanfanorama.blogspot.com/2013/02/massa-atom-relatif-dan-massa-molekul.html#ixzz2n9LS6Vti 
 

SISTEM PERIODIK UNSUR

Sistem periodik memperlihatkan pengelompokkan atau susunan unsur-unsur dengan tujuan mempermudah dalam mempelajari sifat-sifat berbagai unsur yang berubah secara periodik.

Sejarah Perkembangan Sistem Periodik Unsur

Usaha-usaha untuk mengelompokkan unsur-unsur telah dimulai sejak para ahli menemukan semakin banyaknya unsur di alam. Pengelompokkan unsur-unsur ini dimaksudkan agar unsur-unsur tersebut mudah dipelajari. Beberapa ahli mengelompokkan unsur-unsur tersebut berdasarkan penelitian yang dilakukan.

1)      Triade Dobereiner

Pada tahun 1829, Johann Dobereiner mengelompokkan unsure berdasarkan kemiripan sifat ke dalam tiga kelompok yang disebut triade. Dalam triade, sifat unsur kedua merupakan sifat antara unsur pertama dan unsur ketiga

Contohnya   : suatu triade Li-Na-K terdiri dari Lithium (Li), Natrium (Na), Kalium (K) yang mempunyai kemiripan sifat. Dia juga menemukan bahwa massa atom unsur kedua adalah rata-rata massa atom unsur pertama dan unsur ketiga. Tabel pengelompokkan unsur dapat dilihat pada Tabel 1. Contohnya   : massa atom unsur Na adalah rata-rata massa atom unsur Li dan massa atom unsur K.

Contoh triade yang lain adalah triade Ca-Sr-Ba, triade Cl-Br-I.

Tabel 1. Tabel Triade

Litium (Li)	Kalsium (Ca)	Klorin (Cl)	Belerang (S)	Mangan (Mn)
Natrium (Na)	Stronsium (Sr)	Bromin (Br)	Selenium (Se)	Kromium (Cr)
Kalium (K)	Barium (Ba)	Iodin (I)	Telurium (Te)	Besi (Fe)

2)      Hukum Oktaf Newlands

Pada tahun 1865, John Newlands mengklasifikasikan unsur berdasarkan kenaikan massa atomnya. Newlands mengamati ada pengulangan secara teratur keperiodikan sifat unsur. Unsur ke-8 mempunyai sifat mirip dengan unsur ke-1. Begitu juga unsur ke-9 mirip sifatnya dengan unsur ke-2, dan seterusnya. Karena kecenderungan pengulangan selalu terjadi pada sekumpulan 8 unsur (seperti yang telah dijelaskan) maka sistem tersebut disebut Hukum Oktaf.

Tabel 2. Tabel unsur Newlands

No	No	No	No	No	No	No	No
H    1	F       8	Cl   15	Co&Ni  22	Br          29	Pd   36	Te        43	Pt&Ir 50
Li    2	Na     9	K    16	Cu         23	Rb         30	Ag  37	Cs       44	Os     51
Be   3	Mg  10	Ca   17	Zn         24	Sr          31	Cd  38	Ba       45	V     52
B     4	Al    11	Cr   18	Y           25	Ce&La  32	U    39	Ta       46	Tl      53
C     5	Si    12	Ti    19	In          26	Zr          33	Sn   40	W       47	Pb     54
N    6	P      13	Mn  20	As         27	Di&Mo 34	Sb   41	Nb      48	Bi      55
O    7	S      14	Fe   21	Se         28	Ro&Ru 35	I      42	Au      49	Th     56

Kelemahannya adalah Hukum Oktaf Newlands hanya berlaku untuk unsur-unsur dengan massa atom yang rendah.

3)      Sistem Periodik Mendeleev

Sesuai dengan kegemarannya yaitu bermain kartu, ahli kimia dari Rusia, Dimitri Ivanovich Mendeleev (1869) mengumpulkan informasi sebanyak-banyaknya tentang unsur, kemudian ia menulis pada kartu-kartu. Kartu-kartu unsur tersebut disusun berdasarkan kenaikan massa atom dan kemiripan sifat. Kartu-kartu unsur yang sifatnya mirip terletak pada kolom yang sama yang kemudian disebut golongan. Sedangkan pengulangan sifat menghasilkan baris yang disebut periode. Alternatif pengelompokkan unsur-unsur lebih ditekankan pada sifat-sifat unsur tersebut daripada kenaikan massa atom relatifnya, sehingga ada tempat-tempat kosong dalam tabel periodik tersebut. Tempat kosong inilah yang oleh Mendeleev diduga akan diisi oleh unsur-unsur dengan sifat-sifat yang mirip tetapi pada waktu itu unsur tersebut belum ditemukan.

