Tabel periodik adalah susunan unsur kimia dalam bentuk tabel
yang disusun berdasarkan nomor atom (jumlah proton), konfigurasi elektron, dan
sifat kimia. Susunan ini dapat tren periodik tertentu, misalnya unsur dengan
sifat yang mirip berada pada satu kolom yang sama. Susunan ini juga
memperlihatkan empat blok persegi panjang dengan sifat kimia yang mirip.
Umumnya, sisi kiri tabel periodik adalah logam dan sisi kanannya adalah
non-logam.
Baris pada tabel disebut periode, sedangkan kolomnya disebut
golongan. Enam golongan memiliki nama seperti unsur-unsur pada golongan 17
disebut halogen dan unsur-unsur pada golongan 18 disebut gas mulia. Tabel
periodik dapat digunakan untuk memperoleh hubungan antara sifat unsur-unsur dan
memperkirakan sifat unsur baru yang sedang diteliti atau disintesis. Tabel
periodik menyediakan kerangka yang berguna untuk menganalisa sifat kimia dan
dipergunakan secara luas dalam bidang kimia dan ilmu sains lainnya.
Pada tahun 1869, Dmitri Mendeleev menerbitkan tabel periodik
yang pertama kali diakui secara luas. Dia mengembangkan tabelnya untuk
menggambarkan tren periodik pada sifat unsur yang sudah diketahui. Mendeleev
juga memprediksi beberapa sifat unsur yang belum diketahui yang mungkin akan
mengisi kekosongan pada tabel. Kebanyakan prediksinya benar ketika unsur-unsur
tersebut sudah ditemukan di kemudian hari. Tabel periodik Mendeleev telah
dikembangkan dan diperbaiki dengan penemuan atau sintesis unsur baru dan
perkembangan teori model baru untuk menjelaskan sifat kimia.
Semua unsur dari nomor atom 1 (hidrogen) sampai 118
(ununoktium) telah ditemukan dan disintesis, dengan unsur terbaru (unsur 113,
115, 117, dan 118) telah dikonfirmasi oleh IUPAC pada tanggal 30 Desember 2015.
94 unsur pertama terdapat secara alami, sedangkan beberapa lainnya hanya
ditemukan sangat sedikit dan telah disintesis di laboratorium sebelum ditemukan
di alam. Unsur dengan nomor atom 95 sampai dengan 118 hanya ditemukan di
laboratorium dengan cara sintesis. Unsur 95 sampai 100 sesekali terdapat di alam
dan jumlahnya sangat sedikit. Sintesis unsur yang memiliki nomor atom lebih
besar masih dicari. Beberapa unsur radionuklida juga dapat diproduksi di
laboratorium.
1. Ikhtisar Tabel
Periodik
 |
| Gambar 1 Tabel periodik (Selengkapnya: Tabel Periodik dan Penjelasan Keterangan Lengkap) |
Masing-masing unsur kimia memiliki nomor atom yang berbeda dan
menunjukkan jumlah proton pada nukleusnya. Kebanyakan unsur memiliki jumlah
neutron yang berbeda, variasi tersebut disebut isotop. Contoh, unsur karbon
secara alami memiliki tiga isotop: masing-masing memiliki enam proton dan
kebanyakan memiliki enam neutron, tapi sekitar 1% yang memiliki tujuh neutron,
dan jumlah yang sangat sedikit memiliki delapan neutron. Isotop tidak pernah
terpisah di dalam tabel periodik dan selalu berkelompok bersama dalam satu
unsur.
Dalam tabel periodik standar, unsur ditulis berurutan
berdasarkan kenaikan nomor atom (jumlah proton dalam nukleus di setiap atom).
Setiap perode baru dimulai saat kulit elektron memiliki elektron pertama.
Golongan ditentukan oleh konfigurasi elektron pada atom; unsur dengan nomor
elektron sama dalam subkulit elektron ditempatkan di golongan yang sama
(misalnya, oksigen dan selenium ditempatkan di golongan yang sama karena
keduanya memiliki empat elektron dalam subkulit p terluar). Unsur
dengan sifat kimia yang mirip umumnya ditempatkan di grup yang sama dalam tabel
periodik, meskipun di blok-f, dan beberapa pada blok-d. Unsur
di periode yang sama cenderung memiliki sifat yang sama. Hal itu mempermudah
untuk memprediksi sifat kimia sebuah unsur jika salah satu sifat unsur di
sekelilingnya diketahui.
Pada tahun 2016, tabel periodik memiliki 118 unsur mulai dari
unsur 1 (hidrogen) sampai 118 (ununoktium). Unsur 113, 115, 117, dan 118 baru
disahkan secara resmi oleh IUPAC (International Union of Pure and Applied
Chemistry) pada bulan Desember 2015 dengan nama resmi yang belum
ditentukan. Unsur baru tersebut saat ini baru dinamakan sesuai nomor atomnya
(misalnya “unsur 113”) atau nama sementara sesuai kaedah sistematis seperti
“ununtrium” dengan simbol “Uut”.
