BAHAN AJAR SISTEM PERIODIK UNSUR 3

Sistem Periodik Unsur 

Tentang Penulis 

Emilia Widia Astuti dilahirkan di Tembung 

Kabupaten Deli Serdang, Sumatera Utara 

pada Tanggal 14 Juli 1994 sebagai anak 

sulung dari 4 bersaudara dari ayah Suhaimi 

dan ibu Siti Jamiah. Lulus di Sekolah 

Dasar Impres No 104204 pada tahun 2006, 

ia melanjutkan ke SMP Negeri 2 Percut Sei 

Tuan lulus pada tahun 2009 dan ke SMA 

Negeri 7 Medan lulus pada tahun 2012. 

Pada tahun 2012 melanjutkan kuliah di 

Universitas Negeri Medan, tepatnya di 

Fakultas Matematika dan Ilmu 

Pengetahuan Alam dengan Progam Studi 

Pendidikan Kimia. 

i


Kata Pengantar 

Puji Syukur penulis panjatkan kepada Tuhan Yang Maha Esa, atas 

segala rahmat dan karunia-Nya, sehingga penyusunan bahan ajar inovatif pada 

pengajaran Sistem Periodik Unsur untuk mahasiswa dapat terselesaikan dengan 

baik. 

Kimia dasar umumnya dianggap lebih sulit daripada sebagian besar 

pelajaran lainnya salah satunya materi Sistem Periodik Unsur. Materi Sistem 

Periodik Unsur mencakup hal-hal yang abstrak dan hafalan sehingga sulit 

dimengerti oleh mahasiswa. Oleh karena itu penulis mengambil langkah untuk 

mengembangkan bahan ajar inovatif. Bahan ajar inovatif ini diitegrasikan 

dengan media seperti animasi dan video praktikum, metode pembelajaran usulan 

dan kegiatan praktikum dengan harapan mahasiswa lebih memahami materi ini. 

Pada kesempatan ini penulis mengucapkan terima kasih kepada Bapak 

Prof. Drs. Manihar Situmorang, M.Sc, Ph.D sebagai dosen pembimbing yang 

telah memberikan kritik dan saran, serta semua pihak yang terkait. Penulis 

berharap semoga bahan ajar ini bermanfaat bagi semua orang. 

Medan, 22 Mei 2016 

Penulis 

ii

iii 

i 


Standar Kompetensi 

Mendeskripsikan perkembangan penyusunan Sistem Periodik Unsur dan menghubungkan 

konfigurasi elektron dengan letak suatu unsur dalam Sistem Periodik Modern. 

Tujuan Pembelajaran 

Setelah membaca bahan ajar ini diharapkan mahasiswa mampu: 

1. Mengetahui perkembangan sistem periodik unsur. 

2. Mengetahui sistem periodik modern. 

3. Mengetahui penggolongan unsur dalam sistem periodik unsur. 

4. Menentukan golongan dalam sistem periodik unsur. 

5. Menentukan periode dalam sistem periodik unsur. 

6. Mengetahui sifat-sifat periodik unsur. 

7. Mengetahui keragaman sifat-sifat kimia dalam unsur-unsur 

golongan utama. 

8. Mengetahui kegunaan dari sistem periodik unsur.


Daftar Identitas Buku Rujukan Yang Sebagian Besar Digunakan 

Sub Pokok Bahasan Refeensi Buku Yang Digunakan Halaman 

Pengelompokkan Kimia Umum 1 (Pengarang : Tim Dosen Kimia 48 

Unsur Oleh Antoine 

Lavoisier 

Umum) 

Sistem Triade Kimia Dasar Jilid 1 (Pengarang : Drs. Syukri, S) 155-156 

Dobereiner 

Sistem Oktaf Kimia Dasar Jilid 1 (Pengarang : Drs. Syukri, S) 156 

Newlands 

Sistem Berkala 

Mendeleev 

dalam Penyusunan Bahan Ajar 

Kimia Dasar Jilid 1 (Pengarang : Drs. Syukri, S) 

Prinsip-prinsip Kimia Modern (Pengarang : 

David W. Oxtoby) 

157-160 

146-148 

Sistem Periodik 

Modern 

 

Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern Edisi 

Keempat Jilid 1 (Pengarang : Ralph H. Petrucci) 

245 

Kimia Dasar Jilid 1 (Pengarang : Drs. Syukri, S) 

163 

Penggolongan Unsur Kimia Dasar Jilid 1 (Pengarang : Drs. Syukri, S) 164-165 

Menentukan Golongan Kimia Dasar Jilid 1 (Pengarang : Drs. Syukri, S) 167 

Menentukan Periode Kimia Dasar Jilid 1 (Pengarang : Drs. Syukri, S) 167 

Jari-jari atom 

Energi Ionisasi 

Afinitas Elektron 

Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern Edisi 

Keempat Jilid 1 (Pengarang : Ralph H. Petrucci) 

Kimia Dasar : Konsep-konsep Inti Edisi Ketiga 

Jilid 1 (Pengarang : Reymond Chang) 

Kimia Dasar : Konsep-konsep Inti Edisi Ketiga 

Jilid 1 (Pengarang : Reymond Chang) 

251 

240 

243-244 

Keelektronegatifan Kimia Dasar Jilid 1 (Pengarang : Drs. Syukri, S) 174 

Keragaman Sifat-Sifat 

Kimia Dalam Unsur- 

Kimia Dasar : Konsep-konsep Inti Edisi Ketiga Jilid 1246-252 

(Pengarang : Reymond Chang) 

Unsur Golongan 

Utama 

Kegunaan Tabel 

Periodik Unsur 

Kimia Untuk Universitas Edisi Keenam Jilid 1 

(Pengarang : Charles W. Keenan) 

107 

iv


Daftar Isi 

Tentang Penulis i 

Kata Pengantar ii 

Tujuan Pembelajaran iii 

Daftar Identitas Buku iv 

Daftar Isi v 

Pengantar 1 

Peta Konsep 2 

1. Perkembangan Sistem Periodik Unsur 3 

1.1. Pengelompokkan Unsur Oleh Antoine Lavoisier 3 

1.2. Sistem Triade Dobereiner 4 

1.3. Sistem Oktaf Newlands 6 

1.4. Sistem Berkala Mendeleev 7 

1.5. Sistem Periodik Modern 14 

2. Penggolongan Unsur 16 

3. Menentukan Golongan Dan Periode 20 

3.1. Golongan 20 

3.2. Periode 22 

4. Sifat-Sifat Periodik Unsur 23 

4.1. Jari-Jari Atom 24 

4.2. Energi Ionisasi 27 

4.3. Afinitas Elektron 31 

4.4. Keelektronegatifan 33 

5. Keragaman Sifat-Sifat Kimia Dalam Unsur-Unsur Golongan Utama 35 

6. Kegunaan Tabel Periodik Unsur 51 

Lembar Kerja 52 

Ringkasan 54 

Soal Evaluasi 56 

Glosarium 59 

Daftar Pustaka 61 

Kunci Jawaban 62 

Indeks 66 

Tabel Periodik Unsur 67 

v


PENGANTAR 

1. Perkembangan Sistem Periodik 

Unsur 

1.1. Pengelompokkan Unsur Oleh 

Antoine Lavoisier 

1.2. Sistem Triade Dobereiner 

1.3. Sistem Oktaf Newlands 

1.4. Sistem Berkala Mendeleev 

1.5. Sistem Periodik Modern 

2. Penggolongan Unsur 

3. Menentukan Golongan Dan Periode 

3.1. Golongan 

3.2. Periode 

4. Sifat-Sifat Periodik Unsur 

4.1. Jari-Jari Atom 

4.2. Energi Ionisasi 

4.3. Afinitas Elektron 

4.4. Keelektronegatifan 

5. Keragaman Sifat-Sifat Kimia Dalam 

Unsur-Unsur Golongan Utama 

6. Kegunaan Tabel Periodik Unsur 

Tabel periodik unsur merupakan satu prestasi intelektual yang besar dalam ilmu kimia, hasil 

jerih payah tak kenal lelah sejak zaman Yunani kuno. Tabel periodik unsur dapat dicetak pada satu 

lembar kertas, tetapi apa yang terkandung didalamnya sangat banyak dan tidak ternilai. Nilai tabel 

periodik unsur bukan hanya pada organisasi informasi yang telah diketahui, tetapi juga 

kemampuannya memprediksi sifat yang belum diketahui. Pada pokok bahasan ini akan diuraikan 

perkembangan sistem periodik unsur mengenai bagaimana unsur-unsur yang ada di alam 

dikelompokkan dalam suatu tabel periodik dan keteraturan sifat-sifat unsur yang dikenal sebagai sifat 

periodik unsur. 

1


PETA KONSEP 

Antoine Lavoiser 

Triade Dobereiner 

Perkembangan 

Sistem Periodik 

Unsur 

menurut 

Oktaf Newlands 

Dmitri Mendeleev 

Sistem Periodik Modern 

Golongan Utama 

Penggolongan Unsur 

meliputi 

Golongan Transisi 

SISTEM PERIODIK 

UNSUR 

membahas 

Menentukan 

Golongan dan 

Periode 

meliputi 

Golongan 

Periode 

Jari-jari atom 

Sifat-sifat Periodik 

Unsur 

meliputi 



Keelektronegatifan 

Keragaman Sifatsifat 

Kimia dalam 

Unsur Golongan 

Utama 

Kegunaan Tabel Periodik Unsur 

2


1. PERKEMBANGAN SISTEM PERIODIK UNSUR 

Unsur-unsur yang sangat banyak bila dipelajari satu persatu akan sangat 

melelahkan dan menyulitkan. Oleh karena itu untuk memudahkan mempelajari 

unsur-unsur maka dilakukan usaha-usaha mengelompokkan unsur-unsur 

berdasarkan kemiripan dan keteraturan sifat fisik maupun sifat kimia. Sejalan 

dengan berkambangnya ilmu pengetahuan, maka pengelompokkan unsur-unsur 

pun berkembang mulai dari pengelompokkan unsur dalam dua kelompok hingga 

pengelompokkan unsur yang dituangkan dalam suatu tabel yang dikenal sebagai 

Tabel Periodik Unsur. 

Metode Pembelajaran 

Usulan 

Sub Topik 1: 

‣ Presentasi 

‣ Tanya jawab 

1.1. Pengelompokkan Unsur Oleh Antoine Lavoisier 

Antoine Laurent Lavoisier (1789) membagi unsur-unsur terdiri 

atas 2 kelompok yakni unsur logam dan unsur nonlogam. Lavoisier mencatat 16 

unsur logam dan 7 unsur nonlogam yang dikenal saat itu yakni : 

TENTANG ILMUWAN… 

Antoine Laurent Lavoisier 

(1743 - 1794 ) 

a. Unsur Logam terdiri atas : 

Antimon Kobalt Perak Tembaga 

Bismut Mangan Platina Timah 

Besi Molibden Raksa Timbal 

Emas Nikel Seng Wolfram 

b. Unsur Nonlogam terdiri atas: 

Arsen Hidrogen Nitrogen Fosfor 

Belerang Karbon Oksigen 

Ia adalah seorang 

ilmuwan Perancis yang 

bertanggungjawab 

memberikan nama kepada 

oksigen pada tahun 1774. 

Perkataan oksigen terdiri 

dari kata Yunani, oxus 

(asam) dan gennan 

(menghasilkan) 

3


Pengelompokan ini merupakan metode paling sederhana dilakukan. 

Pengelompokan ini masih sangat sederhana karena antara unsur-unsur logam 

sendiri masih banyak perbedaan. Berikut adalah perbedaan antara logam dan 

nonlogam. 

Tabel 1.1.1. Perbedaan Logam dan Nonlogam 

No Logam Nonlogam 

1. Berwujud padat pada suhu Ada yang berupa zat padat, cair, 

kamar (25 0 ), kecuali raksa (Hg) atau gas pada suhu kamar 

2. Mengkilap jika digosok Tidak mengkilap jika digosok, 

kecuali intan (karbon) 

3. Merupakan konduktor yang Bukan konduktor yang baik 

baik 

4. Dapat ditempa atau Umumnya rapuh, terutama yang 

direnggangkan 

berwujud padat 

5. Penghantar panas yang baik Bukan penghantar panas yang baik 

umum. 

Kelemahan dari teori Lavoisier adalah pengelompokkannya masih terlalu 

1.2. Sistem Triade Dobereiner 

Pada permulaan abad ke-19, teori atom Dalton telah tersebar luas sehingga 

massa atom relatif unsur merupakan sifat penting untuk membedakan satu unsur 

dengan yang lain. Pada tahun 1817, Johann D. Dobereiner mencari hubungan 

antara massa atom relatif unsur dengan sifat-sifatnya. 

4


Ia menemukan beberapa kelompok tiga unsur yang mempunyai sifat yang 

mirip, contohnya dalam tabel sebagai berikut : 

Tabel 1.2.1. Pengelompokkan Unsur dalam Sistem Triade 

Anggota Triad 

Massa Atom 

Anggota Triad 

Massa Atom 

Relatif 

Relatif 

Litium 6,94 Klor 35,5 

Natrium 22,99 Brom 79,9 

Kalium 39,10 Iod 127 


Johann D. Dobereiner 

(1780 - 1849) 

Kelompok tiga unsur ini disebut triad. Dobereiner menemukan suatu hukum: 

Tiga unsur yang disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatif 

(Ar)-nya, sehingga Ar unsur kedua kira-kira sama dengan rata-rata 

Ar unsur pertama dan ketiga. 

