Sifat Unsur dan Cara Pemberian Nama Senyawa Kimia

Review
Sifat Unsur dan Cara Pemberian Nama Senyawa Kimia

DOSEN PENGAMPU:

Dr. YUSNELTI, M.Si

NAMA : REFI RIZKIANDI

NIM : A1C217030

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN MATEMATIKA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENGETAHUAN

UNIVERSITAS JAMBI

2017

BAB I

PENDAHULUAN

A.     Latar Belakang

Ilmu kimia secara sejarah merupakan pengembangan baru, tapi ilmu ini berakar pada alkimia yang telah dipraktikkan selama berabad-abad di seluruh dunia. Alkimiawan menemukan banyak proses kimia yang menuntun pada pengembangan kimia modern.  Kita sering menemui unsur di sekitar kita. Apabila kita sebutkan satu per satu akan sangat sulit karena saat ini telah ditemukan kurang lebih 118 unsur. Sebagian besar merupakan unsur yang ditemukan di alam dan berjumlah 92, sedangkan unsur lainnya merupakan unsur buatan. Untuk mempelajari tiap-tiap unsur, pembahasannya sangat kompleks karena sifat-sifat unsur bervariasi antara satu dengan yang lainnya dan jika kita mempelajari satu demi satu alangkah sulitnya. Unsur-unsur tersebut perlu dikelompokkan supaya mudah dalam mempelajarinya.. Hal inilah yang mendorong para ahli dari dulu untuk mengelompokkan unsur. Bagaimana mengelompokkan unsur-unsur dengan jumlah yang besar dan sifat yang berbeda-beda?

Pengelompokkan dilakukan dengan membandingkan sifat-sifat unsur. Dasar pertama yang digunakan untuk mengelompokkan unsur adalah kemiripan sifat, kemudian kenaikan massa atom, dan sekarang berdasarkan kenaikan nomor atom. Pengelompokkan unsur  mengalami perkembangan dari pengelompokkan unsur yang paling sederhana berdasarkan sifat logam dan bukan logam, kemudian disusul sistem triade Dobereiner, sistem oktaf  Newlands, sistem periodik  Mendeleyev, dan sistem periodik yang kita gunakan saat ini (Henry G. Moseley).

B.     Rumusan Masalah

1.      Bagaimanakah perkembangan sejarah susunan berkala/sistem periodik ?

2.      Apa sajakah sifat-sifat unsur ?

C.     Tujuan

Tujuan dari pembuatan makalah ini adalah :

1.      Untuk mengetahui perkembangan sejarah sistem periodik unsur.

2.      Untuk mengetahui beberapa sifat unsur.

D.   Manfaat

Manfaat dari pembuatan makalah ini adalah :

1.      Menjadi kajian wawasan ilmu sistem periodik.

2.      Memberikan bekal pengetahuan agar dapat mengetahui ruang lingkup sistem periodik.

3.      Menambah pengetahuan dan keterampilan dalam mengetahui ruang lingkup sistem periodik.

BAB II

PEMBAHASAN

A.     Susunan Berkala

Susunan Berkala disebut juga sebagai sistem periodik unsur. Dengan ilmu kimia kita dapat mempelajari segala sesuatu tentang unsur-unsur dan interaksi antara suatu unsur dengan unsur yang lainnya, sehingga dapat terjadi suatu perubahan kimia (reaksi kimia persenyawaan dan lain-lain).

Seperti kita ketahui, telah dikenal lebih dari 100 unsur terdapat di alam dan masing-masing unsur memiliki sifat-sifat yang berbeda. Oleh karena itu untuk mempelajari kelakukan setiap unsur, perlu diadakan klasifikasi unsur-unsur dalam golongan-golongan yang didasarkan atas persamaan sifat-sifatnya. Unsur-unsur yang memiliki sifat-sifat yang mirip dimasukan ke dalam satu golongan, sehingga dapat dipelajari dengan lebih mudah dan lebih sistimatis, sekaligus dapat melihat hubungan antara satu hal dengan hal lainnya. Secara singkat, guna susunan berkala adalah untuk meramalkan dan mengetahui sifat unsur, sehingga kita dapat meramalkaan dan mengetahui berbagai gejala/kejadian di alam.

1.   Sejarah Perkembangan Sistem Periodik Unsur

Sejarah perkembangan Sistem Periodik Unsur dan penyusunan Sistem Periodik Unsur telah mengalami banyak penyempurnaan mulai dari Antoine Lavosier, Dalton, John Jacob Berzelius, J . Newslands, Mendeleev , hingga Henry Moseley .  

1.1      Lavoiser

Pada 1789, Antoine Lavoiser mengelompokan 33 unsur kimia. Pengelompokan unsur tersebut berdasarkan sifat kimianya. Unsur-unsur kimia di bagi menjadi empat kelompok. Yaitu gas, tanah, logam dan non logam. Pengelompokan ini masih terlalu umum karena ternyata dalam kelompok unsur logam masih terdapat berbagai unsur yang memiliki sifat berbeda.

