Tulisan terkirim dikaitan (tagged) ‘Logam’

Ikatan Kimia dan Tata Nama Senyawa Kimia

1 November 2009

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari tentang pembentukan beberapa jenis ikatan kimia, seperti ikatan ionik, ikatan kovalen, serta ikatan kovelen koordinasi. Selain itu, kita juga akan mempelajari cara penulisan rumus dan tata nama berbagai senyawa kimia.

Natrium termasuk logam yang cukup reaktif. Unsur ini berkilau, lunak, dan merupakan konduktor listrik yang baik. Umumnya natrium disimpan di dalam minyak untuk mencegahnya bereaksi dengan air yang berasal dari udara. Jika sepotong logam natrium yang baru dipotong dilelehkan, kemudian diletakkan ke dalam gelas beaker yang terisi penuh oleh gas klorin yang berwarna hijau kekuningan, sesuatu yang sangat menakjubkan akan terjadi. Natrium yang meleleh mulai bercahaya dengan cahaya putih yang semakin lama semakin terang. Sementara, gas klorin akan teraduk dan warna gas mulai menghilang. Dalam beberapa menit, reaksi selesai dan akan diperoleh garam meja atau NaCl yang terendapkan di dalam gelas beaker.

Proses pembentukan garam meja adalah sesuatu yang sangat menakjubkan. Dua zat yang memiliki sifat yang berbeda dan berbahaya dapat bereaksi secara kimiawi menghasilkan senyawa baru yang berperan penting dalam kehidupan.

Natrium adalah logam alkali (IA). Logam natrium memiliki satu elektron valensi dan jumlah seluruh elektronnya adalah 11, sebab nomor atomnya adalah 11. Klorin adalah unsur pada golongan halogen (VIIA)  pada tabel periodik. Unsur ini memiliki tujuh elektron valensi dan jumlah seluruh elektronnya adalah 17.

Gas mulia adalah unsur golongan VIIIA pada tabel periodik yang sangat tidak reaktif, karena tingkat energi valensinya (tingkat energi terluar atau kulit terluar) terisi penuh oleh elektron ( memiliki delapan elektron valensi, kecuali gas helium yang hanya memiliki dua elektron valensi). Meniru konfigurasi elektron gas mulia adalah tenaga pendorong alami dalam reaksi kimia, sebab dengan cara itulah unsur menjadi stabil atau “sempurna”. Unsur gas mulia tidak akan kehilangan, mendapatkan, atau berbagi elektron.

Unsur-unsur lain di golongan A pada tabel periodik mendapatkan, kehilangan, atau berbagi elektron valensi untuk mengisi tingkat energi valensinya agar mencapai keadaan “sempurna”. Pada umumnya, proses ini melibatkan pengisian kulit terluar agar memiliki delapan elektron valensi (dikenal dengan istilah aturan oktet), yaitu unsur akan mendapatkan, kehilangan, atau berbagi elektron untuk mencapai keadaan penuh delapan/oktet.

Natrium memiliki satu elektron valensi. Menurut hukum oktet, unsur ini akan bersifat stabil ketika memiliki delapan elektron valensi. Ada dua kemungkinan bagi natrium untuk menjadi stabil. Unsur ini dapat memperoleh tujuh elektron untuk memenuhi kulit M atau dapat kehilangan satu elektron pada kulit M, sehingga kulit L (yang terisi penuh oleh delapan elektron) menjadi kulit terluar. Pada umumnya, kehilangan atau mendapatkan satu, dua, bahkan kadang-kadang tiga elektron dapat terjadi. Unsur tidak akan kehilangan atau mendapatkan lebih dari tiga elektron. Dengan demikian, untuk mencapai kestabilan, natrium kehilangan satu elektron pada kulit M. Pada keadaan ini, natrium memiliki 11 proton dan 10 elektron. Atom natrium yang pada awalnya bersifat netral, sekarang memiliki satu muatan positif , sehingga menjadi ion (atom yang bermuatan karena kehilangan atau memperoleh elektron). Ion yang bermuatan positif karena kehilangan elektron disebut kation.

11Na  :   2  .  8  .  1

11Na+ :   2  .  8

Ion natrium (Na+) memiliki konfigurasi elektron yang sama dengan neon (10Ne), sehingga merupakan isoelektron dengan neon. Terdapat perbedaan satu elektron antara atom natrium dan ion natrium. Selain itu, reaktivitas kimianya berbeda dan  ukurannya pun berbeda. Kation lebih kecil bila dibandingkan dengan atom netral. Hal ini akibat hilangnya satu elektron saat atom natrium berubah menjadi ion natrium.

Klor memiliki tujuh elektron valensi. Untuk memenuhi aturan oktet, unsur ini dapat kehilangan tujuh elektron pada kulit M atau mendapatkan satu elektron pada kulit M. Oleh karene suatu unsur tidak dapat memperoleh atau kehilangan lebih dari tiga elektron, klor harus mendapatkan satu elektron untuk memenuhi valensi pada kulit M. Pada keadaan ini, klor memiliki 17 proton dan dan 18 elektron, sehingga klor menjadi ion dengan satu muatan negatif (Cl-). Atom klorin netral berubah menjadi ion klorida. Ion dengan muatan negatif karena mendapatkan elektron disebut anion.

17Cl  :   2  .  8  .  7

17Cl- :   2  .  8  .  8

Anion klorida adalah isoelektron dengan argon (18Ar). Anion klorida juga sedikit lebih besar dari atom klor netral. Secara umum, kation lebih kecil dari atomnya dan anion sedikit lebih besar dari atomnya.

Natrium dapat mencapai delapan elektron valensi (kestabilan) dengan melepaskan satu elektron. Sementara, klor dapat memenuhi aturan oktet dengan mendapatkan satu elektron. Jika keduanya berada di dalam satu bejana, jumlah elektron natrium yang hilang akan sama dengan jumlah elektron yang diperoleh oleh klor. Pada keadaan ini, satu elektron dipindahkan dari natrium menuju klor. Perpindahan elektron menghasilkan ion yaitu kation (bermuatan positif) dan anion (bermuatan negatif). Muatan yang berlawanan akan saling tarik-menarik. Kation Na+ menarik anion Cl- dan membentuk senyawa NaCl atau garam meja.

Proses ini merupakan contoh dari ikatan ionik, yaitu ikatan kimia (gaya tarik-menarik yang kuat yang tetap menyatukan dua unsur kimia) yang berasal dari gaya tarik elektrostatik (gaya tarik-menarik dari muatan-muatan yang berlawanan) antara kation dan anion. Senyawa yang memiliki ikatan ionik sering disebut garam. Pada natrium klorida (NaCl), susunan antara ion Na+ dan Cl- membentuk pola yang berulang dan teratur (disebut struktur kristalin). Jenis garam yang berbeda memiliki struktur kristalin yang berbeda. Kation dan anion dapat memiliki lebih dari satu muatan positif atau negatif bila kehilangan atau mendapatkan lebih dari satu elektron. Dengan demikian, mungkin dapat terbentuk berbagai jenis garam dengan rumus kimia yang bervariasi.

Proses dasar yang terjadi ketika natrium klorida terbentuk juga terjadi ketika garam-garam lainnya terbentuk. Unsur logam akan kehilangan elektron membentuk kation dan unsur nonlogam akan mendapatkan elektron membentuk anion. Gaya tarik-menarik antara muatan positif dan negatif menyatukan partikel-partikel dan menghasilkan senyawa ionik.

Secara umum, muatan ion yang dimiliki suatu unsur dapat ditentukan berdasarkan pada letak unsur tersebut pada tabel periodik. Semua logam alkali (unsur IA) kehilangan satu elektron untuk membentuk kation dengan muatan +1. Logam alkali tanah (unsur IIA) kehilangan dua elektronnya untuk membentuk kation +2. Aluminium yang merupakan anggota pada golongan IIIA kehilangan tiga elektronnya untuk membentuk kation +3.

Dengan alasan yang sama, semua halogen (unsur VIIA) memiliki tujuh elektron valensi. Semua halogen mendapatkan satu elektron untuk memenuhi kulit valensi sehingga membentuk anion dengan satu muatan negatif. Unsur VIA mendapatkan dua elektron untuk membentuk anion dengan muatan -2 dan unsur VA mendapatkan tiga elektron untuk membentuk anion dengan muatan -3.

Berikut ini adalah tabel beberapa kation monoatom (satu atom) umum dan beberapa anion monoatom umum yang sering digunakan para ahli kimia.

Beberapa Kation Monoatom Umum
Golongan Unsur Nama Ion Simbol Ion
IA Litium Kation Litium Li+
Natrium Kation Natrium Na+
Kalium Kation Kalium K+
IIA Berilium Kation Berilium Be2+
Magnesium Kation Magnesium Mg2+
Kalsium Kation Kalsium Ca2+
Stronsium Kation Stronsium Sr2+
Barium Kation Barium Ba2+
IB Perak Kation Perak Ag+
IIB Seng Kation Seng Zn2+
IIIA Aluminium Kation Aluminium Al3+
Beberapa Anion Monoatom Umum
Golongan Unsur Nama Ion Simbol Ion
VA Nitrogen Anion Nitrida N3-
Fosfor Anion Fosfida P3-
VIA Oksigen Anion Oksida O2-
Belerang Anion Sulfida S2-
VIIA Fluorin Anion Fluorida F-
Klorin Anion Klorida Cl-
Bromin Anion Bromida Br-
Iodin Anion Iodida I-

Hilanganya sejumlah elektron dari anggota unsur logam transisi (unsur golongan B) lebih sukar ditentukan. Faktanya, banyak dari unsur ini kehilangan sejumlah elektron yang bervariasi, sehingga dapat membentuk dua atau lebih kation dengan muatan yang berbeda. Muatan listrik yang dimiliki ataom disebut dengan bilangan oksidasi. Banyak dari ion transisi (unsur golongan B) memiliki bilangan oksidasi yang bervariasi. Berikut adalah tabel yang menunjukkan beberapa logam transisi umum dengan bilangan oksidasi yang bervariasi.