Contoh 1.2. : 

Li = 6,94 Ar Na = = 

Na = 22,99 22,99 23,02 

K = 39,1 


ilmuwan Jerman yang 

memiliki 

sedikit 

kesempatan untuk sekolah 

formal. Dia akhirnya 

menjadi professor di 

Universitas Jena pada 

tahun 1810 dan ia juga 

belajar kimia di 

Strasbourg. 

Cl = 35,5 Ar Br = = 

Br = 79,9 79,9 81,25 

I = 127 

Li, Na, dan K disebut satu triad, dan bersifat mirip. Demikian juga Cl, Br, dan 

I. - 

5 

i


Pada perkembangan lebih lanjut, dalam Sitem Triad ditemukan 

kelemahan-kelemahan diantaranya dengan semakin banyaknya ditemukan unsurunsur, 

ternyata anggota kelompok unsur yang memiliki sifat sama/mirip tidak 

hanya terdiri dari 3 unsur melainkan lebih banyak. 

1.3. Sistem Oktaf Newlands 

Pada tahun 1865, John Alexander Reina Newlands mendapatkan 

hubungan antara sifat unsur dengan massa atom relatifnya, yaitu sebagai berikut : 


John Alexander Reina 

Newlands 

(1737 - 1898 ) 

Jika unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya, maka 

pada unsur yang kedelapan sifatnya mirip dengan unsur yang pertama, 

dan unsur kesembilan dengan unsur yang kedua, dan seterusnya. 

Keteraturan sifat yang ditemukan Newlands dikenal dengan sebutan Hukum Oktaf 

Newlands. 

Tabel 1.3.1. Penggolongan unsur menurut Sistem 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 Mg Al Si P S Cl 

Ia adalah seorang ilmuwan 

Inggris. Ia adalah orang 

pertama untuk memikirkan 

Tabel Periodik unsur 

disusun dalam urutan atom 

relatif bobot unsur 

tersebut (sekarang disebut 

massa atom relatif). 

Melanjutkan kerja hukum 

triade Dobereiner, pada 

tahun 1865 ia menerbitkan 

'law of oktaf'. 

23 

24,3 

27 

28,1 

31 

32,1 

35,5 

…….. …….. …….. …….. ……. 

…… …… 

K 

Ca 

Ti 

Cr 

Mn 

Fe 

Dst 

39,1 

40,1 

47,9 

52,0 

54,9 

55,9 

6


Dengan demikian Li, Na, dan K mempunyai sifat yang mirip juga Be, Mg, dan 

Ca, dan seterusnya. 

Seperti halnya sistem Triade, pada perkembangannya dalam sistem Oktaf 

Newlands ditemukan kelemahan-kelemahan seperti : 

1. Tidak mampu menampung jumlah unsur yang semakin banyak. 

2. Dilihat dari beberapa kasus tampaknya hukum ini benar, tetapi untuk 

unsur yang lain terbukti tidak, contohnya S dan Fe tidak mempunyai 

kemiripan sifat. 

3. Hukum oktaf hanya berlaku untuk unsur-unsur ringan. Pada unsur-unsur 

lebih berat kemiripan sifat itu tidak tepat. Sebagai contoh: Be, Mg dan Ca 

memang memiliki sifat yang sama atau mirip, tetapi sifat Zn, Cd dan yang 

lainnya tidak sama atau mirip dengan sifat Be, Mg, dan Ca. 

1.4. Sistem Berkala Mendeleev 

Pada tahun 1869 Dmitri Mendeleev dari Rusia dan Julius Lothar Meyer 

dari Jerman. Mereka bekerja secara terpisah, tetapi menghasilkan tabel periodik 

yang sama pada waktu yang hampir bersamaan. Mendeleev mempresentasikan 

hasil kerjanya di depan Persatuan Ahli Kimia Rusia (Russian Chemical Society) 

pada permulaan tahun 1869, tetapi tabel periodik Meyer belum muncul sampai 

bulan Desember tahun itu. Dalam hal ini Mendeleev lebih beruntung karena telah 

mempresentasikan lebih dahulu penemuannya sehingga dia lebih dikenal sebagai 

penemu tabel periodik. 

Dmitri Mendelev dan Julius Lothar Meyer secara terpisah membuat daftar 

unsur yang merupakan perbaikan hukum Oktaf Newlands. Pada waktu itu telah 

dikenal 65 unsur. Ia mempelajari sifat-sifat unsur (Tabel 1.4.1.) dan mencari 

kaitannya dengan massa atom relatif. 

7


Tabel 1.4.1. Uraian Sifat Beberapa Unsur 

Urutan 

Massa 

Nama Lambang Sifat 

Massa 

Atom 

Atom 


Dmitri Mendeleev 

1 7 Litium Li Logam lunak, kerapatan 

rendah, secara kimia sangat 

(1838 - 1907 ) 

aktif, membentuk Li2O, 

LiCl 

2 9,4 Berilium Be Jauh lebih keras daripada 

Li, kerapatan rendah, 

kurang aktif dibandingkan 

Li, membentuk BeO, BeCl2 

3 11 Boron B Sangat keras, bukan logam, 

kurang reaktif, membentuk 

B2O3, BCl3 

4 12 Karbon C Rapuh, bukan logam, tidak 

reaktif pada suhu kamar, 

membentuk CO2, CCl4 

5 14 Nitrogen N Gas, kurang reaktif, 


ilmuwan Rusia. Pada 

tanggal 6 Maret 1869, 

Mendeleev membuat 

presentasi resmi kepada 

Rusia Chemical Society 

berjudul "Ketergantungan 

antara Sifat Bobot Atom 

dari Elemen", yang 

menggambarkan unsurunsur, 

baik menurut 

berat atom dan valensi. 

membentuk N2O5, NCl3 

6 16 Oksigen O Gas, cukup reaktif, bereaksi 

dengan kebanyakan unsur, 

membentuk Na2O, BeO 

7 19 Flour F Gas, sangat reaktif, 

merangsang 

hidung, 

membentuk NaF, BeF2 

8


8 23 Natrium Na Logam, lunak, kerapatan 

rendah, sangat aktif, 

membentuk Na2O, NaCl 

(bandingkan dengan Li) 

9 24 Magnesium Mg Jauh lebih keras daripada 

Na, kerapatan rendah, 

kurang aktif dibandingkan 

Na, membentuk MgO, 

MgCl (bandingkan dengan 

Be) 

10 27,4 Aluminium Al Sekeras Mg, cukup reaktif, 

membentuk Al2O3, AlCl3 

(bandingkan dengan B) 

11 28 Silikon Si Rapuh, bukan logam, tak 

reaktif, membentuk SiO2, 

SiCl4 (bandingkan dengan 

C) 

12 31 Fosfor P Titik leleh rendah, padat, 

reaktif, membentuk P2O5, 

PCl3 (bandingkan dengan 

N) 

13 32 Sulfur S Titik leleh rendah, padat, 

agak reaktif, bereaksi 

dengan kebanyakan unsur, 

membentuk Na2S, BeS 

(bandingkan dengan O) 

9


14 35,5 Klor Cl Gas, sangat reaktif, 

merangsang 

hidung, 

membentuk NaCl, 

BeCl2 (bandingkan 

dengan F) 

15 39 Kalium K Logam, lunak, 

kerapatan 

sangat 

rendah, 

reaktif, 

membentuk K2O, KCl 

(bandingkan 

dengan 

Li dan Na) 

16 40 Kalsium Ca Jauh lebih keras 

daripada K, kurang 

reaktif daripada K, 

membentuk CaO, 

CaCl2 (bandingkan 

dengan Be dan Mg) 

Meyer lebih memperhatikan sifat fisika unsur, contohnya titik didih. 

Titik didih unsur bila dihubungkan dengan massa atom relatifnya merupakan 

suatu keperiodikan (Gambar 1.4.1). Mula-mula grafiknya naik dan setelah 

sampai di puncak (yaitu pada C, Si, V, Co, dst) turun kembali. Dari sifat 

fisika dan kimia unsur-unsur di atas, akhirnya Dmitri Mendeleev menemukan 

hubungan antara sifat unsur dengan massa atom relatifnya. Hubungan itu 

disebut hukum periodik yang berbunyi. 

Gambar 1.4.1. Hubungan massa 

atom relatif unsur dengan titik 

didihnya. 

10


Sifat unsur merupakan fungsi periodik dari massa atom relatifnya. 

Atau 

Sifat Unsur x = f(ArX) 

Tabel 1.4.2. Sistem Periodik Mendeleev 

No Gol. I Gol. II Gol. III Gol. IV Gol. V Gol. VI Gol. VII Gol. VIII 

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 (63) Zn (65) …(68) …(72) As (75) Se (78) Br (80) 

6 Rb (85) Sr (87) Yt (88) Zr (90) Nb (94) Mo (96) …(100) Ru (101), 

Rh (103), 

Pd (106), 

Ag (108) 

7 Ag 

Cd (112) 

Ln 

Sn 

Sb (122) 

Te 

I (127) - 

(108) 

(113) 

(118) 

(128) 

8 Cs 

(133) 

Ba (137) Di (138) Ce 

(140) 

- - - - 

9 - - - - - - - - 

11


10 - - Er (178) La 

(180) 

Ta (182) W (184) - Os (195), 

Ir (197), 

Pt (198), 

Au (199) 

11 Au 

(199) 

Hg (200) Ti (204) Pb 

(207) 

Bi (208) - - - 

12 - - - Th 

(231) 

- U (240) - - 

Ia membagi unsur atas 8 golongan dan 12 periode sehingga unsur dalam satu 

golongan mempunyai sifat yang mirip. Hal penting yang terdapat dalam sistem 

Mendeleev ini adalah sebagai berikut : 

1. Dua unsur yang berdekatan massa atom relatifnya mempunyai selisih 

paling kurang dua atau satu satuan. 

2. Terdapat kotak kosong untuk unsur yang belum ditemukan, seperti 44, 

68, 72, dan 100. 

3. Dapat mengoreksi kesalahan pengukuran massa atom relatif beberapa 

unsur, contohnya Cr = 52,0 bukan 43,3. 

4. Dapat meramalkan sifat unsur yang belum dikenal seperti eka-silikon. 

Kesamaan sifat-sifat antara germanium dan nilai-nilai yang diramalkan 

oleh Mendeleev diberikan pada (Tabel 1.4.3). 

SEKILAS INFO… 

Istilah “eka” diturunkan 

dari bahasa Sansekerta 

yang berarti “mulamula”. 

Yaitu, secara 

harafiah, eka-silikon 

berada setelah diawali 

oleh silikon. 

12


Tabel 1.4.3. Sifat eka-silikon yang diramalkan Mendelev dibandingkan 

germanium 

Sifat Eka-silikon (Es) Germanium (Ge) 

Massa atom (Ar) 72 72,59 

Kerapatan (gr cm -3 ) 1,9 1,88 

Titik lebur ( O C) Tinggi 947 

Sifat fisik pada suhu 

kamar 

Abu-abu 

Abu-abu putih 

Reaksi dengan asam Sangat lemah Bereaksi dengan asam pekat 

Reaksi dengan basa Sangat lemah Bereaksi dengan alkali pekat 

Jumlah ikatan dalam 

senyawa 

4 4 

Rumus klorida EsCl4 GeCl4 

Titik didih kloridanya 100 84 

Kelebihan sistem periodik Mendeleev adalah : 

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 waktu itu dan telah 

mempunyai tempat yang kosong. 

13


yaitu : 

Selain itu, sistem periodik Mendeleev juga mempunyai beberapa kekurangan, 

1. Panjang periode tidak sama dan sebabnya tidak dijelaskan. 

2. Beberapa unsur tidak disusun berdasarkan kenaikan Ar-nya, contoh : Te (128) 

sebelum I (127). 

3. Selisih massa unsur yang berurutan tidak selalu 2, tetapi berkisar antara 1 dan 4 

sehingga sukar meramalkan massa unsur yang belum diketahui secara tepat. 

4. Valensi unsur yang lebih dari satu sulit diramalkan dari golongannya. 

5. Anomali (penyimpangan) unsur hidrogen dari yang lain tidak dijelaskan. 

1.5. Sistem Periodik Modern 

Teori atom mekanika gelombang memberi banyak keterangan tentang elektron 

unsur. Elektron itu tersusun dalam tingkat energi. Setiap tingkat mengandung orbital s, 

p, d, dan f yang dapat diisi maksimum masing-masing 2, 6, 10, dan 14 elektron. 

https://www.youtube.com/watch?v=chNpD4wZJKo 

Video 1. Pengisian elektron dari tingkat energi terendah ke tingkat energi tertinggi 

Sumber: https://www.youtube.com/watch?v=chNpD4wZJKo 

14


Konfigurasi elektron suatu unsur menunjukkan orbital-orbital yang terisi 

elektron, baik yang penuh maupun sebagian. Dari konfigurasi tersebut dapat pula 

ditentukan jumlah elektron pada tingkat energi terluar yang disebut elektron valensi. 

Seterusnya, dari konfigurasi elektron unsur dapat diketahui orbital yang terisi elektron 

yang paling akhir serta jumlah elektron di dalamnya. 

