Putri Amalia Febriani Syahrir - c031201020 - Tugas Pekan 2 [PDF]

Citation preview

TUGAS MODUL 2 NAMA



: PUTRI AMALIA FEBRIANI SYAHRIR



NIM



: C031201020



KELAS



: KEDOKTERAN HEWAN A



1.



2.



3.



Konfigurasi elektron  19K = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1  26Fe3+ = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5  29Cu = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1  15P = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3  17Cl- = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6  38Sr = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2  Sifat-sifat periodik unsur adalah sifat yang ada hubungannya dengan letak unsur pada sistem periodik. Sifat tersebut berubah dan berulang secara periodik sesuai dengan perubahan nomor atom dan konfigurasi elektron. Walaupun K dan Cu memiliki jumlah elektron yang sama pada kulit terluarnya, tetap memiliki sifat kimia yang berbeda karena kedua unsur tersebut memiliki nomor atom dan perubahan yang berbeda, sehingga memiliki sifat kimia yang berbeda juga .  Begitu juga dengan Hidrogen, ketiganya twtap memiliki sifat kimia yang berbeda meskipun memiliki jumlah elektron yang sama pada kulit terluar karena memiliki nomor atom dan konfigurasi elektron yang berbeda.  John W. Dobereiner adalah orang yang pertama menemukan adanya hubungan antara sifat unsur dan massa atom relatif. Pada tahun 1817, ia menemukan beberapa kelompok 3 unsur yang mempunyai kemiripan sifat yang ada hubungannya dengan massa atom relatif seperti; Litium Kalsium Klor Natrium Stronsium Brom Kalium Barium Iod Kelompok tiga unsur ini disebut triade. Meskipun triade ini masih jauh dari sempurna, namun penemuannya ini mendorong orang menyusun daftar unsur-unsur yang sesuai dengan sifatnya.  John A. K. Neulands adalah orang yang menyusun unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atomnya. Dari daftar susunan unusur, diperoleh adanya sifat-sifat yang terulang kembali setelah selang beberapa unsur. Sifat suatu unsur akan terulang kembali tujuan unsur kemudian. Misalnya unsur ke-1, ke-8, ke-15 sifat-sifatnya hamper sama. Demikian juga unsur ke-2, ke-9, ke-16. Teori ini disebut teori ―oktaf‖ seperti nada/not musik.







4.



Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Cr Ti Mn Fe Meskipun ada hal yang tidak bisa diterima, misalnya Cr tidak mirip dengan Al, Mn tidak mirip dengan P, Fe tidak mirip dengan S, tetapi usahanya telah menuju ke usaha yang tepat untuk menyusun suatu daftar unsur. Dimitri Ivanovich Mendeleyev dan Lothar Meyer mengemukakan hubungan yang lebih terperinci antara massa atom relatif dan sifat unsur. Dalam mempelajari keperiodikan unsur-unsur, Meyer lebih menekankan perhatiannya pada sifat-sifat fisika. Ia membuat grafik dengan mengalurkan volume atom unsur terhadap massa atom relatif. Volume atom unsur diperoleh dengan cara membagi massa atom relatif terhadap kerapatan unsur. Grafik menunjukkan unsur-unsur yang sifatnya mirip, terletak di titik-titik atau ditempat tertentu dalam setiap bagian grafik yang mirip bentuknya. Misalnya unsur-unsur alkali (Na, K, Rb) terdapat di puncak grafik; ini menunjukkan ada hubungan antara sifat unsur dengan massa atom relatif. Pada tahun 1869, Mendeleyev berhasil menyusun suatu daftar terdiri atas 65 unsur yang telah dikenal pada waktu itu. Mendeleev mengungkapka suatu hukum yang disebut dengan hukum periodik yang berbunyi ―sifat unsur-unsur merupakan fungsi berkala massa atom relatif.‖ Penyusunan unsur Mendeleev: - Setiap unsur yang telah diketahui pada masa itu dibuatkan sebuah kartu dengan dicantumkan pula massa atom, rumus-rumus senyawanya, dan sifat-sifat lainnya. - Kartu-kartu tersebut kemudian disusun urut berdasarkan naiknya massa atom. - Dari deretan unsur ini, kalau mendatar terjadi perubahan sifat dan ditetapkan unsur baru yang sifatnya mirip dengan unsur yang telah ada, maka unsur baru ini diletakkan di bawah unsur semula sehingga diperoleh deretan unsur mendatar baru. - Jika suatu unsur berdasarkan urutan naiknya massa atom seharusnya diletakkan dibawah unsur tertentu misalnya ke -13, tetapi karena sifat-sifatnya mirip dengan unsur ke – 14, maka oleh Mendeleyev unsur tersebut diletakkan dibawah unsur ke14. Mendeleyev yakin bahwa dibawah unsur ke-13 belum ditemukan, tetap dikosongkan. Sifat-sifat unsur yang belum ditemukan ini telah diramalkan dan kenyataannya ini membuktikan bahwa disamping kenaikan massa atomnya, sifat-sifat lain dari unsur lebih diperhatikan. - Perbedaan sifat fisika unsur golongan IIIA dan IVA - Unsur golongan IIIA memiliki jari-jari atom yang lebih besar dibandingkan jarijari atom unsur golonga IVA. Karena dari kiri ke kanan, nomor atom dan jumlah elektron pada kulit bertambah. Hal tersebut mengakibatkan gaya tarik-menarik antar inti dengan kulit elektron semakin besar hingga jari-jari atom semakin kecil. - Unsur golongan IIIA memiliki titik didih yang lebih besar dibandingkan dengan titik didih unsur golonga IVA. Namun memiliki titik leleh yang lebih kecil



5.