Sebanyak 94 unsur terdapat secara alami, sedangkan 20 unsur
lainnya hanya terdapat ketika disintesis di laboratorium. Dari 94 unsur yang
terdapat secara alami, 84 diantaranya telah ada sejak zaman purba (primordial),
sedangkan 10 lainnya hanya terjadi karena peluruhan rantai unsur primordial.
Tidak ada unsur yang lebih berat dari einsteinium (unsur 99) diantara unsur yang
pernah diteliti dalam jumlah makroskopik dan dalam bentuk murninya.
2. Metode Pengelompokan dalam Tabel
Periodik
2.1. Golongan pada Tabel Periodik
Golongan adalah kolom vertikal pada tabel periodik. Golongan
biasanya memiliki tren periodik lebih signifikan dibandingkan periode dan blok.
Teori mekanika kuantum pada struktur atom menjelaskan tren golongan bahwa unsur
dalam golongan yang sama umumnya memiliki konfigurasi elektron yang sama pada
kulit valensi. Unsur pada golongan yang sama cenderung berbagi sifat kimia dan
menunjukan tren sifat dengan meningkatnya nomor atom. Namun, di beberapa bagian
tabel periodik seperti blok-d dan blok-f, kemiripan secara
horizontal lebih terlihat dibandingkan kemiripan secara vertikal.
Berdasarkan konvensi penamaan internasional, golongan
dinomorkan secara berurutan dari nomor 1 sampai 18 dari kolom terkiri (logam
alkali) sampai kolom terkanan (gas mulia). Sebelumnya dituliskan dengan nomor
romawi. Di Amerika Serikat, penomoran romawi diikuti oleh huruf “A” jika
golongan terdapat di blok-s atau blok-p, atau huruf “B” jika
golongan terdapat di blok-d. Penomoran romawi digunakan sesuai dengan
digit terakhir dalam penamaan saat ini (misalnya, unsur golongan ke-4 disebut
golongan IVB dan golongan ke-14 disebut golongan IVA). Di Eropa, penamaannya
mirip, kecuali “A” digunakan oleh golongan sebelum golongan ke-10 dan “B”
digunakan untuk golongan setelah golongan ke-10. Setelah tahun 1988, sistem
penamaan IUPAC mulai digunakan, dan penamaan golongan sebelumnya tidak digunakan
lagi.
Beberapa golongan diberikan nama yang tidak sistematis.
Contohnya adalah golongan 17 dinamakan halogen dan golongan 18 dinamakan gas
mulia. Golongan 3 sampai 10 tidak memiiki nama sehingga dinamakan sesuai nomor
golongannya atau nama anggota pertama dalam golongan tersebut (misalnya golongan
3 disebut “golongan skandium”). Nama anggota pertama digunakan mengingat
terdapat kemiripan dan tren pada satu golongan.
Unsur pada golongan yang sama cenderung menunjukkan pola
jari-jari atom, energi ionisasi, dan keelektronegatifan. Dari atas ke bawah pada
sebuah golongan, jari-jari atom pada unsur meningkat. Sejak ada tambahan
tingkatan energi, elektron valensi semakin jauh dari nukleus. Dari atas, setiap
elemen berturut-turut memiliki energi ionisasi yang semakin menurun karena lebih
mudah menghilangkan elektron karena ikatannya semakin longgar. Sebuah golongan
dari atas ke bawah menunjukkan penurunan keelektronegatifan
2.2. Periode pada Tabel Periodik
Periode adalah baris horizontal pada tabel periodik. Meskipun
golongan pada umumnya memiliki tren periodik yang lebih signifikan, ada beberapa
bagian dimana tren horizontal lebih signifikan daripada tren golongan vertikal,
contohnya adalah blok-f dimana lantanida dan aktinida membentuk dua
substansi unsur secara horizontal.
Unsur pada periode yang sama menunjukkan trend pada jari-jari
atom, energi ionisasi, afinitas elektron, dan keelektronegatifan. Dari kiri ke
kanan pada periode, jari-jari atom biasanya menurun. Penyebabnya adalah
masing-masing unsur mengalami penambahan proton dan elektron yang menyebabkan
elektron semakin mendekati nukleus. Penurunan jari-jari atom juga menyebabkan
terjadinya peningkatan pada energi ionisasi dari kiri ke kanan periode. Semakin
rapat ikatan unsur tersebut, maka semakin banyak energi yang dibutuhkan untuk
menghilangkan sebuah elektron. Keelektronegatifan juga meningkat karena terdapat
tarikan pada elektron oleh nukleus. Afinitas elektron menunjukkan tren sedikit
pada periode. Logam (sisi kiri dari periode) umumnya memiliki afinitas elektron
lebih rendah dibandingkan non-logam (sisi kanan dari periode), dengan
pengecualian pada gas mulia.
