Perkembangan sistem periodik

1. Triade Dobereiner
Pada tahun 1829, Johan Wolfgang Dobereiner mempelajari sifat-sifat beberapa unsur yang sudah diketahui pada saat itu. Dobereiner melihat adanya kemiripan sifat di antara beberapa unsur, lalu mengelompokkan unsur-unsur tersebut menurut kemiripan sifatnya. Ternyata tiap kelompok terdiri dari tiga unsur sehingga disebut triade. Apabila unsur-unsur dalam satu triade disusun berdasarkan kesamaan sifatnya dan diurutkan massa atomnya, maka unsur kedua merupakan rata-rata dari sifat dan massaatom dari unsur pertama dan ketiga.

2. Teori Oktaf Newland
Pada tahun 1864, John Alexander Reina Newland menyusun daftar unsur yang jumlahnya lebih banyak. Susunan Newland menunjukkan bahwa apabila unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya, maka unsur pertama mempunyai kemiripan sifat dengan unsur kedelapan, unsur kedua sifatnya mirip dengan unsur kesembilan, dan seterusnya. Penemuan Newland ini dinyatakan sebagai Hukum Oktaf Newland.

Pada saat daftar Oktaf Newland disusun, unsur-unsur gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn) belum ditemukan. Gas Mulia ditemukan oleh Rayleigh dan Ramsay pada tahun 1894. Unsur gas mulia yang pertama ditemukan ialah gas argon. Hukum Oktaf Newland hanya berlaku untuk unsur-unsur dengan massa atom yang rendah.

3. Sistem Periodik Mendeleev
Pada tahun 1869, tabel sistem periodik mulai disusun. Tabel sistem periodik ini merupakan hasil karya dua ilmuwan, Dmitri Ivanovich Mendeleev dari Rusia dan Julius Lothar Meyer dari Jerman. Mereka berkarya secara terpisah dan menghasilkan tabel yang serupa pada waktu yang hampir bersamaan. Mendeleev menyajikan hasil kerjanya pada Himpunan Kimia Rusia pada awal tahun 1869, dan tabel periodik Meyer baru muncul pada bulan Desember 1869.

Mendeleev yang pertama kali mengemukakan tabel sistem periodik, maka ia dianggap sebagai penemu tabel sistem periodik yang sering disebut juga sebagai sistem periodik unsur pendek. Sistem periodik Mendeleev disusun berdasarkan kenaikan massa atom dan kemiripan sifat. Sistem periodik Mendeleev pertama kali diterbitkan dalam jurnal ilmiah Annalen der Chemie pada tahun 1871.

Hal penting yang terdapat dalam sistem periodik Mendeleev antara lain sebagai berikut:
a. dua unsur yang berdekatan, massa atom relatifnya mempunyai selisih paling kurang dua atau satu satuan;
b. terdapat kotak kosong untuk unsur yang belum ditemukan, seperti 44, 68, 72, dan 100;
c. dapat meramalkan sifat unsur yang belum dikenal seperti ekasilikon;
d. dapat mengoreksi kesalahan pengukuran massa atom relatif beberapa unsur, contohnya Cr = 52,0 bukan 43,3.

a. 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.
3) Dapat meramalkan sifat unsur yang belum ditemukan pada saat itu dan telah mempunyai tempat yang kosong.

b. Kekurangan sistem periodik Mendeleev
1) Panjang periode tidak sama dan sebabnya tidak dijelaskan.
2) Beberapa unsur tidak disusun berdasarkan kenaikanmassa atomnya, contoh : Te (128) sebelum I (127).
3) Selisih massa unsur yang berurutan tidak selalu 2, tetapi berkisar antara 1 dan 4 sehingga sukar meramalkanmassa unsur yang belum diketahui secara tepat.
4) Valensi unsur yang lebih dari satu sulit diramalkan dari golongannya.
5) Anomali (penyimpangan) unsur hidrogen dari unsur yang lain tidak dijelaskan.

4. Sistem Periodik Modern
Pada tahun 1914, Henry G. J. Moseley menemukan bahwa urutan unsur dalam tabel periodik sesuai dengan kenaikan nomor atom unsur. 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.

Penjelasan tabel periodik

Sistem periodik modern dikenal juga sebagai sistem periodik bentuk panjang, disusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Dalam sistem periodik modern terdapat lajur mendatar yang disebut periode dan lajur tegak yang disebut golongan.

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 dan diletakkan pada bagian bawah
• 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 dan diletakkan pada bagian bawah.

Jumlah golongan dalam sistem periodik ada 8 dan ditandai dengan angka Romawi. Ada dua golongan besar, yaitu golongan A (golongan utama) dan golongan B (golongan transisi). Golongan B terletak antara golongan IIA dan golongan IIIA.