Tabel 3. Tabel Sistem Periodik Mendeleev

Reihen	Group I	Group II	Group III	Group IV	Group V	Group VI	Group VII	Group VII
	-	-	-	RH4	RH3	RH2	RH	-
	R2O	RO	R2O3	RO2	R2O5	RO3	R2H7	RO4
1	H = 1
2	Li =7	Be = 9,4	B = 11	C = 12	N =14	O = 16	F = 19
3	Na = 23	Mg = 24	Al = 27,3	Si = 28	P = 31	S = 32	Cl = 35,5
4	K = 39	Ca = 40	-   = 44	Ti = 48	V = 51	Cr = 52	Mn = 55	Fe = 56, Co =59, Ni = 59, Cu = 63
5	(Cu = 53)	Zn = 65	- = 68	- = 72	As = 75	Se = 78	Br = 80
6	Rb = 85	S = 87	?Yt = 88	Zr = 90	Nb = 94	Mo = 96	-  = 100	Ru = 104, Rh =104,Pd = 106, Ag =108
7	(Ag =108)	Cd = 112	In = 113	Sn = 118	Sb = 122	T = 125	J = 127
8	Cs = 133	Ba = 137	?Di = 138	?Ce = 140	-	-	-	- – - -
9	(-)	-	-	-	-	-	-
10	-	-	?Er= 178	?La = 18-	Ta= 182	W = 184	-	Os = 195, Ir =197, Pt 198, Au = 199
11	(Au =198)	Hg = 200	Tl = 204	Pb = 207	Bi = 208
12	-	-	-	Th = 231	-	U =240	-	- – - -

Kelebihan sistem periodik Mendeleev adalah dapat meramalkan sifat unsur yang belum ditemukan pada saat itu dan telah mempunyai tempat yang kosong, penempatan gas mulia yang baru ditemukan tahun 1890–1900 tidak menyebabkan perubahan susunan sistem periodik Mendeleev, sedangkan kekurangannya yaitu adanya penempatan unsur yang tidak sesuai dengan kenaikan massa atom. Contoh: 127I dan 128Te. Karena sifatnya, Mendeleev terpaksa menempatkan Te lebih dulu daripada I.

4)      Sistem Periodik Modern

Pada tahun 1914, Henry G. Moseley menemukan bahwa urutan unsur-unsur dalam sistem periodik sesuai dengan kenaikan nomor atom unsur. Sistem periodik unsur modern disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Moseley berhasil menemukan kesalahan dalam tabel periodik Mendeleev, yaitu ada unsur yang terbalik letaknya. Penempatan Telurium dan Iodin yang tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatifnya, ternyata sesuai dengan kenaikan nomor atom. Sistem periodik modern bisa dikatakan sebagai penyempurnaan sistem periodik Mendeleev. Tabel Moseley atau yang dikenal dengan istilah Tabel Sistem Periodik Modern dapat dilihat pada Tabel 4.

Tabel 4. Tabel Sistem Periodik Modern

Jumlah periode dalam sistem periodik ada 7 dan diberi tanda dengan angka:

Periode 1 disebut sebagai periode sangat pendek dan berisi 2 unsur.

Periode 2 disebut sebagai periode pendek dan berisi 8 unsur.

Periode 3 disebut sebagai periode pendek dan berisi 8 unsur.

Periode 4 disebut sebagai periode panjang dan berisi 18 unsur.

Periode 5 disebut sebagai periode panjang dan berisi 18 unsur.

Periode 6 disebut sebagai periode sangat panjang dan berisi 32 unsur, pada periode ini terdapat unsur Lantanida yaitu unsur nomor 58 sampai nomor 71.

Periode 7 disebut sebagai periode belum lengkap karena mungkin akan bertambah lagi jumlah unsur yang menempatinya , sampai saat ini berisi 24 unsur.

 Pada periode ini terdapat deretan unsur yang disebut Aktinida, yaitu unsur bernomor 90 sampai nomor 103.

 SISTEM PERIODIK UNSUR

Sistem Periodik Modern

Sistem periodik modern disusun berdasarkan hukum periodik modern yang menyatakan bahwa sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik dari nomor atomya. Artinya, jika unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan nomor atomnya, maka sifat-sifat tertentu akan berulang secara periodik. Itu sebabnya tabel unsur-unsur tersebut dinamai Tabel Periodik.

Periode

Lajur-lajur horizontal dalam sistem periodik disebut periode. Sistem periodik modern terdiri atas 7 periode. Jumlah unsur pada setiap periode sebagai berikut.

Periode	Jumlah Unsur	Nomor Atom
1	2	1-2
2	8	3-10
3	8	11-18
4	18	19-36
5	18	37-54
6	32	55-86
7	32	87-118

Periode 1, 2,3 disebut periode pendek karena berisi relatif sedikit unsur, sedangkan periode 4 dan seterusnya disebut periode panjang.

Golongan

Kolom-kolom vertikal dalam sistem periodik disebut golongan. Penempatan unsur dalam golongan berdasarkan kemiripan sifat. Sistem periodik modern terdiri atas 18 kolom vertikal. Ada dua cara penamaan golongan, yaitu:

·         Sistem 8 golongan. Menurut cara ini, sistem periodik dibagi menjadi 8 golongan yang masing-masing terdiri atas golongan utama (golongan A) dan golongan tambahan (golongan B). Unsur-unsur golongan B disebut juga unsur transisi. Nomor golongan ditulis dengan angka Romawi. Golongan-golongan B terletak antara golongan IIA dan IIIA. Golongan VIIIB terdiri atas 3 kolom vertikal.

