Tren periodik

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Loncat ke navigasi Loncat ke pencarian
Tren Periodik

Tren periodik adalah pola spesifik yang terdapat dalam tabel periodik yang menggambarkan berbagai aspek elemen tertentu, termasuk ukuran dan sifat elektroniknya. Tren periodik utama meliputi: elektronegativitas, energi ionisasi, afinitas elektron, jari-jari atom, titik leleh, titik didih, karakter logam, jari-jari ion dan reaktivitas. Tren periodik, yang timbul dari penataan tabel periodik, memberi alat yang tak ternilai kepada kimiawan untuk memprediksi sifat unsur dengan cepat. Tren ini ada karena struktur atom yang mirip untuk unsur dalam golongan atau periode masing-masing, dan karena sifat periodik dari unsur-unsurnya.

Hukum periodik[sunting | sunting sumber]

Tren periodik ini didasarkan pada Hukum Periodik yang menyatakan bahwa jika unsur kimia disusun sesuai urutan peningkatan nomor atom, banyak sifat mereka mengalami perubahan siklis; unsur-unsur dengan sifat serupa berulang secara periodik.[1] Sebagai contoh, setelah mengatur unsur sesuai kenaikan nomor atom, banyak sifat fisik dan kimia Litium terulang pada Natrium seperti reaktivitasnya yang kuat dengan air, yang berulang lagi pada siklus berikutnya yang dimulai dengan Kalium.

Prinsip ini ditemukan setelah sejumlah penelitian dilakukan oleh para ilmuwan di abad kesembilan belas seperti Lothar Meyer dan Dmitri Mendeleev. Awalnya, tidak tersedia penjelasan teoretis mengenai Hukum Periodik dan hanya digunakan sebagai prinsip empiris. Seiring perkembangan teori elektron struktur atom, menjadi memungkinkan untuk memahami dasar teoretis Hukum Periodik. Tabel periodik modern membuktikan bahwa muncul keberulangan periodik unsur-unsur dengan sifat fisika dan kimia yang serupa ketika unsur-unsur tersebut disusun menurut kenaikan nomor atom. Ini dihasilkan secara langsung dari keberulangan kemiripan konfigurasi elektron pada kelopak terluar masing-masing atom secara periodik.

Penemuan Hukum Periodik merupakan salah satu peristiwa terpenting dalam sejarah ilmu kimia. Hampir setiap kimiawan membuat secara ekstensif dan terus menggunakan Hukum Periodik. Hukum Periodik juga menyebabkan perkembangan tabel periodik, yang banyak digunakan saat ini.

Jari-jari atom[sunting | sunting sumber]

Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom ke orbital elektron stabil terluar dalam atom yang berada pada kesetimbangan. Jari-jari atom cenderung menurun sepanjang periode dari kiri ke kanan. Jari-jari atom biasanya menurun sepanjang golongan dari atas ke bawah karena penambahan tingkat energi (kelopak) baru. Namun, jari-jari atom cenderung meningkat secara diagonal (dari kiri-atas ke kanan-bawah), karena jumlah elektron memiliki efek yang lebih besar daripada pembesaran inti. Sebagai contoh, lithium (145 pikometer) memiliki jari-jari atom yang lebih kecil daripada magnesium (150 pikometer).

Jari-jari atom dapat dikelompokkan lebih lanjut sebagai:

  • Jari-jari kovalen: setengah jarak antara dua atom pada senyawa diatomik, berikatan tunggal.
  • Jari-jari Van der Waals: setengah jarak antara inti atom dari molekul yang berbeda dalam kisi molekul kovalen.
  • Jari-jari logam: setengah jarak antara dua inti atom yang berdekatan dalam kisi logam.
  • Jari-jari ion: setengah jarak antara dua inti atom yang berikatan ionik.