Unsur gas yang di kelompokan oleh Lavoisier adalah cahaya, kalor, oksigen, azote (nitrogen), dan hidrogen. Unsur-unsur yang tergolong non logam adalah sulfur, fosfor, karbon, asam klorida, asam flourida, dan asam borak.

Unsur-unsur logam adalah antimon,perak, arsenik, bismuth. Kobalt, tembaga, timah, nesi, mangan, raksa, molibdenum, nikel, emas, platina, tobel, tungsten, dan seng.

Yang tergolong unsur tanah adalah kapur, magnesium oksida, barium oksida, aluminium oksida, dan silikon oksida.

Kelemahan dari teori Lavoisior : Penglompokan masih terlalu umum

Kelebihan dari teori Lavoisior : Sudah mengelompokan 33 unsur yang ada

  berdasarkan sifat kimia sehingga bisa di jadikan

  referensi bagi ilmuan-ilmuan setelahnya.

1.2      Dalton 

Dalton mengemukakan bahwa unsur dari atom yang berbeda mempunyai sifat dan massa yang berbeda. Massa atom diperoleh dari perbandingan massa atom unsur terhadap massa atom unsur hidrogen. Berangkat dari teorinya itu Dalton mengelompokkan zat-zat yang berupa unsur-unsur (sebanyak 36 unsur) berdasarkan kenaikan massa atomnya.

1.3       John Jacobs Berzellius (1828)

Dalam daftar massa unsur yang dibuat oleh Dalton terdapat kesalahan dalam penentuan massa atom unsur. Pada tahun 1828 Barzellius berhasil membuat dan mempublikasikan daftar massa atom unsur-unsur yang lebih akurat. Lambang unsur ditemukan oleh John Jacob Berzelius. Aturan yang digunakan yaitu, simbol kimia yang digunakan adalah singkatan dari nama latin karena waktu itu bahasa latin merupakan bahasa sains, misalnya Fe adalah simbol untuk unsur ferrum (besi), Hg adalah simbol untuk hydrargyrum (raksa), dll. Secara internasional, huruf pertama simbol kimia ditulis dalam huruf capital, sedangkan huruf selanjutnya jika ada ditulis dalam huruf kecil. Sistem periodik unsur dapat membantu mempelajari jumlah unsur yang semakin banyak dan membuatnya lebih praktis.

1.4       Johan W. Dobereiner (1817)

Pada tahun 1829, J.W. Dobereiner seorang profesor kimia dari Jerman mengelompokan unsur-unsur berdasarkan kemiripan sifat-sifatnya.

Ia mengemukakan bahwa massa atom relatif strontium sangat dekat dengan masa rata-rata dari dua unsur lain yang mirip dengan strantium, yaitu kalsium dan barium dan juga mengemukakan beberapa kelompok unsur lain. Dobereiner meyimpulkan bahwa unsur-unsur dapat dikelompokan ke dalam kelompok-kelompok tiga unsur yang di sebut triade.

·           Kelemahan dari teori ini adalah pengelompokan unsur ini kurang efisien dengan adanya beberapa unsur lain dan tidak termasuk dalam kelompok triade padahal sifatnya sama dengan unsur dalam kelompok triade tersebut.

·           Kelebihan dari teori ini adalah adanya keteraturan setiap unsur yang sifatnya mirip massa Atom (Ar) unsur yang kedua (tengah) merupakan massa atom rata-rata di massa atom unsur pertama dan ketiga.

1.5      J. A. K. Newland (1863-1865)

J. Newlands merupakan orang pertama yang mengelompokan unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatif. Newlands mengumumkan penemuanya yang disebut hukum oktaf.

Ia menyatakan bahwa sifat-sifat unsur berubah secara teratur.. Unsur pertama mirip dengan unsur kedelapan, unsur kedua mirip dengan unsur kesembilan, dan seterusnya. Daftar unsur yang disusun oleh Newlands berdasarkan hukum oktaf. Disebut Hukum Oktaf karena beliau mendapati bahwa sifat-sifat yang sama berulang pada setiap unsur ke delapan dalam susunan selanjutnya dan pola ini menyerupai oktaf musik.

Hukum oktaf newlands ternyata hanya berlaku untuk unsur-unsur ringan. Jika diteruskan, teryata kemiripan sifat terlalu dipaksakan. Misalnya, Ti mempunya sifat yang cukup berbeda dengan Al maupun B.

Kelemahan dari teori ini adalah dalam kenyataanya masih diketemukan beberapa oktaf yang isinya lebih dari delapan unsur. Dan penggolonganya ini tidak cocok untuk unsur yang massa atomnya sangat besar.