·         Sistem 18 Golongan. Menurut cara ini, sistem periodik dibagi kedalam 18 golongan, yaitu golongan 1 sampai dengan 18, dimulai dari kolom paling kiri. Unsur-unsur transisi terletak pada golongan 3-12

Beberapa golongan unsur dalam sistem periodik mempunyai nama khusus, diantaranya:

·         Golongan IA            : logam alkali (kecuali hidrogen)

·         Golongan IIA           : logam alkali tanah

·         Golongan VIIA         : halogen

·         Golongan VIIIA        : gas mulia

Unsur transisi dan transisi dalam

·         Unsur Transisi

Unsur-unsur yang terletak pada golongan-golongan B disebut unsur transisi atau unsur peralihan. Unsur-unsur tersebut merupakan peralihan dari golongan IIA ke golongan IIIA, yaitu unsur-unsur yang dialihkan hingga ditemukan unsur yang mempunyai kemiripan sifat dengan golongan IIIA

·         Unsur transisi dalam

Dua baris unsur yang ditempatkan dibagian bawah Tabel Periodik disebut unsur transisi dalam, yaitu terdiri dari:

·         Lantanida, yang beranggotakan nomor atom 57-70 (14 unsur). Ke-14 unsur ini mempunyai sifat yang mirip dengan lantanium (La), sehingga disebut lantanoid atau lantanida

·         Aktinida, yang beranggotakan nomor atom 89-102 (14 unsur). Ke-14 unsur ini sangat mirip dengan aktinium, sehingga  disebut aktinoida atau aktinida

Semua unsur transisi dalam sebenarnya menempati golongan IIIB, yaitu lantanida pada periode keenam dan aktinida pada periode ketujuh. Jadi, golongan IIIB periode keenam dan periode ke tujuh, masing-masing berisi 15 unsur.

Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Sistem Periodik

Hubungan antara letak unsur dalam sistem periodik dengan konfigurasi elektronnya dapat disimpulkan sebagai berikut.

·         Nomor periode sama dengan jumlah kulit

·         Nomor golongan sama dengan elektron valensi

Berdasarkan hubungan tersebut, maka letak unsur dalam sistem periodik dapat ditentukan berdasarkan konfigurasi elektron.

Sifat-sifat Periodik Unsur

Sifat periodik adalah sifat yang berubah secara beraturan sesuai dengan kenaikan nomor atom, yaitu dari kiri ke kanan dalam satu periode, atau dari atas ke bawah dalam satu golongan.

Jari-jari Atom

Jari-jari atom adalah jarak dari inti hingga kulit elektron terluar. Besar kecilnya jari-jari atom terutama ditentukan oleh dua faktor, yaitu jumlah kulit dan muatan inti.

·         Untuk unsur-unsur segolongan, semakin banyak kulit atom, semakin besar jari-jarinya.

·         Untuk unsur-unsur seperiode, semakin besar muatan inti, maka semakin kuat gaya tarik inti terhadap elektron, sehingga semakin kecil jari-jarinya

Energi Ionisasi

Energi Ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron yang terikat paling lemah oleh suatu atom atau ion dalam wujud gas.

Hubungan energi ionisasi dengan nomor atom.

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

·         dalam satu periode, dari kiri ke kanan, energi ionisasi cenderung bertambah

Besar  kecilnya energi ionisasi bergantung pada besar gaya tarik inti terhadap elektron kulit terluar, yaitu elektron yang akan dilepaskan. Semakin kuat gaya tarik inti, semakin besar energi ionisasi

·         dalam satu golongan, dari atas ke bawah, jari-jari atom bertambah besar, sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin lemah. Oleh karena itu, energi ionisasi berkurang

·         dalam satu periode, dari kiri ke kanan, jari-jari atom berkurang, sehingga gaya tarik inti terhadap elektron semakin kuat. Oleh karena itu energi ionisasi bertambah

Afinitas Elektron

Afinitas elektron adalah besarnya energi yang dihasilkan atau dilepaskan apabila suatu atom menarik sebuah elektron

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

·         Dalam satu periode dari kiri ke kanan, afinitas elektron cenderung bertambah

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

Keelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah kecenderungan suatu atom dalam menarik pasangan elektron yang digunakan bersama dalam membentuk ikatan.

Unsur yang mempunyai energi ionisasi dan afinitas elektron yang besar tentu akan mempunyai keelektronegatifan yang besar pula.

Sifat Logam dan Nonlogam

Sifat logam bergantung pada energi ionisasi. Semakin besar energi ionisasi, semakin sukar bagi atom untuk melepas elektron, dan semakin berkurang sifat logamnya.

Kereaktifan

Kereaktifan suatu unsur begantung pada kecenderungannya melepas atau menarik elektron. Dari kiri ke kanan dalam satu periode, mula-mula kereaktifan menurun kemudian bertambah hingga golongan VIIA.

 Sumber : http://kimlemoet.wordpress.com/2013/08/15/sistem-periodik-unsur-spu/