Video 2. Konfigurasi elektron 

Sumber: https://www.youtube.com/watch?v=hSkJzE2Vz_w 

Sistem periodik Mendeleev disebut sistem periodik ‘pendek’, sedangkan sistem 

periodik modern yang diungkapkan oleh Henry G. Moseley disebut sistem periodik 

’panjang’ yang disusun berdasarkan konfigurasi elektron unsur. Menurut Henry G 

Moseley : 

Sifat-sifat kimia unsur merupakan fungsi periodik dari nomor 

atomnya. Artinya, jika unsur-unsur diurutkan berdasarkan kenaikan 

nomor atomnya, maka sifat-sifat unsur akan berulang secara periodik. 

Letak suatu unsur dalam sistem ini ditentukan oleh orbital yang terisi paling 

akhir. Unsur yang mempunyai orbital terakhir sama terletak dalam blok yang sama. 

Karena ada empat macam orbital, maka ada 4 blok unsur, yaitu blok s, blok p, blok d, 

dan blok f. Masing-masing blok mengandung beberapa baris, yakni 1s s/d 7s, 2p s/d 

6p, 3d s/d 5d, dan 4f s/d 5f. Karena jumlah elektron dalam orbital s = 2, p = 6, d = 10 

15


dan f = 14, maka masing-masing blok harus dibagi atas kolom : s 1 s/d s 2 , p 1 s/d p 6 , d 1 

s/d d 10 dan f 1 s/d f 14 . Berdasarkan itu terbentuklah sistem periodik modern yang terdiri 

dari beberapa kolom dan baris (Tabel 1.5.1.). Khusus unsur nomor dua dipindahkan ke 

pojok kanan blok p, karena unsur ini (helium) mempunyai sifat sama dengan unsur 

kolom p 6 . 

Tabel 1.5.1. Tabel Periodik Unsur Modern 

2. PENGGOLONGAN UNSUR 

Baris mendatar pada tabel, yang disusun berdasarkan kenaikan nomor atom, 

dinamakan periode. Kolom-kolom tegak, yang berisi unsur-unsur serupa dinamakan 

golongan, di mana setiap golongan mengandung keluarga unsur. Golongan ini juga 

ditandai dengan angka. Sistem penomoran yang selama ini dipakai di Amerika Serikat 

hampir sama dengan sistem Mendeleev dan setiap golongan menggunakan angka 

Romawi dan huruf A atau B. Hal ini dapat dilihat pada bagian atas setiap golongan. 


Usulan 

Sub Topik 2: 

‣ Ceramah 

‣ Pemberian tugas 

16


Baru-baru ini, International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) 

menyetujui suatu sistem alternatif di mana golongan diberi nomor dari kiri ke kanan 

dimulai dari 1 sampai 18. Angka ini diletakkan di bawah penandaan Romawi. 

Sistem baru ini telah menimbulkan perdebatan yang hebat, banyak ahli kimia 

pengajar ilmu kimia menentangnya. Oleh karena ketentuan ini masih diperdebatkan, 

kita akan menggunakan penomoran menurut angka Romawi dan golongan A dan B. 


IUPAC adalah 

badan internasional 

yang menetapkan 

standar-standar 

dalam bidang ilmu 

kimia 

Video 3. Golongan dan Periode 

Sumber: https://www.youtube.com/watch?v=xKdmW6YRelA 

Semua unsur blok s dan p disebut golongan utama (A), sedangkan blok d 

dan f disebut golongan transisi (B). Golongan utama terdiri dari 8 kolom yang 

berturut-turut disebut golongan IA s/d VIIIA. Elektron valensi masing-masing 

golongan adalah dapat dilihat dalam tabel di bawah ini. 

Tabel 2.1.1. Elektron Valensi Masing-masing Golongan A 

Elektron Valensi Golongan Elektron Valensi Golongan 

s 1 IA s 2 p 3 VA 

s 2 IIA s 2 p 4 VIA 

s 2 p 1 IIIA s 2 p 5 VIIA 

Tabel 2.2.2. 

Konfigurasi Elektron 

Unsur-unsur Golongan 

IA dan Golongan IIA 

Gol IA Gol IIA 

Li [Ne] 2s 1 Be [He] 2s 2 

Na [Ne] 3s 1 Mg [Ne] 3s 2 

K [Ar] 4s 1 Ca [Ar] 4s 2 

Rb [Kr] 5s 1 Sr [Kr] 5s 2 

Cs [Xe] 6s 1 Ba [Xe] 6s 2 

Fr [Rn] 7s 1 Ra [Rn] 7s 2 

s 2 p 2 IVA s 2 p 6 VIIIA 

17


Unsur golongan VIIIA disebut golongan gas mulia, karena tidak dapat bersenyawa 

dengan unsur lain, dan disebut juga golongan O. 

Karena golongan utama terbagi delapan golongan kecil, maka unsur transisi 

dibagi atas delapan golongan pula, yaitu IB s/d VIIIB. Dari hasil penyelidikan 

terhadap unsur transisi ternyata bahwa sifat unsur transisi bergantung pada 

konfigurasi elektron orbital (n-1)d dan ns. Golongan IB tidak dimulai dari permulaan 

pengisian d 1 , tetapi dari (n-1)d 8 ns 2 yang berubah menjadi (n-1)d 10 ns 1 . Konfigurasi 

Untuk unsur-unsur 

utama, elektron 

valensi adalah 

elektron-elektron 

yang berada pada 

tingkat energi 

utama n tertinggi 

elektron unsur golongan B disajikan dalam tabel berikut. 

Tabel 2.1.2. Elektron Valensi Masing-masing Golongan B 

Elektron Valensi Golongan Elektron Valensi Golongan 

(n-1)d 10 ns 1 IB (n-1)d 5 ns 1 VIB 

(n-1)d 10 ns 2 IIB (n-1)d 5 ns 2 VIIB 

(n-1)d 1 ns 2 IIIB (n-1)d 6 ns 2 VIIIB 

(n-1)d 2 ns 2 IVB (n-1)d 7 ns 2 VIIIB 

(n-1)d 3 ns 2 VB (n-1)d 8 ns 2 VIIIB 

Golongan VIII B terdiri atas 3 kolom, yaitu (n-1)d 6 ns 2 , (n-1)d 7 ns 2 dan (n-1)d 8 ns 2 

yang biasa disebut golongan VIII tanpa menambah huruf B, karena golongan VIIIA 

diberi nama golongan nol. 

Sebelum pengisian orbital 4f dan 5f terdapat pengecualian. Elektron mengisi 

5d 1 terlebih dahulu sebelum 4f, dan mengisi 6d 1 dulu sebelum 5f. Hal ini dapat dilihat 

dalam sistem periodik, bahwa unsur lantanium (La) dengan nomor atom 57 

merupakan pengecualian itu, nomor berikutnya tidak berlanjut ke kanan atau ke Hf 

tetapi turun ke baris 4f, yaitu Cs, dst. Setelah 4f penuh maka kembali ke sebelah 

kanan La, yaitu Hf. 

18


Sifat unsur golongan transisi tidak banyak dipengaruhi oleh orbital f, tetapi 

hanya dipengaruhi oleh orbital d-nya. Oleh sebab itu, unsur blok f mempunyai sifat 

yang mirip dengan orbital d-nya. Jadi, unsur baris 4f mirip sifatnya dengan unsur 

lantanium, maka disebut golongan lantanoid (unsur 58 sampai 71). Demikian juga 

unsur baris 5f, lebih mirip dengan aktinium dan disebut golongan aktinoid (unsur 90 

sampai 103). Lantanoid sering juga disebut sebagai unsur yang jarang dijumpai di 

bumi (rare earth element) karena sangat sedikit ditemukan di dalam kerak bumi. 

Sebagian unsur mempunyai nama yang khusus, demikian juga nomor 

golongannya. Sebagai contoh, unsur Golonga IA (selain hidrogen) dikenal dengan 

nama logam alkali dan unsur Gololongan IIA logam alkali tanah. Unsur Golongan 


Akhiran “oid” 

mengandung arti 

sama atau serupa. 

Lantanoid berarti 

serupa dengan 

lantanium, dan 

aktinoid berarti 

serupa dengan 

aktinium. 

VIIA adalah halogen, nama ini diambil dari bahasa Yunani, yang berarti ‘pembuat 

garam (salt former)’. Akhirnya unsur, Golongan 0 disebut gas mulia (juga kadangkadang 

disebut gas inert) karena unsur ini sangat sukar bereaksi. 

Contoh 2.1. 

Suatu unsur tertentu memiliki 16 elektron. Tanpa melihat tabel periodik, jawab 

pertanyaan berikut : 

a. Bagaimana konfigurasi elektron unsur tersebut ? 

b. Bagaimana unsur itu digolongkan ? 

Penyelesaian : 

a. Konfigurasi dari unsur tersebut adalah 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 

b. Karena konfigurasi tersebut berakhir di kulit p maka, unsur ini adalah 

unsur golongan utama. 


Kata alkali berasal 

dari bahasa Arab 

alquili, yang berarti 

abu dari Saltwort. 

Saltwort adalah 

semak yang tumbuh 

di pinggir pantai. 

Abunya pernah 

menjadi sumber 

utama dari natrium 

karbonat (soda 

abu). 

Soal 2.1. 

Suatu unsur tertentu memiliki 22 elektron, jawab pertanyaan berikut : 

a. Tulis konfigurasi electron unsur tersebut ? 

b. Sebutkan golongan tersebut ? 

19


3. MENENTUKAN GOLONGAN DAN PERIODE UNSUR 

Metode 

Usulan 

Pembelajaran 

3.1. Golongan 

Golongan adalah kelompok unsur-unsur dalam tabel perodik yang tersusun 

dalam kolom vertikal dari atas ke bawah kecuali golongan Lantanida dan Aktinida 

yang disusun secara horizontal. 

Telah dinyatakan bahwa sistem periodik modern disusun berdasarkan 

konfigurasi elektron. Konfigurasi elektron dapat dibuat bila nomor atom suatu unsur 

diketahui. Jadi, letak suatu unsur dalam sistem periodik dapat dicari dari nomor 

atomnya. Dari konfigurasi elektron dapat dihitung jumlah elektron kulit terluarnya 

atau elektron valensinya. Jika elektron terakhir pada orbital s atau p maka unsur 

termasuk golongan utama (A). Nomor golongannya sesuai dengan jumlah elektron 

dalam orbital s dan p itu, contohnya unsur X yang mempunyai nomor atom 12. 

Sub Topik 3 : 


‣ Pemberian Tugas 

INgAtLAh… 

Golongan suatu unsur 

dapat ditentukan dari 

“elektron valensi” 

unsur tersebut. 

12Y = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 

Elektron valensi X menempati sub kulit 3s 2 (x = 2) berarti unsur X terletak pada 

golongan IIA 

Unsur yang elektron terakhirnya pada orbital d termasuk golongan transisi, 

nomor golongannya tergantung pada jumlah elektron pada orbital (n-1)ns-nya. 

Contohnya unsur P dengan nomor atom masing-masing 24. 

24P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 

Elektron valensi P menempati sub kulit 3d 4 4s 2 (x + y = 4 + 2 = 6 ) berarti unsur P 

terletak pada golongan VIB. 

20


Pada penentuan golongan unsur Golongan B ini ada beberapa pengecualian, yaitu : 

1. Untuk unsur yang jumlah elektron valensinya (x + y ) = 8 sampai 10 memiliki golongan 

yang sama yaitu golongan VIIIB 

2. Untuk unsur yang jumlah elektron valensinya (x + y ) = 11 dan 12, masing-masing 

memiliki golongan IB dan IIB 

Contoh 3.1. 

Tentukan golongan unsur berikut : 

a. 11Na 

b. 29Cu 


a. 11Na = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 

Elektron valensi Na menempati sub kulit 3s 1 (x = 1) berarti unsur Na terletak 

pada golongan I A 

b. 29Cu = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 

Elektron valensi Cu menempati sub kulit 3d 9 4s 2 (x + y = 9 + 2 = 11 ) berarti 

unsur Na terletak pada golongan I B 

Soal 3.1. 

Tentukan golongan unsur berikut : 

a. 18Ar 

b. 47Ag 

21


3.2. Periode 

Periode adalah kelompok unsur-unsur dalam tabel periodik yang tersusun 

dalam baris horizontal dari kiri ke kanan. 

Periode unsur dapat ditentukan dari nilai bilangan kuantum (n) yang terbesar 

atau n kulit terluarnya. Dengan demikian, periode dari unsur 8X , dan 24P adalah : 

8X = 1s 2 2s 2 2p 4 

Periode 2 karena n terbesar 2, yaitu 2p 4 

24P = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 

Periode 4 karena n terbesar 4, yaitu 4s 2 

Contoh 3.2. 

Tentukan periode unsur berikut : 

a. 11Na 

b. 29Cu 


a. 11Na = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 


b. 29Cu = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 


Soal 3.2. 