1.6       Lothar Meyer

Pada tahun 1969, Lothar Meyer mengamati hubungan antara kenaikan massa atom dengan sifat unsur. Hal ini dilakukan antara lain dengan membuat Kurva volume atom versus fungsi massa atom.

Dari kurva, ia mengamati adanya keteraturan dari unsur-unsur dengan sifat yang mirip, dan pengulangan sifat unsur tidak selalu setelah 8 unsur, seperti dinyatakan dalam hukum oktaf.

Unsur-unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom secara vertikal. Pengulangan sifat unsur membentuk kolom. Sedangkan unsur-unsur dengan sifat yang mirip terletak pada baris yang sama.

1.7         Dimitri Mendeleev

Pada tahun 1869 seorang sarjana asal rusia bernama Dimitri Ivanovich Mendeleev, berdasarkan pengamatan terhadap 63 unsur yang sudah dikenal ketika itu, menyimpulkan bahwa sifat-sifat unsur adalah fungsi periodik dari massa atom relatifnya. Tabel Sistem Periodik Mendeleev yang telah disempurnakan (1871) terdiri atas golongan (lajur tegak) dan periode (deret mendatar).

Keuntungan Tabel Periodik Mendeleev dalam memahami sifat unsur ialah:

·      Sifat kimia dan sifat fisika unsur dalam satu golongan berubah secara teratur.

·      Dapat meramal sifat unsur yang belum diketemukan, yang akan mengisi tempat kosong dalam daftar.

·      Tabel ini tidak mengalami perubahan setelah penemuan unsur-unsur gas mulia.

Kelemahan Tabel Periodik Mendeleyev:

·      Panjang periode tidak sama.

·       Triade besi (Fe, Co, dan Ni), triade platina ringan (Ru, Rh, dan Pd), dan triade platina (Os, Ir, dan Pt) dimasukkan ke dalam golongan VIII.

·      Selisih massa atom relatifnya antara dua unsur yang berurutan tidak teratur (antara –1 dan +4), sehingga sukar untuk meramal unsur-unsur yang belum ditemukan.

Sebagaimana dapat dilihat pada gambar di atas, Mendeleev mengkosongkan beberapa tempat. Hal itu dilakukan untuk menetapkan kemiripan sifat dalam golongan. Sebagai contoh, Mendelev menempatkan Ti (Ar = 48) pada golongan IV dan membiarkan golongan III kosong karena Ti lebih mirip dengan C dan Si, dari pada dengan B dan Al. Mendeleev meramalkan dari sifat unsur yang belum di kenal itu. Perkiraan tersebut didasarkan pada sifat unsur lain yang sudah dikenal, yang letaknya berdampingan baik secara mendatar maupun secara tegak. Ketika unsur yang diramalkan itu ditemukan, ternyata sifatnya sangat sesuai dengan ramalan mendeleev. Salah satu contoh adalah germanium (Ge) yang ditemukan pada tahun 1886, yang oleh Mendeleev dinamai ekasilikon.

1.8      Henry G. Moseley

Pada awal abad 20, pengetahuan kita terhadap atom mengalami perkembangan yang sangat mendasar. Para ahli menemukan bahwa atom bukanlah suatu partikel yang tak terbagi melainkan terdiri dari partikel yang lebih kecil yang disebut partikel dasar atau partikel subatom. Kini atom di yakini terdiri atas tiga jenis partikel dasar yaitu proton, elektron, dan neuron. Jumlah proton merupakan sifat khas dari unsur, artinya setiap unsur mempunyai jumlah proton tertentu yang berbeda dari unsur lainya. Jumlah proton dalam satu atom ini disebut nomor atom. pada 1913, seorang kimiawan inggris bernama Henry Moseley melakukan eksperimen pengukuran panjang gelombang unsur menggunakan sinar-X.

Berdasarkan hasil eksperimenya tersebut, diperoleh kesimpulan bahwa sifat dasar atom bukan didasari oleh massa atom relatif, melainkan berdasarkan kenaikan jumlah proton. Ha tersebut diakibatkan adanya unsur-unsur yang memiliki massa atom berbeda, tetapi memiliki jumlah proton sama atau disebut isotop.

Kenaikan jumlah proton ini mencerminkan kenaikan nomor atom unsur tersebut. Pengelompokan unsur-unsur sistem periodik modern merupakan penyempurnaan hukum periodik Mendeleev, yang disebut juga sistem periodik bentuk panjang.

Konfigurasi elektron 20 unsur pertama dalam Sistem Periodik

B.     Periode dan Golongan

1.  Periode

Periode ditempatkan pada lajur horizontal dalam sistem periodik modern. Periode suatu unsur menunjukan suatu nomor kulit yang sudah terisi elektron (n terbesar) berdasarkan konfigurasi elektron. Konfigurasi elektron adalah persebaran elektron dalam kulit-kulit atomnya.