2.3. Blok pada Tabel Periodik
 |
| Gambar 2 Dari kiri ke kanan: blok s, f, d, p pada tabel periodik |
Kawasan spesifik pada tabel periodik dapat disebut “blok” yang
menunjukkan urutan di kulit elektron mana sebuah unsur ditempatkan.
Masing-masing blok dinamakan berdasarkan sub-kulit dimana elektron terakhir
ditempatkan. Blok-s terdiri dari dua golongan pertama (logam alkali dan
alkali tanah) termasuk hidrogen dan helium. Blok-p terdiri dari enam
golongan yang terakhir yaitu golongan 13 sampai 18 dalam sistem penamaan
golongan IUPAC (3A sampai 8A di sistem penomoran golongan Amerika Serikat) dan
mengandung semua logan transisi. Blok-f, terkadang menggantikan bagian
bawah tabel periodik, tidak memiliki nomor golongan dan terdiri dari lantanida
dan aktinida.
2.4. Logam, Metaloid, dan Non-Logam pada Tabel Periodik
 |
| Gambar 3 IIII Logam, IIII metaloid, IIII non-logam, dan IIII unsur yang sifat kimianya tidak diketahui. |
Berdasarkan wujud fisik dan sifat kimia, unsur dapat
diklasifikasikan menjadi logam, metaloid, dan non-logam. Logam pada umumnya
mengkilap, bersifat konduktor dalam bentuk padatannya, dan komponen ionnya
seperti garam. Kebanyakan non-logam berwarna atau tidak berwarna. Non-logam
dengan non-logam memiliki ikatan kovalen. Di antara logam dan non-logam terdapat
metaloid yang merupakan unsur di tengah dengan sifat yang bercampur.
Logam dan non-logam dapat diklasifikasikan lagi menjadi
sub-kategori yang menunjukkan gradasi dari sifat metalik sampai non-metalik
(kiri ke kanan baris). Logam dibagi lagi menjadi logam alkali yang sangat
reaktif, alkali tanah yang kurang reaktif, lantanida dan aktinida, logam
transisi, dan logam pasca transisi yang struktur fisik dan kimianya lemah.
Sedangkan non-logam dibagi menjadi non-logam poliatomik, yang paling dekat
dengan metaloid dan menunjukkan beberapa sifat logam; non-logam diatomik, yang
merupakan non-logam esensial; dan gas mulia monoatomik, yang hampir bersifat
lembam.
Menempatkan unsur ke kategori atau sub-kategori berdasarkan
sifatnya masih belum sempurna. Terdapat sebuah spektrum sifat di masing-masing
kategori. Misalnya radon yang diklasifikasikan sebagai non-logam dan gas mulia
meskipun sifat kationnya lebih menjurus ke logam. Pengkategorian seperti ini
telah ada sejak tahun 1868 ketika Hinrichs membagi unsur menjadi dua yaitu logam
dan non-logam atau gas.
3. Tren Periodik3.1. Konfigurasi Elektron
Selengkapnya: Konfigurasi Elektron (Artikel Lengkap)
 |
| Gambar 4 Urutan penyusunan kulit dan subkulit berdasarkan peningkatkan energi menurut aturan Madelung |
Konfigurasi elektron atau susunan elektron yang mengelilingi
atom netral menunjukkan pola atau periode yang berulang-ulang. Elektron
menempati kulit elektron (dinomorkan dengan kulit ke-1, kulit ke-2, dan
seterusnya). Masing-masing kulit terdiri dari satu atau lebih subkulit
(dinamakan s, p, d, f, dan g).
Seiring dengan peningkatan nomor atom, elektron akan mengisi kulit dan subkulit
tersebut secara progresif berdasarkan aturan Madelung atau aturan penempatan
energi, seperti yang terlihat pada Gambar 4. Contohnya, konfigurasi elektron
untuk neon adalah 1s2 2s2 2p6. Dengan nomor
atom 10, neon memiliki dua elektron pada kulit pertama, dan delapan elektron
pada kulit kedua—dua di subkulit s dan enam di subkulit p.
Pada ketentuan tabel periodik, elektron pertama yang mengisi kulit baru menandai
dimulainya periode baru. Posisi tersebut diisi dengan hidrogan dan logam
alkali.
 |
| Gambar 5 Tren tabel periodik (tanda panah menunjukkan peningkatan) |
Sejak sifat unsur kebanyakan ditentukan oleh konfigurasi
elektron, sifat unsur juga menunjukkan pola atau periode yang berulang-ulang.
Contohnya adalah seperti gambar di atas untuk jari-jari atom, energi ionisasi,
dan afinitas elektron.