Beberapa Logam Umum yang Memiliki Lebih dari Satu Bilangan Oksidasi
Golongan Unsur Nama Ion Simbol Ion
VIB Kromium Krom (II) atau Kromo Cr2+
Krom (III) atau Kromi Cr3+
VIIB Mangan Mangan (II) atau Mangano Mn2+
Mangan (III) atau Mangani Mn3+
VIIIB Besi Besi (II) atau Fero Fe2+
Besi (III) atau Feri Fe3+
Kobalt Kobalt (II) atau Kobalto Co2+
Kobalt (III) atau Kobaltik Co3+
IB Tembaga Tembaga (I) atau Cupro Cu+
Tembaga (II) atau Cupri Cu2+
IIB Raksa Merkuri (I) atau Merkuro Hg22+
Merkuri (II) atau Merkuri Hg2+
IVA Timah Timah (II) atau Stano Sn2+
Timah (IV) atau Stani Sn4+
Timbal Timbal (II) atau Plumbum Pb2+
Timbal (IV) atau Plumbik Pb4+

Kation-kation tersebut dapat memiliki lebih dari satu nama. Cara pemberian nama suatu kation adalah dengan menggunakan nama logam dan diikuti oleh muatan ion yang dituliskan dengan angka Romawi di dalam tanda kurung. Cara lama pemberian nama suatu kation adalah menggunakan akhiran –o dan –i. Logam dengan bilangan oksidasi rendah diberi akhiran –o. Sementara, logam dengan bilangan oksidasi tinggi diberi akhiran –i.

Ion tidak selalu monoatom yang tersusun atas hanya satu atom. Ion dapat juga berupa poliatom yang tersusun oleh sekelompok atom. Berikut ini adalah beberapa ion poliatom penting yang disajikan dalam bentuk tabel.

Beberapa Ion Poliatom Penting
Nama Ion Simbol Ion Nama Ion Simbol Ion
Sulfat SO42- Hidrogen Fosfat HPO42-
Sulfit SO32- Dihidrogen Fosfat H2PO4-
Nitrat NO3- Bikarbonat HCO3-
Nitrit NO2- Bisulfat HSO4-
Hipoklorit ClO- Merkuri (I) Hg22+
Klorit ClO2- Amonia NH4+
Klorat ClO3- Fosfat PO43-
Perklorat ClO4- Fosfit PO33-
Asetat CH3COO- Permanganat MnO4-
Kromat CrO42- Sianida CN-
Dikromat Cr2O72- Sianat OCN-
Arsenat AsO43- Tiosianat SCN-
Oksalat C2O42- Arsenit AsO33-
Tiosulfat S2O32- Peroksida O22-
Hidroksida OH- Karbonat CO32-

Ketika suatu senyawa ionik terbentuk, kation dan anion saling menarik menghasilkan garam. Hal yang penting untuk diingat adalah bahwa senyawanya harus netral, yaitu memiliki jumlah muatan positif dan negatif yang sama.

Sebagai contoh, saat logam magnesium direaksikan dengan cairan bromin, akan terbentuk senyawa ionik. Rumus kimia atau formula kimia dari senyawa yang dihasilkan dapat ditentukan melalui konfigurasi elektron masing-masing unsur.

12Mg  :  2  .  8  .  2

35Br  :  2  .  8  .  18  .  7

Magnesium, merupakan unsur logam alkali tanah (golongan IIA), memiliki dua elektron valensi, sehingga dapat kehilangan elektronnya membentuk suatu kation bermuatan +2.

12Mg2+ :   2  .  8

Bromin adalah halogen (golongan VIIA) yang mempunyai tujuh elektron valensi, sehingga dapat memperoleh satu elektron untuk melengkapi keadaan oktet (delapan elektron valensi) dan membentuk anion bromide dengna muatan -1.

35Br- :  2  .  8  .  18  .  8

Senyawa yang terbentuk harus netral, yang berarti jumlah muatan positif dan negatifnya harus sama. Dengan demikian, secara keseluruhan, muatannya nol. Ion magnesium mempunyai muatan +2. Dengan demikian, ion ini memerlukan dua ion bromida yang masing-masing memiliki satu muatan negatif untuk “mengimbangi” muatan +2 dari ion magnesium. Jadi, rumus senyawa yang dihasilkan adalah MgBr2.

Pada saat menuliskan nama senyawa garam, tulislah terlebih dahulu nama logamnya dan kemudian nama nonlogamnya. Sebagai contoh, senyawa yang dihasilkan dari reaksi antara litium dan belerang, Li2S. Pertama kali, tulislah nama logammya, yaitu litium. Kemudian, tulislah nama nonlogamnya, dengan menambah akhiran –ida sehingga belerang (sulfur) menjadi sulfida.

Li2S  :  Litium Sulfida

Senyawa-senyawa ion yang melibatkan ion-ion poliatom juga mengikuti aturan dasar yang sama. Nama logam ditulis terlebih dahulu, kemudian diikuti nama nonlogamnya (anion poliatom tidak perlu diberi akhiran –ida).

(NH4)2CO3 :  Amonium Karbonat

K3PO4 :  Kalium Fosfat

Apabila logam yang terlibat merupakan logam transisi dengan lebih dari satu bilangan oksidasi, terdapat dua cara penamaan yang benar. Sebagai contoh, kation Fe3+ dengan anion CN- dapat membentuk senyawa Fe(CN)3.  Metode yang lebih disukai adalah menggunakan nama logam yang diikuti dengan muatan ion yang ditulis dengan angka Romawi dan diletakkan dalam tanda kurung : Besi (III). Namun, metode penamaan lama masih digunakan, yaitu dengan menggunakan akhiran –o (bilangan oksidasi rendah) dan –i (bilangan oksidasi tinggi). Oleh karena ion Fe3+ memiliki bilangan oksidasi lebih tinggi dari Fe2+, ion tersebut diberi nama ion ferri.

Fe(CN)3 :  Besi (III) Sianida

Fe(CN)3 :  Ferri Sianida

Tidak semua ikatan kimia terbentuk melalui mekanisme serah-terima elektron. Atom-atom juga dapat mencapai kestabilan melalui mekanisme pemakaian bersama pasangan elektron. Ikatan yang terbentuk dikenal dengan istilah ikatan kovelen. Senyawa kovelen adalah senyawa yang hanya memiliki ikatan kovelen.

Sebagai contoh, atom hidrogen memiliki satu elektron valensi. Untuk mencapai kestabilan (isoelektronik dengan helium), atom hidrogen membutuhkan satu elektron tambahan. Saat dua atom hidrogen membentuk ikatan kimia, tidak terjadi peristiwa serah-terima elektron. Yang akan terjadi adalah kedua atom akan menggunakan elektronnya secara bersama-sama. Kedua elektron (satu dari masing-masing hidrogen) menjadi milik kedua atom tersebut. Dengan demikian, molekul H2 terbentuk melalui pembentukan ikatan kovelen, yaitu ikatan kimia yang berasal dari penggunaan bersama satu atau lebih pasangan elektron antara dua atom. Ikatan kovalen terjadi di antara dua unsur nonlogam.

Ikatan kovalen dapat dinyatakan dalam bentuk Struktur Lewis, yaitu representasi ikatan kovelen, dimana elektron yang digunakan bersama digambarkan sebagai garis atau sepasang dot antara dua atom; sementara pasangan elektron yang tidak digunakan bersama (lone pair) digambarkan sebagai pasangan dot pada atom bersangkutan. Pada umumnya, proses ini melibatkan pengisian elektron pada kulit terluar (kulit valensi) yang disebut sebagai aturan oktet, yaitu unsur akan berbagi elektron untuk mencapai keadaan penuh delapan elektron valensi (oktet), kecuali hidrogen dengan dua elektron valensi (duplet).

Atom-atom dapat membentuk berbagai jenis ikatan kovelen. Ikatan tunggal terjadi saat dua atom menggunakan sepasang elektron bersama. Ikatan rangkap dua (ganda) terjadi saat dua atom menggunakan menggunakan dua pasangan elektron bersama. Sementara, ikatan rangkap tiga terjadi saat dua atom menggunakan tiga pasangan elektron bersama.

Senyawa ionik memiliki sifat yang berbeda dari senyawa kovalen. Senyawa ionik, pada suhu kamar, umumnya berbentuk padat, dengan titik didih dan titik leleh tinggi, serta bersifat elektrolit. Sebaliknya, senyawa kovelen, pada suhu kamar, dapat berbentuk padat, cair, maupun gas. Selain itu, senyawa kovalen memiliki titik didih dan titik leleh yang relatif rendah bila dibandingkan dengan senyawa ionik serta cenderung bersifat nonelektrolit.

Ketika atom klorin berikatan secara kovalen dengan atom klorin lainnya, pasangan elektron akan digunakan bersama secara seimbang. Kerapatan elektron yang mengandung ikatan kovalen terletak di tengah-tengah di antara kedua atom. Setiap atom menarik kedua elektron yang berikatan secara sama. Ikatan seperti ini dikenal dengan istilah ikatan kovalen nonpolar.

Sementara, apa yang akan terjadi bila kedua atom yang terlibat dalam ikatan kimia tidak sama? Kedua inti yang bermuatan positif yang mempunyai gaya tarik berbeda akan menarik pasangan elektron dengan derajat (kekuatan) yang berbeda. Hasilnya adalah pasangan elektron cenderung ditarik dan bergeser ke salah satu atom yang lebih elektronegatif. Ikatan semacam ini dikenal dengan istilah ikatan kovalen polar.