Dalam sistem periodik modern terdapat 7 periode, yaitu :

a.         periode 1 (periode sangat pendek) berisi 2 unsur, yaitu H dan He.

b.         periode 2 (periode pendek) berisi 8 unsur yaitu, Li, Be, B, C, N, O, F, Ne.

c.         periode 3 (periode pendek) berisi 8 unsur, yaitu Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar.

d.        periode 4 (periode panjang) berisi 18 unsur, yaitu K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Ga, Ge, As, Se, Br, Kr.

e.         periode 5 (periode panjang) berisi 18 unsur, yaitu Rb, Sr, Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd, In, Sn, Sb, Te, I, Xe.

f.          periode 6 (periode sangat panjang)berisi 32 unsur yaitu, 18 unsur seperti pada periode 4 atau ke-5, yaitu Cs, Ba, La, Hf, Ta, W, Re, Os, Ir, Pt, Au, Hg, Tl, Pb, Bi, Po, At, Rn, dan 14 unsur lagi merupakan deret lantanida, yaitu Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu;

g.         periode 7 (periode sangat panjang) berisi 28 unsur, yaitu Fr, Ra, Ac, Rf, Db, Sg, Bh, Hs,Mt, Uun, Uuu, Uub, Uut, Uuq, Uup, Uuh, Uus Uuobelum lengkap karena maksimum 32 unsur. Pada periode ini terdapat deret aktinida yaitu Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr.

2.  Golongan

Golongan adalah lajur tegak pada tabel periodik unsur. Unsur-unsur yang ada dalam satu lajur tegak adalah unsur-unsur segolongan, terdapat delapan golongan utama dan delapan golongan transisi.

2.1  Golongan utama

Golongan utama tersebut  adalah :

a.         Golongan I A disebut golongan alkali (kecuali H) terdiri dari unsur-unsur :

H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr .

b.        Golongan II A disebut golongan alkali tanah yang terdiri dari unsur-unsur :

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.

c.         Golongan III A disebut golongan baron aluminium yang terdiri dari unsur-unsur:

B, Al, Ga, In, Ti, Uut.

d.        Golongan IV A disebut golongan karbon-silicon yang terdiri dari unsur-unsur :

C, Si, Ge, Sn, Pb, Uuq.

e.         Golongan V A disebut golongan nitrogen-fosforus yang terdiri dari unsur-unsur:

N, P, As, Sb, Bi, Uup.

f.         Golongan VI A disebut golongan oksigen-belerang yang terdiri dari unsur-unsur:

O, S, Se, Te, Po, Uuh.

g.        Golongan VII A disebut golongan halogen yang terdiri dari unsur-unsur :

F, Cl, Br, I, At.

h.        Golongan VIII A disebut golongan gas mulia yang terdiri dari unsur-unsur :

He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.

2.2  Golongan transisi

Golongan transisi tersebut  adalah :

a.         Golongan I B terdiri dari unsur-unsur Cu, Ag, Au, Rg.

b.        Golongan II B terdiri dari unsur-unsur Zn, Cd, Hg, Uub.

c.         Golongan III B terdiri dari unsur-unsur Se,Y, La, Ac.

d.        Golongan IV B terdiri dari unsur-unsur Ti, Zr, Hf, Rf.

e.         Golongan V B terdiri dari unsur-unsur V, Nb, Ta, Db.

f.         Golongan VI B terdiri dari unsur-unsur Cr, Mo, W, Sg.

g.        Golongan VI B terdiri dari unsur-unsurMn, Te, Re,Bh.

h.        Golongan VIII B terdiri dari unsur-unsur Fe, Ru, Os, Hs, Co, Rh, Ir, Mt, Ni, Pd, Pt, Ds.

Pada periode 6 dan 7 terdapat masing-masing 14 unsur yang disebut unsur-unsur transisi dalam, yaitu unsur-unsur antanida dan aktinida. Unsur-unsur transisi dalam semua termasuk golongan IIIB. Unsur-unsur lantanida pada periode 6 golongan IIIB, dan unsur-unsur aktinida pada periode 7 golongan IIIB. Penempatan unsur-unsur tersebut di bagian bawah tabel periodik adalah untuk alasan teknis, sehingga daftr tidak terlalu panjang.

C.     Sifat-sifat Unsur

1.  Jari-jari Atom

Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom ke kulit terluar. Besarnya jari-jari atom dipengaruhi oleh jumlah kulit elektron dan muatan inti atom.

Dalam suatu golongan, jari-jari atom semakin ke atas cenderung semakin kecil. Hal ini terjadi karena semakin ke atas, kulit elektron semakin kecil.