Tentukan periode unsur berikut : 

a. 18Ar 

b. 47Ag 

22


4. SIFAT-SIFAT PERIODIK UNSUR 

Walaupun unsur yang berdekatan dalam satu golongan atau periode mempunyai 

kemiripan, tetapi diantara sesamanya terdapat perbedaan tertentu. Perbedaan sifat itu berubah 

dengan kecenderungan tertentu, sesuai dengan perubahan nomor atomnya. Kecenderungan itu 

berulang pada golongan atau periode berikutnya, maka disebut sifat-sifat periodik unsur. Sifatsifat 

periodik unsur yang dibahas di sini adalah jari-jari atom, energi ionisasi, afinitas electron, 

dan keelekronegatifan, yang nilainya dapat dilihat pada tabel 4.1.1. 

Tabel 4.1.1. Data energi ionisasi, afinitas elektron, jari-jari atom, dan keelektronegatifan 

Metode 

Pembelajaran 

Usulan 

Sub Topik 4 : 

‣ Presentasi 


‣ Pemberian 

Tugas 

‣ 

EI 

A 

R 

KE 

EI 

A 

R 

KE 

EI 

A 

R 

KE 

H 

1312 

-73 

0,29 

2,10 

Li 

520 

-60 

1,55 

1,0 

Na 

496 

-53 

1,90 

0,9 

EI = Energi Ionisasi (kJ mol -1 ) 

A = Afinitas Elektron (kJ mol -1 ) 

R = Jari-jari Kovalen (A) 

KE = Keelektronegatifan (Pauling) 

Be 

900 

100 

1,12 

1,5 

Mg 

738 

337 

1,60 

1,2 

B 

800 

-27 

0,98 

2,0 

Al 

577 

-44 

1,43 

1,5 

C 

1086 

-122 

0,77 

2,5 

Si 

786 

-134 

1,17 

1,8 

N 

1402 

9 

0,70 

3,0 

P 

1012 

-72 

1,10 

2,5 

O 

1314 

-141 

0,66 

3,5 

S 

999 

-200 

1,02 

2,5 

F 

1681 

328 

0,64 

4,0 

Cl 

1255 

-348 

0,99 

3,0 

He 

237 

-21 

- 

- 

Ne 

2080 

-29 

- 

- 

Ar 

1520 

-35 

- 

- 

EI 

A 

R 

KE 

K 

419 

-48 

2,35 

0,8 

Ca 

590 

-154 

1,97 

1,0 

Ga 

579 

-30 

1,41 

1,6 

Ge 

761 

-120 

1,22 

1 

As 

947 

-77 

1,22 

2,0 

Se 

941 

-195 

1,17 

2,4 

Br 

1143 

-325 

1,14 

2,8 

Kr 

1351 

-39 

1,10 

2,9 

EI 

A 

R 

KE 

Rb 

403 

-47 

2,48 

0,8 

Sr 

549 

-164 

2,15 

1,0 

In 

558 

-30 

1,66 

1,7 

Sn 

709 

-121 

1,82 

1,8 

Sb 

834 

-101 

1,41 

1,9 

Te 

869 

-190 

1,35 

2,1 

I 

1009 

-295 

1,33 

2,5 

Xe 

1170 

-41 

1,30 

2,6 

EI 

A 

R 

KE 

Cs 

376 

-45 

2,67 

0,7 

Ba 

509 

-48 

2,22 

0,9 

Ti 

589 

-30 

1,71 

1,8 

Pb 

761 

-110 

1,75 

1,8 

Bi 

703 

-110 

1,70 

1,9 

Pa 

813 

-183 

1,46 

2,0 

At 

930 

-270 

1,4 

2,2 

Rn 

1037 

-41 

- 

- 

EI 

A 

R 

KE 

Fr 

360 

38 

- 

0,7 

Ra 

509 

- 

- 

0,9 

23


4.1. Jari-jari Atom 

Atom dianggap bulat sehingga mempunyai jari-jari tertentu. Jari-jari atom 

n = 3 

adalah jarak dari inti sampai ke suatu tempat yang mempunyai peluang terbesar 

untuk menemukan elektron di kulit terluarnya. 

11p 

Na 

n = 4 

n = 3 

Gambar 4.1.1. Jari-jari atom 

Besar kecilnya jari-jari atom dipengaruhi oleh faktor-faktor : 

19p 

a. Keragaman Ukuran Jari-jari Atom dalam Satu Golongan 

Kita ketahui bahwa jarak elektron dari inti terutama tergantung pada 

bilangan kuantum utama n. Akibatnya, dapat diharapkan bahwa semakin tinggi 

bilangan kuantum yang ditempati oleh elektron di kulit terluar, semakin besar jarijari 

atom. Dalam satu golongan jumlah bilangan kuantum utama semakin bertambah 

dari atas ke bawah. Akibatnya, jari-jari atom bertambah dari atas ke bawah, 

K 

Gambar 4.1.2. Jari-jari 

Na lebih kecil daripada 

jari-jari K karena kulit K 

lebih banyak daripada Na 

contohnya Na (1,90) dan K (2,35) (gambar 4.1.2.). Dengan demikian dapat 

disimpulkan secara umum bahwa. 

Dalam satu golongan, jari-jari atom makin besar dari atas ke 

bawah 

24


b. Keragaman Ukuran Jari-jari Atom dalam Satu Periode 

Unsur dalam satu periode, mempunyai kulit yang sama, tetapi nomor atom 

bertambah dari kiri ke kanan. Berarti jumlah protonnya juga bertambah, sehingga 

daya tarik inti pada kulit terluar makin besar dari kiri ke kanan. Contohnya Na dan 

Mg mempunyai muatan inti masing-masing 11 dan 12. Daya tarik inti Na lebih kecil 

daripada inti Mg terhadap electron kulit terluarnya (Gambar 4.1.3.). Akibatnya, jarijari 

atom Na (1,90) lebih besar dari Mg (1,60). 

n = 3 

n = 3 

11p 

12p 

Na 

Mg 

Gambar 4.1.3. Daya tarik inti terhadap elektron terluar atom Na dan Mg 

Demikian juga untuk unsur seperiode lainnya, yang terletak di kiri selalu 

lebih besar dari yang di kanan. Dengan demikian dapat disimpulkan secara umum 

bahwa. 

Menurun 

Dalam satu periode, jari-jari atom makin kecil dari kiri 

ke kanan 

25


Video 4. Jari-jari atom 

Sumber: https://www.youtube.com/watch?v=VopLrkfXfGw 

Gambar 4.1.4. Hubungan jari-jari atom (dalam pikometer) unsur-unsur terhadap 

nomor atomnya 

26


Contoh 4.1. 

Dengan merujuk pada tabel periodik, susunlah atom-atom berikut menurut 

urutan kenaikan jari-jari atom : O, P, S. 


Perhatikan bahwa O dan S terdapat dalam golongan yang sama (Golongan VI 

A) dan O terletak di atas S. Karena jari-jari atom bertambah dari atas ke bawah 

dalam satu golongan, jari-jari O lebih kecil dari S. Dan P dan S keduanya berada 

pada periode ketiga, dan P terletak di sebelah kiri S. Oleh karena jari-jari atom 

berkurang dari kiri ke kanan dalam satu periode, jari-jari S lebih kecil dari P. 

Jadi, urutan bertambahnya jari-jari adalah O S P. 

Soal 4.1. 

Susunlah atom-atom berikut menurut urutan berkurangnya jari-jari atom : Si, 

Na, Mg 

4.2. Energi Ionisasi 

Ada beberapa cara lepasnya elektron dari atom. Hal ini dapat terjadi melalui 

penyinaran cahaya dengan frekuensi tertentu (efek fotolistrik), melalui pemanasan 

beberapa bahan (efek termionik), dan melalui tumbukan antara sinar elektron 

dengan atom berbentuk gas. Dalam keadaan biasa, atom tidak melepaskan 

elektronnya secara spontan. Atom harus menyerap energi agar terjadi pengionan 

(ionisasi). Energi ionisasi dari suatu atom adalah energi yang harus diserap oleh 

atom gas agar elektron yang tarikannya paling kecil dapat dipisahkan secara 

sempurna. 

Untuk atom berelektron banyak, besar energi yang diperlukan untuk 

melepaskan elektron pertama dari atom pada keadaan dasar, 

27


Energi + X(g) X + (g) + e‾ ionisasi pertama 

disebut energi ionisasi pertama (I1). Dalam persamaan di atas, X menyatakan 

atom unsur apa saja yang berwujud gas dan e‾ adalah satu elektron. Tidak 

seperti halnya atom dalam fase cair dan padat, atom dalam fasa gas tidak 

dipengaruhi oleh atom-atom tetangganya. Energi ionisasi kedua (I2) dan energi 

ionisasi ketiga (I3) ditunjukkan dalam persamaan berikut, 

Energi + X + (g) X 2+ (g) + e‾ ionisasi kedua 

Energi + X 2+ (g) X 3+ (g) + e‾ ionisasi ketiga 

Video 5. Energi Ionisasi 

Sumber: https://www.youtube.com/watch?v=6e4uoWQeM4s 

Berdasarkan hukum Coulomb, daya tarik inti atom terhadap elektronnya 

(F) berbanding terbalik dengan jarak (r) pangkat dua 

F = 

Bila jarak itu makin kecil maka daya tarik makin besar. Akibatnya energi 

ionisasi makin besar. Sebaliknya, bila jarak makin besar maka daya tarik makin 

kecil. Maka dapat disimpulkan : 

28


Dalam satu golongan, energi ionisasi akan semakin kecil dari 

atas ke bawah 

Dalam satu periode, energi ionisasinya semakin besar dari kiri 

ke kanan 

M 

e 

n 

u 

r 

u 

n 

Mudah lepasnya elektron dari suatu atom tergantung dari beberapa faktor. 

Mudah diduga, bahwa semakin jauh elektron dari inti, semakin kecil gaya tarikan 

ke inti dan semakin mudah pula dilepaskan. Pada atom yang besar, daerah yang 

mempunyai kemungkinan terbesar ditemukannya elektron di kulit terluar, terletak 

lebih jauh dari intinya, dibandingkan pada atom-atom yang lebih kecil, sehingga 

energy ionisasi menurun dengan semakin meningkatnya ukuran atom. Hubungan 

ini lebih jauh digambarkan pada Tabel 4.2.1. untuk atom-atom logam alkali, dan 

gambar 4.2.1, dimana energi ionisasi digambarkan sebagai fungsi nomor atom. 

Titik-titik minimum pada Gambar 4.2.1. terjadi pada nomor-nomor atom yaitu 

pada nomor-nomor atom logam alkali. Sifat lain yang dicerminkan dalam Gambar 

4.2.1 ialah bahwa titik-titik maksimum energi ionisasi terjadi pada gas-gas mulia. 

Konfigurasi elektron gas mulia sangat mantap sehingga hanya dapat diganggu 

dengan menggunakan energi yang sangat besar. 

Tabel 4.2.1. Energi 

Ionisasi unsur-unsur logam 

alkali (Golongan I A) 

Unsur Ev/atom Kj/mol 

Li 5,392 520 

Na 5,139 496 

K 4,241 419 

Rb 4,177 403 

Cs 3,894 376 

Gambar 4.2.1. Hubungan energi ionisasi dengan nomor atom 

29


Jika kita mengukur derajat unsur logam berdasarkan kemudahan lepasnya 

electron dari atom, maka semakin rendah energy ionisasi, unsur akan semakin 

bersifat logam. Berdasarkan ukuran ini, atom-atom dibagian bawah (atom yang 

lebih besar) pada tabel berkala lebih bersifat logam dibandingkan atom-atom 

dibagian atas (atom yang lebih kecil). 

Contoh 4.2. 

Atom mana dalam Golongan VI A yang memiliki energi ionisasi yang lebih 

kecil : oksigen atau belerang ? 


Oksigen dan belerang adalah anggota Golongan VI A. Atom-atom ini memiliki 

konfigurasi elektron valensi yang sama (ns 2 np 4 ), tetapi elektron 3p dalam 

belerang lebih jauh dari inti dan mengalami gaya tarik inti yang lebih kecil 

daripada elektron 2p dalam oksigen. Jadi, mengikuti aturan umum bahwa 

energy ionisasi unsur-unsur turun dari atas ke bawah dalam satu golongan, kita 

meramalkan bahwa belerang harus memiliki energi ionisasi yang lebih kecil. 

Soal 4.2. 

Mana dari atom-atom berikut ini yang memiliki energi ionisasi yang lebih 

besar : nitrogen atau pospor ? 

30


4.3. Afinitas Elektron 

Afinitas elektron adalah energi yang dilepaskan atau diperlukan bila satu 

elektron masuk ke orbital terluar suatu atom dalam keadaan gas. 

X(g) + e‾ 

X‾ (g) 

INgAtLAh…. 

Video 6. Afinitas Elektron 

Sumber: https://www.youtube.com/watch?v=LsWG1tzMwYc 

Elektron dapat masuk karena ditarik oleh inti yang bermuatan positif. Di 

sekitar inti terdapat elektron yang menolak elektron lain yang masuk. Jika daya tarik 

inti lebih besar daripada daya tolak elektron, maka dikeluarkan energi saat elektron 

masuk. Sebaliknya, bila daya tarik inti lebih kecil, maka akan diperlukan energi 

Afinitas elektron yang 

bernilai besar dan 

positif berarti bahwa 

ion negatif tersebut 

sangat stabil (yaitu, 

atom tersebut memiliki 

kecenderungan kuat 

untuk menerima 

elektron). 

untuk memasukkan elektron. Jika energi keluar, afinitas elektron bertanda negatif 

(eksotermik) dan bila energi diperlukan bertanda positif (endotermik). Untuk 

memperjelas, mari kita perhatikan proses di mana atom fluorin menerima satu 

elektron dalam keadaan gas. 