Sifat yang digunakan untuk membedakan ikatan kovalen polar dengan ikatan kovalen nonpolar adalah elektronegativitas (keelektronegatifan), yaitu kekuatan (kemampuan) suatu atom untuk menarik pasangan elektron yang berikatan. Semakin besar nilai elektronegativitas, semakin besar pula kekuatan atom untuk menarik pasangan elektron pada ikatan. Dalam tabel periodik, pada satu periode, elektronegativitas akan naik dari kiri ke kanan. Sebaliknya, dalam satu golongan, akan turun dari atas ke bawah.

Ikatan kovelen nonpolar terbentuk bila dua atom yang terlibat dalam ikatan adalah sama atau bila beda elektronegativitas dari atom-atom yang terlibat pada ikatan sangat kecil. Sementara, pada ikatan kovelen polar, atom yang menarik pasangan elektron pengikat dengan lebih kuat akan sedikit lebih bermuatan negatif; sedangkan atom lainnya akan menjadi sedikit lebih bermuatan positif. Ikatan ini terbentuk bila atom-atom yang terlibat dalam ikatan adalah berbeda. Semakin besar beda elektronegativitas, semakin polar pula ikatan yang bersangkutan. Sebagai tambahan, apabila beda elektronegativitas atom-atom sangat besar, maka yang akan terbentuk justru adalah ikatan ionik. Dengan demikian, beda elektronegativitas merupakan salah satu cara untuk meramalkan jenis ikatan yang akan terbentuk di antara dua unsur yang berikatan.

Perbedaan Elektronegativitas Jenis Ikatan yang Terbentuk
0,0 sampai 0,2 Kovalen nonpolar
0,3 sampai 1,4 Kovalen polar
> 1,5 Ionik

Ikatan kovalen koordinasi (datif) terjadi saat salah satu unsur menyumbangkan sepasang elektron untuk digunakan secara bersama-sama dengan unsur lain yang membutuhkan elektron. Sebagai contoh, reaksi antara molekul NH3 dan ion H+ membentuk ion NH4+. Molekul NH3 memiliki sepasang elektron bebas yang digunakan bersama-sama dengan ion H+. Molekul NH3 mendonorkan elektron, sedangkan ion H+ menerima elektron. Kedua elektron digunakan bersama-sama.

Pada dasarnya senyawa kovalen memiliki aturan tata nama yang tidak berbeda jauh dari senyawa ionik. Tulislah nama unsur pertama, kemudian diikuti dengan nama unsur kedua yang diberi akhiran –ida.

HCl  :  Hidrogen Klorida

SiC  :  Silikon Karbida

Apabila masing-masing unsur terdiri lebih dari satu atom, prefik yang menunjukkan jumlah atom digunakan. Prefik yang sering digunakan dalam penamaan senyawa kovelen dapat dilihat pada tabel berikut.

Prefik Jumlah Atom Prefik Jumlah Atom
Mono- 1 Heksa- 6
Di- 2 Hepta- 7
Tri- 3 Okta- 8
Tetra- 4 Nona- 9
Penta- 5 Deka- 10

CO  :  Monokarbon Monoksida atau Karbon Monoksida

CO2 :  Monokarbon Dioksida atau Karbon Dioksida

Catatan : awalan mono- pada unsur pertama dapat dihilangkan

SO2 :  Sulfur Dioksida

SO3 :  Sulfur Trioksida

N2O4 :  Dinitrogen Tetraoksida

Senyawa kovalen yang mengandung atom Hidrogen (H) tidak menggunakan tata nama di atas, tetapi menggunakan nama trivial yang telah dikenal sejak dahulu.

B2H6 :  Diborana                            PH3 :  Fosfina

CH4 :  Metana                               H2O  :  Air

SiH4 :  Silana                                 H2S  :  Hidrogen Sulfida

NH3 :  Amonia

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya.

Kimia Unsur Golongan Utama

15 Oktober 2009

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari mengenai sifat fisika dan sifat kimia unsur-unsur golongan utama, terutama Golongan Gas Mulia (VIIIA), Halogen (VIIA), Alkali (IA), Alkali Tanah (IIA), serta Unsur-Unsur Periode Ketiga. Selain itu, kita akan mempelajari reaksi kimia, cara pemurnian, serta kegunaan unsur-unsur tersebut dalam kehidupan sehari-hari.

Gas Mulia (Noble Gas)

Gas Mulia (Noble Gas) adalah bagian kecil dari atmosfer. Gas Mulia terletak pada Golongan VIIIA dalam sistem periodik. Gas mulia terdiri dari unsur Helium (He), Neon (Ne), Argon (Ar), Kripton (Kr), Xenon (Xe), dan Radon (Rn). Keistimewaan unsur-unsur gas mulia adalah memiliki konfigurasi elektron yang sempurna (lengkap), dimana setiap kulit dan subkulit terisi penuh elektron. Dengan demikian, elektron valensi unsur gas mulia adalah delapan (kecuali unsur Helium dengan dua elektron valensi). Konfigurasi demikian menyebabkan gas mulia cenderung stabil dalam bentuk monoatomik dan sulit bereaksi dengan unsur lainnya.

Keberadaan unsur-unsur Gas Mulia pertama kali ditemukan oleh Sir William Ramsey. Beliau adalah ilmuwan pertama yang berhasil mengisolasi gas Neon, Argon, Kripton, dan Xenon dari atmosfer. Beliau juga menemukan suatu gas yang diisolasi dari peluruhan mineral Uranium, yang mempunyai spektrum sama seperti unsur di matahari, yang disebut Helium. Helium terdapat dalam mineral radioaktif dan tercatat sebagai salah satu gas alam di Amerika Serikat. Gas Helium diperoleh dari peluruhan isotop Uranium dan Thorium yang memancarkan partikel α. Gas Radon, yang semua isotopnya radioaktif dengan waktu paruh pendek, juga diperoleh dari rangkaian peluruhan Uranium dan Thorium.

Saat mempelajari reaksi kimia dengan menggunakan gas PtF6 yang sangat reaktif, N. Bartlett menemukan bahwa dengan oksigen, akan terbentuk suatu padatan kristal [O­2]+[PtF6]-. Beliau mencatat bahwa entalpi pengionan Xenon sama dengan O2. Dengan demikian, suatu reaksi yang analog diharapkan dapat terjadi. Ternyata, hal tersebut benar. Pada tahun 1962, beliau melaporkan senyawa pertama yang berhasil disintesis menggunakan Gas Mulia, yaitu padatan kristal merah dengan formula kimia [Xe]+[PtF6]-. Selanjutnya, berbagai senyawa Gas Mulia juga berhasil disintesis, diantaranya XeF2, XeF4, XeF6, XeO4, dan XeOF­4.

Seluruh unsur Gas Mulia merupakan gas monoatomik. Dalam satu golongan, dari He sampai Rn, jari-jari atom meningkat. Dengan demikian,ukuran atom Gas Mulia meningkat, menyebabkan gaya tarik-menarik antar atom (Gaya London) semakin besar. Hal ini mengakibatkan kenaikan titik didih unsur dalam satu golongan. Sementara energi ionisasi dalam satu golongan menurun dari He sampai Rn. Hal ini menyebabkan unsur He, Ne, dan Ar tidak dapat membentuk senyawa (energi ionisasinya sangat tinggi), sementara unsur Kr dan Xe dapat membentuk senyawa (energi ionisasinya relatif rendah dibandingkan Gas Mulia lainnya). Gas Argon merupakan Gas Mulia yang paling melimpah di atmosfer (sekitar 0,934% volume udara), sedangkan Gas Helium paling melimpah di jagat raya (terlibat dalam reaksi termonuklir pada permukaan matahari). (klik di sini untuk melihat sifat Gas Mulia dalam Tabel Periodik)

Gas Neon, Argon, Kripton, dan Xenon diperoleh dengan fraksionasi udara cair. Gas-gas tersebut pada dasarnya bersifat inert (stabil/lembam), sebab kereaktifan kimianya yang rendah, sebagai konsekuensi dari konfigurasi elektron yang lengkap. Kegunaan utama gas Helium adalah sebagai cairan dalam krioskopi. Gas Argon digunakan untuk menyediakan lingkungan yang inert dalam peralatan laboratorium, dalam pengelasan, dan dalam lampu listrik yang diisi gas. Sementara gas Neon digunakan untuk tabung sinar pemutusan muatan.

Halogen (Halogen)

Unsur Halogen (Golongan VIIA) adalah unsur-unsur nonlogam yang reaktif. Halogen terdiri dari unsur Fluor (F), Klor (Cl), Brom (Br), Iod (I), dan Astatin (At). Astatin adalah unsur radioaktif dengan waktu hidup (life time) yang sangat singkat dan mudah meluruh menjadi unsur lain. Dalam pembahasan ini, kita hanya akan membicarakan empat unsur pertama Halogen. Secara umum, unsur Halogen bersifat toksik dan sangat reaktif. Toksisitas dan reaktivitas Halogen menurun dari Fluor sampai Iod. (klik di sini untuk melihat sifat Halogen dalam Tabel Periodik)

Dalam satu golongan, dari Fluor sampai Iod, jari-jari atom meningkat. Akibatnya, interaksi antar atom semakin kuat, sehingga titik didih dan titik leleh pun meningkat. Dalam keadaan standar (tekanan 1 atm dan temperatur 25°C), Fluor adalah gas berwarna kekuningan, Klor adalah gas berwarna hijau  pucat, Brom adalah cairan berwarna merah kecoklatan, dan Iod adalah padatan berwarna ungu-hitam. Energi ionisasi menurun dalam satu golongan , demikian halnya keelektronegatifan dan potensial standar reduksi (E°red). Ini berarti, Flour paling mudah tereduksi (oksidator kuat), sedangkan Iod paling sulit tereduksi (oksidator lemah).