Energi ionisasi[sunting | sunting sumber]

Potensial ionisasi adalah jumlah energi minimum yang dibutuhkan untuk melepas satu elektron dari masing-masing atom dalam satu mol atom dalam keadaan gas. Energi ionisasi pertama adalah energi yang dibutuhkan untuk melepaskan elektron pertama, dan umumnya energi ionisasi ke-n adalah energi yang dibutuhkan untuk melepaskan elektron ke-n dari suatu atom, setelah elektron ke-(n−1) sebelumnya telah dilepaskan. Secara tren, energi ionisasi cenderung meningkat sepanjang periode dari kiri ke kanan karena jumlah proton yang lebih banyak (muatan inti lebih tinggi) menarik elektron yang mengorbit lebih kuat, sehingga meningkatkan energi yang dibutuhkan untuk melepaskan salah satu elektron. Energi ionisasi dan potensial ionisasi benar-benar berbeda. Potensial ionisasi adalah sifat yang intensif dan diukur dengan "volt"; sedangkan energi ionisasi adalah sifat yang luas yang dinyatakan dengan "eV" atau "kJ/mol".

Sepanjang golongan tabel periodik dari atas ke bawah, energi ionisasi kemungkinan akan menurun karena elektron valensi lebih jauh menjauh dari inti dan mengalami daya tarik yang lebih lemah terhadap muatan positif inti atom. Akan terjadi kenaikan energi ionisasi sepanjang periode dari kiri ke kanan dan penurunan dari atas ke bawah. Sebagai aturan, ini membutuhkan energi yang jauh lebih sedikit untuk melepaskan elektron terluar dari pada elektron bagian dalam. Akibatnya, energi ionisasi untuk unsur tertentu akan meningkat dengan stabil di dalam kelopak tertentu, dan saat dimulai dari kelopak berikut di bawahnya akan menunjukkan lonjakan energi ionisasi yang drastis. Sederhananya, semakin rendah bilangan kuantum utama, semakin tinggi energi ionisasi untuk elektron di dalam kelopak tersebut. Pengecualiannya adalah unsur-unsur dalam keluarga boron dan oksigen, yang membutuhkan sedikit di bawah energi pada umumnya.

Afinitas elektron[sunting | sunting sumber]

Afinitas elektron dari suatu atom dapat digambarkan sebagai energi yang dilepaskan oleh sebuah atom ketika sebuah elektron ditambahkan padanya, atau sebaliknya sebagai energi yang dibutuhkan untuk melepaskan elektron dari anion bermuatan tunggal. Tanda afinitas elektron bisa sangat membingungkan, karena atom yang menjadi lebih stabil dengan penambahan elektron (dan dianggap memiliki afinitas elektron yang lebih tinggi) menunjukkan penurunan energi potensial; yaitu, energi yang didapat oleh atom terlihat negatif. Untuk atom yang menjadi kurang stabil saat mendapatkan elektron, energi potensial meningkat, yang menyiratkan bahwa atom memperoleh energi. Dalam kasus seperti itu, afinitas elektron atom bernilai positif.[2] Akibatnya, atom dengan nilai afinitas elektron yang lebih negatif dianggap memiliki afinitas elektron yang lebih tinggi (mereka lebih mudah menerima elektron), dan sebaliknya. Namun, dalam skenario sebaliknya dimana afinitas elektron didefinisikan sebagai energi yang dibutuhkan untuk melepaskan elektron dari anion, nilai energi yang diperoleh akan memiliki besaran yang sama namun memiliki tanda yang berlawanan. Ini karena atom-atom dengan afinitas elektron yang tinggi cenderung kurang dapat melepaskan elektron, dan dengan demikian mengambil lebih banyak energi untuk melepaskan elektron dari atom. Dalam hal ini, atom dengan nilai energi lebih positif memiliki afinitas elektron yang lebih tinggi. Dari kiri ke kanan sepanjang satu periode, afinitas elektron akan meningkat.