Nama-nama golongan pada unsur golongan A
• Golongan IA disebut golongan alkali
• Golongan IIA disebut golongan alkali tanah
• Golongan IIIA disebut golonga boron
• Golongan IVA disebut golongan karbon
• Golongan VA disebut golongan nitrogen
• Golongan VIA disebut golongan oksigen
• Golongan VIIA disebut golongan halogen
• Golongan VIIIA disebut golongan gas mulia

Pada periode 6 golongan IIIB terdapat 14 unsur yang sangat mirip sifatnya, yaitu unsur-unsur lantanida. Pada periode 7 juga berlaku hal yang sama dan disebut unsur-unsur aktinida. Kedua seri unsur ini disebut unsur-unsur transisi dalam.

Unsur-unsur lantanida dan aktinida termasuk golongan IIIB, dimasukkan dalam satu golongan karena mempunyai sifat yang sangat mirip. 

Ikatan Ion = Elektrovalen = Heteropolar

Ikatan ion biasanya terjadi antara atom-atom yang mudah melepaskan elektron (logam-logam golongan utama) dengan atom-atom yang mudah menerima elektron (terutama golongan VIA den VIIA). Makin besar perbedaan elektronegativitas antara atom-atom yang membentuk ikatan, maka ikatan yang terbentuk makin bersifat ionik.

PADA UMUMNYA UNSUR-UNSUR YANG MUDAH MEMBENTUK IKATAN ION ADALAH

- IA « VIIA atau VIA
- IIA « VIIA atau VIA
- Unsur transisi « VIIA atau VIA

Contoh:

Na --> Na + e ^- 
1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ¹ 1s ² 2s ² 2p ⁶ (konfigurasi Ne)

Atom Cl (VIIA) mudah menerima elektron sehingga elektron yang dilepaskan oleh atom Na akan ditangkap oleh atom Cl.

Cl + e ^- --> Cl ^- 
1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁵ 1s ² 2s ² 2p ⁶ 3s ² 3p ⁶ (konfigurasi Ar)

Antara ion-ion Na ⁺ dan Cl ^- terjadi gaya tarik menarik elektrostatik, sehingga membentuk senyawa ion Na ⁺ Cl ^- .

Contoh lain : CaCl ₂, MgBr ₂, BaO, FeS dan sebagainya.

SIFAT-SIFAT SENYAWA IONIK ANTARA LAIN 

a. bersifat polar
b. larutannya dalam air menghantarkan arus listrik
c. titik lelehnya tinggi
d. lelehannya menghantarkan arus listrik
e. larut dalam pelarut-pelarut polar

Ikatan Kovalen = Homopolar

Ikatan kovalen terjadi karena adanya pemakaian bersama elektron dari atom-atom yang membentuk ikatan. Pada umumnya ikatan kovalen terjadi antara atom-atom bukan logam yang mempunyai perbedaan elektronegativitas rendah atau nol. Seperti misalnya : H ₂, CH ₄, Cl ₂, N ₂, C ₆ H ₆, HCl dan sebagainya.

IKATAN KOVALEN TERBAGI ATAS

1. IKATAN KOVALEN POLAR

om-atom pembentuknya mempunyai gaya tarik yang tidak sama terhadap pasangan elektron
persekutuannya. Hal ini terjadi karena beda keelektronegatifan kedua atomnya. Elektron persekutuan akan
bergeser ke arah atom yang lebih elektronegatif akibatnya terjadi pemisahan kutub positif dan negatif.

Dalam senyawa HCl ini, Cl mempunyai keelektronegatifan yang lebih besar dari H. sehingga pasangan elektron lebih tertarik ke arah Cl, akibatnya H relatif lebih elektropositif sedangkan Cl relatif menjadi elektronegatif.

Pemisahan muatan ini menjadikan molekul itu bersifat polar dan memiliki "momen dipol" sebesar:

T = n . l

dimana :

T = momen dipol
n = kelebihan muatan pada masing-masing atom
l = jarak antara kedua inti atom

2. IKATAN KOVALEN NON POLAR

Titik muatan negatif elektron persekutuan berhimpit, sehingga pada molekul pembentukuya tidak terjadi momen dipol, dengan perkataan lain bahwa elektron persekutuan mendapat gaya tarik yang sama.

Contoh:

k edua atom H mempunyai harga keelektronegatifan yang sama.

Karena arah tarikan simetris, maka titik muatan negatif elektron persekutuan berhimpit.