Dalam suatu periode, semakin ke kanan jari-jari atom cenderung semakin kecil. Hal ini terjadi karena semakin ke kanan jumlah proton dan jumlah elektron semakin banyak, sedangkan jumlah kulit terluar yang terisi elektron tetap sama sehingga tarikan inti terhadap elektron terluar semakin kuat.

2.  Jari-jari Ion

Ion mempunyai jari-jari yang berbeda secara nyata (signifikan) jika dibandingkan dengan jari-jari atom netralnya. Ion bermuatan positif (kation) mempunyai jari-jari yang lebih kecil, sedangkan ion bermuatan negatif (anion) mempunyai jari-jari yang lebih besar jika dibandingkan dengan jari-jari atom netralnya.

3.     Energi Ionisasi

Energi ionisasi adalah besarnya energi yang diperlukan oleh suatu atom/ion untuk melepaskan sebuah elektron yang terikat paling lemah (elektron teluar).

Energi ionisasi merupakan energi yang digunakan untuk melawan gaya tarik inti terhadap elektron terluarnya, jadi semakin jauh dari inti maka semakin kecil energi ionisasinya dan semakin mudah elektron itu dilepaskan.

Dalam suatu periode semakin banyak elektron dan proton gaya tarik menarik elektron terluar dengan inti semakin besar (jari-jari kecil). Akibatnya, elektron sukar lepas sehingga energi untuk melepas elektron semakin besar. Hal ini berarti energi ionisasi besar. Jika jumlah elektronnya sedikit, gaya tarik menarik elektron dengan inti lebih kecil (jari-jarinya semakain besar). Akibatnya, energi untuk melepaskan elektron terluar relatif lebih kecil berarti energi ionisasi kecil.

·         Unsur-unsur yang segolongan : energi ionisasi makin ke bawah makin kecil, karena elektron terluar makin jauh dari inti (gaya tarik inti makin lemah), sehingga elektron terluar makin mudah di lepaskan.

·         Unsur-unsur yan seperiode : energi ionisai pada umumnya makin ke kanan makin besar, karena makin ke kanan gaya tarik inti makin kuat.

Kekecualian :

Unsur-unsur golongan II A memiliki energi ionisasi yang lebih besar dari pada golongan III A, dan energi ionisasi golongan V A lebih besar dari pada golongan VI A.

4.     Afinitas Elektron

Afinitas Elektron adalah besarnya energi yang dibebaskan oleh suatu atom untuk menerina sebuah elektron.

Jadi, besaran afinitas elektron merupakan besaran yang dapat digunakan untuk mudah tidaknya atom untuk menarik elektron. Semakin besar afinitas elektron yang dimiliki atom itu menunjukan bahwa atom itu mudah nenarik elektron dari luar dan membentuk ion negatif(anion). Jika ion negatif yang terbentuk bersifat stabil, maka proses penyerapan elektron itu disertai pelepasan energi dan afinitas elektronnya dinyatakan dengan tanda negatif. Akan tetapi jika ion negatif yang terbentuk tidak stabil, maka proses penyerapan elektron akan membutuhkan energi dan afinitas elektronnya dinyatakan dengan tanda positif. Jadi, unsur yang mempunyai afinitas elektron bertanda negatif mempunyai kecenderungan lebih besar menyerap elektron daripada unsur yang afinitas elektronnya bertanda positif. Makin negatif nilai afinitas elektron berarti makin besar kecenderungan menyerap elektron.

Dalam satu periode dari kiri ke kanan, jari-jari semakin kecil dan gaya tarik inti terhadap elektron semakin besar, maka atom semakin mudah menarik elektron dari luar sehingga afinitas elektron semakin besar.

Pada satu golongan dari atas ke bawah, jari-jari atom makin besar, sehingga gaya tarik inti terhadap elektron makin kecil, maka atom semakin sulit menarik elektron dari luar, sehingga afinitas elektron semakin kecil.

Dalam satu periode, dari kiri ke kanan afinitas elektron bertambah.

Dalam satu golongan, dari atas ke bawah afinitas elektron berkurang.

5.     Keelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah kemampuan suatu atom untuk menarik elektron dari atom lain. Faktor yang mempengaruhi keelektronegatifan adalah gaya tarik dari inti terhadap elektron dan jari-jari atom. Harga keelektronegatifan bersifat relatif (berupa perbandingan suatu atom yag lain).

·         Unsur-unsur yang segolongan : keelktronegatifan makin ke bawah makin kecil, karena gaya taik-menarik inti makin lemah. Unsur-unsur bagian bawah dalam sistem periodik cenderung melepaskan elektron.

·         Unsur-unsur yang seperiode : keelektronegatifan makin ke kanan makin besar. Keelektronegatifan terbesar pada setiap periode dimiliki oleh golongan VII A (unsur-unsur halogen). Harga keelektronegatifan terbesar terdapat pada flour (F) yakni 4,0, dan harga terkecil terdapat pada fransium (Fr) yakni 0,7.