F(g) + e‾ F‾ (g) H = -328 kJ 

Tanda 

H menandakan bahwa reaksi di atas merupakan proses eksotermik, tetapi 

afinitas elektron fluorin diberi nilai +328 kJ/mol. Jadi kita dapat berpikir afinitas 

elektron sebagai energi yang harus diberikan untuk melepaskan elektron dari ion 

negatif. Untuk pelepasan satu elektron dari ion fluorida, kita dapat menulis 

F‾ (g) F(g) + e‾ H = +328 kJ 

31


Secara umum bahwa : 

Dalam satu golongan, afinitas elektron berkurang dari atas ke bawah 

Dalam satu periode, afinitas elektron bertambah dari kiri ke kanan 

m 

e 

n 

u 

r 

u 

n 

Gambar 4.3.1. Hubungan afinitas elektron terhadap nomor atom 

Afinitas elektron logam-logam secara umum lebih rendah daripada nonlogam. 

Nilai-nilainya sedikit bervariasi dalam golongan tertentu. Halogen (Golongan VII 

A) memiliki nilai afinitas elektron terbesar. Hal ini tidak mengejutkan saat kita 

menyadari bahwa dengan menerima satu elektron, setiap atom halogen akan 

memilki konfigurasi elektron F‾ adalah 1s 2 2s 2 2p 6 atau [Ne]; untuk Cl‾ adalah [Ne] 

3s 2 3p 6 atau [Ar]; dan seterusnya. Hasil perhitungan menunjukkan bahwa semua gas 

mulia memiliki afinitas elektron kurang dari nol. Jadi anion-anion gas ini, jika 

terbentuk akan tidak stabil. 

32


Contoh 4.3. 

Tentukanlah urutan unsur; P, Cl, S berdasarkan kenaikan afinitas elektronnya. 


Perhatikan bahwa P, Cl, S terdapat dalam periode yang sama (Periode 3) 

karena dalam satu periode nilai afinitas elektron menjadi semakin positif dari 

kiri ke kanan karena P terletak di sebelah kiri S sehingga P lebih kecil daripada 

S, dan S terletak di sebelah kiri Cl sehingga S lebih kecil daripada Cl. Jadi, 

urutan kenaikan afinitas elektron adalah P S Cl 

Soal 4.3. 

Tentukanlah urutan unsur; Se, As, Br berdasarkan penurunan afinitas 

elektronnya. 

4.4. Keelektronegatifan 

Suatu unsur dalam senyawa dapat mempunyai sepasang elektron yang 

dipakai bersama yang membentuk ikatan kovalen, misalnya senyawa HCl 

Sepasang elektron yang dipakai bersama 

Pasangan elektron itu ditarik oleh atom H dan atom Cl, akibatnya berada diantara 

keduanya. Akan tetapi daya tarik Cl lebih kuat daripada H sehingga kedua elektron 

itu lebih lebih dekat ke atom Cl. Kekuatan daya tarik itu disebut keelektronegatifan 

33


unsur. Keelektronegatifan adalah daya tarik atom terhadap pasangan elektron yang 

dipakai bersama dalam ikatan kovalen. 

Video 7. Elektronegativitas 

Sumber: https://www.youtube.com/watch?v=Kj3o0XvhVqQ 

Keelektronegatifan unsur ditentukan oleh muatan inti dan jari-jari 

kovalennya. Nilai mutlak keelektronegatifan tidak dapat diukur, tetapi nilai 

relatifnya dapat dicari seperti dengan cara Pauling. Ia menetapkan unsur flour (F) 

sebagai standar dan berdasarkan itu dihitung nilai untuk unsur yang lain. Data 

keelektronegatifan (pada tabel 4.1.1.) menunjukkan keperiodikan sebagai berikut: 

Dalam satu golongan, keelektronegatifan berkurang dari atas ke bawah 

Dalam satu periode, keelektronegatifan bertambah dari kiri ke kanan 

Unsur dalam satu periode mempunyai jari-jari atom makin kecil dari kiri ke kanan. 

Akibatnya, daya tarik inti terhadap elektron kulit terluar (termasuk pasangan 

elektron yang dipakai bersama) juga bertambah dari kiri ke kanan. 

Keelektronegatifan unsur segolongan berkurang dari atas ke bawah karena 

pertambahan jari-jari atomnya. 

m 

e 

n 

u 

r 

u 

n 

Video 8. Elektronegativitas 

34 

Sumber: https://www.youtube.com/watch?v=6Zkf1UnGjOY


Nilai keelektronegatifan berguna untuk menentukan kecenderungan 

pasangan elektron dalam ikatan. Jika perbedaannnya besar, pasangan itu cenderung 

ke atom yang keelektronegatifannya lebih besar sehingga ikatan bersifat polar. 

Akan tetapi jika perbedaan itu kecil sekali, maka pasangan elektron berada ditengah 

dan tidak polar. 

Contoh 4.4. 

Tentukanlah urutan unsur; N, As, P berdasarkan penurunan 

keelektronegatifan. 


Perhatikan bahwa N, As, P terdapat dalam golongan yang sama (Golongan 

VA) karena dalam satu golongan nilai keelektronegatifan berkurang dari atas 

ke bawah, dan dimana N terletak di atas P sehingga nilai keelektronegatifan 

N lebih besar daripada P, begitu pula P terletak di atas S sehingga nilai 

keelektronegatifan P lebih besar daripada As. Jadi, urutan berdasarkan 

penurunan keelektronegatifan N P As 

Soal 4.4. 

Tentukanlah urutan unsur; Si, S, Cl berdasarkan kenaikan keelektronegatifan. 

5. KERAGAMAN SIFAT-SIFAT KIMIA DALAM UNSUR-UNSUR 

GOLONGAN UTAMA 

Energi ionisasi dan afinitas elektron membantu kimiawan untuk memahami 

jenis-jenis reaksi yang dialami unsur-unsur dan sifat senyawa unsur-unsur tersebut. 

Dengan menggunakan konsep ini, kita dapat meninjau perilaku kimia unsur-unsur 

secara sistematis, dengan memusatkan perhatian khusus pada hubungan antara sifatsifat 

kimia dan konfigurasi elektron. 


Usulan 

Sub Topik 5 : 

‣ Ceramah 


‣ Praktikum 

35


Kecenderungan Umum dalam Sifat-sifat Kimia 

Kita telah mengatakan bahwa unsur-unsur dalam golongan yang sama 

mempunyai kemiripan satu sama lain dalam hal perilaku kimia karena unsur-unsur 

ini memiliki konfigurasi elektron terluar yang mirip. Pernyataan ini, meskipun 

secara umum benar, harus diterapkan secara hati-hati. Kimiawan sudah lama 

mengetahui bahwa anggota pertama dari setiap golongan (yaitu, unsur-unsur pada 

periode kedua dari litium sampai fluorin) berbeda dari anggota lainnya dalam 

golongan yang sama. Misalnya, litium walaupun memperlihatkan banyak sifat-sifat 

khas logam alkali, merupakan satu-satunya logam dalam Golongan IA yang tidak 

membentuk lebih dari satu senyawa dengan oksigen. Umumnya, alasan perbedaan 

tersebut adalah ukuran kecil yang tidak biasa untuk anggota pertama setiap 

golongan dibandingkan dengan anggota lain dalam golongan yang sama. 

Kecenderungan lain dalam perilaku kimia unsur-unsur golongan utama 

adalah hubungan diagonal (diagonal relationship). Hubungan diagonal merujuk 

pada kemiripan yang ada antara pasangan unsur dalam golongan dan periode yang 

berbeda pada tabel periodic. Secara khusus, tiga anggota pertama periode kedua 

(Li, Be, dan B) memperlihatkan banyak kemiripan dengan unsur-unsur yang 

terletak secara diagonal di bawahnya dalam tabel periodik (Gambar 5.1.). Sifat 

kimia litium menyerupai sifat kimia magnesium dalam berbagai hal, hal yang sama 

berlaku untuk berilium dan alumunium dan untuk boron dan silikon. Kita akan 

melihat beberapa contoh yang mengilustrasikan hubungan ini pada bagian 

selanjutnya. 

IA IIA IIIA IVA 

Li Be B C 

Na Mg Al Si 

Gambar 5.1. Hubungan 

diagonal dalam tabel 

periodik 

Dalam membandingkan sifat unsur-unsur dalam golongan Yang sama, harus 

diingat bahwa pembandingan paling berlaku jika kita berurusan dengan unsur-unsur 

jenis yang sama. Panduan ini berlaku untuk unsur-unsur Golongan IA dan IIA, yang 

seluruhnya logam, dan untuk unsur-unsur Golongan VIIA, yang seluruhnya 

nonlogam. Tetapi Golongan IIIA hingga VIA mengandung nonlogam, metalloid 

dan logam, jadi wajar untuk mengharapkan beberapa keragaman dalam sifat-sifat 

kimia walaupun anggota dari golongan yang sama memiliki konfigurasi electron 

terluar yang mirip 

36


Unsur-unsur Golongan 

IA 

Litium (Li) 

Natrium (Na) 

Li 

Na 

K 

Rb 

Cs 

Fr 

INgAtLAh…. 

Kalium (K) Rubidium (Rb) Sesium (Cs) 

Fransium tidak 

ditunjukkan 

karena bersifat 

radioaktif 

Gambar 5.1.1. Unsur-unsur Golongan IA : logam alkali 

Semua unsur-unsur ini memiliki energi ionisasi yang rendah dan karena itu 

memiliki kecenderungan yang besar untuk kehilangan satu elektron valensinya. Pada 

kenyataannya, dalam sebagian besar senyawanya, unsur-unsur tersebut berupa ion 

unipositif. Logam-logam sangat reaktif, sehingga tidak pernah ditemukan dalam 

keadaan bebas di alam. Logam-logam yang bersesuaian tersebut bereaksi dengan air 

menghasilkan gas hidrogen dan hidroksida logam 

2M (s) + 2H2O (l) 

2MOH (aq) + H2 (g) 

di mana M adalah logam alkali. Ketika dibiarkan di udara, unsur-unsur tersebut 

secara bertahap kehilangan kilap logamnya karena bergabung dengan gas oksigen 

37


membentuk oksida. Litium membentuk litium oksida (mengandung ion O 2– ) : 

4Li (s) + O2 (g) 

2Li2O (s) 

Logam alkali lainnya membentuk peroksida (mengandung ion O2 2– ) selain oksida. 

Sebagai contoh, 

2Na (s) + O2 (g) 

Na2O2 (s) 

Kalium, rubidium, dan sesium juga membentuk superoksida (mengandung ion O2 2– ) : 

K (s) + O2 (g) 

KO2 (s) 

Unsur-unsur Golongan IIA 

IIA 

Be 

Mg 

Ca 

Sr 

Ba 

Berilium (Be) Magnesium (Mg) Kalsium (Ca) 

Ra 

Stronsium (Sr) Barium (Ba) Radium (Ra) 

Gambar 5.1.2. Unsur-unsur Golongan IIA : logam alkali tanah 

38


Sebagai suatu golongan, logam alkali tanah agak kurang reaktif dibandingkan dengan 

logam alkali seperti yang ditunjukkan pada video praktikum di bawah ini. 

Video 9. Kereaktifan logam golongan alkali dan alkali tanah 

Baik energi ionisasi pertama maupun kedua turun dari berilium ke barium. Jadi 

kecenderungannya adalah untuk membentuk ion M 2+ (dengan M melambangkan 

atom logam alkali tanah), dan karena itu karakter logamnya meningkat dari atas ke 

bawah dalam golongan itu. Sebagian besar senyawa berilium (BeH2 dan berilium 

halida, seperti BeCl2) dan beberapa senyawa magnesium (misalnya, MgH2) yang 

terdapat di alam berupa molekul dan bukannya berupa ion. Kereaktifan logam alkali 

tanah dengan air cukup beragam. Berilium tidak bereaksi dengan air, magnesium 

bereaksi lambat dengan uap, dan kalsium, stronsium, dan barium cukup reaktif untuk 

menyerang air dingin. 

Ba (s) + 2H2O (l) 

Ba(OH)2 (aq) + H2 (g) 

Kereaktifan logam alkali tanah terhadap oksigen juga meningkat dari Be ke Ba. 

Berilium dan magnesium membentuk oksida (BeO dan MgO) hanya pada suhu 

tinggi, sedangkan CaO, SrO, dan BaO terbentuk pada suhu kamar. 

Magnesium bereaksi dengan asam membentuk gas oksigen : 

Mg (s) + 2H + (aq) 

Mg 2+ (aq) + H2 (g) 

39


Kalsium, stronsium, dan barium juga bereaksi dengan asam menghasilkan gas 

hidrogen. Tetapi, karena logam-logam ini juga menyerang air, dua reaksi yang 

berbeda akan terjadi secara serentak. 

Unsur-unsur Golongan IIIA 

Anggota pertama Golongan IIIA , boron, adalah metaloid; sisanya adalah 

logam (Gambar 5.1.3.). 

IIIA 

B 

Al 

Ga 

In 

Ti 

Boron (B) 

Alumunium (Al) 

SEKILAS INFO…. 