3.2. Jari-Jari Atom
 |
| Gambar 6 Grafik nomor atom terhadap jari-jari atom |
Jari-jari atom bervariasi pada tabel periodik dengan ukuran
yang dapat diprediksi dan dijelaskan. Contoh, jari-jari umumnya berkurang
sepanjang periode pada tabel periodik dari logam alkali hingga gas mulia; dan
meningkat ketika ke bawah masing-masing golongan. Jari-jari atom meningkat
drastis antara gas mulia di setiap akhir periode menuju logam alkali di
permulaan periode berikutnya. Tren pada jari-jari atom (dan sifat fisik dan
kimia unsur lainnya) dapat dijelaskan dengan teori kulit elektron pada atom. Hal
ini menjadi bukti penting untuk mengembangkan dan mengakui teori kuantum.
Elektron pada subkulit 4f dimana elektron tersebut terisi dari
serium (unsur 58) dan iterbium (unsur 70), tidak berpengaruh pada peningkatan
beban nuklir dari sub-kulit. Unsur tersebut seketika mengikuti lantanida yang
memiliki jari-jari atom lebih kecil dari yang diperkirakan. Karenanya, hafnium
memiliki jari-jari atom (dan sifat kimia) yang sama dengan zirkonium, dan
tantalum memiliki jari-jari atom yang mirip dengan niobium. Ini dikenal sebagai
kontraksi lantanida. Pengaruh kontraksi lantanida tersebut terdapat hingga
platina (unsur 78). Unsur setelah itu ditutupi oleh efek relativitas yang
dikenal sebagai efek pasangan inert. Kontraksi blok-d memiliki efek
yang mirip dengan unsur antara blok-d dan blok-p, jarang
disebut sebagai kontraksi lantanida namun terjadi karena penyebab yang sama.
3.3. Energi Ionisasi
 |
| Gambar 7 Energi ionisasi: masing-masing periode dimulai dari minimum untuk logam alkali, dan berakhir pada tingkat maksimum untuk gas mulia. |
Energi ionisasi pertama adalah energi yang digunakan untuk
menghilangkan satu elektron dari sebuah atom, energi ionisasi kedua adalah
energi yang digunakan untuk menghilangkan elektron kedua dari atom, dan
seterusnya. Untuk atom, peningkatan energi ionisasi sebanding dengan tingkat
ionisasi. Contohnya magnesium yang tingkat energi ionisasi pertamanya adalah 738
kJ/mol dan yang kedua adalah 1450 kJ/mol. Semakin dekat orbital elektron dengan
nukleus, maka semakin besar pula energi yang dibutuhkan untuk menggerakkan
elektron. Energi ionisasi semakin meningkat ke atas dan ke kanan di tabel
periodik.
Energi ionisasi sangat besar terjadi ketika menghilangkan
elektron dari gas mulia yang setiap kulitnya terisi penuh. Untuk magnesium, dua
energi ionisasi magnesium yang pertama (seperti yang telah dijelaskan di
paragraf sebelumnya) mampu menghilangkan dua elektron 3s, energi ionisasi ketiga
lebih besar yakni 7730 kJ/mol untuk menghilangkan elektron 2p dari konfigurasi
Mg2+ yang mirip dengan neon yang sangat stabil.
3.4. Keelektronegatifan
 |
| Gambar 8 Grafik menunjukkan peningkatan keelektronegatifan |
Keelektronegatifan adalah kecenderungan sebuah atom untuk
menarik elektron. Keelektronegatifan sebuah atom dipengaruhi oleh nomor atom dan
jarak antara elektron valensi dan nukleus. Semakin tinggi keelektronegatifannya,
semakin banyak unsur bisa menarik elektron. Keelektronegatifan pertama kali
dicetuskan oleh Linus Pauling pada tahun 1932. Umumnya, keelektronegatifan
meningkat dari kiri ke kanan dalam periode, dan menurun pada penurunan dalam
golongan. Karenanya, fluor adalah unsur dengan tingkat keelektronegatifan paling
tinggi, dan sesium adalah yang terendah.
Terdapat beberapa pengecualian pada aturan umum ini. Galium dan
germanium memiliki keelektronegatifan lebih tinggi dari aluminium dan silikon
karena kontraksi blok-d. Unsur pada periode ke-4 setelah golongan
pertama logam transisi biasanya memiliki jari-jari atom yang kecil, dan semakin
kecil jari-jari atom maka semakin tinggi keelektronegatifannya.
3.5. Afinitas Elektron
Selengkapnya: Afinitas Elektron (Artikel Lengkap)
 |
| Gambar 9 Grafik tingkat afinitas elektron di setiap nomor atom |
Afinitas elektron pada sebuah atom adalah jumlah energi yang
dihasilkan ketika sebuah elektron ditambahkan ke sebuah atom netral untuk
membentuk ion negatif. Meskipun afinitas elektron sangat bervariasi, beberapa
pola muncul. Umumnya, nonlogam memiliki lebih banyak nilai afinitas elektron
positif dibandingkan logam. Afinitas elektron pada gas mulia tidak dapat diukur
secara meyakinkan, gas mulia mungkin memiliki sedikit nilai negatif.
