Manusia cenderung mengelompokkan sesuatu dengan kriteria tertentu agar mudah mengingat, mencari atau memakainya. Begitu pula dengan unsur-unsur kimia,  setiap unsur  memiliki  sifat  kimia  dan sifat fisika  yang  berbeda.  Sejak semula, para ahli kimia telah mengamati bahwa sekelompok unsur tertentu menunjukkan sifat-sifat yang mirip. 

Pada abad kesembilan belas kimiawan menemukan pengulangan periodik yang teratur dalam sifat-sifat fisika dan kimia, sehingga ditemukan suatu sistem yang dikenal dengan istilah sistem periodik unsur atau tabel periodik unsur.

a.  Perkembangan sistem periodik unsur

Pada abad kesembilan belas, ketika para kimiawan masih samar-samar dalam memahami gagasan tentang atom dan molekul, dan belum mengetahui adanya elektron dan proton,  mereka menyusun tabel periodik  dengan menggunakan pengetahuannya tentang massa atom. 

Mereka telah melakukan pengukuran massa atom dari sejumlah unsur dengan teliti. Penyusunan unsur-unsur menurut massa atomnya dalam tabel periodik tampak logis bagi para kimiawan yang berpendapat bahwa perilaku kimia bagaimanapun juga harus berhubungan dengan massa atom.

1)  Sistem Periodik Dobereiner

Johann W Dobereiner, pada tahun 1817 menemukan kelompok tiga unsur yang mempunyai kemiripan sifat yang ada hubungannya dengan massa atom relative. Pada tahun itu, telah dikenal sekitar 40 macam unsur.

2)  Sistem Periodik Newlands

Daftar unsur yang disusun oleh Newlands ini dinamakan dengan Hukum Oktaf Newland. (Achmad, 2001 dan Syukri, 1999). John Newlands menyusun unsur dalam  kelompok  tujuh  unsur  dan  menemukan  hubungan  antara  sifat  unsur dengan massa atom relatifnya, yaitu:

“Jika unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya, maka pada unsur kedelapan sifatnya mirip dengan unsur yang pertama, dan unsur yang kesembilan dengan unsur yang kedua, dan seterusnya” (Syukri, 1999). 

Tabel   Penggolongan Unsur Menurut Hukum Oktaf Newlands

I	II	III	IV	V	VI	VII
Li 6,94	Be 9,01	B 10,9	C 12	N 14	O 16	F 19
Na 23	Mg 24,3	Al 27	Si 28,1	P 31	S 32,1	Cl 35,5
K 39,1	Ca 40,1	Ti 47,9	Cr 52,0	Mn 54,9	Fe 55,9	Dst

(Achmad, 2001)

3)  Sistem Periodik Mendeleev

Dalam waktu tiga tahun setelah Newlands mengumumkan “Hukum Oktaf” Lothar Meyer dan Dimitri Ivanovich Mendeleev bekerja di tempat terpisah menemukan hubungan yang lebih terperinci antara massa atom relatif dan sifat unsur. Tabel menunjukkan bahwa unsur-unsur yang sifatnya mirip, terletak di tempat tertentu dalam setiap bagian tabel yang mirip bentuknya.

Sistem perioduk Mendeleev memiliki beberapa kelebihan, yaitu Sifat kimia dan fisika unsur dalam satu golongan mirip dan berubah secara teratur, Kemiripan sifat ini dikenal sebagai hubungan diagonal, Valensi tertinggi suatu unsur sama dengan   nomor golongannya, Dapat meramalkan sifat unsur yang belum ditemukan waktu itu dan telah mempunyai tempat yang kosong, Perubahan sifat yang mendadak dari unsur halogen yang sangat elektronegatif ke unsur alkali yang sangat elektropositif menunjukkan adanya sekelompok unsur yang tidak bersifat elektronegatif maupun elektropositif, dan Daftar ini tidak mengalami perubahan setelah ditemukan unsur-unsur gas mulia He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn diantara tahun 1890-1900.

4)  Sistem Periodik Modern

Sistem periodik modern (disebut juga sistem periodik panjang) disusun berdasarkan  konfigurasi  elektron  unsur.   Letak   unsur  dalam   sistem   ini ditentukan  oleh  orbital  yang  terisi  paling  akhir.  Sistem  periodik  terdiri  atas periode   (baris/row, horizontal) dan golongan (kolom vertikal). 