Titik leleh gallium 

yang rendah (29,8 o C) 

menyebabkan unsur 

ini meleleh ketika 

dipegang 

Galium (Ga) Indium (In) Talium (Ti) 

Gambar 5.1.3. Unsur-unsur Golongan IIIA 

Gambar 5.1.3. Unsur-unsur Golongan IIIA 

40


Boron tidak membentuk senyawa ionik biner dan tidak reaktif terhadap gas 

oksigen dan air. Unsur berikut, aluminium, segera membentuk aluminium oksida 

ketika dibiarkan di udara : 

4 Al (s) + 3O2 (g) 2Al2O3 (s) 

Aluminium yang memiliki lapisan pelindung berupa aluminium oksida kurang reaktif 

dibandingkan dengan unsur aluminium. Aluminium hanya membentuk ion tripositif. 

Unsur ini bereaksi dengan asam klorida sebagai berikut : 

2Al (s) + 6H + (aq) 

2Al 3+ (aq) + 3H2 (g) 

Unsur-unsur logam Golongan IIIA yang lain membentuk ion unipositif maupun 

tripositif. Semakin ke bawah dalam golongan itu, ditemukan bahwa ion unipositif 

menjadi lebih stabil daripada ion tripositif. 

Unsur-unsur logam dalam Golongan IIIA juga membenuk banyak senyawa 

molekul. Misalnya, aluminium bereaksi dengan hidrogen membentuk AlH3, yang 

sifat-sifatnya menyerupai BeH2. (Hal ini merupakan satu contoh dari hubungan 

diagonal). Jadi, dari kiri ke kanan dalam tabel periodik, kita mulai melihat pergeseran 

bertahap dari karakter logam ke karakter nonlogam dalam unsur-unsur golongan 

utama. 

Unsur-unsur Golongan IVA 

Anggota pertama Golongan IVA, karbon, adalah nonlogam, dan dua anggota 

berikutnya, silikon dan germanium, adalah metaloid (Gambar 5.1.4.). 

41


IVA 

C 

Si 

Ge 

Sn 

Pb 

Karbon (C) 

Silikon (Si) 

Germanium (Ge) Timah (Sn) Timbal (Pb) 

Gambar 5.1.4. Unsur-unsur Golongan IVA 

Unsur-unsur logam golongan ini, timah dan timbal, tidak bereaksi dengan air tetapi 

bereaksi dengan asam (misalnya, asam klorida) membebaskan gas hidrogen : 

Sn (s) + 2H + (aq) 

Pb (s) + 2H + (aq) 

Sn 2+ (aq) + H2 (g) 

Pb 2+ (aq) + H2 (g) 

Unsur-unsur Golongan IVA membentuk senyawa dengan tingkat oksidasi +2 

dan +4. Untuk karbon dan silikon, tingkat oksidasi +4 adalah yang lebih stabil. 

Misalnya, CO2 lebih stabil daripada CO, dan SiO2 merupakan senyawa stabil, tetapi 

SiO tidak terdapat dalam kondisi normal. Tetapi, dari atas ke bawah dalam golongan 

itu, kecenderungan stabilnya terbalik. Dalam senyawa timah tingkat oksidasi +4 hanya 

42


sedikit lebih stabil dari tingkat oksidasi +2. Dalam senyawa timbal tingkat oksidasi 

+2 lebih stabil. Konfigurasi elektron terluar timbal adalah 6s 2 6p 6 , dan timbal 

cenderung kehilangan hanya elektron 6p (untuk membentuk Pb 2+ ) daripada 

kehilangan elektron 6p dan 6s–nya (untuk membentuk Pb 4+ ). 

Unsur-unsur Golongan VA 

Dalam Golongan VA, nitrogen dan fosfor adalah nonlogam, arsenik dan 

antimon adalah metaloid, dan bismut adalah logam (Gambar 5.1.5.). 

VA 

N 

P 

As 

Sb 

Bi 

Nitrogen (N) 

Fosfor (P) 


Molekul nitrogen 

merupakan gas 

tak berwarna dan 

tak berbau 

Arsen (As) Antimon (Sb) Bismut (Bi) 

Gambar 5.1.5. Unsur-unsur Golongan VA 

43


Jadi kita mengharapkan keragaman sifat-sifat yang lebih luas ke bawah dalam 

golongan itu. Unsur nitrogen adalah gas diatomik (N2). Unsur ini membentuk 

sejumlah oksida (NO, N2O, NO2, N2O4, dan N2O5), dari semuanya hanya N2O5 yang 

berupa padatan; yang lain berwujud gas. Nitrogen memiliki kecenderungan untuk 

menerima tiga elektron untuk membentuk ion nitrida, N 3– (sehingga mencapai 

konfigurasi electron 1s 2 2s 2 2p 6 , yang isoelektron dengan neon). Sebagian besar nitrida 

logam (misalnya, Li3N dan Mg3N2) adalah senyawa ionik, Fosfor terdapat sebagai 

molekul P4. Fosfor membentuk dua oksida padat dengan rumus P4O6 dan P4O10. 

Asam okso yang penting HNO3 dan H3PO4 terbentuk ketika oksida berikut bereaksi 

dengan air. 

N2O5 (s) + H2O (l) 

2HNO3 (aq) 

P4O10 (s) + 6H2O (l) 

2H3PO4 (aq) 

Arsenik, antimon, dan bismut memiliki struktur tiga-dimensi yang luas. Bismut 

merupakan logam yang jauh kurang reaktif dibandingkan dengan logam-logam 

dalam golongan-golongan sebelumnya. 

Unsur-unsur Golongan VIA 

Tiga anggota pertama, Golongan VIA (oksigen, belerang, dan selenium) adalah 

nonlogam, dan dua anggota yang terakhir (telurium dan polonium) adalah metaloid 

(Gambar 5.1.6.). 

VIA 

O 

S 

Se 

Te 

Po 


Belerang (S) Selenium (Se) Telurium (Te) 

Gambar 5.1.6. Unsur-unsur Golongan VIA 

Molekul 

oksigen 

merupakan gas yang tak 

berwarna dan tak 

berbau. Polonium (tidak 

ditunjukkan) karena 

bersifat radioaktif 

44


Oksigen adalah gas diatomik; unsur belerang dan selenium berturut-turut memiliki 

rumus molekul S8 dan Se8; telurium dan polonium memiliki struktur berdimensi tiga 

yang lebih luas. (Polonium adalah unsur radioaktif yang sulit dikaji dalam 

laboratorium). Oksigen memiliki kecenderungan untuk menerima dua elektron untuk 

membentuk ion oksida (O 2 ) dalam banyak senyawa ionik. (Konfigurasi elektron O 2– 

adalah 1s 2 2s 2 2p 6 , yang isoelektron dengan Ne). Belerang, selenium, dan telurium 

juga membentuk anion dinegatif: S 2– , Se 2– dan Te 2– . Unsur-unsur dalam golongan ini 

(khususnya oksigen) membentuk sejumlah besar senyawa molekul dengan nonlogam. 

Senyawa belerang yang penting adalah SO2, SO3, dan H2S. Asam sulfat terbentuk 

ketika belerang trioksida dilarutkan dalam air: 

SO3 (g) + H2O (l) 

H2SO4 (aq) 

Unsur-unsur Golongan VIIA 

Semua halogen adalah nonlogam dengan rumus umum X2, di mana X melambangkan 

unsur halogen (Gambar 5.1.7.). 

VIIA 

F 

Cl 

Br 

I 

At 


Klor (Cl) Brom (Br) Iod (I) 

Gambar 5.1.7. Unsur-unsur Golongan VIIA 

Fluor adalah gas 

yang 

kuning 

yang 

berwarna 

kehijauan 

dapat 

menyerang peralatan 

gelas biasa. Astatin 

bersifat radioaktif 

45


Karena kereaktifannya yang besar, halogen tidak pernah ditemukan dalam bentuk 

unsur bebasnya di alam. (Anggota terakhir Golongan VIIA adalah astatin, suatu 

unsur radioaktif, sifat-sifatnya yang diketahui hanya sedikit). Fluorin sangat reaktif 

sehingga unsur ini dapat menyerang air menghasilkan oksigen : 

2F2 (g) + H2O (l) 

4HF (aq) ) + O2 (g) 

Sebenarnya reaksi antara molekul fluorin dan air cukup rumit; produk yang terbentuk 

bergantung pada kondisi reaksi. Reaksi yang ditunjukkan di sini adalah salah satu 

dari beberapa perubahan yang mungkin terjadi. Halogen memiliki energi ionisasi 

yang tinggi dan afinitas elektron yang bernilai positif besar. Fakta ini menyarankan 

bahwa unsur-unsur ini akan mudah membentuk anion dengan jenis X – . Anion yang 

diturunkan dari halogen (F – , Cl – , Br – , dan I – ) disebut halida. Ion-ion ini isoelektron 

dengan gas mulia. Misalnya, F – isoelektron dengan Ne, Cl – dengan Ar, dan 

seterusnya. Kebanyakan halida logam alkali dan halida logam alkali tanah adalah 

senyawa ionic. Halogen juga membentuk banyak senyawa molekul di antara sesama 

halogen (seperti IClFdan BrF3) dan dengan unsur-unsur nonlogam dalam golongan 

yang lain halogen (seperti NF3, PCl5, dan SF6). Halogen bereaksi dengan hidrogen 

membentuk hidrogen halida: 

H2 (g) + X2 (g) 2HX (g) ) 

Ketika reaksi ini melibatkan fluorin, terjadi ledakan, tetapi reaksinya menjadi 

semakin kurang dahsyat jika kita menggantinya dengan klorin dan iodin. Hidrogen 

halida larut dalam air membentuk asam klorida. Dalam deret ini, asam fluorida (HF) 

adalah yang paling lemah (yakni, HF adalah asam elektrolit lemah), tetapi asam 

lainnya (HCl, HBr, dan HI) adalah asam kuat (atau elektrolit kuat). 

Unsur-unsur Golongan VIIIA 

Semua gas mulia terdapat sebagai spesi monoatomik (Gambar 5.1.8.). 

46


Helium (He) 

Neon (Ne) 

VIIIA 

He 

Ne 

Ar 

Kr 

Xe 

Rn 


Semua gas mulia tidak 

berwarna dan tidak 

berbau. Gambar 

disamping menunjukkan 

warna 

yang 

dipancarkan oleh gasgas 

tersebut. 

Argon (Ar) Kripton (Kr) Xenon (Xe) 

Gambar 5.1.8. Unsur-unsur Golongan VIIIA 

Konfigurasi elektron gas mulia menunjukkan bahwa subkulit terluar atom-atomnya 

ns dan np sudah terisi penuh, yang menandakan kestabilan yang besar. (Konfigurasi 

elektron Helium adalah 1s 2 ). Energi ionisasi Golongan VIIIA merupakan yang 

tertinggi diantara semua unsur, dan gas ini tidak memiliki kecenderungan untuk 

menerima elektron tambahan. Selama bertahun-tahun unsur-unsur ini disebut gas 

inert, dan memang demikian. Sampai tahun 1963 tidak ada yang dapat membuat 

senyawa yang mengandung salah satu unsur-unsur ini. Tetapi suatu percobaan yang 

dilakukan oleh kimiawan Inggris Neil Bartlett menggoncangkan pandangan 

kimiawan yang telah lama berlaku tentang unsur ini. Ketika ia mencampurkan xenon 

47


dengan platina heksafluorida, suatu zat pengoksidasi yang kuat, terjadi reaksi berikut 

(Gambar 5.1.9.) : 

Xe (g) + PtF6 (g) 

XePtF6 (s) 

Sejak itu, sejumlah senyawa xenon (XeF4, XeO3, XeO4, XeOF4) dan sedikit senyawa 

kripton (misalnya KrF2) telah dapat dibuat (Gambar 5.1.10.). Walaupun ada 

ketertarikan yang besar dalam kimia terhadap gas mulia, tetapi senyawa unsur ini 

tidak memiliki penerapan komersial, dan tidak terlibat dalam proses biologis di alam. 

Pada tahun 2000, kimiawan membuat suatu senyawa yang mengandung argon 

(HArF), yang stabil hanya pada suhu yang sangat rendah. Tidak ada senyawa helium 

atau neon yang dikenal. 

48


Aplikasi 

Kegunaan Helium 

Helium digunakan pada balon udara untuk keperluan meteorologi, 

transportasi kayu dari hutan, dan rekreasi. Helium digunakan sebagai 

pengganti H2 karena ringan dan tidak reaktif. 

Helium cair digunakan untuk mendinginkan koil logam pada saat 

scanner, karena titik didihnya rendah. 

Helium digunakan untuk mengganti H2 sebagai campuran gas Heliox 

(He-O2) dalam tabung oksigen pada penyelam dalam, karena selain ringan 

dan tidak reaktif, kelarutannya dalam jaringan tubuh lebih kecil 

dibanding N2. He dapat mencegah masalah jika penyelam muncul di 

permukaan terlalu cepat. Tubuh tidak punya waktu untuk melepas N2 

dalam jaringan. Akibatnya, N2 dilepas ke darah dalam bentuk gelembunggelembung 

yang memblokir aliran darah sehingga menimbulkan rasa sakit 

yang luar biasa. 

49


tAhUKAh ANDA… 

Masalah: Penempatan Hidrogen 

Sekalipun semua unsur mempunyai tempat yang pasti dalam 

tabel berkala, penempatan hidrogen menimbulkan masalah. 