Afinitas elektron umumnya meningkat sepanjang periode. Ini
dikarenakan kulit valensi semakin terisi di atom. Golongan atom ke-17
menghasilkan lebih banyak energi daripada golongan pertama karena kulit
valensinya terisi penuh sehingga lebih stabil.
Tren penurunan afinitas elektron dari atas ke bawah pada
golongan dapat dijelaskan. Penambahan elektron akan memasuki orbital terjauh
dari nukleus. Elektron ini kurang memberikan gaya tarik terhadap nukleus dan
menghasilkan energi yang sedikit ketika ditambahkan. Namun, semakin ke bawah
golongan, sekitar sepertiga unsur mengalami keganjilan yaitu unsur semakin berat
memiliki afinitas elektron semakin besar pula.
3.6. Sifat Logam
Semakin rendah nilai energi ionisasi, keelektronegatifan, dan
afinitas elektron, maka unsur tersebut semakin menunjukkan sifat logamnya.
Sebaliknya, sifat non-logam adalah memiliki nilai yang tinggi pada ketiga tren
periodik tersebut. Berdasarkan hal tersebut, sifat logam cenderung menurun
sepanjang periode dan meningkat kebawah golongan. Unsur paling bersifat logam
(seperti sesium dan fransium) ditemukan di pojok bawah kiri tabel periodik dan
unsur paling bersifat non-logam (oksigen, flor, klor) di pojok kanan atas.
Kombinasi antara tren logam secara horizontal dan vertikal inilah yang membentuk
batas berbentuk tangga antara logam dan non-logam. Di batas berbentuk tangga itu
terdapat metaloid.
4. Sejarah Perkembangan Tabel
Periodik
4.1. Upaya Pengelompokkan Awal
Selengkapnya: 8 Perkembangan Dasar Pengelompokan Unsur-Unsur (Materi Lengkap)
Pada tahun 1789, Antoine Lavoisier menerbitkan daftar 33 unsur
kimia dan mengelompokkannya menjadi gas, logam, non-logam, dan tanah. Kimiawan
menghabiskan waktu beberapa abad untuk mencari sistem klasifikasi yang paling
presisi.
Pada tahun 1829, Johann Wolfgang Döbereiner menemukan bahwa
unsur-unsur dapat dikelompokkan berdasarkan triade yang didasarkan oleh sifat
kimianya. Contoh, lithium, sodium, dan potasium dikelompokkan di triade sebagai
logam halus dan reaktif. Dobereiner juga menemukan bahwa jika unsur disusun
berdasarkan massa atom, anggota kedua masing-masing triade kurang lebih sama
dengan rata-rata massa atom pertama dan ketiga. Hukum ini disebut triade Dobereiner. Kimiawan Jerman Leopold Gmelin
mengembangkan triade ini, dan pada tahun 1843 dia berhasil mengidentifikasi 10
triade, 3 kelompok berisi empat unsur, dan 1 kelompok berisi lima unsur.
Jean-Baptiste Dumas menerbitkan karyanya pada tahun 1857 yang menyatakan
hubungan antara kelompok logam. Meskipun banyak kimiawan dapat mengidentifikasi
hubungan antara kelompok kecil dalam unsur, mereka dapat membuat satu skema yang
dapat mencakup semuanya.
Pada tahun 1857, kimiawan Jerman August Kekulé menemukan bahwa
karbon sesekali memiliki empat atom lain yang terikat dengannya. Contohnya
metana yang memiliki satu atom karbon dan empat atom hidrogen. Konsep ini
selanjutnya dikenal sebagai valensi yang menunjukkan nomor atom.
Pada tahun 1862, geolog Perancis Alexandre-Emile Béguyer de
Chancourtois menerbitkan bentuk awal tabel periodik yang dia sebut telluric
helix. Dia adalah orang pertama yang melihat periodisitas unsur.
Unsur-unsur disusun berbentuk spiral dan ditulis dalam tabung silinder
berdasarkan kenaikan massa atom. Chancourtois menunjukkan bahwa unsur dengan
sifat mirip tampak dalam interval pendek. Tabelnya termasuk beberapa ion dan
komponen sebagai tambahan pada unsur. Karyanya juga lebih banyak digunakan untuk
keperluan geologi ketimbang kimia dan tidak termasuk diagram. Akibatnya,
karyanya mendapat sedikit perhatian sampai hasil karya Dmitri Mendeleev.