dibandingkan dengan titik leleh unsur golonga IVA. - Unsur golongan IIIA memiliki afinitas elektron yang lebIh kecil dibandingkan dengan afiitas elektron unsur golongan IVA. - Unsur golongan IIIA memiliki keelektronegatifan yang lebih kecil dibandingkan dengan keelektronegatifan unsur golongan IVA. - Perbedaan sifat kimia unsur golongan IIIA dan IVA Golongan IIIA : - Boron, jika dipanaskan dengan oksigen, halogen, dan alkali akan mudah berekasi. Boron sangat bersifat toksik (beracun). - Alumunium, sebagai pereduksi (mengalami reduksi terbaik) dengan reaksi: Rekasi asam : 2Al + 6H+  2Al3 + 3H2 Reaksi basa : 2Al + 2OH- 2[Al(OH)4]- + 3H2 Reaksi dengan oksigen = 2Al + 3/2 O2  Al2O3 - Galium sebagai unsur paling mudah membuat besi berkorosi dan unsur bersifat toksik ringan. - Indium memiliki sifat khas dengan gallium. - Talium sebagai unsur yang paling mudah direduksi (mengalami reduksi) dan sangat toksik. Golongan IVA: - Karbon merupakan unsur golongan IVA paling sangat tidak reaktif dan tidak toksik. Reaksi-reaksinya: Reaksi dengan halogen: C + 2F2  CF4 Reaksi dengan oksigen: C + O2  CO2 CO2 + H2O  H2CO3 H2CO3 + H2O  HCO3- + H3O+ HCO3- + H2O  CO32- + H3O+ - Silikon juga kurang reaktif dan tidak toksik. Reaksinya: Silikon terbakar: Si + O2  SiO2 - Germanium bersifat toksik ringan. - Timah juga merupakan unsur pereduksi terbaik di golongan IVA. - Timbal bersifat racun dan sangat mudah serta cepat bereaksi terutama timbal (IV) atau Pb4+. Semua logam dari golongan IA bereaksi hebat dengan air dan bahkan dapat meledak ketika bereaksi dengan air. Untuk masing-masing reaksi ini, terbentuk sebuah larutan logam hidroksida bersama dengan gas hydrogen. Semua logam pada golongan IA ini sangat reaktif dan harus dihindarkan dari bersentuhan dengan udara untuk mencegah terjadinya oksidasi. Golongan IVA merupakan golongan yang sangat reaktif dalam menerima elektron dan bertindak sebagai oksidator kuat dalam suatu golongan dimana golongan ini sangat mudah untuk mengalami oksidasi. Halogen merupakan golongan nonlogam yang sangat reaktif, sehingga unsur-unsurnya tidak dijumpai pada keadaan bebas. Pada umumnya ditemukan di alam dalam bentuk senyawa garam-garamnya. Semua halogen (X2) dapat bereaksi dengan gas hydrogen, membentuk hydrogen halide (HX). Semua halogen larut dalam air, halogen dapat bereaksi dengan oksigen menghasilkan asam



6.















oksi, jika asam oksi inidireaksikan dengan air akan dihasilkan asam halat. Perbandingan sifat kimia dan fisika unsur O, S dan Se - Sifat kimia 1. Konfigurasi elektron S =2 6 O =2 8 6 Se = 2 8 18 6 Ketiganya memiliki 6 elektron valensi, berkecenderungan membentuk ion negatif bermuatan -2. 2. Bilangan oksidasi yang mungkin dimiliki S = 2 1 -1 -2 O = 6 5 4 3 2 1 -1 -2 Se = 6 4 2 1 -2 3. Elektronegativitas S = 3.44 O = 2.58 Se = 2.55 4. Energy ionisasi tingkat pertama S = 1313.9 kJ/mol O = 999.6 kJ/mol Se = 941.0 kJ/mol - Sifat fisika 1. O, S, dan Se adalah nonmetal. 2. O dan S adalah isolator, sedangkan Se adalah semikonduktor. 3. Dalam suhu kamar, O berwujud gas, sedangkan S dan Se berwujud padat. 4. Titik lebur: O = -218.79 S = 115.21 Se = 221 5. Titik didih: O = -182.95 S = 444.6 Se = 685 6. titik kritis: 154.59 K, 5.043 MPa; 1314 K, 20.7 MPa; 1766 K, 27.2 MPa 7. kalor lebur: O = (O2) 0.444 kJ•mol−1, S = (mono) 1.727 kJ•mol−1, Se = (gray) 6.69 kJ•mol−1 8. kalor uap: O = (O2) 6.82 kJ•mol−1, S = (mono) 45 kJ•mol−1, Se = 95.48 kJ•mol−1 9. kalor jenis: O = (O2) 29.378 J•mol−1•K−1, S = 22.75 J•mol−1•K−1, Se = 25.363 J•mol−1•K−1 Perbedaan antara atom oksigen, unsur oksigen, dan senyawa oksigen - Atom oksigen memiliki nomor atom 8, artinya oksigen memiliki 8 proton dalam inti. - Unsur oksigen terdiri atas sekelompok atom yang meiliki jumlah proton yang sama pada inti, yang tidak bisa dibagi-bagi lagi. - Senyawa oksigen (O2) terdiri atas beberapa unsur yang saling berikatan. Senyawa oksigen terdiri atas 2 molekul oksigen (senyawa diatomik). Senyawa oksida dari unsur-unsur periode ke tiga, perbedaan dan persamaan oksidaoksida tersebut dan reaksi yang berkaitan dengan oksida dari unsur periode ke tiga - Senyawa oksida unsur periode ketiga 1. Reaksi oksida natrium: Na2O(p) + 2 H2O(c) → 2NaOH(aq)