Harga keelektronegatifan penting untuk menentukan bilangan oksidasi (biloks) unsur dalam sutu senyawa. Jika harga keelektronegatifan besar, berarti unsur yang bersangkutan cenderung menerim elektron dan membentuk bilangan oksidasi negatif. Jika harga keelektronegatifan kecil, unsur cenderung melepaskan elektron dan membentuk bilangan oksidasi positif. Jumlah atom yang diikat bergantung pada elektron valensinya. 

6.     Sifat Logam dan Non Logam

Sifat-sifat unsur logam yang spesifik, antara lain : mengkilap, menghantarkan panas dan listrik, dapat ditempa menjadi lempengan tipis, serta dapat ditentangkan menjadi kawat/kabel panjang. Sifat-sifat logam tersebut diatas yang membedakan dengan unsur-unsur bukan logam. Sifat-sifat logam, dalam sistem periodik makin kebawah makin bertambah, dan makin ke kanan makin berkurang.

Batas unsur-unsur logam yang terletak di sebelah kiri dengan batas unsur-unsur bukan logam di sebelah kanan pada sistem periodik sering digambarkan dengan tangga diagonal bergaris tebal. Unsur-unsur yang berada pada batas antara logam dengan bukan logam menunjukkan sifat ganda.

Contoh :

1.      Berilium dan Aluminium adalah logam yang memiliki beberapa sifat bukan logam. Hal ini disebut unsur-unsur amfoter.

2.      Baron dan Silikon adalah unsur bukan logam yang memiliki beberapa sifat logam. Hal

ini disebut unsur-unsur metalloid.

7.      Kereaktifan

Reaktif artinya mudah bereaksi. Unsur-unsur logam pada sistem periodik, makin ke bawah makin reaktif, karena makin mudah melepaskan elektron. Unsur-unsur bukan logam pada sistem periodik, makin ke bawah makin kurang reaktif, karena makin sukar menangkap elektron.

Kereaktifan suatu unsur bergantung pada kecenderungannya melepas atau menarik elektron. Jadi, unsur logam yang paling reatif adalah golongan VIIA (halogen). Dari kiri ke kanan dalam satu periode, mula-mula kereaktifan menurun kemudian bertambah hingga golongan VIIA. Golongan VIIA tidak reaktif.

D. TEORI ATOM MODERN

Model atom mekanika kuantum dikembangkan oleh Erwin Schrodinger (1926).Sebelum Erwin Schrodinger, seorang ahli dari Jerman Werner Heisenberg mengembangkan teori mekanika kuantum yang dikenal dengan prinsip ketidakpastian yaitu “Tidak mungkin dapat ditentukan kedudukan dan momentum suatu benda secara seksama pada saat bersamaan, yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron pada jarak tertentu dari inti atom”.

Daerah ruang di sekitar inti dengan kebolehjadian untuk mendapatkan elektron disebut orbital. Bentuk dan tingkat energi orbital dirumuskan oleh Erwin Schrodinger.Erwin Schrodinger memecahkan suatu persamaan untuk mendapatkan fungsi gelombang untuk menggambarkan batas kemungkinan ditemukannya elektron dalam tiga dimensi.

Persamaan Schrodinger

x,y dan z Y m ђ E V

= Posisi dalam tiga dimensi = Fungsi gelombang = massa = h/2p dimana h = konstanta plank dan p = 3,14 = Energi total = Energi potensial

Model atom dengan orbital lintasan elektron ini disebut model atom modern atau model atom mekanika kuantum yang berlaku sampai saat ini, seperti terlihat pada gambar berikut ini.

 Kelemahan Teori Atom Modern :

Persamaan gelombang Schrodinger hanya dapat diterapkan secara eksak untuk partikel dalam kotak dan atom dengan elektron tunggal.

E. Tata Nama Senyawa Sederhana

Setiap senyawa mempunyai nama yang khas. Himpunan kimia sedunia, IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), telah membuat aturan mengenai penamaan senyawa kimia. Di dunia, ada beberapa senyawa yang memiliki dua nama, yaitu satu nama yang sesuai dengn aturan IUPAC, dan satu nama lagi berasal dari nama trivial atau nama dagang. Berikut ini adalah beberapa aturan tata nama senyawa sesuai dengan aturan IUPAC

 

TATA NAMA SENYAWA ANORGANIK

Yang akan di bahas pada tata nama senyawa anorganik ini antara lain : tata nama senyawa biner, poliatomik, basa, dan asam. Berikut adalah penjelasannya.