Pada tahun 1864, kimiawan Jerman Julius Lothar Meyer
menerbitkan tabel dengan 33 unsur yang disusun berdasarkan valensi. Tabel
tersebut menunjukkan bahwa unsur dengan sifat mirip sesekali berbagi valensi
yang sama. Bersamaan dengan itu, kimiawan Inggris William Odling menerbitkan
susunan 57 unsur yang disusun berdasarkan massa atom, meskipun dengan beberapa
penyimpangan dan celah.
 |
| Gambar 10 Tabel periodik Newlands |
Kimiawan Inggris John Newlands menerbitkan seri paper dari
tahun 1863 sampai 1866 yang menyatakan bahwa unsur disusun berdasarkan
peningkatan massa atom dan kemiripan sifat fisik dan kimia. Interval yang ia
gunakan adalah 8 interval yang meniru periodisitas tangga nada musik.
Pengelompokkan ini kemudian disebut hukum oktaf. Namun, hasil penemuannya diejek
oleh ilmuwan satu angkatan Newlands dan komunitas kimia tidak mau menerbitkan
hasil karyanya. Meskipun demikian, Newlands tetap menggunakan tabel unsur
miliknya dan bahkan ia mampu memprediksi keberadaan unsur yang hilang seperti
germanium. Komunitas kimia baru mengakui penemuannya lima tahun setelah
Mendeleev.
Pada tahun 1867, kimiawan Denmark yang tinggal di Amerika
Gustavus Hinrichs menerbitkan sistem periodik spiral berdasarkan spektrum atom,
massa atom, dan kemiripan kimiawi. Hasil karyanya dianggap seperti labirin
sehingga tidak mendapat pengakuan.
4.2. Tabel Mendeleev
|
|
Kimiawan Rusia profesor Dmitri Mendeleev dan kimiawan Jerman
Julius Lothar Meyer secara independen mempublikasikan tabel periodik mereka pada
tahun 1869 dan 1870. Secara garis besar, tabel Mendeleev yang pertama kali
diterbitkan, kemduaian Meyer mengembangkan tabel Mendeleev pada tahun 1864.
Mereka berdua membuat tabelnya dengan mengurutkan unsur dalam baris dan kolom
berdasarkan massa atom dan memulai baris atau kolom baru ketika sifat unsur
mulai berulang.
Pengakuain terhadap tabel Mendeleev datang dari dua keputusan
yang ia buat. Pertama adalah meninggalkan celah pada tabel dan dianggap sebagai
unsur yang belum ditemukan. Mendeleev bukanlah kimiawan pertama yang melakukan
hal tersebut, namun dia pertama kali menggunakan tren dalam tabel periodiknya
untuk memprediksi unsur yang hilang seperti gallium dan germanium. Keputusan
kedua adalah terkadang mengabaikan urutan berdasarkan massa atom dan merubahnya
ke unsur yang lebih mendekati, misalnya telurium dan yodium, untuk mempermudah
klasifikasi. Kemudian pada tahun 1913, Henry Moseley melakukan penelitian
tentang reaksi nuklir atau nomor atom di setiap unsur, dan memperlihatkan bahwa
pengurutan Mendeleev benar-benar sesuai dengan urutan peningkatan nomor
atom.
Signifikansi nomor atom terhadap penyusunan tabel periodik
belum diakui sampai keberadaan dan sifat proton dan neutron sudah dimengerti.
Tabel periodik Mendeleev yang menggunakan massa atom sebagai pengganti nomor
atom untuk menyusun unsur-unsur adalah yang paling presisi di masa itu. Massa
atom bekerja cukup baik di banyak kasus dan juga dapat memprediksi unsur yang
hilang secara lebih akurat dibandingkan semua metode yang telah ada.
4.3. Versi Kedua Tabel Mendeleev dan Pengembangan Lebih lanjut
 |
| Gambar 13 Tabel periodik Mendeleev tahun 1871 dengan 8 golongan unsur. Garis strip menandakan unsur yang belum diketahui pada tahun 1871. |
 |
| Gambar 14 Tabel periodik 8 golongan yang telah diisi oleh semua unsur yang telah ditemukan sampai tahun 2015. |
Pada tahun 1871, Mendeleev menerbitkan bentuk baru tabel
periodiknya, dengan kelompok unsur yang mirip disusun berdasarkan kolom dan
kolom bernomor I dan VII menandakan status oksidasi unsur. Dia juga memberikan
prediksi lebih detail tentang unsur yang hilang, tapi seharusnya ada. Celah
tersebut diisi oleh unsur kimia yang terdapat di alam. Unsur alam terakhir yang
ditemukan adalah fransium (Mendeleev menyebutnya sebagai “eka-caesium”)
pada tahun 1939. Sedangkan plutonium ditemukan secara sintetis pada tahun 1940,
namun pada akhirnya diidentifikasikan sebagai unsur alami primordial dengan
jumlah yang sedikit pada tahun 1971.