2. Reaksi oksida aluminium: Al2O3(p) + 6HCl(c) → 2AlCl3(aq) + 3H2O(c) II-20 3. Reaksi oksida magnesium: MgO(p) + 2HCl(c) → MgCl2(aq) + H2O(c) MgO(p) + 2NaOH(c) → Mg(OH)2(aq) + H2O(c) 4. Reaksi oksida silicon: SiO2(p) + 2NaOH(c) → Na2SiO3(aq) + H2O(c) 5. Reaksi oksida posfor: 2P2O5(p) + 6H2O(c) → 4H3PO 6. Reaksi oksida sulfur: SO3(g) + 2H2O(c) → H2SO4 7. Reaksi oksida klor: Cl2O7(g) + 2H2O(c) → 2HClO4 - Persamaan dan perbedaan, yaitu secara keseluruhan dapat bereaksi dengan air. Perbedaannya yaitu unsur yang berada di kiri aluminium bersifat basa sehingga dapat bereaksi dengan asam sedangkan unsur yang berada di sebelah kanan aluminium bersifat asam sehingga dapat berekasi dengan basa dan aluminium sendiri dapat bereaksi dengan asam dan basa. 7. Unsur-unsur periode ketiga terdiri atas Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl dan Ar. Beradasarkan konfigurasi elektronnya maka dapat dikatakan bahwa “(d) Energi ionisasi pertama Ar paling besar.” 8. Kelompok unsur metalloid dalam tabel periodik adalah “(b) sifatnya antara logam dan nonlogam.” 9. Pernyataan berikut yang berkaitan dengan unsur golongan IVA dari atas ke bawah adalah “(4) jari-jari atomnya semakin besar namun potensial ionisasinya semakin kecil.” 10. Hidrogen adalah unsur yang sifat aslinya berbeda dengan unsur golongan IA yang lain walaupun konfigurasi elektron terluarnya sama. SEBAB unsur Hidrogen adalah unsur nonlogam yang berbentuk gas dan berwarna jika teroksidasi atau terbakar di udara bebas akan membentuk air. Pernyataan tersebut adalah benar. 11. Sifat yang tidak benar dalam sistem periodik adalah “(e) makin ke kanan dalam suatu periode makin bersifat logam.”



TUGAS TUTORIAL 1. Golongan IA (Alkali) - Li = Litium - Na = Natrium - K = Kalium - Rb = Rubidium - Cs = Sesium - Fr = Fransium



Golongan IIA (Alkali Tanah) - Be = Berilium - Mg= Magnesium - Ca = Kalsium - Sr = Strontium - Ba = Barium - Ra = Radium



Golongan IIIA (Boron) - B = Baron - Al = Aluminium - Ga = Galium - In = Indium - Ti = Talium



Golongan IVA (Karbon) - C = Karbon - Si = Silikon - Ge = Germanium - Sn = Stannum (Timah) - Pb = Plumbum (Timbal)



Golongan VA (Nitrogen) - N = Nitrogen - P = Fosfor - As = Arsenik - Sb = Stibium (Antimon) - Bi = Bismut



Golongan VIA (Oksigen) - O = Oksigen - S = Sulfur - Se = Selenium - Te = Telurium - Po = Polonium



Golongan VIIA (Halogen) - F = Fluor - Cl = Klor - Br = Brom - I = Iodine / Yodium - At = Astatin



Golongan VIIIA (Gas Mulia) - He = Helium - Ne = Neon - Ar = Argon - Kr = Kripton - Xe = Xenon - Rn = Radon



2. Sifat-sifat kimia unsur golongan IA (Alkali) Sifat kimia unsur logam alkali adalah reaktivitasnya yang tinggi. Logam alkali mudah terbakar oleh oksigen di udara, sehingga harus disimpan dalam minyak tanah. Hasil pembakarannya selalu berbentuk peroksida. Unsur logam alkali juga sangat reaktif terhadap air. Urutan unsurnya semakin ke bawah, reaksinya semakin hebat, bahkan dapat menimbulkan panas. Logam alkali mudah bereaksi dengan asam membentuk garam dan gas hidrogen. Golongan alkali dapat bereaksi langsung dengan halogen membentuk garam. Sifat-sifat kimia unsur golongan IIA (Alkali Tanah) Logam –logam alkali tanah adalah : Be, Mg, Ca, Sr dan Ba, logam ini juga cukup reaktif namun tidak sereaktif jika dibandingkan dengan logam alkali. Konfigurasi elektron terluarnya adalah (ns2,>2), memiliki kecenderungan melepaskan kedua elektron terluarnya membentuk ion M2+ dengan bentuk konfigurasinya menyerupai konfigurasi gas mulia yang stabil dan karakter ini meningkat dari Berilium ke Barium. Energi ionisasi pertama dan kedua dari logam ini menurun dari Berilium sampai ke



Barium dan khusus untuk Berilium di alam lebih cenderung berbentuk molecular disbanding berbentuk ionik terutama oksidanya berbentuk oksida amfoter bukan oksida logam yang bersifat basa. Reaktifitas logam alkali tanah dengan air sangat berbeda-beda yaitu, Berilium tidak bereaksi dengan air, Magnesium bereaksi lambat dengan air mendidih dan Kalsium, Stronsium serta Barium cukup reaktif dengan air dingin. Dengan oksigen juga bervariasi dan meningkat dari atas ke bawah dalam golongannya, Berilium dan Magnesium dapat membentuk oksida di aats suhu kamar dan Kalsium, Stronsium, serta Barium dapat membentuk peroksida ionik. Logam alkali tanah juga dapat bereaks i dengan asam membentuk garam dan gas hidrogen. Sifat-sifat kimia unsur golongan IIIA (Baron) - Boron jika dipanaskan dengan oksigen, halogen, dan alkali akan mudah bereaksi. Boron sangat bersifat toksik (beracun) - Aluminium sebagai pereduksi (mengalami reduksi) terbaik, dengan reaksi: Reaksi asam: 2Al + 6H+  2Al3+ + 3H2 Reaksi basa: 2Al + 2OH-  2[Al(OH)4]- + 3H2 Reaksi dengan oksigen: 2Al + 3/2 O2  Al2O3 - Galium sebagai unsur paling mudah membuat besi berkorosi dan unsur bersifat toksik ringan - Indium memiliki sifat khas dengan gallium - Talium sebagai unsur yang paling mudah direduksi (mengalami reduksi) dan sangat toksik Sifat-sifat kimia unsur golongan IVA (Karbon) - Karbon merupakan unsur golongan IVA paling sangat tidak reaktif dan tidak toksik. Reaksi-reaksinya: Reaksi dengan halogen: C + 2F2  CF4 Reaksi dengan oksigen: C + O2  CO2 CO2 + H2O  H2CO3 H2CO3 + H2O  HCO3- + H3O+ HCO3- + H2O  CO32- + H3O+ - Silikon juga kurang reaktif dan tidak toksik. Reaksinya: Silikon terbakar: Si + O2  SiO2 - Germanium bersifat toksik ringan - Timah juga merupakan unsur pereduksi terbaik di golongan IVA - Timbal bersifat racun dan sangat mudah serta cepat bereaksi terutama timbal (IV) atau Pb4+