Konfigurasi elektron 1s 1 , memungkinkan penempatan dalam golongan 

IA. Tetapi di bawah suhu dan tekanan normal, hidrogen tidak 

menyerupai sifat-sifat logam alkali. Dalam bab ini sudah dibahas 

(energi ionisasi dan elektronegativitas) dimana nilai-nilai untuk H 

sangat berbeda dengan nilai-nilai untuk logam alkali. Kadangkadang 

hidrogen ditempatkan di ruang untuk unsur yang pada kulit 

terluarnya mempunyai satu elektron lebih sedikit dari gas mulia. 

Penempatan dalam golongan VIIA juga tidak memuaskan, karena 

hidrogen tidak sepenuhnya menyerupai unsur halogen. Pilihan lain 

adalah menempatkan hidrogen di atas unsur karbon, yaitu unsur 

yang mempunyai kemiripan beberapa hal. Keunikan hidrogen 

sehubungan dengan penempatannya dalam tabel berkala berakar 

dari kenyataan bahwa atom hidrogen hanya mempunyai satu 

elektron. 

50


6. KEGUNAAN TABEL PERIODIK UNSUR 

Dalam materi-materi berikutnya sementara perilaku kimia dan fisika dari 

banyak unsur akan dipelajari, dan ternyata bahwa tabel periodik unsur banyak 

membantu. Pertama, tabel periodik unsur merupakan pembantu untuk mengingat dan 

memahami data kimia. Sekilas pandangan pada lambang-lambang dalam grub IA 

membantu kita mengingat akan adanya sejumlah unsur yang menyerupai logam 

Natrium (Na) dalam beberapa segi. Unsur ini adalah litium (Li), kalium (K), rubidium 

(Rb), cesium (Cs), dan juga fransium (Fr) meskipun logam terakhir ini begitu langka, 

sehingga belum banyak diselidiki. 


Usulan 

Sub Topik 6 : 

‣ Ceramah 


Kedua, tabel itu merupakan penunjuk jalan ke ramalan dan teori kimia, karena 

memungkinkan kita menentukan unsur-unsur mana yang mirip satu sama lain. Bukan 

saja unsur-unsur yang mirip itu berperilaku sama, tetapi juga senyawa-senyawanya 

mirip satu sama lain. Misalnya Natrium Klorida (NaCl) atau garam dapur, mempunyai 

sifat-sifat yang mirip dengan sifat KCl atau RbCl. 

Sekali orang yakin dalam menggunakan tabel itu, ia tak hanya dapat 

menalarkan dari suatu senyawa biasa (misalnya asam sulfat (H2SO4)) dan menulis 

rumus senyawa yang lebih langka (H2TeO4), tetapi ia dapat juga berhasil meramalkan 

hal-hal dari H2TeO4 itu berbeda dari H2SO4. 

Tabel periodik unsur bermanfaat secara mengagumkan bagi mereka yang 

mempelajari bangun atom dalam awal abad ini dari Thomson, Aston, Rutherford, 

Moseley, Bohr dan ratusan lainnya. Ketika Moseley melakukan studi sinar-X, ahli-ahli 

fisika sedang mencari sesuatu sifat atom yang akan bertambah secara teratur menurut 

posisi unsur-unsur itu dalam tabel berkala. Ketika mempelajari energi pengionan, 

ilmuwan sedang mencari-cari suatu ciri bangun atom, yang berubah secara berkala 

seperti yang disarankan oleh tabel itu. Satu cara untuk memulai suatu penyelidikan 

ilmiah ialah dengan merancang eksperimen-eksperimen untuk menguji suatu ramalan 

yang dirumuskan dengan jelas. Kegunaan tabel berkala yang terbesar ialah dalam 

membantu kita merumuskan dengan jelas harapan (expectation) kimiawi kita. 

51


LEMBAR KERJA 

Praktikum 

I. Judul : Reaksi nyala alkali dan alkali tanah 

II. Tujuan : Menyelidiki warna nyala dari senyawa logam alkali dan alkali tanah 

III. Alat dan Bahan : 

A. Alat 

No Nama Alat Ukuran Jumlah 

1. Plat tetes - 1 buah 

2. Kawat nikrom - 1 buah 

3. Lampu spiritus - 1 buah 

4. Gelas kimia 100 mL 1 buah 

B. Bahan 

No Nama Bahan Wujud Konsentrasi Warna Jumlah 

1. Natrium klorida (NaCl) Padat - Putih Secukupnya 

2. Kalium klorida (KCl) Padat - Putih Secukupnya 

3. Kalsium klorida (CaCl2) Padat - Putih Secukupnya 

4. Stronsium klorida (SrCl2) Padat - Putih Secukupnya 

5. Barium klorida (BaCl2) Padat - Putih Secukupnya 

6. Asam klorida (HCl) Cair 12 M Bening Secukupnya 

52


IV. Cara Kerja: 

1. Tempatkan zat-zat yang akan diuji ke atas plat tetes dengan menggunakan spatula. 

2. Masukkan HCl pekat ke dalam gelas kimia. 

3. Celupkan ujung kawat nikrom ke dalam HCl lalu bakar. 

4. Celupkan kembali ujung kawat nikrom ke dalam HCl, kemudian ke dalam kristal NaCl yang 

akan diuji sehingga ada kristal yang menempel. 

5. Masukkan ujung kawat tersebut ke dalam nyala api. Catat warna nyala yang dihasilkan pada 

tabel hasil pengamatan. 

6. Ulangi langkah 3-5 untuk kristal KCl, CaCl2, SrCl2, dan BaCl2. 

V. Hasil Pengamatan: 

No Senyawa Logam Rumus Kimia Warna Nyala 

1. 

2. 

3. 

4. 

5. 

VI. Kesimpulan: 

53


RINGKASAN 

Antoine Laurent Lavoisier (1789) membagi unsur-unsur terdiri atas 2 kelompok yakni unsur logam dan 

unsur nonlogam. Triade Dobereiner, John Alexander Reina Newlands dan Dmitri Mendeleev menyusun 

tabel periodik berdasarkan kenaikan massa atom relatif. 

Pada sistem periodik modern unsur-unsur diurutkan berdasarkan kenaikan nomor atomnya, dan karena 

itu juga berdasarkan konfigurasi elektronnya. 

Baris mendatar pada tabel, yang disusun berdasarkan kenaikan nomor atom, dinamakan periode. 

Kolom-kolom tegak, yang berisi unsur-unsur serupa dinamakan golongan. 

Semua unsur blok s dan p disebut golongan utama (A), sedangkan blok d dan f disebut golongan 

transisi (B). 

Golongan dapat ditentukan dari elektron kulit terluarnya atau elektron valensinya yang dimiliki suatu 

unsur dan periode unsur dapat ditentukan dari nilai bilangan kuantum (n) yang terbesar atau n kulit 

terluarnya. 

Jari-jari atom adalah jarak dari inti sampai ke suatu tempat yang mempunyai peluang terbesar untuk 

menemukan elektron di kulit terluarnya. Dalam satu golongan, jari-jari atom makin besar dari atas ke 

bawah dan dalam satu periode, jari-jari atom makin kecil dari kiri ke kanan. 

Energi ionisasi dari suatu atom adalah energi yang harus diserap oleh atom gas agar elektron yang 

tarikannya paling kecil dapat dipisahkan secara sempurna. Dalam satu golongan, energi ionisasi akan 

semakin kecil dari atas ke bawah dan dalam satu periode, energi ionisasinya semakin besar dari kiri ke 

kanan. 

Afinitas elektron adalah energi yang dilepaskan atau diperlukan bila satu elektron masuk ke orbital 

terluar suatu atom dalam keadaan gas. Dalam satu golongan, afinitas elektron berkurang dari atas ke 

bawah dan dalam satu periode, afinitas elektron bertambah dari kiri ke kanan. 

54


Keelektronegatifan adalah daya tarik atom terhadap pasangan elektron yang dipakai bersama dalam 

ikatan kovalen. Dalam satu golongan, keelektronegatifan berkurang dari atas ke bawah dan dalam satu 

periode, keelektronegatifan bertambah dari kiri ke kanan. 

Logam unsur-unsur golongan utama (dalam Golongan IA, IIA, IIIA) cenderung untuk kehilangan 

electron hingga kationnya menjadi isoelektron dengan gas mulia yang terletak sebelum unsur logam itu 

dalam tabel periodic. Nonlogam unsur-unsur golongan utama (dalam Golongan VA, VIA, dan VIIA) 

cenderung untuk menerima electron hingga anionnya menjadi isoelektron dengan gas mulia yang 

terletak setelah unsur-unsur tersebut dalam tabel periodik. Gas mulia sangat stabil karena subkulit ns 

dan np terluar terisi penuh. 

Tabel periodik unsur banyak membantu. Pertama, tabel periodik unsur merupakan pembantu untuk 

mengingat dan memahami data kimia. Kedua, tabel itu merupakan penunjuk jalan ke ramalan dan teori 

kimia, karena memungkinkan kita menentukan unsur-unsur mana yang mirip satu sama lain. 

55


SOAL EVALUASI 

Perkembangan Tabel Periodik Unsur 

1. Jelaskan pengelompokkan unsur-unsur menurut Triade Dobereiner dan jelaskan pula kelemahan 

dari pengelompokkan unsur-unsur ini! 

2. Uraikan secara singkat pentingnya tabel periodik Mendeleev! 

3. Bagaimanakah bunyi hukum Oktaf Newlands! 

4. Uraikan tampilan umum dari tabel periodik modern! 

5. Apakah kontribusi Henry G. Moseley terhadap tabel periodik modern? 

Penggolongan Unsur 

6. Apa yang dimaksud dengan unsur golongan utama ? Berikan nama dan lambang dari enam unsur 

golongan utama! 

7. Bagaimana cara menentukan golongan utama dan golongan transisi pada suatu unsur? 

8. Tulislah konfigurasi elektron terluar untuk: 

a. logam alkali 

b. logam alkali tanah 

c. halogen 

d. gas mulia. 

9. Gunakan logam transisi baris pertama (Sc hingga Zn) sebagai contoh untuk mengilustrasikan ciri 

khas konfigurasi elektron logam transisi! 

10. Apakah yang dimaksud dengan golongan lantanoid dan golongan aktinoid ? Serta berikan contoh 

beberapa unsurnya! 

56


Menentukan Golongan dan Periode 

11. Bagaimanakah cara menentukan golongan dan periode dari suatu unsur? 

12. Tanpa melihat tabel periodik unsur, tulislah konfigurasi elektron unsur-unsur dengan nomor atom 

berikut: (a) 7, (b) 19, (c) 27, dan (d) 39. 

13. Tulislah konfigurasi elektron pada ion-ion berikut: (a) Rb + , (b) Br – , (c) O 2– , (d) Ba 2+ , (e) Zn 2+ , dan 

(f) Bi 3+ . 

14. Untuk unsur-unsur golongan utama, jumlah elektron valensi unsurnya sama dengan nomor 

golongannya. Tunjukkanlah bahwa hal ini benar untuk unsur-unsur berikut: K, Mg, Ga, Si, As, S, 

dan Br. 

15. Terdapat dalam golongan apakah dalam tabel periodic unsur-unsur dengan konfigurasi elektron 

berikut: 

a. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 d. [Ar] 3d 10 4s 2 4p 2 

b. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 e. [Xe] 4f 14 5d 4 6s 2 

c. [Ar] 3d 10 4s 1 

Sifat-sifat Periodik Unsur 

16. Berdasarkan letaknya dalam tabel periodik, pilihlah atom yang memiliki jari-jari atom lebih besar 

pada masing-masing pasangan berikut: (a) Na dan Cs, (b) Be dan Ba, (c) N dan Sb, (d) F dan Br, 

(e) Ne dan Xe. 

17. Gunakan periode ketiga dalam tabel periodik sebagai contoh untuk megilustrasikan perubahan 

energi ionisasi pertama unsur-unsur dari kiri ke kanan. Jelaskan kecenderungan ini! 

18. a. Defenisikan afinitas elektron. Afinitas elektron biasanya diukur pada atom dalam wujud gas. 

Mengapa? 

b. Energi ionisasi selalu bernilai positif, sedangkan afinitas elektron dapat bernilai positif atau 

negatif. Jelaskan! 

57


19. a. Defenisikan keelektronegatifan. Keelektronegatifan unsur dapat ditentukan oleh apa? 

b. Perhatikan unsur Be, O, dan F. Berdasarkan keperiodikannya manakah yang mempunyai 

keelektronegatifan terkecil dan jelaskan mengapa demikian? 

20. Dari kelompok unsur berikut, manakah yang: 

a. mempunyai jari-jari atom terbesar: H, Ar, Ag, Ba, Te, dan Au 

b. memiliki energi ionisasi pertama yang terendah: B, Sr, Al, Br, Mg, dan Pb 

c. Afinitas elektronnya terbesar: Na, I, Ba, Se, Cl, dan P 

d. Elektronegatifitasnya tertinggi: Ca, I, P, Ga, Se, dan Sn 

Keragaman Sifat-sifat Kimia dalam Unsur-unsur Golongan Utama 

21. Jelaskan apa yang dimaksud dengan hubungan diagonal! Sebutkan dua pasang unsur yang 

menunjukkan hubungan ini! 