Tabel periodik terpopuler yang juga disebut sebagai bentuk
standar dianggap berasal dari Horace Groves Deming. Pada tahun 1923, Deming yang
merupakan kimiawan asal Amerika Serikat, menerbitkan tabel periodik bentuk
pendek (tabel Mendeleev) dan medium (18 kolom). Merck and Company mempersiapkan
bentuk yang lebih mudah terhadap tabel periodik 18 kolom Deming. Pada tahun 1928
tabel tersebut tersebar luas di sekolah Amerika Serikat. Pada tahun 1930 tabel
Deming muncul di buku paket dan ensiklopedia kimia. Tabel tersebut juga
didistribusikan selama beberapa tahun oleh Sargent-Welch Scientific Company.
Dengan perkembangan teori mekanika kuantum terhadap konfigurasi
elektron pada atom, mulai terlihat bahwa setiap periode di tabel menandakan
jumlah kulit kuantum yang terisi elektron. Atom lebih besar memiliki sub-kulit
elektron lebih banyak, sehingga kemudian tabel memerlukan periode yang lebih
panjang.
 |
| Gambar 15 Glenn T. Seaborg. |
Pada tahun 1945, Glenn Seaborg, seorang ilmuwan Amerika
Serikat, menyarankan bahwa unsur aktinida dan lantanida diisi di sub-level
f. Sebelum aktinida membentuk baris keempat pada blok-d
seperti saat ini, kolega Seaborg menyarankannya untuk tidak mempublikasikan
saran radikalnya yang mungkin akan menghancurkan karirnya. Namun Seaborg tidak
mempermasalahkannya dan tetap mempublikasikan sarannya tersebut. Kemudian saran
Seaborg diakui kebenarannya dan ia memenangkan Hadiah Nobel kimia pada tahun
1951 atas jasanya mensintesis unsur aktinida.
Meskipun beberapa unsur transuranium muncul secara alami, unsur
tersebut pertama kali ditemukan di laboratorium. Produksi tersebut telah
mengembangkan tabel periodik secara signifikan dimana yang pertama adalah
neptunium yang disintesis tahun 1939. Karena banyak unsur transuranium yang
sangat tidak stabil dan cepat rusak, hal itu menjadi tantangan untuk mendeteksi
dan menentukan sifatnya ketika diproduksi. Terdapat kontroversi kebenaran dan
klaim penemu terhadap beberapa unsur. Unsur terbaru yang sudah disetujui dan
diberi nama adalah flerofium (unsur 114) dan livermorium (unsur 116) pada
tanggal 31 Mei 2012. Pada tahun 2010, kerjasama antara Rusia dan Amerika Serikat
di Dubna, Moskow, Rusia mengklaim dapat mensintesis enam atom ununseptium (unsur
117).
Pada tanggal 30 Desember 2015, unsur 113, 115, 117, dan 118
diakui oleh IUPAC yang menyelesaikan baris ketujuh dalam tabel periodik. Nama
dan simbol resmi masing-masing unsur kemungkinan akan diumumkan pada tahun
2016.
5. Tabel Periodik Lainnya5.1. Variasi Penyusunan Golongan 3
Terdapat tiga variasi tabel periodik, masing-masing dibedakan
berdasarkan penyusunan golongan 3. Skandium dan itrium terlihat sebagai dua
anggota pertama dalam golongan ini, perbedaannya muncul pada unsur
setelahnya.
Golongan 3 adalah Sc, Y dan La, Ac. Lantanum
(La) dan aktinium (Ac) menempati dua posisi sebelum itrium. Varian ini adalah
yang paling umum.
Golongan 3 adalah Sc, Y, dan Lu, Lr. Lutetium
(Lu) dan lawrensium (Lr) menempati dua posisi dibawah itrium.
Golongan 3 adalah Sc, Y, dan 15 lantanida dan 15
aktinida. Dua posisi dibawah itrium berisi lantanida dan aktinida.
5.2. Struktur Lain Tabel Periodik
Setelah 100 tahun kemunculan tabel Mendeleev pada tahun 1869,
diperkirakan terdapat sekitar 700 versi tabel periodik yang sudah
dipublikasikan. Sebagian besar berbentuk persegi dan ada juga yang berbentuk
lain seperti lingkaran, kubus, silinder, spiral, prisma oktagonal, piramida,
atau segitiga. Beberapa alternatif dikembangkan untuk menekankan pada unsur yang
sifat kimia ada fisikanya tidak terdapat di tabel periodik tradisional.
 |
| Gambar 17 Tabel periodik dalam format 32 kolom |
Tabel periodik modern sesekali dikembangkan menjadi format 32
kolom dengan menempatkan unsur blok-f ke posisi antara blok-s
dan blok-d. Dengan demikian, hubungan antara blok-f dengan
blok lain dalam tabel periodik menjadi lebih mudah terlihat. Jensen menuding
tabel 32 kolom ini membuat para siswa kebosanan dengan munculnya lantanida dan
aktinida yang tidak diperlukan dan dapat dibuang.