1. TATA NAMA SENYAWA BINER

Senyawa biner adalah senyawa yang tersusun atas dua unsur. Kadua unsur itu dapat berupa unsur logam dan unsur nonlogam atau unsur nonlogam dan unsur nonlogam. Unsur logam dalam senyawa biner biasanya merupakan kation (ion positif) (Baca juga tentang reaksi ionisasi dan pembentukan ion disini sedangkan unsur nonlogam dalam senyawa biner biasanya merupakan anion (ion negatif).

A. TATA NAMA SENYAWA BINER LOGAM DAN NONLOGAM

Terdapat tiga aturan untuk penamaan senyawa yang tersusun atas unsur logam dan unsur nonlogam. Berikut adalah aturannya :

• Untuk unsur logam yang hanya mempunyai satu bilangan oksidasi (baca juga cara menentukan bilangan oksidasi disini), penamaannya dengan cara menyebutkan nama unsur nonlogam didepan dan kemudian nama unsur nonlogam disertai akhiran ida

Nama unsur logam + nama unsur nonlogam –ida

Contoh :

1. LiF = Li (litium) + F (flour) = Litium Flourida
2. MgCl2 = Mg (magnesium) + Cl(klor) = Magnesium Klorida
3. BeO = Be (berrilium) + O (oksigen) = Berrilium Oksida
4. K2S = K (Kalium) + S (sulfur) = Kalium Sulfida
5. Al2O3 = Al (alumunium) + O (oksigen) = Alumunium Oksida
6. MgBr2 = Mg (magnesium) + Br (bromium) = Magnesium Bromida

• Untuk unsur logam yang mempunyai lebih dari satu bilangan oksidasi, penamaan adalah dengan cara menuliskan nama unsur logam disertai dengan menuliskan bilangan oksidasinya dengan menggunakan angka romawi di dalam tanda kurung dan nama nonlogam di belakang disertai akhiran –ida. Untuk penamaan dengan metode ini dapat dengan menggunakan nama lokal atau nama dagang untuk nama unsur logamnya.

Nama unsur nonlogam (bilangan oksidasi dalam angka romawi) + nama unsur nonlogam –ida

Contoh :

1. CuCI = Tembaga (I) Klorida
2. SnO = Timah (II) Oksida
3. CuCI2 = Tembaga (II) Klorida
4. SnO2 = Timah (IV) Oksida
5. PbO = Timbel (II) Oksida
6. CuI2 = Tembaga (II) Iodida
7. MnO2 = Mangan (IV) Oksida
8. AgF = Perak (I) Flourida
9. HgO = Mercuri (II) Oksida
10. PbCl2 = Timbel (II) Klorida
11. Fe2O3 = Besi (III) Oksida
12. SnF2 = Timah (II) Flourida
13. AuCl3 = Emas (III) Klorida

• Untuk unsur logam yang mempunyai lebih dari satu bilangan oksidasi, ada dua cara :

1. Jika bilangan oksidasi pada unsur logam lebih kecil, maka diakhiri dengan –o
2. Jika bilangan oksidasi pada unsur logam lebih besar, maka diakhiri dengan –i

Nama unsur logam –i atau –o + nama unsur nonlogam

TIPS

Cara mengetahui apakah bilangan oksidasi suatu unsur lebih besar atau lebih kecil adalah dengan melihat SPU (Sistem Periodik Unsur). Lihatlah tepat diatas lambing unsur, angka tersebut merupakan angka yang menunjukkan bilangan oksidasi suatu unsur. Misal unsur H hanya mempunyai satu bilangan oksidasi, yaitu +1, sementara unsur Fe mempunyai dua bilangan oksidasi, yaitu +2, dan +3 (artinya bilangan oksidasi +2 merupakan bilangan oksidasi kecil dari unsur Fe, dan bilangan oksidasi +3 merupakan bilangan oksidasi besar dari unsur Fe).

Contoh :

1. PbO = Plumbo Oksida (bilangan oksidasi Pb = +2 => lebih kecil)
2. CuCI2 = Cupri Iodida (bilangan oksidasi Cu = +2 => lebih besar)
3. CuCl = Cupro Klorida (bilangan oksidasi Cu = +1 => lebih kecil)
4. CuCl2 = Cupri Klorida (bilangan oksidasi Cu = +2 => lebih besar)
5. FeCI2 = Ferro Klorida (bilangan oksidasi Fe = +2 => lebih kecil)
6. FeCl3 = Ferri Klorida (bilangan oksidasi Fe = +3 => lebih besar)
7. HgO = Hidra Argiri Oksida (bilangan oksidasi Hg = +2 => lebih besar)
8. FeO3 = Ferri Oksida (bilangan oksidasi Fe = +3 => lebih besar)
9. SnF2 = Stanno Flourida (bilangan oksidasi Sn = +2 => lebih kecil)
10. AuCl3 = Auri Klorida (bilangan oksidasi Fe = +3 => lebih besar)