Beberapa keistimewaan unsur Fluor yang tidak dimiliki unsur Halogen lainnya adalah sebagai berikut :

1. Fluor adalah unsur yang paling reaktif dalam Golongan Halogen. Hal ini terjadi akibat energi ikatan F-F yang relatif rendah (150,6 kJ/mol) dibandingkan energi ikatan Cl-Cl (242,7 kJ/mol) maupun Br-Br (192,5 kJ/mol). Sebagai tambahan, ukuran atom F yang kecil menyebabkan munculnya tolakan yang cukup kuat antar lone pair F-F, sehingga ikatan F-F tidak stabil dan mudah putus. Hal ini tidak terjadi pada ikatan Cl-Cl maupun Br-Br sehingga keduanya relatif stabil dibandingkan ikatan F-F.

2. Senyawa Hidrogen Fluorida (HF) memiliki titik didih tertinggi akibat adanya ikatan Hidrogen. Sementara senyawa halida lainnya (HCl, HBr, dan HI) memiliki titik didih yang relatif rendah.

3. Hidrogen Fluorida (HF) adalah asam lemah, sedangkan asam halida lainnya (HCl, HBr, dan HI) adalah asam kuat.

4. Gas Fluor dapat bereaksi dengan larutan natrium hidroksida (NaOH) membentuk oksigen difluorida yang dapat dinyatakan dalam persamaan reaksi berikut :

2 F2(g) +  2 NaOH(aq) ——> 2 NaF(aq) +  H2O(l) + OF2(g)

Sementara itu, reaksi yang analog juga terjadi pada Klor dan Brom, dengan produk yang berbeda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Cl2(g) +  2 NaOH(aq) ——> NaCl(aq) +  NaOCl(aq) +  H2O(l)

Br2(l) +  2 NaOH(aq) ——> NaBr(aq) +  NaOBr(aq) +  H2O(l)

Kedua reaksi di atas dikenal dengan istilah Reaksi Disproporsionasi (Autoredoks). Iod tidak dapat bereaksi dalam kondisi ini

5. Senyawa Perak Fluorida (AgF) mudah larut dalam air, sedangkan perak halida lainnya (AgCl, AgBr, dan AgI) sukar larut dalam air.

Unsur Halogen membentuk berbagai variasi senyawa. Dalam keadaan standar, unsur bebas Halogen membentuk molekul diatomik (F2, Cl2, Br2, I2). Oleh karena kereaktifannya yang besar, Halogen jarang ditemukan dalam keadaan bebas. Halogen umumnya ditemukan dalam bentuk senyawa. Halogen yang ditemukan dalam air laut berbentuk halida (Cl-, Br-, dan I-). Sementara di kerak bumi, halogen berikatan dalam mineral, seperti Fluorite (CaF2) dan kriolit (Na3AlF6).

Antar Halogen dapat mengalami reaksi kimia. Oleh karena kekuatan oksidator menurun dari Fluor sampai Iod, Halogen dapat mengoksidasi Ion Halida yang terletak di bawahnya (displacement reaction). Dengan demikian, reaksi yang terjadi antar Halogen dapat disimpulkan dalam beberapa pernyataan di bawah ini :

1. F2 dapat mengoksidasi Cl- menjadi Cl2, Br- menjadi Br2, serta I- menjadi I2.

2. Cl2 dapat mengoksidasi Br- menjadi Br2, serta I- menjadi I2. Cl2 tidak dapat mengoksidasi F- menjadi F2.

3. Br2 dapat mengoksidasi I- menjadi I2. Br2 tidak dapat mengoksidasi F- menjadi F2 maupun Cl- menjadi Cl2.

4. I2 tidak dapat mengokisdasi F- menjadi F2, Cl- menjadi Cl2, serta Br- menjadi Br2.

Gas F2 dapat diperoleh dari elektrolisis cairan (bukan larutan) Hidrogen Fluorida yang diberi sejumlah padatan Kalium Fluorida untuk meningkatkan konduktivitas pada temperatur di atas 70°C. Di katoda, ion H+ akan tereduksi menjadi gas H2, sedangkan di anoda, ion F akan teroksidasi menjadi gas F2.

Gas Cl2 dapat di peroleh melalui elektrolisis lelehan NaCl maupun elektrolisis larutan NaCl. Melalui kedua elektrolisis tersebut, ion Cl- akan teroksidasi membentuk gas Cl2 di anoda. Gas Cl2 juga dapat diperoleh melalui proses klor-alkali, yaitu elektrolisis larutan NaCl pekat (brine). Reaksi yang terjadi pada elektrolisis brine adalah sebagai berikut :

2 NaCl(aq) +  2 H2O(l) ——> 2 NaOH(aq) +  H2(g) +  Cl2(g)

Di laboratorium, unsur Klor, Brom, dan Iod dapat diperoleh melalui reaksi alkali halida (NaCl, NaBr, NaI) dengan asam sulfat pekat yang dipercepat dengan penambahan MnO2 sebagai katalis. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

MnO2(s) +  2 H2SO4(aq) +  2 NaCl(aq) ——> MnSO4(aq) +  Na2SO4(aq) +  2 H2O(l) +  Cl2(g)

MnO2(s) +  2 H2SO4(aq) +  2 NaBr(aq) ——> MnSO4(aq) +  Na2SO4(aq) +  2 H2O(l) +  Br2(l)

MnO2(s) +  2 H2SO4(aq) +  2 NaI(aq) ——> MnSO4(aq) +  Na2SO4(aq) +  2 H2O(l) +  I2(s)

Halida dibedakan menjadi dua kategori, yaitu halida ionik dan halida kovalen. Fluorida dan klorida dari unsur logam, terutama unsur Alkali dan Alkali Tanah (kecuali Berilium) merupakan halida ionik. Sementara, flurida dan klorida dari unsur nonlogam, seperti Belerang dan Fosfat merupakan halida kovalen. Bilangan oksidasi Halogen bervariasi dari -1 hingga +7 (kecuali Fluor). Unsur Fluor yang  merupakan unsur dengan keelektronegatifan terbesar di alam, hanya memiliki bilangan oksidasi 0 (F2) dan -1 (fluorida).

Halogen dapat bereaksi dengan Hidrogen menghasilkan Hidrogen Halida. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

X2(g) +  H2(g) ——> 2 HX(g)

X = F, Cl, Br, atau I

Reaksi ini (khususnya pada F2 dan Cl2)menimbulkan ledakan hebat (sangat eksotermis). Oleh karena itu, reaksi tersebut  jarang digunakan di industri. Sebagai pengganti, hidrogen halida dapat dihasilkan melalui reaksi klorinasi hidrokarbon. Sebagai contoh :

C2H6(g) +  Cl2(g) ——> C2H5Cl(g) +  HCl(g)

Di laboratorium, hidrogen halida dapat diperoleh melalui reaksi antara logam halida dengan asam sulfat pekat. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CaF2(s) +  H2SO4{aq) ——> 2 HF(g) +  CaSO4(s)

2 NaCl(s) +  H2SO4(aq) ——-> 2 HCl(g) +  Na2SO4(aq)

Hidrogen Bromida dan Hidrogen Iodida tidak dapat dihasilkan melalui cara ini, sebab akan terjadi reaksi oksidasi (H2SO4 adalah oksidator kuat) yang menghasilkan Brom dan Iod. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 NaBr(s) +  2 H2SO4(aq) ——> Br2(l) +  SO2(g) +  Na2SO4(aq) +  2 H2O(l)

Hidrogen Bromida dapat dibuat melalui beberapa reaksi berikut :

P4(s) +  6 Br2(l) ——> 4 PBr3(l)

PBr3(l) +  3 H2O(l) ——> 3 HBr(g) +  H3PO3(aq)

Hidrogen Iodida dapat diperoleh dengan cara serupa.

Hidrogen Fluorida memiliki kereaktifan yang tinggi. Senyawa ini dapat bereaksi dengan silika melalui persamaan reaksi berikut :

6 HF(aq) +  SiO2(s) ——> H2SiF6(aq) +  2 H2O(l)

Hidrogen Fluorida juga digunakan dalam proses pembuatan gas Freon. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CCl4(l) +  HF(g) ——> CCl3F(g) +  HCl(g)

CCl3F(g) +  HF(g) ——> CCl2F2(g) +  HCl(g)

Larutan Hidrogen Halida bersifat asam. Urutan kekuatan asam halida adalah HF << HCl < HBr < HI. Sedangkan urutan kekuatan asam oksi adalah HXO < HXO2 < HXO3 < HXO4 (X = Cl, Br, atau I).

Fluor (khususnya NaF) ditambahkan ke dalam air minum untuk mencegah terbentuknya karies (kerak atau plak) gigi. Senyawa lain, Uranium Fluorida, UF6, digunakan untuk memisahkan isotop radioaktif  Uranium (U-235 dan U-238). Di bidang industri, Fluor digunakan untuk menghasilkan poli tetra fluoro etilena (Teflon).

Klor (khusunya Klorida, Cl-) memegang peranan penting dalam sistem kesetimbangan cairan interseluler dan ekstraseluler dalam organisme. Di bidang industri, Klor digunakan sebagai bahan pemutih (bleaching agent) pada industri kertas dan tekstil. Bahan pembersih rumah tangga umumnya mengandung sejumlah Klor (khususnya NaClO) yang berperan sebagai bahan aktif pengangkat kotoran. Sementara, senyawa klor lainnya, HClO, berfungsi sebagai agen desinfektan pada proses pemurnian air. Reaksi yang terjadi saat gas Klor dilarutkan dalam air adalah sebagai berikut :

Cl2(g) +  H2O(l) ——> HCl(aq) +  HClO(aq)

Ion OCl- yang dihasilkan dari reaksi tersebut berperan sebagai agen desinfektan yang membunuh kuman dalam air.