Sifat-sifat kimia unsur golongan VA (Nitrogen) - Nitrogen adalah unsur yang stabil (kurang reaktif) dan merupakan unsur diatomic - Nitrogen susah bereaksi dengan unsur lain tetapi sangat cepat bereaksi dengan logam litium (Li). Dengan reaksi: N2 (g) + 6Li(s)  2Li3N(s) - NItrogen pada suhu tinggi mampu bereaksi dengan logam alkali, unsur nonlogam, dan alkali tanah N2(g) + O2(g)  2NO(g) N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) 6Mg(s) + 2N2(g)  2Mg3N2(s) Sifat-sifat kimia unsur golongan VIA (Oksigen) -



Oksigen mempunyai 3 biloks berbeda dan merupakan oksidator yang dapat mengoksidasi logam maupun nonlogam. Belerang tidak bisa bereaksi dengan air dan bersifat nontosik, tapi jika bereaksi dengan oksigen dan hidrogen atau air, bersifat racun dan membentuk hujan asam Selenium dan telurium mempunyai hubungan diagonal dengan belerang



Sifat-sifat kimia unsur golongan VIIA (Halogen) -



-



Unsur fluor merupakan unsur paling reaktif karena memiliki jari-jari yang kecil Halogen memiliki kulit terluar sebanyak 7 elektron Halogen merupakan unsur nonlogam paling reaktif karena memerlukan 1 tambahan elektron untuk mencapai kestabilan atom. Kereaktifannya menurun dari F ke I Energi ionisasi dan afinitas elektron halogen sangat tinggi, itulah sebab mengapa halogen bersifat reaktif Memiliki energi disosiasi ikatan yaitu mengubah molekul halogen menjadi atomatomnya. Sifat ini menurun hingga unsur iodin, tapi fluor ke klorin turun drastis namun klorin hingga iodin naik Halogen memiliki sifat nonpolar, makanya gaya London bekerja pada unsur ini sehingga titik leleh dan didihnya meningkat dari F ke I. Keelektronegatifan halogen sangat tinggi dan berada pada unsur Fluor (F), menurun hingga iodin (I).



Sifat-sifat kimia unsur golongan VIIIA (Gas Mulia) -



Gas mulia memiliki jari-jari atom yang semakin panjang hingga Radon, sehingga semakin mudah membentuk dipol sesaat dan gaya van der Waals Kereaktifan gas mulia bertambah besar seiring bertambahnya jari-jari atom Gas mulia hanya dapat bereaksi dengan unsur yang memiliki keelektronegatifan yang sangat tinggi, seperti fluor. Contoh senyawa yang berhasil dibuat adalah XePtF6



-



Gas mulia sering dikatakn gas inert (lembam) karena tidak ikut bereaksi



3. Penyebab unsur Na ditempatkan di golongan IA, Mg ditempatkan di golongan IIA, Al ditempatkan di golongan IVA, N ditempatkan di golongan VA, O ditempatkan di golongan VIA dan F ditempatkan di golongan VIIA yaitu karena jumlah elektron terluarnya atau elektron valensinya. 4. Unsur kimia pada periode 2: Li(Litium), Be(Berilium), B(Boron), C(Karbon), N(Nitrogen), O(Oksigen), F(Fluor), Ne(Neon). Unsur kimia pada periode 3: Na(Natrium), Mg(Magnesium), Al(Aluminium), Si(Silikon), P(Fosfor), S(Sulfur), Cl(Klor), Ar(Argon). 5. Jari-jari atom adalah jarak antara inti atom dan elektron terluar. Energi ionisasi adalah energi minimal yang dibutuhkan untuk melepaskan 1 elektron terluar dari atom berwujud gas pada keadaan dasarnya. Keelektronegatifan adalah kecenderungan/kemampuan atom untuk menarik elektron dalam suatu ikatan kimia. Semakin besar keelektronegatifan suatu atom berarti dalam ikatan kimia atom tersebut cenderung menarik elektron dari atom yang lain. Afinitas elektron adalah energi yang terlibat (dilepas atau diserap) ketika satu elektron diterima oleh atom suatu unsur dalam keadaan gas. 6. Golongan IA: - Jari-jari atom terbesar = Fr Energi ionisasi terkecil = Fr - Elektronegatifan terbesar = H Golongan IIIA: - Jari-jari atom terbesar = Ti - Energi ionisasi terkecil = Ti - Elektronegatifan terbesar = B Golongan VA: - Jari-jari atom terbesar = Bi - Energi ionisasi terkecil = Bi - Elektronegatifan terbesar = N Golongan VIIA: - Jari-jari atom terbesar = At - Energi ionisasi terkecil = At - Elektronegatifan terbesar = F



Golongan IIA: Jari-jari atom terbesar = Ra Energi ionisasi terkecil = Ra Elektronegatifan terbesar = Be Golongan IVA: Jari-jari atom terbesar = Pb Energi ionisasi terkecil = Pb Elektronegatifan terbesar = C Golongan VIA: Jari-jari atom terbesar = Po Energi ionisasi terkecil = Po Elektronegatifan terbesar = O



7.