B. TATA NAMA SENYAWA BINER NONLOGAM DAN  NONLOGAM

• Unsur dengan atom (baca juga teori perkembangan atom disini) yang cenderung bermuatan positif, diletakkan didepan. Sementara unsur dengan atom yang cenderung bermuatan negatif diletakkan dibelakang. Adapun urutannya adalah sebagai berikut :

B – Si – C – Sb – As – P – N – H – Te – Se – S – I – Br – CI – O – F

Contoh :

1. Amonia = NH3 bukan H3N
2. Air = H2O bukan OH2

• Penulisan senyawa nonlogam dan nonlogam adalah, dengan menuliskan nama unsur nonlogam diawali dengan awalan yang menunjukkan jumlah unsur nonlogam dan nama unsur nonlogam diawali dengan awalan yang menunjukan jumlah unsur nonlogam serta diikuti dengan akhiran –ida. Awalan pada yang menunjukan jumlah unsur nonlogam ditulis dengan bahasa yunani. Untuk awalan yang menunjukkan jumlah satu pada unsur nonlogam yang didepan tidak perlu ditulis

(awalan yang menunjukkan jumlah unsur nonlogam) - nama unsur nonlogam + (awalan yang menunjukkan jumlah unsur nonlogam) – nama unsur nonlogam –ida

Jumlah unsur yang menunjukkan jumlah unsur dalam bahasa yunani

• Satu = mono
• Dua = di
• Tiga = tri
• Empat = tetra
• Lima = penta
• Enam = heksa
• Tujuh = hepta
• Delapan = okta
• Sembilan = nona
• Sepuluh = deka

Contoh :

1. PCl3 = Fosfor Triklorida (indeks 1 pada unsur P tidak perlu ditulis)
2. N2O3 = Dinitrogen Trioksida
3. NO = Nitrogen Oksida
4. CCI4 = Karbon Tetraklorida
5. NO2 = Nitrogen Dioksida
6. SO2 = Sulfur Dioksida
7. SO3 = Sulfur Trioksida
8. N2O5 = Dinitrogen Pentaoksida
9. CI2O7 = Dikloro Heptaoksida
10. CO2 = Karbon Dioksida

2. TATA NAMA SENYAWA ASAM

Asam merupakan zat yang menghasilkan ion hIdrogen (H+) jika dilarutkan ke dalam air. Untuk senyawa asam biner, tata namanya diawali dengan kata asam dan diikuti dengan nama unsur yang mengikutinya. Sedangkan untuk senyawa asam poliatomik, penamaannya diawali dengan kata asam dan diikuti dengan sisanya, yaitu anion.

Asam + sisanya

Contoh :

1. HBr = Asam Bromida
2. H2CO3 = Asam Karbonat
3. H2SO4 = Asam Sulfat
4. H2SO3 = Asam Sulfit
5. H3PO4 = Asam Fosfat
6. H3PO3 = Asam Fosfit
7. HNO2 = Asam Nitrit
8. HNO3 = Asam Nitrat
9. H2C2O4 = Asam Aksalat
10. CH3COOH = Asam Asetat

3. TATA NAMA SENYAWA BASA

Basa merupakan zat yang menghasilkan ion hidroksida (OH-) jika dilarutkan di dalam air. Tata nama senyawa logam adalah tata nama unsur logam dan diikuti –hidroksida.

Tata nama logam + hidroksida

Contoh :

1. Al(OH)3 = Alumunium Hidroksida
2. Ba(OH)2 = Barium Hidroksida
3. Cu(OH)2 = Tembaga (II) Hidroksida atau Cupri Hidroksida (bilangan oksidasi CU = +2, lebih besar)
4. Fe(OH)3 = Besi (III) Hidroksida atau Ferri Hidroksida (bilangan oksidasi Fe = +3. Lebih besar)
5. AgOH = Perak Hidroksida
6. Au(OH)2 = Emas (II) Hidroksida atau Aurri Hidroksida (bilangan oksidasi Au = +2, lebih besar)
7. Be(OH)2 = Berrilium Hidroksida
8. Pb(OH)4 = Timbal (IV) atau Plumbi Hidroksida (bilangan oksidasi Pb = +4, lebih besar)

4. TATA NAMA SENYAWA POLIATOMIK

Untuk senyawa poliatomik ini, anda harus bisa menerapkan tata nama senyawa biner, baik logam dan nonlogam maupun nonlogam dan nonlogam, serta tabel kation dan anion. Untuk senyawa poliatomik yang tersusun atas kation dan anion poliatomik, susunannya adalah kation diikuti dengan nama anion.

Contoh :

1. MgCO3 = Magnesium Karbonat
2. KClO3 = Kalium Klorat
3. Fe(NO3)3 = Besi (III) Nitrat atau Ferri Nitrat (Perhatikan unsur logam dan kationnya)