Metana yang terklorinasi, seperti Karbon Tetraklorida (CCl4) dan Kloroform (CHCl3) digunakan sebagai pelarut senyawa organik. Klor juga digunakan dalam pembuatan insektisida, seperti DDT. Akan tetapi, penggunaan DDT dapat mencemari lingkungan, sehingga kini penggunaannya dilarang atau dibatasi sesuai dengan Undang-Undang Lingkungan. Klor juga digunakan sebagai bahan baku pembuatan poli vinil klorida (PVC).

Senyawa Bromida ditemukan di air laut (ion Br-). Brom digunakan sebagai bahan dasar pembuatan senyawa Etilena Dibromida (BrCH2CH2Br), suatu insektisida. Senyawa ini sangat karsinogenik. Di samping itu, Brom juga dapat bereaksi dengan Perak menghasilkan senyawa Perak Bromide (AgBr) yang digunakan dalam lembaran film fotografi.

Iod jarang digunakan dalam kehidupan sehari-hari. Larutan Iod dalam alkohol (50% massa) sering digunakan di dunia medis sebagai zat antiseptik. Iod juga merupakan salah satu komponen dari hormon tiroid. Defisiensi Iod dapat mengakibatkan pembengkakan kelenjar gondok.

Alkali (Alkali)

Logam Alkali (Golongan IA) adalah unsur yang sangat elektropositif (kurang elektronegatif). Umumnya, logam Alkali berupa padatan dalam suhu ruang. Unsur Alkali terdiri dari Litium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Sesium (Cs), dan Fransium (Fr). Fransium jarang dipelajari sebagai salah satu anggota unsur Golongan IA, sebab Fransium adalah unsur radioaktif yang tidak stabil dan cenderung meluruh membentuk unsur baru lainnya. Dari konfigurasi elektron unsur, masing-masing memiliki satu elektron valensi . Dengan demikian, unsur Alkali cenderung membentuk ion positif bermuatan satu (M+). (klik di sini untuk melihat sifat Alkali dalam Tabel Periodik)

Dalam satu golongan, dari Litium sampai Sesium, jari-jari unsur akan meningkat. Letak elektron valensi terhadap inti atom semakin jauh. Oleh sebab itu, kekuatan tarik-menarik antara inti atom dengan elektron valensi semakin lemah. Dengan demikian, energi ionisasi akan menurun dari Litium sampai Sesium. Hal yang serupa juga ditemukan pada sifat keelektronegatifan unsur .

Secara umum, unsur Alkali memiliki titik leleh yang cukup rendah dan lunak, sehingga logam Alkali dapat diiris dengan pisau. Unsur Alkali sangat reaktif, sebab mudah melepaskan elektron (teroksidasi) agar mencapai kestabilan (konfigurasi elektron ion Alkali menyerupai konfigurasi elektron Gas Mulia). Dengan demikian, unsur Alkali jarang ditemukan bebas di alam. Unsur Alkali sering dijumpai dalam bentuk senyawanya. Unsur Alkali umumnya bereaksi dengan unsur lain membentuk senyawa halida, sulfat, karbonat, dan silikat.

Natrium dan Kalium terdapat dalam jumlah yang melimpah di alam. Keduanya terdapat dalam mineral seperti albite (NaAlSi3O8) dan ortoklas (KAlSi3O8). Selain itu, mineral lain yang mengandung Natrium dan Kalium adalah halite (NaCl), Chile saltpeter (NaNO3), dan silvit (KCl).

Logam Natrium dapat diperoleh dari elektrolisis lelehan NaCl (proses Down). Titik leleh senyawa NaCl cukup tinggi (801°C), sehingga diperlukan jumlah energi yang besar untuk melelehkan padatan NaCl. Dengan menambahkan zat aditif CaCl2, titik leleh dapat diturunkan menjadi sekitar 600°C, sehingga proses elektrolisis dapat berlangsung lebih efektif tanpa pemborosan energi.

Sebaliknya, logam Kalium tidak dapat diperoleh melalui metode elektrolisis lelehan KCl. Logam Kalium hanya dapat diperoleh melalui reaksi antara lelehan KCl dengan uap logan Natrium pada suhu 892°C. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Na(g) +  KCl(l) <——>  NaCl(l) +  K(g)

Natrium dan Kalium adalah unsur logam yang sangat reaktif. Logam Kalium lebih reaktif dibandingkan logam Natrium. Kedua logam tersebut dapat berekasi dengan air membentuk hidroksida. Saat direaksikan dengan oksigen dalam jumlah terbatas, Natrium dapat membentuk oksidanya (Na2O). Namun, dalam jumlah oksigen berlebih, Natrium dapat membentuk senyawa peroksida (Na2O2).

2 Na(s) +  O2(g) ——> Na2O2(s)

Natrium peroksida bereaksi dengan air menghasilkan larutan hidroksida dan hidrogen peroksida. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Na2O2(s) +  2 H2O(l) ——> 2 NaOH(aq) +  H2O2(aq)

Sama seperti Natrium, logam Kalium dapat membentuk peroksida saat bereaksi dengan oksigen berlebih. Selain itu, logam Kalium juga membentuk superoksida saat dibakar di udara. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

K(s) +  O2(g) ——> KO2(s)

Saat Kalium Superoksida dilarutkan dalam air, akan dibentuk gas oksigen. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 KO2(s) +  2 H2O(l) ——> 2 KOH(aq) +  O2(g) +  H2O2(aq)

Unsur Natrium dan Kalium berperan penting dalam mengatur keseimbangan cairan dalam tubuh. Ion Natrium dan ion Kalium terdapat dalam cairan intraseluler dan ekstraseluler. Keduanya berperan penting dalam menjaga tekanan osmosis cairan tubuh serta mempertahankan fungsi enzim dalam mengkatalisis reaksi biokimia dalam tubuh.

Natrium Karbonat (soda abu) digunakan dalam industri pengolahan air dan industri pembuatan sabun, detergen, obat-obatan, dan zat aditif makanan. Selain itu, Natrium Karbonat digunakan juga pada industri gelas. Senyawa ini dibentuk melalui proses Solvay. Reaksi yang terjadi pada proses Solvay adalah sebagai berikut :

NH3(aq) +  NaCl(aq) +  H2CO3(aq) ——> NaHCO3(s) +  NH4Cl(aq)

2 NaHCO3(s) ——> Na2CO3(s) +  CO2(g) + H2O(g)

Sumber mineral lain yang mengandung senyawa Natrium Karbonat adalah trona, dengan formula kimia [Na5(CO3)2(HCO3).2H2O]. Mineral ini ditemukan dalam jumlah besar di Wyoming, Amerika Serikat. Ketika mineral trona dipanaskan, akan terjadi reaksi penguraian sebagai berikut :

2 Na5(CO3)2(HCO3).2H2O(s) ——> 5 Na2CO3(s) +  CO2(g) +  3 H2O(g)

Natrium Hidroksida dan Kalium Hidroksida masing-masing diperoleh melalui elektrolisis larutan NaCl dan KCl. Kedua hidroksida ini merupakan basa kuat dan mudah larut dalam air. Larutan NaOH digunakan dalam pembuatan sabun . Sementara itu, larutan KOH digunakan sebagai larutan elektrolit pada beberapa baterai (terutama baterai merkuri).

Chile saltpeter (Natrium Nitrat) terurai membentuk gas oksigen pada suhu 500°C. Reaksi penguraian yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 NaNO3(s) ——> 2 NaNO2(s) +  O2(g)

Kalium Nitrat (saltpeter) dapat dibuat melalui reaksi berikut :

KCl(aq) +  NaNO3(aq) ——> KNO3(aq) +  NaCl(aq)

Alkali Tanah (Alkaline Earth)

Unsur Alkali Tanah mempunyai sifat yang menyerupai unsur Alkali. Unsur Alkali Tanah umumnya merupakan logam, cenderung membentuk ion positif, dan bersifat konduktif, baik termal maupun elektrik. Unsur Alkali Tanah kurang elektropositif (lebih elektronegatif) dan kurang reaktif bila dibandingkan unsur Alkali. Semua unsur Golongan IIA ini memiliki sifat kimia yang serupa, kecuali Berilium (Be). Yang termasuk unsur Golongan IIA adalah Berilium (Be), Magnesium (Mg), Kalsium (Ca), Stronsium (Sr), Barium (Ba), dan Radium (Ra). Radium jarang dipelajari sebagai salah satu anggota unsur Golongan IIA, sebab Radium adalah unsur radioaktif yang tidak stabil dan cenderung meluruh membentuk unsur baru lainnya. Konfigurasi elektron menunjukkan unsur-unsur Golongan IIA memiliki dua elektron valensi. Dengan demikian, untuk mencapai kestabilan, unsur Golongan IIA melepaskan dua elektron membentuk ion bermuatan positif dua (M2+). (klik di sini untuk melihat sifat Alkali Tanah dalam Tabel Periodik)

Dalam satu golongan, dari Berilium sampai Barium, jari-jari unsur meningkat. Peningkatan ukuran atom diikuti dengan peningkatan densitas unsur. Sebaliknya, energi ionisasi dan keelektronegatifan berkurang dari Berilium sampai Radium. Semakin besar jari-jari unsur, semakin mudah unsur melepaskan elektron valensinya. Potensial standar reduksi (E°red) menurun dalam satu golongan. Hal ini menunjukkan bahwa kekuatan reduktor meningkat dalam satu golongan dari Berilium sampai Barium.

Magnesium adalah unsur yang cukup melimpah di kerak bumi (urutan keenam, sekitar 2,5% massa kerak bumi). Beberapa bijih mineral yang mengandung logam Magnesium, antara lain brucite, Mg(OH)2, dolomite (CaCO3.MgCO3), dan epsomite (MgSO4.7H2O). Air laut merupakan sumber Magnesium yang melimpah (1,3 gram Magnesium per kilogram air laut). Magnesium diperoleh melalui elektrolisis lelehan MgCl2.