Struktur alternatif yang paling populer adalah buatan Theodor
Benfey (1960). Unsur-unsur disusun berbentuk spiral dengan hidrogen berada di
tengah dan logam transisi, lantanida, dan aktinida membentuk “tanjung”.
 |
| Gambar 18 Tabel periodik spiral Theodor Benfey |
Kebanyakan tabel periodik berbentuk dua dimensi. Namun, bentuk
tabel tiga dimensi sebenarnya telah ada sejak tahun 1862 (sebelum tabel dua
dimensi Mendeleev tahun 1969). Contohnya adalah Klasifikasi Periodik Courtines
(1925), Sistem Lamina Wringley (1949), Periodik spiral Giguère, dan Pohon
Periodik Dufour (1996). Bahkan, Tabel Periodik Fisika Stowe (1989) dianggap
berbentuk empat dimensi (memiliki tiga dimensi spasial dan satu dimensi
warna).
6. Pertanyaan Terbuka dan Kontroversi Tabel
Periodik6.1. Unsur yang Sifat Kimianya Belum Diketahui
Meskipun semua elemen sampai ununoktium telah ditemukan,
terdapat dua unsur yaitu copernisium (unsur 112) dan flerovium (unsur 114) yang
sifat kimianya belum diketahui. Unsur tersebut berbeda dari yang diprediksi,
kemungkinan karena efek relativitas. Contoh, flerovium diprediksi memiliki sifat
mirip gas mulia, meskipun saat ini berada di golongan karbon. Hasil penelitian
terbaru mengklaim bahwa flerovium dapat diperkirakan berdasarkan posisi tabel
periodik.
6.2. Perkembangan Tabel Periodik Lebih Lanjut
Belum jelas apakah unsur baru dapat melanjutkan pola tabel
periodik sebagai periode 8 atau memerlukan penyesuaian lebih lanjut. Seaborg
memperkirakan periode 8 dapat mengikuti pola sebelumnya, jadi kemungkinan ada
dua unsur blok-s baru dengan nomor atom 119 dan 120, 18 unsur untuk
blok-g, dan 30 unsur pada blok-f, blok-d, dan
blok-p. Yang terbaru, fisikawan seperti Pekka Pyykkö berteori bahwa
unsur tambahan tersebut tidak mengikuti aturan Madelung, yang memprediksi
bagaimana kulit elektron terisi dan efeknya terhadap keberadaannya pada tabel
periodik.
6.3. Unsur dengan Nomor Atom Tertinggi yang Bisa Ditemukan
Nomor atom tertinggi yang mungkin ditemukan tidak diketahui.
Pendapat paling awal dibuat oleh Elliot Adams pada tahun 1911. Ia menyatakan
massa atom yang lebih dari kurang lebih 256 (setara dengan nomor atom antara 99
dan 100 di masa sekarang) tidak ada. Perkiraan tertinggi adalah sekitar unsur
126 berdasarkan stabilitas atom. Prediksi akhir tabel periode lainnya adalah
unsur 128 oleh John Emsley, unsur 137 oleh Richard Feynman, dan unsur 155 oleh
Albert Khazan.
Model atom Bohr sulit diaplikasikan oleh nomor atom yang lebih
besar dari 137, karena memerulukan elektron 1s yang mampu berpindah lebih cepat
dari c (kecepatan cahaya).
6.4. Penempatan Hidrogan dan Helium
Mengikuti konfigurasi elektron, hidrogen (konfigurasi elektron
1s1) dan helium (1s2) harusnya ditempatkan di golongan 1
dan 2 diatas lithium ([He]2s1) dan berilium ([He]2s2).
Namun, penempatannya diluar dari konteks konfigurasi elektron. Gas mulia yang
pertama kali ditemukan sekitar tahun 1900, diketahui sebagai “golongan 0” karena
tidak ada reaksi kimia pada unsur ini. Sedangkan helium ditempatkan di atas
golongan tersebut.
Sifat kimia hidrogen tidak mendekati logam alkali yang
menempati golongan 1. Sesekali hidrogen ditempatkan di tempat lain, yang paling
umum golongan 17. Peyebabnya adalah hidrogen termasuk non-logam univalent, sama
seperti flor yang menempati tempat teratas di golongan 17. Sesekali, hidrogen
menunjukkan sifat kimia yang dapat dibandingkan dengan logam alkali dan halogen.
Pendapat lainnya adalah ditempatkan di atas golongan karbon di golongan 14
berdasarkan tren peningkatan nilai energi ionisasi dan nilai afinitas elektron.
Pada akhirnya, hidrogen dapat ditempatkan di semua golongan karena sifat
kimianya yang sangat umum jika dibandingkan dengan semua golongan.
Anda bisa request artikel tentang apa saja, kirimkan
request Anda ke hedisasrawan@gmail.com atau langsung saja lewat kolom komentar
:)
No comments:
Post a Comment