Dalam sistem periodik, tiap unsur terletak pada kotak tertentu sehingga ada kelompok yang mempunyai kemiripan sifat. Kemiripan itu terdapat dalam arah vertikal, horizontal dan diagonal. (Syukri,1999 & Jespersen, et al., 2012). 

Untuk lebih memahami perkembangan unsur, silahkan dilihat, dipelajari dan dipahami video perkembangan sistem periodic lengkap pada link: https://www.youtube.com/watch?v=SpsHNCXgVao

Gambar Tabel Periodik Modern (Jespersen et.al., 2012:73 dan M. E. Wieser)

b.  Penggolongan periodik unsur

Dalam tabel periodik modern, periode dan golongan ditandai dengan angka biasa atau arab. Sistem penomoran yang selama ini dipakai di Amerika Serikat hamper sama dengan sistem Mendeleev, setiap golongan menggunakan angka Romawi dan huruf A atau B. (Brady, at.al., 2009).

Unsur-unsur di kolom yang lebih panjang (golongan A) dikenal sebagai unsur representatif atau unsur golongan utama. Yang termasuk dalam golongan B di tengah tabel disebut unsur transisi. Unsur dalam dua baris panjang di bawah badan utama tabel adalah unsur transisi bagian dalam, dan setiap baris diberi nama setelah unsur yang mengikuti di bagian utama tabel. 

Dengan demikian, unsur 58–71 disebut unsur lantanida karena mereka mengikuti lantanum (Z =57), dan unsur 90-103 disebut unsur aktinida karena mereka mengikuti actinium (Z = 89). Beberapa golongan telah memperoleh nama umum. Misalnya, kecuali untuk hidrogen, unsur-unsur Golongan 1A adalah logam. Mereka membentuk senyawa dengan oksigen yang larut dalam air untuk memberikan solusi yang sangat basa, atau kaustik. Akibatnya, mereka disebut logam alkali atau hanya alkali. Unsur-unsur Golongan 2A juga merupakan logam. 

Senyawa oksigennya juga bersifat basa, tetapi banyak senyawa dari unsur Golongan 2A yang tidak dapat  larut  dalam  air  dan  ditemukan  dalam  endapan  di  tanah.  Karena  sifat mereka dan di mana mereka terjadi di alam, unsur-unsur Golongan 2A dikenal sebagai logam alkali tanah.

Golongan  8A,  disebut  gas  mulia,  dulu  disebut  gas  inert  sampai  diketahui bahwa anggota yang lebih berat dari golongan tersebut menunjukkan tingkat reaktivitas kimia yang kecil. Istilah mulia digunakan ketika ahli ingin menyarankan tingkat reaktivitas kimia yang sangat terbatas. Emas, misalnya, sering disebut sebagai logam mulia karena sangat sedikit bahan kimia yang mampu bereaksi dengannya. Akhirnya, unsur-unsur Golongan 7A disebut halogen, berasal dari kata Yunani yang berarti "laut" atau "garam." Klorin (Cl), misalnya, ditemukan dalam garam meja yang dikenal, suatu senyawa yang bertanggung jawab besar dalam rasa air laut yang asin. Golongan lain dari unsur perwakilan memiliki nama yang jarang digunakan, dan kami akan menamai golongan tersebut berdasarkan unsur pertama dalam keluarga. Misalnya, golongan 5A adalah kelompok nitrogen.

Tabel   Nama Beberapa Golongan dalam Tabel Periodik

Golongan	Nama	Unsur
1A/1	Logam Alkali	Li,Na, K, Rb,Cs, Fr
2A/2	Logam Alkali Tanah	Be, Mg,Ca, Sr, Ba, Ra
6A/16	Chalcogens	O, S, Se, Te, Po
7A/17	Halogen	F, Cl, Br, I, At
8A/18	Gas Mulia	He, Ne,Ar, Kr,Xe, Rn

(Brown, at. al., 2012; 51)

Untuk lebih memahami materi ini, silahkan lihat dan pahami video penggolongan periodikunsur lengkap pada link https://www.youtube.com/watch?v=C61fAcPXxCU. 

c.  Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Sistem Periodik Unsur

Dalam  tabel modern,  unsur-unsur  terdaftar  dalam  urutan  peningkatan  nomor atom daripada peningkatan massa relatif. Tabel periodik modern juga mengandung lebih banyak unsur daripada tabel asli Mendeleev karena banyak lagi yang telah ditemukan sejak zamannya. 