Magnesium tidak bereaksi dengan air dingin. Magnesium hanya bereaksi dengan air panas (uap air). Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Mg(s) +  H2O(g) ——> MgO(s) +  H2(g)

Magnesium juga bereaksi dengan udara membentuk Magnesium Oksida dan Magnesium Nitrida. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 Mg(s) +  O2(g) ——> 2 MgO(s)

3 Mg(s) +  N2(g) ——> Mg3N2(s)

Magnesium Oksida bereaksi lambat dengan air menghasilkan Magnesium Hidroksida (milk of magnesia), yang digunakan sebagai zat aktif untuk menetralkan asam lambung berlebih. Reaksi pembentukan milk of magnesia adalah sebagai berikut :

MgO(s) +  H2O(l) ——> Mg(OH)2(s)

Hidroksida dari Magnesium merupakan basa kuat. Semua unsur Golongan IIA membentuk basa kuat, kecuali Be(OH)2 yang bersifat amfoter. Senyawa bikarbonat, MgHCO3 (maupun CaHCO3), menyebabkan kesadahan air sementara (dapat dihilangkan dengan cara pemanasan).

Logam Magnesium terutama digunakan dalam bidang konstruksi. Sifatnya yang ringan menjadikannya sebagai pilihan utama dalam pembentukan alloy (paduan logam). Logam Magnesium juga digunakan dalam proteksi katodik untuk mencegah logam besi dari korosi (perkaratan), reaksi kimia organik (reaksi Grignard), dan sebagai elektroda baterai . Sementara itu, dalam sistem kehidupan, ion Mg2+ ditemukan dalam klorofil (zat hijau daun) tumbuhan dan berbagai enzim pada organisme yang mengkatalisis reaksi biokimia penunjang kehidupan.

Kerak bumi mengandung 3,4 persen massa unsur Kalsium. Kalsium dapat ditemukan dalam berbagai senyawa di alam, seperti limestone, kalsit, dan batu gamping (CaCO3); dolomite (CaCO3.MgCO3); gypsum (CaSO4.2H2O); dan fluorite (CaF2). Logam Kalsium dapat diperoleh melalui elektrolisis lelehan CaCl2.

Kalsium (sama seperti Stronsium dan Barium) dapat bereaksi dengan air dingin membentuk hidroksida, Ca(OH)2. Senyawa Ca(OH)2 ini dikenal dengan istilah slaked lime atau hydrate lime. Reaksi tersebut jauh lebih lambat bila dibandingkan reaksi logam Alkali dengan air.

Ca(s) +  2 H2O(l) ——> Ca(OH)2(aq) +  H2(g)

Kapur (lime), CaO, atau sering disebut dengan istilah quicklime, adalah salah satu material tertua yang dikenal manusia sejak zaman purba. Quicklime dapat diperoleh melalui penguraian termal senyawa Kalsium Karbonat. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CaCO3(s) ——> CaO(s) +  CO2(g)

Slaked lime juga dapat dihasilkan melalui reaksi antara quicklime dengan air. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CaO(s) +  H2O(l) ——> Ca(OH)­2(aq)

Quicklime digunakan pada industri metalurgi sebagai zat aktif untuk menghilangkan SO2 pada bijih mineral. Sementara slaked lime digunakan dalam pengolahan air bersih. Logam Kalsium digunakan sebagai agen penarik air (dehydrating agent) pada pelarut organik. Unsur Kalsium merupakan komponen utama penyusun tulang dan gigi. Ion kalsium dalam tulang dan gigi terdapat dalam senyawa kompleks garam fosfat, yaitu hidroksiapatit (Ca5(PO4)3OH). Ion Kalsium juga berfungsi sebagai kofaktor berbagai enzim, faktor penting dalam proses pembekuan darah, kontraksi otot, dan transmisi sinyal sistem saraf pusat.

Untuk membedakan unsur-unsur Golongan IIA, dapat dilakukan pengujian kualitatif melalui tes nyala. Saat masing-masing unsur dibakar dengan pembakar Bunsen, akan dihasilkan warna nyala yang bervariasi. Magnesium menghasilkan nyala berwarna putih terang, Kalsium menghasilkan nyala berwarna merah bata, Stronsium menghasilkan nyala berwarna merah terang, sedangkan Barium menghasilkan nyala berwarna hijau.

Garam yang terbentuk dari unsur Golongan IIA merupakan senyawa kristalin ionik tidak berwarna. Garam tersebut dapat dibentuk melalui reaksi logam, oksida logam, atau senyawa karbonat dengan asam. Berikut ini adalah contoh beberapa reaksi pembentukan garam :

1. Mg(s) +  2 HCl(aq) ——> MgCl2(aq) +  H2(g)

2. MgO(s) +  2 HCl(aq) ——> MgCl2(aq) +  H2O(l)

3. MgCO3(s) +  2 HCl(aq) ——> MgCl2(aq) +  H2O(l) +  CO2(g)

Senyawa nitrat mengalami penguraian termal membentuk oksida logam, nitrogen dioksida, dan gas oksigen. Sebagai contoh :

2 Mg(NO3)2(s) ——> 2 MgO(s) +  4 NO2(g) +  O2(g)

Senyawa karbonat mengalami penguraian termal membentuk oksida logam dan gas karbon dioksida. Sebagai contoh :

BaCO3(s) ——> BaO(s) +  CO2(g)

Unsur-Unsur Periode Ketiga (Periode 3 Elements)

Unsur-unsur periode ketiga memiliki sifat kimia dan sifat fisika yang bervariasi. Unsur-unsur yang terdapat pada periode ketiga adalah Natrium (Na), Magnesium (Mg), Aluminium (Al), Silikon (Si), Fosfor (P), Belerang (S), Klor (Cl), dan Argon (Ar). Dari kiri (Natrium) sampai kanan (Argon), jari-jari unsur menyusut, sedangkan energi ionisasi, afinitas elektron, dan keelektronegatifan meningkat. Selain itu, terjadi perubahan sifat unsur dari logam (Na, Mg, Al) menjadi semilogam/metaloid (Si), nonlogam (P, S, Cl), dan gas mulia (Ar). Unsur logam umumnya membentuk struktur kristalin, sedangkan unsur semilogam/metaloid membentuk struktur molekul raksasa (makromolekul). Sementara, unsur nonlogam cenderung membentuk struktur molekul sederhana. Sebaliknya, unsur gas mulia cenderung dalam keadaan gas monoatomik. Variasi inilah yang menyebabkan unsur periode ketiga dapat membentuk berbagai senyawa dengan sifat yang berbeda. (klik di sini untuk melihat sifat Unsur Periode Ketiga dalam Tabel Periodik)

Unsur-unsur periode ketiga dapat membentuk oksida melalui reaksi pembakaran dengan gas oksigen. Reaksi yang terjadi pada masing-masing unsur adalah sebagai berikut :

1. Natrium Oksida

Natrium mengalami reaksi hebat dengan oksigen. Logam Natrium yang terpapar di udara dapat bereaksi spontan dengan gas oksigen membentuk oksida berwarna putih yang disertai nyala berwarna kuning.

4 Na(s) +  O2(g) ——> 2 Na2O(s)

2. Magnesium Oksida

Magnesium juga bereaksi hebat dengan udara (terutama gas oksigen) menghasilkan nyala berwarna putih terang yang disertai dengan pembentukan oksida berwarna putih.

2 Mg(s) +  O2(g) ——> 2 MgO(s)

3. Aluminium Oksida

Oksida ini berfungsi mencegah (melindungi) logam dari korosi. Oksida ini berwarna putih.

4 Al(s) +  3 O2(g) ——> 2 Al2O3(s)

4. Silikon Oksida (Silika)

Si(s) +  O2(g) ——> SiO2(s)

5. Fosfor (V) Oksida

Fosfor mudah terbakar di udara. Ketika terdapat gas oksigen dalam jumlah berlebih, oksida P4O10 yang berwarna putih akan dihasilkan.

P4(s) +  5 O2(g) ——> P4O10(s)

6. Belerang Dioksida dan Belerang Trioksida

Padatan Belerang mudah terbakar di udara saat dipanaskan dan akan menghasilkan gas Belerang Dioksida (SO2). Oksida ini dapat direaksikan lebih lanjut dengan gas oksigen berlebih yang dikatalisis oleh Vanadium Pentaoksida (V2O5) untuk menghasilkan gas Belerang Trioksida (SO3).

S(s) +  O2(g) ——>SO2(g)

2 SO2(g) +  O2(g) ——> 2SO3(g)

7. Klor (VII) Oksida

2 Cl2(g) +  7 O2(g) ——> 2 Cl2O7(g)

Selain dapat membentuk oksida, unsur-unsur periode ketiga juga dapat membentuk senyawa halida. Senyawa tersebut terbentuk saat unsur direaksikan dengan gas klor. Reaksi yang terjadi pada masing-masing unsur adalah sebagai berikut :

1. Natrium Klorida

Natrium direaksikan dengan gas klor akan menghasilkan endapan putih NaCl.

2 Na(s) +  Cl2(g) ——> 2 NaCl(s)

2. Magnesium Klorida

Sama seperti Natrium, logam Magnesium pun dapat bereaksi dengan gas klor membentuk endapan putih Magnesium Klorida.

Mg(s) +  Cl2(g) ——> MgCl2(s)

3. Aluminium Klorida

Ketika logam Aluminium direaksikan dengan gas klor, akan terbentuk endapan putih AlCl3.

2 Al(s) +  3 Cl2(g) ——> 2 AlCl3(s)

Dalam bentuk uap, senyawa ini akan membentuk dimer Al2Cl6.