Contoh lain adalah senyawa CO ₂, O ₂, Br ₂ dan lain-lain

tatanama senyawa kimia

Tata Nama Senyawa Sederhana 

1). Tata Nama Senyawa Molekul ( Kovalen ) Biner. 

Senyawa biner adalah senyawa yang hanya terdiri dari dua jenis unsur.

Contoh : air (H ₂ O), amonia (NH ₃ )

a). Rumus Senyawa

Unsur yang terdapat lebih dahulu dalam urutan berikut, ditulis di depan.

B-Si-C-Sb-As-P-N-H-Te-Se-S-I -Br-Cl-O-F 
Contoh : ………(lengkapi sendiri) 

b). Nama Senyawa

Nama senyawa biner dari dua jenis unsur non logam adalah rangkaian nama kedua jenis unsur tersebut dengan akhiran –ida (ditambahkan pada unsur yang kedua).

Contoh : ………(lengkapi sendiri) 
Catatan : 

Jika pasangan unsur yang bersenyawa membentuk lebih dari sejenis senyawa, maka senyawa-senyawa yang terbentuk dibedakan dengan menyebutkan angka indeks dalam bahasa Yunani.

1 = mono 2 = di 3 = tri 4 = tetra

5 = penta 6 = heksa 7 = hepta 8 = okta

9 = nona 10 = deka

Angka indeks satu tidak perlu disebutkan, kecuali untuk nama senyawa karbon monoksida.

Contoh : ……….(lengkapi sendiri)

c). Senyawa yang sudah umum dikenal, tidak perlu mengikuti aturan di atas.

Contoh : ………(lengkapi sendiri) 

2). Tata Nama Senyawa Ion.

Kation = ion bermuatan positif (ion logam)

Anion = ion bermuatan negatif (ion non logam atau ion poliatom)

a). Rumus Senyawa

Unsur logam ditulis di depan.

Contoh : ………(lengkapi sendiri)

Rumus senyawa ion ditentukan oleh perbandingan muatan kation dan anionnya.

Kation dan anion diberi indeks sedemikian rupa sehingga senyawa bersifat netral ( jumlahmuatan positif = jumlah muatan negatif).

b). Nama Senyawa

Nama senyawa ion adalah rangkaian nama kation (di depan) dan nama anionnya (di belakang); sedangkan angka indeks tidak disebutkan.

Contoh : ………(lengkapi sendiri) 
Catatan : 

Ø Jika unsur logam mempunyai lebih dari sejenis bilangan oksidasi, maka senyawa-senyawanya dibedakan dengan menuliskan bilangan oksidasinya (ditulis dalam tanda kurung dengan angka Romawi di belakang nama unsur logam itu).

Contoh : ………(lengkapi sendiri)

Ø Berdasarkan cara lama, senyawa dari unsur logam yang mempunyai 2 jenis muatan dibedakan dengan memberi akhiran –o untuk muatan yang lebih rendah dan akhiran – iuntuk muatan yang lebih tinggi.

Contoh : ………(lengkapi sendiri)

Cara ini kurang informatif karena tidak menyatakan bilangan oksidasi unsur logam yang bersangkutan.

3). Tata Nama Senyawa Terner.

Senyawa terner sederhana meliputi : asam, basa dan garam.

Reaksi antara asam dengan basa menghasilkan garam.

a). Tata Nama Asam.

Asam adalah senyawa hidrogen yang di dalam air mempunyai rasa masam.

Rumus asam terdiri atas atom H (di depan, dianggap sebagai ion H ⁺ ) dan suatu anion yang disebut sisa asam .

Catatan : perlu diingat bahwa asam adalah senyawa molekul, bukan senyawa ion.

Nama anion sisa asam = nama asam yang bersangkutan tanpa kata asam.

Contoh : H ₃ PO ₄

Nama asam = asam fosfat

Rumus sisa asam = PO _{4 3-} (fosfat)

b). Tata Nama Basa.

Basa adalah zat yang jika di dalam air dapat menghasilkan ion OH-

Pada umumnya, basa adalah senyawa ion yang terdiri dari kation logam dan anion

Nama basa = nama kationnya yang diikuti kata hidroksida .

Contoh : ………(lengkapi sendiri) 

c). Tata Nama Garam.

Garam adalah senyawa ion yang terdiri dari kation basa dan anion sisa asam .

Rumus dan penamaannya = senyawa ion.

Contoh : ………(lengkapi sendiri) 

4). Tata Nama Senyawa Organik.

Senyawa organik adalah senyawa-senyawa C dengan sifat-sifat tertentu.

Senyawa organik mempunyai tata nama khusus, mempunyai nama lazim atau nama dagang ( nama trivial ).