1s2 2s2 2p3 Golongan VA, Periode 2 2 2 6 2 1 13Al = 1s 2s 2p 3s 3p Golongan IIIA, Periode 3 2 2 6 2 6 1 19K = 1s 2s 2p 3s 3p 4s Golongan IA, Periode 4 2 2 6 2 6 2 1 21Sc = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d Golongan IIIB, Periode 4 2 2 6 2 6 2 4 24Cr = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d Golongan VIB, Periode 4 2 2 6 2 6 1 10 29Cu = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d Golongan IB, Periode 4 7N =



8. Reaksi golongan IA dengan H2O, O2, Gas Klor, dan Asam Klorida - Reaksi dengan H2O 2Na + 2H2O  2NaOH(aq) + H2(g) ; H = -kJ - Reaksi dengan O2 4Li + O2  2Li2O 2Na + O2  Na2O - Reaksi dengan Gas Klor Ca + Cl2  CaCl2 - Reaksi dengan Asam Klorida Sr + 2HCl  SrCl2(aq) + H2(s) 9. Natrium adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang Na dan nomor atom 11. Na adalah sebuah logam lunak berwarna putih keperakan dan anggota logam alkali; satu-satunya isotop stabilnya adalah 23Na. Merupakan unsur melimpah yang terdapat dalam sejumlah mineral seperti feldspar, sodalit dan garam batu. Banyak garam natrium sangat mudah larut dalam air dan oleh karenanya terdapat dalam jumlah signifikan dalam badan air bumi. Kelimpahan terbesar dalam laut sebagai natrium klorida. Banyak senyawa natrium yang berguna, seperti natrium hidroksida (soda api) untuk pembuatan sabun, dan natrium klorida sebagai pencair es dan nutrisi. Logam bebasnya, natrium elementer, tidak terdapat di alam tetapi harus dibuat dari senyawanya. Unsur natrium pertama kali diisolasi oleh Humphry Davy pada tahun 1807 melalui elektrolisis natrium hidroksida. Ion yang sama juga merupakan komponen banyak mineral, seperti natrium nitrat. Magnesium adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang Mg dan nomor atom 12. Magnesium (simbol Mg) adalah sebuah logam alkali tanah dengan bilangan oksidasi +2. Mg merupakan unsur paling melimpah kedelapan dalam kerak bumi dan



kesembilan dalam alam semesta. Magnesium adalah unsur paling umum keempat di muka Bumi. Aluminium adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang Al dan nomor atom 13. Aluminium adalah logam putih keperakan anggota dari golongan boron dan merupakan logam pasca transisi. Ia tidak larut dalam air dalam kondisi normal. Aluminium adalah unsur ketiga paling melimpah (setelah oksigen dan silikon), dan logam paling melimpah dalam kerak bumi. Aluminium menyusun sekitar 8% dari berat permukaan padat bumi. Logam aluminium terlalu reaktif secara kimia untuk berada dalam kondisi alaminya. Sebaliknya, ia dijumpai tergabung dalam lebih dari 270 mineral yang berbeda. Bijih utama aluminium adalah bauksit. Aluminium adalah logam yang mengagumkan karena massa jenisnya yang rendah dan kemampuannya menahan korosi karena fenomena pasivasi. Komponen yang terbuat dari aluminium dan aloynya merupakan struktur vital untuk industri pesawat terbang dan penting untuk bahan struktur dalam bidang transportasi lainnya. Senyawa-senyawa aluminium yang paling bermanfaat, setidaknya berdasarkan beratnya, adalah senyawa oksida dan sulfat aluminium. Silikon adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang Si dan nomor atom 14. Silikon adalah sebuah metaloid tetravalen. Ia kurang reaktif dibandingkan analognya, karbon, nonlogam yang terletak tepat di atasnya dalam tabel periodik, tetapi lebih reaktif daripada germanium, metaloid yang berada tepat di bawahnya dalam tabel periodik. Kontroversi berkenaan dengan karakter silikon dimulai sejak ditemukannya: silikon pertama kali dibuat dan dianalisis karakternya dalam bentuk murni pada tahun 1824, dan diberi nama silisium (dari bahasa Latin: silicis, batu api), ditambah akhiran -ium untuk menunjukkan sebuah logam. Namun, nama finalnya, yang diajukan pada tahun 1831 merefleksikan sifat fisik yang sama dengan unsur karbon dan boron. Fosforus adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang P dan nomor atom 15. Fosforus adalah sebuah nonlogam multivalen dari golongan nitrogen. Sebagai mineral, fosforus hampir selalu hadir dalam tingkat oksidasi maksimalnya, sebagai batuan fosfat anorganik. Fosforus elementer terdapat dalam dua bentuk utama—fosforus putih dan fosforus merah—tetapi karena kereaktivannya yang tinggi, fosforus tidak pernah dijumpai sebagai unsur bebas di bumi. Bentuk fosforus elementer pertama yang diproduksi (fosforus putih, tahun 1669) memancarkan cahaya lemah saat terpapar oksigen — sehingga namanya diberikan dari mitologi Yunani, Φωσφόρος yang berarti "pembawa cahaya" (Latin Lucifer), merujuk kepada "Bintang Pagi", planet Venus. Meskipun istilah "fosforesensi", yang berarti bercahaya setelah iluminasi (disinari), diturunkan dari sifat fosforus ini, pendaran fosforus dihasilkan dari oksidasi fosforus putih (tidak terjadi pada fosforus merah) dan seharusnya disebut kemiluminesensi.