4. Silikon (IV) Klorida

Senyawa ini merupakan cairan yang mudah menguap. Senyawa ini dihasilkan dari reaksi padatan Silikon dengan gas klor.

Si(s) +  2 Cl2(g) ——> SiCl4(l)

5. Fosfor (III) Klorida dan Fosfor (V) Klorida

Fosfor (III) Klorida merupakan cairan mudah menguap tidak berwarna yang dihasilkan saat Fosfor bereaksi dengan gas klor tanpa pemanasan. Saat jumlah gas klor yang digunakan berlebih, senyawa ini dapat bereaksi kembali dengan gas klor berlebih membentuk senyawa Fosfor (V) Klorida, suatu padatan berwarna kuning.

P4(s) +  6 Cl2(g) ——> 4 PCl3(l)

Saat jumlah gas klor yang digunakan berlebih, akan terjadi reaksi berikut :

PCl3(l) +  Cl2(g) ——> PCl5(s)

6. Belerang (II) Oksida

S(s) +  Cl2(g) ——> SCl2(s)

Reaksi antara logam Natrium dan Magnesium dengan air adalah reaksi redoks. Dalam reaksi ini, unsur logam mengalami oksidasi dan dihasilkan gas hidrogen. Larutan yang dihasilkan bersifat alkali (basa). Logam Natrium lebih reaktif dibandingkan logam Magnesium, sehingga larutan NaOH bersifat lebih basa dibandingkan larutan Mg(OH)2.Padatan NaOH lebih mudah larut dalam air dibandingkan padatan Mg(OH)2.

Oksida dari logam Natrium dan Magnesium merupakan senyawa ionik dengan struktur kristalin. Saat dilarutkan dalam air, masing-masing oksida akan menghasilkan larutan basa. Oleh karena itu, dapat disimpulkan bahwa oksida logam dalam air menghasilkan larutan basa.

Na2O(s) +  H2O(l) ——> 2 NaOH(aq)

MgO(s) +  H2O(l) ——> Mg(OH)2(aq)

Aluminium Oksida memiliki struktur kristalin dan memiliki sifat kovalen yang cukup signifikan. Dengan demikian, senyawa ini dapat membentuk ikatan antarmolekul (intermediate bonding). Senyawa ini sukar larut dalam air.

Fosfor (V) Oksida merupakan senyawa kovalen. Senyawa ini dapat bereaksi dengan air membentuk asam fosfat. Asam fosfat merupakan salah satu contoh larutan asam lemah dengan pH berkisar antara 2 hingga 4. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

P4O10(s) +  6 H2O(l) ——> 4 H3PO4(aq)

Belerang Dioksida dan Belerang Trioksida mempunyai struktur molekul kovalen sederhana. Masing-masing dapat bereaksi dengan air membentuk larutan asam.

SO2(g) +  H2O(l) ——> H2SO3(aq)

SO3(g) +  H2O(l) ——> H2SO4(aq)

Dengan demikian, senyawa oksida yang dihasilkan dari unsur periode ketiga dapat dikelompokkan menjadi tiga kategori, yaitu :

1. Oksida Logam (di sebelah kiri Tabel Periodik) memiliki struktur ionik kristalin dan bereaksi dengan air menghasilkan larutan basa. Oksida Logam merupakan oksida basa, yang dapat bereaksi dengan asam membentuk garam.

MgO(s) +  H2SO4(aq) ——> MgSO4(aq) +  H2O(l)

2. Oksida Nonlogam (di sebelah kanan Tabel Periodik) memiliki struktur molekul kovelen sederhana dan bereaksi dengan air menghasilkan larutan asam. Oksida nonlogam merupakan oksida asam, yang dapat bereaksi dengan basa membentuk garam.

SO3(g) +  MgO(s) ——> MgSO4(s)

3. Oksida Amfoterik (di tengah Tabel Periodik) memiliki sifat asam dan basa sekaligus. Oksida tersebut dapat bereaksi dengan asam maupun basa.

Al2O3(s) +  6 HCl(aq) ——> 2 AlCl3(aq) +  3 H2O(l)

Al2O3(s) +  6 NaOH(aq) +  3 H2O(l) ——> 2 Na3Al(OH)6(aq)

Natrium Klorida dan Magnesium Klorida merupakan senyawa ionik dengan struktur kristalin yang teratur. Saat dilarutkan dalam air, kedua senyawa tersebut menghasilkan larutan netral (pH = 7). Sementara itu, Aluminium Klorida membentuk struktur dimernya, yaitu Al2Cl6 (untuk mencapai konfigurasi oktet). Senyawa dimer ini larut dalam air.

Al2Cl6(s) +  12 H2O(l) ——> 2 [Al(H2O)6]3+(aq) +  6 Cl-(aq)

Cairan Silikon (IV) Klorida dan gas PCl5 merupakan molekul kovalen sederhana. Masing-masing senyawa bereaksi hebat dengan air membentuk gas HCl. Reaksi ini dikenal dengan istilah hidrolisis. Larutan yang terbentuk bersifat asam. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

SiCl4(l) +  2 H2O(l) ——> SiO2(s) +  4 HCl(g)

PCl5(s) +  4 H2O(l) ——> H3PO4(aq) +  5 HCl(g)

Dengan demikian, senyawa halida yang dibentuk dari unsur periode ketiga dapat dikelompokkan menjadi dua, yaitu :

1. Logam Klorida ( di sebelah kiri Tabel Periodik) memiliki struktur kristalin ionikdan mudah bereaksi dengan air membentuk larutan netral. Logam Klorida bersifat netral.

2. Nonlogam Klorida (di sebelah kanan Tabel Periodik) memiliki struktur molekul kovalen sederhana dan bereaksi dengan air menghasilkan larutan asam. Nonlogam Klorida bersifat asam.

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Cotton, F. Albert dan Geoffrey Wilkinson. 1989. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta: Penerbit UI Press

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Ratcliff, Brian, dkk. 2006. AS Level and A Level Chemistry. Dubai: Oriental Press.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia: Pakar Raya.

Tabel Periodik

26 Agustus 2009

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari sejarah perkembangan tabel periodik, cara menentukan letak suatu unsur dalam tabel periodik berdasarkan konfigurasi elektronnya, serta mempelajari beberapa sifat fisik unsur yang berubah secara berkala dan teratur dalam tabel periodik.

Para kimiawan, sama seperti sebagian besar ilmuwan lainnya, senang mengelompokkan sesuatu menjadi kelompok-kelompok yang memiliki sifat-sifat serupa. Proses ini disebut penggolongan yang memudahkan untuk mempelajari sifat-sifat tertentu. Para kimiawan mengelompokkan unsur-unsur pada tabel periodik sehingga mereka tidak harus mempelajari sifat masing-masing unsur tersebut. Dengan tabel periodik, mereka hanya mempelajari sifat-sifat masing-masing kelompok.

Pada abad ke-19, para ahli kimia mencoba menyusun tabel periodik berdasarkan nomor massa unsur. Pengukuran massa unsur secara akurat telah berhasil dilakukan pada masa itu. Penyusunan unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa unsur telah mempermudah para ahli kimia mempelajari sifat-sifat unsur yang jumlahnya cukup banyak di alam.

Pada tahun 1864, John Newlands, seorang kimiawan berkebangsaan Inggris, menemukan bahwa saat unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan nomor massa, akan terlihat bahwa unsur pertama memiliki sifat yang sama dengan unsur kesembilan. Hal ini berarti bahwa unsur-unsur dapat dikelompokkan menjadi delapan kelas (kelompok). Newlands memberi nama fenomena ini dengan istilah Hukum Oktaf.

Tabel periodik versi Newlands masih memiliki sejumlah keterbatasan. Oleh karena itu, pada tahun 1869, Dmitri Mendeleev, seorang ilmuwan berkebangsaan Rusia dan Lothar Meyer, seorang ilmuwan berkebangsaan Jerman, secara terpisah mengajukan versi tabel periodik yang lebih sempurna. Mendeleev mempelajari pola pengulangan sifat-sifat kimia pada unsur yang telah diketahui pada saat itu. Mendeleev menyusun unsur-unsur tersebut berdasarkan kenaikan massa atomnya untuk membentuk sesuatu yang sangat mirip dengan tabel periodik modern yang kita kenal saat ini. Bahkan, Mendeleev dapat meramalkan sifat-sifat dari beberapa unsur yang belum ditemukan saat itu. Sebagai contoh, Mendeleev meramalkan suatu unsur baru yang diberi nama eka-aluminium (unsur tepat di bawah Aluminium)dan meramalkan sifat-sifatnya. Saat unsur Galium ditemukan empat tahun kemudian, sifat-sifat unsur ini sama seperti eka-aluminium yang diramalkan oleh Mendeleev.

Pada tahun 1913, Henry Moseley, seorang fisikawan berkebangsaan Inggris, menemukan hubungan antara nomor atom dengan frekuensi sinar-X yang dihasilkan saat unsur dibombardir sejumlah radiasi. Moseley menemukan pula bahwa kenaikan nomor atom sebanding dengan kenaikan nomor massa. Dengan menyusun unsur-unsur berdasarkan kenaikan nomor atom, kelemahan tabel periodik versi Mendeleev berhasil diterangkan. Sebagai contoh, unsur Argon dengan nomor atom 18 ditempatkan sebelum unsur Kalium dengan nomor atom 19, walaupun massa unsur Argon (39,95 sma) lebih besar dibandingkan massa unsur Kalium (39,10 sma).