Meskipun tampaknya Fluor seharusnya memiliki afinitas elektron terbesar, ukuran fluorin yang kecil menghasilkan cukup sangkalan bahwa Klorin memiliki afinitas elektron terbesar.

Elektronegativitas[sunting | sunting sumber]

Elektronegativitas adalah ukuran kemampuan atom atau molekul untuk menarik pasangan elektron dalam konteks ikatan kimia. Jenis ikatan yang terbentuk sangat ditentukan oleh perbedaan elektronegativitas antar atom yang terlibat, dengan menggunakan skala Pauling. Trennya, dari kiri ke kanan sepanjang periode pada tabel periodik, elektronegativitas meningkat karena daya tarik yang lebih kuat yang diperoleh atom saat muatan inti meningkat. Dalam satu golongan dari atas ke bawah, elektronegativitas menurun karena jarak yang lebih jauh antara inti dan kelopak elektron valensi, sehingga mengurangi daya tarik, membuat atom kurang menarik elektron atau proton.

Namun, pada unsur golongan 13 elektronegativitas meningkat dari aluminium ke talium, dan pada golongan 14 elektronegativitas timbal lebih rendah dari pada timah.

Elektron valensi[sunting | sunting sumber]

Elektron valensi adalah elektron pada kelopak elektron terluar atom terisolasi dari sebuah unsur. Terkadang, ini juga dianggap sebagai dasar Tabel Periodik Modern. Dalam satu periode, jumlah elektron valensi meningkat (kebanyakan untuk logam ringan/unsur) sepanjang periode dari kiri ke kanan. Namun, dalam satu golongan tren periodik ini konstan, yaitu jumlah elektron valensi tetap sama.

Valensi[sunting | sunting sumber]

Valensi dalam tabel periodik pada satu periode awalnya meningkat dan kemudian menurun. Tidak ada perubahan dalam satu golongan dari atas ke bawah.

Namun, tren periodik ini jarang diikuti untuk elemen yang lebih berat (unsur dengan nomor atom lebih besar dari 20), terutama untuk deret lantanida dan aktinida.

Penting untuk mempertimbangkan elektron inti saat berbicara tentang elektron valensi. Hal ini karena semakin besar jumlah elektron inti, semakin besar pemerisaian elektron dari muatan inti nukleus. Untuk alasan ini, energi ionisasi lebih rendah untuk unsur yang berada di posisi bawah suatu golongan, dan polarisabilitas spesies lebih tinggi untuk unsur yang berada di posisi bawah suatu golongan. Valensi tidak berubah sepanjang golongan dari atas ke bawah karena perilaku ikatan tidak terpengaruh oleh elektron inti. Namun, interaksi non-ikatan seperti tersebut di atas dipengaruhi oleh elektron inti.

Sifat logam dan nonlogam[sunting | sunting sumber]

Sifat logam meningkat sepanjang golongan dari atas ke bawah seiring meningkatnya daya tarik antara inti dan elektron terluar yang menyebabkan elektron terluar terikat secara longgar dan dengan demikian mampu menghantarkan panas dan listrik. Sepanjang periode dari kiri ke kanan, peningkatan daya tarik antara inti atom dan elektron terluar menyebabkan karakter logam menurun.

Sifat nonlogam meningkat dalam satu periode dari kiri ke kanan dan menurun sepanjang golongan dari atas ke bawah karena alasan yang sama karena kenaikan daya tarik inti.

Lihat juga[sunting | sunting sumber]

Bacaan lanjutan[sunting | sunting sumber]

Referensi[sunting | sunting sumber]

  1. ^ Harry H. Sisler (1963). Electronic structure, properties, and the periodic law. New York: Reinhold publishing corporation. The physical and chemical properties of elements are periodic functions of the charges on their atomic nuclei i.e. their atomic numbers. 
  2. ^ SparkNotes Editors (27 November 2015). "SparkNote on Atomic Structure". SparkNotes.com. Diakses tanggal 29 November 2015.