Belerang adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang S dan nomor atom 16. Belerang adalah nonlogam multivalen dan melimpah. Pada kondisi normal, atom belerang membentuk molekul oktatomik siklis dengan rumus kimia S8. Belerang elementer berupa kristal padat berwarna kuning terang pada temperatur kamar. Secara kimia, belerang dapat bereaksi baik dengan oksidator maupun reduktor. Ia mengoksidasi hampir sebagian besar logam dan beberapa nonlogam, termasuk karbon, yang membuatnya bermuatan negatif dalam hampir semua senyawa organosulfur, tetapi mereduksi beberapa oksidator kuat, seperti oksigen dan fluor. Di alam, belerang dapat dijumpai sebagai unsur murni serta sebagai mineral sulfida dan sulfat. Kristal belerang elementer sangat dikejar oleh kolektor mineral karena bentuk polihedronnya disertai kecerahan warnanya. Melimpah dalam bentuk alaminya, belerang telah dikenal sejak zaman purba, penggunaannya disebut dalam Yunani, Tiongkok dan Mesir kuno. Asap belerang digunakan sebagai fumigan, dan campuran obat mengandung belerang digunakan sebagai balsem dan antiparasit. Klor adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang Cl dan nomor atom 17. Ia merupakan halogen paling ringan kedua, yang dijumpai dalam tabel periodik dalam golongan 17. Unsur ini membentuk molekul diatomik pada kondisi standar, yang disebut diklorin. Ia mempunyai afinitas elektron tertinggi dan elektronegativitas ketiga tertinggi di antara seluruh unsur. Berdasarkan alasan ini, klor adalah oksidator kuat. Senyawa klor yang paling umum adalah natrium klorida, yang telah dikenal sejak zaman purba; namun baru pada tahun 1630 gas klor diperoleh oleh kimiawan sekaligus fisikawan Belgia Jan Baptist van Helmont. Sintesis dan penentuan sifat klor elementer dilakukan pada tahun 1774 oleh kimiawan Swedia Carl Wilhelm Scheele, yang menyebutnya "dephlogisticated muriatic acid air". Ia mengira telah mensintesis oksida yang diperoleh dari asam klorida, karena saat itu asam diduga selalu mengandung oksigen. Sejumlah kimiawan, termasuk Claude Berthollet, menyarankan bahwa dephlogisticated muriatic acid air versi Scheele seharusnya merupakan kombinasi dari oksigen dengan suatu unsur yang belum diketahui, dan Scheele memberi nama unsur baru dalam oksida ini sebagai muriaticum. Masukan bahwa gas yang baru diketemukan ini adalah sebuah unsur sederhana diajukan oleh Joseph Louis Gay-Lussac dan Louis-Jacques pada tahun 1809. Argon (Ar), unsur kimia, gas inert dari Grup 18 (gas mulia) tabel periodik, merupakan yang paling melimpah dan gas mulia yang paling sering digunakan untuk industri. Tidak berwarna, tidak berbau, dan tidak berasa, gas argon diisolasi pada tahun(1894) dari udara oleh ilmuwan Inggris Lord Rayleigh dan Sir William Ramsay. Henry Cavendish, menyelidiki nitrogen atmosfer ("udara phlogisticated"), telah menyimpulkan pada tahun 1785 bahwa tidak lebih dari 1/120 bagian dari udara mengandung beberapa konstituen inert. Karyanya itu terlupakan sampai akhirnya Lord Rayleigh, lebih dari satu abad kemudian, menemukan cara mendapatkan nitrogen dengan cara menghapus oksigen dari udara yang



sekitar 0,5 persen lebih padat dari nitrogen yang berasal dari sumber bahan kimia seperti amonia. Berat gas yang tersisa setelah oksigen dan nitrogen telah dihapus dari udara adalah gas mulia pertama yang ditemukan di Bumi dan diberi nama argos Yunani, "malas," karena sifat kimia inertnessnya. (spektroskopi Helium telah terdeteksi di matahari pada tahun 1868.) 10. Jembatan keledai golongan IB dan IIB Golongan IB : Cu-Ag-Au-Rg Tips: Cuman Angan Aku Ragamu Golongan IIB : Zn-Cd-Hg-Cn Tips: Zeni Cerdas Hingga ke Cina



TUGAS MERANGKUM STRUKTUR ATOM  PARTIKEL DASAR PENYUSUN ATOM 1. Elektron - Faraday (1834) : materi dan listrik adalah ekivalen. - J. Plucker (1855) : penemu awal pembuatan sinar katoda, dan dipelajari lebih lanjut oleh W. Crookers, (1975) dan J.J. Thomson, (1987). - Sebagai sumber elektron J.J. Thomson menggunakan: a. Sinar katoda yang berasal dari katoda Al, Pt dan Fe. b. Emisi fotoelektrik dari Zn. c. Emisi termionik dari filamen karbon. - Tahun 1891, Stoney mengusulkan nama elektron untuk satuan listrik dan sekarang pastikel sinar katoda ini disebut elektron. - e/m = 1,76 × 108 C/g - tahun 1960, Robert A. Milikan menentukan muatan elektron (e) = 1,602 × 10-19 C massa elektron m=



= 9,11 × 10-28 g



=



2. Proton - Goldstein (1886) : menemukan sinar positif dalam tabung sinar katoda di balik katoda berlubang yang disebut sinar terusan. - Percobaan dengan gas hidrogen : e/m untuk sinar terusan hidrogen lebih besar dari e/m untuk elektron. - Dipostulatkan : H+ adalah partikel dasar dari atom. - Besar muatannya sama dengan mauatan elektron tetapi dengan tanda yang berlawanan. - Massa H+ : 1873 kali lebih besar dari massa elektron. - Partikel ini disebut proton. - e/m elektron = 1,76 × 108 Coulumb / g - e/m ion H+ = 96520/1,008 Coulumb / g =



=



=



3. Neutron - Rutherford (1920) : meramalkan bahwa kemungkinan besar dalam inti terdapat partikel dasar yang tidak bermuatan. - Karena netralnya maka pasrtikel ini sukar dideteksi.



-



Baru pada tahun 1932 J. Chadwick dapat menemukan neutron. Reaksinya: + -------> Spectrometer massa : instrument yang mengukur rasio muatan massa suatu partikel bermuatan untuk mendeteksi neutron.



 ENERGI RADIASI - Cahaya adalah radiasi gelombang elektromagnetik dengan energi sebesar: E = h v; {v = E = energi v = frekuensi (Hz, 1/det) λ = panjang gelombang (m) h = tetapan Planck (6,62 × 10-34) c = kecepatan cahaya (2,9979 × 108 m/det)  SPEKTURM ATOM HIDROGEN - Pancaran energi cahaya yang disebabkan oleh perpindahan elektron dari suatu tingkat energi lebih tinggi ke tingkat energi lebih rendah = energi elektromagnetik. - Balmer (1885) dapat menghtung frekuensi pancaran gelombang cahaya selama perpindahan elektron atom hidrogen dari n2 ke n1 dengan rumus: v = 3,288 × 1015 det-1 (  DERET SPEKTURM HIDROGEN - Deret lyman : n2 = 2, 3, 4 … - Deret balmer : n2 = 3, 4, 5 … - Deret paschen : n2 = 4, 5, 6 … - Deret bracket : n2 = 5, 6, 7 … - Deret pfund : n2 = 6, 7, 8 …



)



ke n1 = 1 ke n1 = 2 ke n1 = 3 ke n1 = 4 ke n1 = 5.