Hukum periodik Mendeleev didasarkan pada observasi. Unsur-unsur dalam tabel periodik dapat secara luas diklasifikasikan sebagai logam, bukan logam, dan metaloid. Logam menempati sisi kiri tabel periodik dan memiliki sifat serupa: yaitu konduktor panas dan listrik yang baik; dapat ditumbuk menjadi lembaran datar (kelenturan); bisa ditarik ke dalam kabel (daktilitas); sering mengkilap; dan cenderung kehilangan elektron ketika mengalami perubahan kimia. Contoh logam yang baik adalah besi, magnesium, kromium, dan natrium. Bukan logam menempati sisi kanan tabel periodik (Syukri, 1999, Jespersen, et al., 2012, & Chang, 2011).

Kedudukan dan jumlah elektron dalam masing-masing tingkat disebut konfigurasi elektron.  Penulisan konfigurasi elektron  harus sesuai  dengan  aturan Aufbau, larangan  Pauli  dan  aturan  Hund.  Untuk  itu  pelajari  kembali  ketiga  aturan penulisan konfigurasi elektron ini pada modul 1, kegiatan belajar 1 (M1KB1) sebelumnya.

Bagaimana  caranya  menentukan  letak  suatu  unsur  dalam  sistem  periodik? Melalui konfigurasi elektron, Anda dapat menentukan terletak pada golongan dan periode berapa suatu unsur. Salah satunya berdasarkan konfigurasi  elektron yang mengikuti aturan Aufbau yaitu cara s, p, d, dan f. Konfigurasi elektron menggambarkan sebaran/susunan elektron dalam suatu atom. Konfigurasi elektron dapat dituliskan berdasarkan nomor atom unsur yang diketahui.

Kemungkinan daerah ditemukannya elektron dalam suatu atom disebut orbital. Tingkat energi orbital atom terdiri dari s, p, d, dan f. Orbital s maksimal diisi oleh 2 elektron, orbital p diisi oleh 6 elektron, orbital d diisi oleh 10 elektron, dan orbital f diisi oleh 14 elektron. Orbital p akan mempunyai tiga arah orbital yaitu px, py, dan pz. orbital d mempunyai 5 arah orbital yaitu dxy, dxz, dyz, dx2 2, dan dz2 yang masing-masing  berisi  2  elektron.  Sementara  itu  orbital  f  mempunyai  7  arah orbital. Amatilah Gambar 

Gambar Orbital ersen, et al., 2012)

Gambar Orbital dxy, dxz, dyz, dx2 y2, dan dz2 (Jespersen, et. al., 2012 dan Chang, 2011)

Dari Gambar  dapat dilihat bahwa elektron tidak hanya berada pada suatu orbit, tetapi pada suatu daerah atau ruang dengan arah orbital tertentu. Untuk pengisian elektron dalam suatu atom. Coba perhatikan kembali urutan konfigurasi elektron berdasarkan aturan Aufbau.

Berdasarkan  aturan  Aufbau,  dapat  dibuatkan  konfigurasi  elektron  dari  suatu atom. Subkulit atom terdiri dari subkulit s, p, d, dan f. Subkulit s maksimal diisi oleh 2 elektron, subkulit p diisi oleh 6 elektron, subkulit d diisi oleh 10 elektron, dan subkulit f diisi oleh 14 elektron (Chang, 2011) .

Coba Anda perhatikan Gambar ! 

Gambar  Konfigurasi Elektron Unsur-unsur pada Keadaan Dasar

(Sumber: Chang,2010)

Gambar menunjukkan tabel periodik unsur-unsur bersama dengan konfigurasi elektronnya dalam keadaan dasar. Diawali dengan hidrogen, kita lihat bahwa subkulit terisi sesuai urutan yang ditunjukkan. Menurut jenis subkulit yang terisi, unsur-unsur dapat dibagi menjadi beberapa golongan unsur utama, gas mulia, unsur transisi (logam transisi), lantanida, dan aktinida. 

unsur-unsur utama (representative unsurts) adalah unsur-unsur dalam golongan IA  hingga VIIA, yang semuanya memiliki subkulit  s  atau  p  dengan  bilangan kuantum utama tertinggi yang belum terisi penuh. Dengan pengecualian pada helium, suluruh unsur-unsur golongan VIIIA, gas mulia (noble gas) mempunya subkulit p yang terisi penuh dengan konfigurasi elektronnya adalah 1s2  untuk helium dan ns2  ns6  untuk gas mulia yang lain dan n adalah bilangan kuatum utama untuk kulit terluar. 