22. Mengapa unsur-unsur golongan alkali lebih reaktif daripada unsur-unsur golongan alkali tanah? 

23. Unsur-unsur logam golongan IVA tidak bereaksi dengan air tetapi bereaksi dengan asam. 

Tuliskanlah persamaan reaksinya! 

24. Hanya sedikit yang diketahui tentang kimia astatin, anggota terakhir Golongan VIIA. Uraikan sifatsifat 

fisika yang Anda harapkan dimiliki oleh halogen ini! 

Keguaan Tabel Periodik Unsur 

25. Tabel periodik banyak membantu, maka uraikanlah kegunaan dari tabel periodik unsur! 

58


GLOSARIUM 


adalah energi yang dilepaskan atau diperlukan bila satu elektron masuk ke orbital terluar suatu atom. 

Alkali 

adalah kelompok unsur kimia pada Golongan IA tabel periodik, kecuali hidrogen. 

Alkali tanah 

adalah kelompok unsur kimia Golongan IIA pada tabel periodik. 

Bilangan kuantum 

adalah bilangan yang menunjukkan orbit elektron mengelilingi inti pada kulit tertentu. 

Elektron 

adalah partikel subatom yang bermuatan negatif dan umumnya ditulis sebagai e - . 

Elektron valensi 

adalah jumlah elektron pada tingkat energi terluar. 


adalah energi yang harus diserap oleh atom gas agar electron yang tarikannya paling kecil dapat 

dipisahkan secara sempurna. 

Gas mulia 

adalah unsur-unsur golongan VIIIA dalam tabel periodik. Disebut mulia karena unsur-unsur ini sangat 

stabil (sangat sukar bereaksi). 

Golongan 

adalah kolom-kolom tegak, yang berisi unsur-unsur serupa. 

Halogen 

adalah kelompok unsur kimia yang berada pada golongan VIIA di tabel periodik. 

Hubungan diagonal 

adalah kemiripan yang ada antara pasangan unsur dalam golongan dan periode yang berbeda pada tabel 

periodik. 

59


Jari-jari Atom 

adalah jarak dari inti sampai ke suatu tempat yang mempunyai peluang terbesar untuk menemukan 

elektron di kulit terluarnya 

Keelektronegatifan 

adalah daya tarik atom terhadap pasangan elektron yang dipakai bersama dalam ikatan kovalen 

Konfigurasi elektron 

adalah susunan elektron-elektron pada sebuah atom, molekul, atau struktur fisik lainnya. 

Logam 

adalah sebuah unsur kimia yang siap membentuk ion (kation) dan memiliki ikatan logam, dan 

kadangkala dikatakan bahwa ia mirip dengan kation di awan elektron. 

Metaloid 

adalah kelompok unsur kimia yang memiliki sifat antara logam dan non-logam. 

Neutron 

adalah partikel subatomik yang tidak bermuatan (netral) dan memiliki massa 940 MeV/C² (1.6749×10 -27 

kg, sedikit lebih berat dari proton). 

Nonlogam 

adalah kelompok unsur kimia yang bersifat elektronegatif, yaitu lebih mudah menarik elektron valensi 

dari atom lain daripada melepaskannya. 

Orbital 

adalah ruang dimana ditemukannya elektron dalam suatu wilayah yang cukup dekat dengan inti atom. 

Periode 

adalah baris mendatar pada tabel, yang disusun berdasarkan kenaikan nomor atom 

Proton 

adalah partikel subatomik dengan muatan positif sebesar 1,6 × 10 −19 coulomb dan massa 938 MeV 

(1,672623×10 −27 kg, atau sekitar 1.836 kali massa sebuah elektron). 

60


DAFTAR PUSTAKA 

Chang, R., (2003), Kimia Dasar : Konsep-konsep Inti Edisi Ketiga Jilid 1, Erlangga, Jakarta. 

Keenan, C.W., (1990), Kimia Untuk Universitas Edisi Keenam Jilid 1, Erlangga, Jakarta. 

Oxtoby, D.W., (2001), Prinsip-prinsip Kimia Modern, Erlangga, Jakarta. 

Petrucci, R.H., (1987), Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern Edisi Keempat Jilid 1, Erlangga, 

Jakarta. 

Syukri, S., (1999), Kimia Dasar Jilid 1, ITB, Bandung. 

Tim Dosen Kimia Umum., (2012), Kimia Umum 1, UNIMED, Medan. 

http://www.google.com/url?sa=t&rct=j&q=&esrc=s&source=web&cd=1&ved=0ahUKEwiYp_Ozu_T 

MAhUKTI8KHcYiCNEQFggdMAA&url=http%3A%2F%2Fkimiadasar.com%2Fkegunaan-gasmulia%2F&usg=AFQjCNG0D9tuYiHyK1KpIE6e8kxBE4p4dQ 

61


KUNCI JAWABAN 

1. Pengelompokkan unsur menurut Triade Dobereiner adalah Tiga unsur yang disusun berdasarkan 

kenaikan massa atom relatif (Ar)-nya, sehingga Ar unsur kedua kira-kira sama dengan rata-rata 

Ar unsur pertama dan ketiga. Dan kelemahan pengelompokkan ini adalah semakin banyaknya 

ditemukan unsur-unsur, ternyata anggota kelompok unsur yang memiliki sifat sama/mirip tidak 

hanya terdiri dari 3 unsur melainkan lebih banyak. 

3. Bunyi hukum Oktaf Newlands adalah Jika unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom 

relatifnya, maka pada unsur yang kedelapan sifatnya mirip dengan unsur yang pertama, dan 

unsur kesembilan dengan unsur yang kedua, dan seterusnya. 

5. Kontribusi Henry G. Moseley terhadap tabel periodik modern adalah ia menyatakan bahwa sifat-sifat 

kimia unsur merupakan fungsi periodik dari nomor atomnya. Artinya, jika unsur-unsur 

diurutkan berdasarkan kenaikan nomor atomnya, maka sifat-sifat unsur akan berulang secara 

periodik. 

7. Untuk menentukan golongan utama dan golongan transisi pada suatu unsur dilihat dari sub kulit yang 

ditempati oleh electron valensi dari unsur tersebut apabila pada blok s dan p disebut golongan utama 

(A), sedangkan blok d dan f disebut golongan transisi (B). 

9. Dilihat dari konfigurasinya 

21Sc = [Ar] 4s 2 3d 1 26Fe= [Ar] 4s 2 3d 6 

22Ti = [Ar] 4s 2 3d 2 27Co = [Ar] 4s 2 3d 7 

23V= [Ar] 4s 2 3d 3 28Ni = [Ar] 4s 2 3d 8 

24Cr = [Ar] 4s 2 3d 4 29Cu = [Ar] 4s 2 3d 9 

25Mn = [Ar] 4s 2 3d 5 30Zn = [Ar] 4s 2 3d 10 

Dari konfigurasi dilihat bahwa ciri-ciri khas golongan transisi adalah bahwa elektron terakhir 

menempati blok d. 

62


11. Golongan suatu unsur dapat ditentukan dari “elektron valensi” unsur tersebut. Sedangkan periode unsur 

dapat ditentukan dari nilai bilangan kuantum (n) yang terbesar atau n kulit terluarnya. 

13. Konfigurasinya 

a. Rb [Ar] 3d 10 4s 2 4p 6 5s 1 Rb + ([Ar] 3d 10 4s 2 4p 6 ) + e – 

b. Br [Ar] 3d 10 4s 2 4p 5 + e – Br – ([Ar] 3d 10 4s 2 4p 6 ) 

c. O 1s 2 2s 2 4p 4 + 2e – O 2– (1s 2 2s 2 4p 6 ) 

d. Ba [Kr] 4d 10 5s 2 5p 6 6s 2 Ba 2+ ([Kr] 4d 10 5s 2 5p 6 ) + 2e – 

e. Zn [Ar] 3d 10 4s 2 Zn 2+ ([Ar] 3d 8 4s 2 ) + 2e – 

f. Bi [Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 6p 3 Bi 3+ ([Xe] 4f 14 5d 10 6s 2 ) + 3e – 

15. Golongan 

a. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 

elektron valensi menempati sub kulit 3s 2 (x = 2) berarti terletak pada 

Golongan IIA 

b. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 

elektron valensi menempati sub kulit 3s 2 3p 5 (x + y = 2 + 5 = 7) berarti terletak pada Golongan VIIA 

c. [Ar] 3d 10 4s 1 

elektron valensi menempati sub kulit 3d 10 4s 1 (x + y = 10 + 1 = 11) berarti terletak pada Golongan IB 

d. [Ar] 3d 10 4s 2 4p 2 

elektron valensi menempati sub kulit 4s 2 4p 2 (x + y = 2 + 2 = 4) berarti terletak pada Golongan IVA 

e. [Xe] 4f 14 5d 4 6s 2 

elektron valensi menempati sub kulit 5d 4 6s 2 (x + y = 4 + 2 = 6) berarti terletak pada Golongan VIB 

63


17. Unsur-unsur pada periode 3 = Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, dan Ar 

Dalam satu periode energi ionisasi semakin besar dari kiri ke kanan karena banyaknya elektron yang 

akan dilepas semakin banyak sehingga energy ionisasi semakin besar. Maka urutan energi ionisasi pada 

periode 3 adalah Na Mg Al Si P S Cl Ar. 

19. a. Keelektronegatifan adalah daya tarik atom terhadap pasangan elektron yang dipakai bersama dalam 

ikatan kovalen. Keelektronegatifan unsur ditentukan oleh muatan inti dan jari-jari kovalennya. 

b. Be, O, dan F terdapat dalam periode yang sama (periode 2) Be terletak di sebelah kiri O dan F. Oleh 

karena keelektronegatifan bertambah dari kiri ke kanan dalam satu periode. Maka Be O F. 

21. a. Hubungan diagonal merujuk pada kemiripan yang ada antara pasangan unsur dalam golongan dan 

periode yang berbeda pada tabel periodik. 

b. Contohnya Li memperlihatkan banyak kemiripan dengan unsur-unsur yang terletak secara diagonal 

di bawahnya dalam tabel periodik yaitu Mg begitu pula Be dengan Al. 

23. Unsur-unsur logam golongan IVA seperti timah dan timbal, tidak bereaksi dengan air tetapi bereaksi 

dengan asam (misalnya, asam klorida) membebaskan gas hidrogen: 

Sn (s) + 2H + (aq) 

Pb (s) + 2H + (aq) 

Sn 2+ (aq) + H2 (g) 

Pb 2+ (aq) + H2 (g) 

25. Kegunaan dari tabel periodiK unsur adalah: 

 

 

Tabel periodik unsur merupakan pembantu untuk mengingat dan memahami data kimia. Sekilas 

pandangan pada lambang-lambang dalam grub IA membantu kita mengingat akan adanya sejumlah 

unsur yang menyerupai logam Natrium (Na) dalam beberapa segi. Unsur ini adalah litium (Li), 

kalium (K), rubidium (Rb), cesium (Cs), dan juga fransium (Fr) meskipun logam terakhir ini begitu 

langka, sehingga belum banyak diselidiki. 

Tabel itu merupakan penunjuk jalan ke ramalan dan teori kimia, karena memungkinkan kita 

menentukan unsur-unsur mana yang mirip satu sama lain. Bukan saja unsur-unsur yang mirip itu 

berperilaku sama, tetapi juga senyawa-senyawanya mirip satu sama lain. Misalnya Natrium Klorida 

(NaCl) atau garam dapur, mempunyai sifat-sifat yang mirip dengan sifat KCl atau RbCl. 

64


 

Sekali orang yakin dalam menggunakan tabel itu, ia tak hanya dapat menalarkan dari suatu 

senyawa biasa (misalnya asam sulfat (H2SO4)) dan menulis rumus senyawa yang lebih langka 

(H2TeO4), tetapi ia dapat juga berhasil meramalkan hal-hal dari H2TeO4 itu berbeda dari H2SO4. 

 

Tabel periodik unsur bermanfaat secara mengagumkan bagi mereka yang mempelajari bangun atom 

dalam awal abad ini dari Thomson, Aston, Rutherford, Moseley, Bohr dan ratusan lainnya. Ketika 

Moseley melakukan studi sinar-X, ahli-ahli fisika sedang mencari sesuatu sifat atom yang akan 

bertambah secara teratur menurut posisi unsur-unsur itu dalam tabel berkala. 

‘’Today a reader, tomorrow a leader’’ 

‘’Sekarang adalah pembaca, besok 

adalah pemimpin’’ 

65


INDEKS 

A 

K 

Afinitas Elektron 31 Keelektronegatifan 33 

Alkali 19 Konfigurasi elektron 15 

Alkali tanah 19 

B 

Bilangan kuantum 22 Logam 3 

L 

E 

M 

Elektron 15 Metaloid 36 

Elektron valensi 15 

Energi Ionisasi 27 

G 

N 

Gas mulia 47 Nonlogam 3 

Golongan 20 

H 

O 

Halogen 45 Orbital 14 

Hubungan diagonal 36 

J 

P 

Jari-jari Atom 24 Periode 22 

Proton 25 

66


TABEL PERIODIK UNSUR 

67

BAHAN AJAR SISTEM PERIODIK UNSUR 3

You also want an ePaper? Increase the reach of your titles

Delete template?

Save as template?