 TEORI ATOM 1. Model atom Thomson - Atom menyerupai agar-agar yang tersusun atas muatan positif dan negatif. Muatan positif tersebar secara merata dalam bulatan yang merupakan atom dan elektron terdapat di dalamnya. - Atom Thomson dapat diumpamakan sebagai roti kismis dimana roti merupakan muatan positif dan kismis adalah muatan negatif.



2. Model atom Rutherford - Menurut Rutherford : seluruh muatan positif atom dianggap terpusat pada suatu inti yang sangat kecil denagn muatan listrik +Ze dan elektron sebanyak Z (Z= nomor atom) yang bergerak mengelilingi inti. -



Model atom Rutherford



3. Model atom Bohr - Model atom bohr merupakan model tata surya. - Tiap bilangan kuantum utama mewakili suatu orbit atau kulit. - Inti atom terletak di tengah-tengah.



4. Sifat gelombang electron - Tahun1942, Louis de-Broglie merumuskan panjang gelombang λ = h/m.v - Jika elektron bergerak dalam orbit bohr, maka akan sama dengan λ = h/m.v sehingga di peroleh n λ = 2πr. mvr=



(n= 1, 2, 3 …)



5. Teori ketidakpastian Heisenberg - Werner Heisenberg (1925) mengemukakan prinsip ketidakpastian yang menyatakan bahwa tidak mungkin untuk dapat mengetahui pada waktu yang bersamaan baik momentum maupun kedudukan suatu partikel seperti elektron dengan tepat. -



Rumus :



 BILANGAN KUANTUM - Bilangan kuantum utama (n) Nilai n = 1, 2, 3,…,dst. - Bilangan kuantum azimuth (l) Nilai l = n-1 - Bilangan kuantum magnetik (m) Nilai m = -1 s/d +1 - Bilangan kuantum spin (s) Nilai s =  BENTUK ORBITAL ATOM Orbital s, p, d, f:



TUGAS MERESUME SISTEM PERIODIK UNSUR  PANDANGAN AHLI KIMIA TENTANG KLASIFIKASI UNSUR 1. Tiade Dobereiner Tahun 1817 John. W. Dobereiner adalah orang pertama yang menemukan adanya hubungan antara sifat unsur dan massa atom relatif. Ia menemukan bebrapa kelompok tiga unsur yang mempunyai kemiripan sifat yang ada hubungannya dengan massa atom relative, seperti: Li Ca Cl Na Sr Br K Ba I 2. Hukum Oktaf Newlands Tahun 1865 John Newlands adalah orang yang menyusun unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atomnya. Dari daftar susunan unusur, diperoleh adanya sifat-sifat yang terulang kembali setelah selang beberapa unsur. Sifat suatu unsur akan terulang kembali tujuan unsur kemudian. Misalnya unsur ke-1, ke-8, ke-15 sifatsifatnya hamper sama. Demikian juga unsur ke-2, ke-9, ke-16. Teori ini disebut teori ―oktaf‖ seperti nada/not musik. Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Cr Ti Mn Fe Hal yang belum dapat diterima adalah Cr tidak mirip dengan Al, Mn tidak mirip dengan P, Fe tidak mirip dengan S, tetapis usahanya telah menuju kea rah yang tepat untuk menyusun suatu daftar unsur. 3. Daftar Mendeleev Pada tahun 1869, Mendeleev berhasil menyusun suatu daftar terdiri atas 65 unsur yang telah dikenal pada waktu itu. Selain dari sifat fisika, ia menggunakan sifatsifat kimia untuk menyusun daftar unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatif . Mendeleev mengungkapkan suatu hukum yang disebut hukum periodik yang berbunyi : sifat unsur-unsur merupakan fungsi berkala massa atom relatif. Beberapa pendapat dikemukakan sebagai perbaikan dalam penyusunan tabel periodik yang dilakukan Mendeleev adalah sebagai berikut : 1. Jalur khusus disediakan untuk unsur-unsur yang dikenal sebagai unsur transisi 2. Beberapa tempat dikosongkan untuk unsur-unsurnyang belum ditemukan pada waktu itu yang mempunyai massa atom 44, 68, 72 dan 100. 3. Harga massa atom relatif yang dianggap tidak tepat dikoreksi, misalnya massa atom relatif Cr bukan 43,3 tapi 52,0.



4. Sifat unsur-unsur yang belum dikenal, misalnya ekasilikon (Ge) diramalkan. Keuntungan dari daftar berkala Mendeleev dalam memahami sifat-sifat unsur adalah 1. Sifat fisika dan kimia unsur berubah secara teratur dalam satu golongan. 2. Valensi tertinggi yang dapat dicapai oleh unsur-unsur dalam golongan yang sama dengan nomor golongan unsur. 3. Perubahan sifat kimia yang mendadak dari unsur halogen yang sangat elektronegatif ke unsur alkali yang sangat elektropositif menunjukkan adanya sekelompok unsur yang tidak bersifat elektronegatif maupun elektropositif. 4. Mendeleev meramalkam sifat unsur yang belum ditemukan, yang akan mengisi tempat kosong yang dalam daftar. 5. Sistem Periodik Modern Daftar unsur disusun berdasarkan konfigurasi elektron dari atom unsur-unsur. Unsurunsur dengan konfigurasi elektron yang mirip mempunyai sifat-sifat kimia yang mirip. Jadi sifat kimia ada hubungannya dengan konfigurasi elektron. Hubungan ini dapat disimpulkan sebagai berikut : 1. Elektron-elektron tersusun dalam orbital. 2. Hanya dua elektron saja yang dapat mengisi setiap orbital. 3. Orbital-orbital dikelompokkan dalam kulit. 4. Hanya n2 orbital yang dapat mengisi kulit ke-n. 5. Elektron bagian terluar dari atom yang paling menentukan sifat kimia. Elektron ini yang disebut elektron valensi. Reaksi kimia menyangkut elektron terluar. 6. Unsur dalam suatu jalur vertikal mempunyai sruktur elektron terluar yang sama. oleh karena ini mempunyai sifat kimia yang mirip. Jalur ini disebut golongan. 7. Pada umumnya dalam suatu golongan sifat unsur berubah secara teratur. 8. Perubahan teratur sifat kimia dalam satu jalur horisontal dalam sistem periodik disebut periode. 6. Sifat Fisika Unsur 1. Muatan inti efektif : Zeff = Z – σ. 2. Jari-jari atom adalah jarak antara inti atom dan elektron terluar. Kecenderungan jari-jari atom: - Dalam satu golongan jari-jari atom dari atas ke bawah makin besar. Karena jumlah kulit dari atas ke bawah makin banyak meskipun muatan inti bertambah positif, maka gaya tarik inti terhadap elektron terluar makin lemah. - Dalam satu periode jari-jari atom dari kiri ke kanan makin kecil. Meskipun jumlah elektron dari kiri ke kanan bertambah tetapi masih menempati kulit yang sama. Bertambahnya muatan positif dalam inti menyebabkan gaya tarik inti terhadap elektron makin kuat. Akibatnya jari-jari atom makin kecil.