Logam transisi adalah unsur-unsur dalam golongan 1B dan 3B hingga 8B, yang mempunyai subkulit d yang tidak terisi penuh atau mudah menghasilkan kation dengan subkulit d yang tak terisi penuh. Logam- logam ini kadang-kadang disebut dengan unsur-unsur transisi blok-d). Unsur- unsur golongan IIB adalah Zn, Cd dan Hg yang bukan merupakan unsur utama maupun unsur transisi. Lantanida dan aktinida biasa disebut unsur transisi blok-f karena kedua golongan ini memiliki sub kulit f yang tidak terisi penuh (Chang, 2011).

Pola yang jelas akan muncul ketika Anda mengkaji konfigurasi elektron unsur- unsur dalam golongan tertentu. Konfigurasi elektron untuk unsur-unsur golongan IA dan IIA ditunjukkan dalam Tabel 

Tabel   Konfigurasi Elektron Unsur-unsur Golongan IA dan Golongan IIA

Golongan IA	Golongan IIA
Li [He] 2s1	Be [He] 2s2
Na [Ne] 3s1	Mg [Ne] 3s2
K [Ar] 4s1	Ca [Ar] 4s2
Rb [Kr] 5s1	Sr [Kr] 5s2
Cs [Xe] 6s1	Ba [Xe] 6s2
Fr [Rn] 7s1	Ra [Rn] 7s2

(Jespersen, et al., 2012 dan Petrucci, at. al., 2017)

Dari Tabel 1.3 dapat dilihat bahwa semua unsur golongan IA yaitu logam alkali memiliki konfigurasi elektron terluar yang mirip, masing-masing memiliki inti gas mulia dan konfigurasi ns1  untuk elektron terluarnya. Demikian pula golongan IIA yaitu logam alkali tanah juga mempunyai inti gas mulia dan konfigurasi elektron terluar ns2. Elektron terluar suatu atom yang terlibat dalam ikatan kimia disebut elektron valensi (valence electron). 

Jumlah elektron valensi yang sama menentukan kemiripan sifat kimia diantara unsur-unsur setiap golongan. Hal ini juga   berlaku   untuk   halogen   (unsur-unsur   golongan   VIIA),   yang   memiliki konfigurasi elektron terluar ns2np5 dan menunjukkan sifat-sifat yang sangat mirip. Kita harus berhati-hati dalam meramalkan sifat-sifat golongan IIIA sampai VI A. Sebagai contoh, unsur-unsur dalam golongan IVA memiliki konfigurasi elektron terluar yang sama ns2np4, tetapi terdapat lebih banyak keragaman dalam sifat- sifat kimia diantara unsur-unsur berikut ini: karbon adalah non logam, silikon dan germanium adalah metaloid, serta timah dan timbal adalah logam. Penggolongan sifat-sifat unsur dapat dilihat pada Gambar berikut. 

Dalam satu golongan, unsur-unsur gas mulia memiliki sifat yang sama, kecuali Kripton dan Xenon karena unsur ini secara kimia bersifat inert. Hal ini disebabkan karena subkulit terluar dari unsur ini terisi penuh (ns2np6) yaitu suatu keadaan yang menggambarkan kestabilan tinggi. 

Walaupun konfigurasi elektron terluar logam transisi tidak selalu sama dalam satu golongan dan tidak ada pola yang teratur  dalam  perubahan  konfigurasi  elektron  dari  satu  logam  ke  logam  lain dalam periode yang sama, seluruh logam transisi memiliki ciri-ciri tertentu yang membedakannya dari unsur-unsur lainnya. Hal ini karena seluruh logam-logam ini  memiliki  subkulit  d  yang  tidak  terisi  penuh.  Demikian  pula  unsur-unsur lantanida dan aktinida menyerupai satu sama lain dalam deretnya karena mempunyai subkulit f  yang tidak terisi penuh.

Sumber

Modul Pendidikan Profesi Guru, Modul 1. Struktur Atom   dan Sistem Periodik, Penulis : Dr. Yerimadesi, S.Pd., M.Si.

Modul  Pengembangan Keprofesian Berkelanjutan,  Kelompok  Kompetensi  A  : Struktur Atom dan Tabel Periodik, Penulis : Dr. Poppy Kamalia Devi, M.Pd.

Baca Juga

Bagikan Artikel