Tabel periodik modern yang kita gunakan sekarang disusun berdasarkan kenaikan nomor atom unsur. Tabel periodik modern berisi nomor atom, nomor massa, banyaknya elektron valensi, serta simbol unsur yang bersangkutan. Selain menunjukkan jumlah proton di inti atom, nomor atom sekaligus juga menunjukkan jumlah elektron yang dimiliki atom. Dengan demikian, konfigurasi elektron unsur dapat digunakan untuk mempelajari sifat kimia dan sifat fisika unsur-unsur di alam. Kegunaan utama tabel periodik adalah mempermudah mempelajari sifat unsur-unsur dalam satu golongan maupun satu periode. Para ahli kimia dapat menemukan hubungan antarunsur dan dapat menuliskan rumus senyawa yang berbeda-beda dengan bantuan tabel periodik.

Tabel periodik terdiri atas baris-baris mendatar yang disebut periode dan diberi nomor 1 sampai 7 dimulai dari sebelah kiri tabel. Kolom-kolom tegak lurus disebut kelompok atau golongan. Unsur-unsur pada golongan yang sama akan memiliki sifat-sifat yang sama. Golongan dapat diberi nomor di atas kolomnya dengan salah satu dari dua cara berikut:

1. Metode Lama

Metode ini menggunakan angka Romawi dan huruf. Banyak kimiawan (khususnya saya)  yang lebih menyukai dan masih menggunakan metode ini.

2. Metode Baru

Metode ini lebih sederhana, hanya menggunakan nomor 1 sampai 18.

Saat  mempelajari tabel periodik, kita dapat melihat garis seperti anak tangga, yang dimulai dari Boron (B) dengan nomor atom 5 dan menurun sampai Polonium (Po) dengan nomor atom 84. Semua unsur yang berada di sebelah kiri garis tersebut dikelompokkan sebagai logam, kecuali Germanium (Ge) dan Antimoni (Sb). Golongan logam umumnya berbentuk padat (kecuali Merkuri, Hg, yang berupa cairan), berkilap, konduktor yang baik untuk listrik dan panas, dapat ditempa, dan mudah diulur menyerupai kawat. Unsur logam cenderung kehilangan elektron dengan mudah. Sebagian besar unsur-unsur dalam tabel periodik merupakan logam.

Unsur yang berada di sebelah kanan garis dikelompokkan sebagai nonlogam (termasuk unsur Hidrogen). Nonlogam memiliki sifat yang berlawanan dengan logam. Nonlogam bersifat rapuh, tidak mudah diulur maupun ditempa, bukan konduktor listrik dan panas yang baik, serta cenderung memperoleh elektron pada suatu reaksi kimia. Beberapa nonlogam bersifat cair.

Unsur-unsur yang berada pada garis berbentuk tangga digolongkan sebagai metaloid. Metaloid atau semilogam memiliki sifat yang berada di antara logam dan nonlogam. Unusr-unsur ini memiliki sifat konduktivitas yang unik dan sering digunakan pada industri semikonduktor dan keping komputer.

Meskipun unsur-unsur berada pada periode yang sama, sifat kimia dari unsur-unsur tersebut tidak tepat sama. Sebagai contoh, unsur Natrium dan Magnesium,  akan kehilangan elektron pada reaksi kimia. Akan tetapi, Natrium hanya kehilangan satu elektron, sementara Magnesium kehilangan dua elektron. Sebaliknya, Klorin (Cl) cenderung menangkap satu elektron pada reaksi kimia.

Unsur-unsur yang berada dalam satu golongan akan memiliki sifat sama. Sebagai contoh, golongan IA, dimulai dari Litium (Li) (Hidrogen tidak dapat dimasukkan dalam golongan ini) sampai Fransium (Fr), cenderung akan kehilangan satu elektronnya pada reaksi kimia. Sebaliknya, semua unsur pada golongan VIIA cenderung menangkap satu elektron.

Konfigurasi elektron menunjukkan jumlah elektron pada setiap kulit atom. Konfigurasi elektron ini menunjukkan adanya beberapa kesamaan di antara setiap kelompok unsur berdasarkan elektron valensi, yaitu elektron yang terletak pada kulit terluar. Unsur-unsur yang terletak pada golongan yang sama memiliki elektron valensi sama. Sebagai contoh, pada Li, elektron valensinya satu pada kulit ke-2. Untuk Na, elektron valensinya satu pada kulit ke-3. Sementara, pada K, elektron valensinya satu pada kulit ke-4. Dengan demikian, unsur-unsur tersebut dikelompokkan dalam golongan yang sama, yaitu golongan IA (Alkali).

3Li : 2 . 1

11Na : 2 . 8 . 1

19K : 2 . 8 . 8. 1

Dengan halnya, setiap unsur yang memiliki dua elektron akan terletak pada golongan IIA (Alkali Tanah). Sementara, setiap Halogen memiliki tujuh elektron valensi dan setiap Gas Mulia memiliki delapan elektron valensi, yang mengisi penuh tiap kulitnya.

Berikut ini adalah tabel yang menunjukkan golongan unsur, nama golongan unsur, serta jumlah elektron valensinya:

Golongan

Nama Golongan

Jumlah Elektron Valensi

IA

Alkali

1

IIA

Alkali Tanah

2

IIIA

Boron-Aluminium

3

IVA

Karbon-Silikon

4

VA

Nitrogen-Fosfor

5

VIA

Oksigen-Sulfur

6

VIIA

Halogen

7

VIIIA

Gas Mulia

8

Berikut ini juga diberikan beberapa contoh penentuan letak suatu unsur dalam tabel periodik berdasarkan konfigurasi elektronnya:

20Ca : 2 . 8 . 8 . 2

Jumlah kulit yang terisi elektron = periode = 4

Jumlah elektron valensi = golongan = IIA

36Kr : 2 . 8 . 18 . 8

Jumlah kulit yang terisi elektron = periode = 4

Jumlah elektron valensi = golongan = VIIIA

53I : 2 . 8 . 18 . 18 . 7

Jumlah kulit yang terisi elektron = periode = 5

Jumlah elektron valensi = golongan = VIIA

88Ra : 2 . 8 . 18 . 32 . 18 . 8 . 2

Jumlah kulit yang terisi elektron = periode = 7

Jumlah elektron valensi = golongan = IIA

Beberapa sifat fisik unsur yang berubah secara berkala dan teratur dalam tabel periodik, antara lain:

1. Jari-Jari Atom

Unsur-unsur dalam satu golongan akan mengalami peningkatan jari-jari seiring bertambahnya nomor atom (dari atas ke bawah). Sementara, unsur-unsur dalam satu periode justru mengalami penyusutan jari-jari seiring bertambahnya nomor atom (dari kiri ke kanan).

Peningkatan jari-jari dalam satu golongan terjadi akibat penambahan jumlah kulit yang terisi oleh elektron. Sebaliknya, dalam satu periode, jumlah kulit yang terisi elektron sama, akan tetapi jumlah elektron valensinya meningkat dari kiri ke kanan. Akibatnya, dalam satu periode, dari kiri ke kanan, gaya penarikan inti terhadap elektron valensi semakin kuat . Dengan demikian, akan terjadi peristiwa shrink (penarikan ke dalam = penyusutan) ukuran atom.

2. Energi Ionisasi

Energi Ionisasi adalah jumlah minimum energi yang diperlukan untuk melepaskan sebuah elektron pada unsur dalam wujud (fasa) gas. Nilai energi ionisasi mencerminkan seberapa kuat elektron (khususnya elektron valensi) terikat pada atom. Semakin besar nilai energi ionisasi, semakin sulit elektron dilepaskan dari atom.

Dalam satu golongan, energi ionisasi akan menurun seiring peningkatan ukuran atom (dari atas ke bawah). Hal ini terjadi akibat semakin jauhnya letak elektron valensi terhadap inti atom, sehingga kekuatan gaya penarikan inti terhadap elektron melemah. Semakin besar ukuran atom, semakin mudah pula atom tersebut melepaskan elektron, sehingga semakin mudah membentuk ion positif (kation).

Sebaliknya, dalam satu periode, dari kiri ke kanan, terjadi kenaikan energi ionisasi. Hal ini akibat menyusutnya ukuran atom, sehingga gaya penarikan inti terhadap elektron semakin kuat. Elektron, dalam hal ini, semakin sulit dilepaskan.

3. Afinitas Elektron

Afinitas Elektron adalah jumlah energi yang dilepaskan saat suatu unsur dalam wujud (fasa) gas menangkap elektron membentuk anion. Unsur yang mudah menangkap elektron akan melepaskan energi dalam jumlah besar. Semakin mudah unsur menangkap elektron, semakin besar pula energi yang dilepaskan.

Dalam satu golongan, seiring meningkatnya ukuran atom (dari atas ke bawah), mengakibatkan letak kulit valensi semakin jauh dari inti. Akibatnya, kemampuan inti untuk menangkap elektron dari luar semakin lemah. Dengan demikian, nilai afinitas elektron akan menurun seiiring bertambahnya nomor atom dalam satu golongan.

Sementara itu, dalam satu periode, justru terjadi kondisi yang berlawanan. Seiring bertambahnya nomor atom dalam satu periode (dari kiri ke kanan), akan menyebabkan penyusutan ukuran atom. Kondisi ini akan memperkuat gaya penarikan inti terhadap elektron terluar. Dengan demikian, unsur semakin mudah menangkap elektron dari luar. Hal ini menyebabkan nilai afinitas elekton akan meningkat.

4. Keelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah kekuatan (kemampuan) suatu atom untuk menarik elektron. Semakin besar nilai keelektronegatifan, semakin besar pula kekuatan atom untuk menarik elektron. Sifat ini berkaitan erat dengan afinitas elektron. Pada tabel periodik, dalam satu periode, keelektronegatifan akan meningkat dari kiri ke kanan. Sebaliknya, dalam satu golongan, akan menurun dari atas ke bawah.  Nilai keelektronegatifan unsur-unsur dinyatakan dalam skala Pauli dan dapat dilihat pada Tabel Keelektronegatifan Pauli.

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya.


Ikuti

Get every new post delivered to your Inbox.

Bergabunglah dengan 40 pengikut lainnya.