3. Energi ionisasi adalah energi minimal yang dibutuhkan untuk melepaskan 1 elektron terluar dari atom berwujud gas pada keadaan dasarnya. Kecenderungan energi ionisasi: - Dalam satu golongan energi ionisasi dari atas ke bawah makin kecil, karena jari-jari atom bertambah besar. Meskipun jumlah muatan positif dalam inti bertambah tetapi gaya tarik inti terhadap elektron terluar makin lemah karena jari-jari makin panjang. Akibatnya energi ionisasi makin berkurang. - Dalam satu periode energi ionisasi unsur dari kiri ke kanan makin besar. Bertambahnya jumlah muatan positif dalam inti danjumlah kulit tetap menyebabkan gaya tarik inti makin kuat. Akibatnya energi ionisasi makin bertambah. 4. Afinitas elektron adalah energi yang terlibat (dilepas atau diserap) ketika satu elektron diterima oleh atom suatu unsur dalam keadaan gas. Afinitas elektron suatu unsur: - Dalam satu golongan afinitas elektron unsur dari atas ke bawah makin berkurang. Muatan inti bertambah positif, jari-jari atom makin besar, dan gaya tarik inti terhadap elektron yang ditangkap makin lemah. Akibatnya afinitas elektron berkurang. - Dalam satu periode afinitas elektron unsur dari kiri ke kanan cenderung bertambah. Muatan inti bertambah positif sedang jumlah kulit tetap menyebabkan gaya tarik inti terhadap elektron yang ditangkap makin kuat. Akibatnya afinitas elektron cenderung bertambah. 5. Keelektronegatifan adalah kecenderungan/kemampuan atom untuk menarik elektron dalam suatu ikatan kimia. Semakin besar keelektronegatifan suatu atom berarti dalam ikatan kimia atom tersebut cenderung menarik elektron dari atom yang lain. Sebagai contoh dalam ikatan H dan Cl, atom Cl cenderung menarik elektron dari H, jadi Cl lebih elektronegatif dari H. Unsur-unsur golongan VIIIA (Gas Mulia) sulit membentuk ikatan kimia/tidak reaktif, jadi keelektronegatifannya sangat rendah. Keelektronegatifan suatu unsur: - Dalam satu golongan keelektronegatifan unsur dari atas ke bawah makin berkurang. Jumlah muatan inti bertambah positif jumlah kulit bertambah maka kemampuan inti untuk menarik elektron menjadi lemah. Akibatnya keelektronegatifan unsur makin lemah. - Dalam satu periode keelektronegatifan unsur dari kiri ke kanan cenderung naik Muatan inti bertambah positif jumlah kulit tetap, menyebabkan gaya tarik inti terhadap elektron makin kuat. Akibatnya kemampuan atom untuk menarik elektron makin besar.



6. Sifat logam; Unsur-unsur dalam sistem periodik dibagi menjadi unsur logam, semilogam (metalloid), dan nonlogam. Kelogaman unsur terkait dengan energi ionisasi dan afinitas elektron. Unsur logam mempunyai energi ionisasi kecil sehingga mudah melepas elektron membentuk ion positif. Unsur nonlogam mempunyai afinitas elektron besar sehingga mudah menarik elektron membentuk ion negatif. Sifat logam unsur: - Dalam satu golongan sifat logam unsur bertambah dari atas ke bawah. Dari atas ke bawah energi ionisasi unsur berkurang sehingga makin mudah melepas elektron, sifat logam bertambah. Demikian juga nilai afinitas elektron makin berkurang sehingga makin sulit bagi unsur untuk menangkap elektron. Sifat nonlogam berkurang. - Dalam satu periode sifat logam berkurang dari kiri ke kanan. Energi ionisasi unsur bertambah dari kiri ke kanan, sehingga makin sulit bagi unsur untuk melepas elektron. Berarti sifat logam makin berkurang. Nilai afinitas elektron bertambah dari kiri ke kanan, sehingga makin mudah bagi unsur untuk menarik elektron.Akibatnya sifat nonlogam makin berkurang. 7. Sifat Kimia Unsur 1. Daya reduksi 2. Sifat keasaman 3. Kereaktifan; Reaktif artinya mudah bereaksi. Unsur-unsur logam pada system periodik, makin ke bawah makin reaktif, karena makin mudah melepaskan elektron. Unsur-unsur bukan logam pada sistem periodik, makin ke bawah makin kurang reakatif, 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 rekatif. 4. Potensial reduksi (E°) merupakan kekuatan zat untuk mengalamai reduksi. Semakin besar nilai E° suatu zat maka zat tersebut mempunyai kemampuan atau daya reduksi yang besar. Zat yang mengalami reduksi maka dia bertindak sebagai oksidator atau pengoksidasi zat lain.