KIMIA ANORGANIK DASAR 4 (STKIP MUHAMMADIYAH SORONG 2012)

TABEL PERIODIK

PENGEMBANGAN IDE KELOMPOK LOGAM DAN NON LOGAM

Kita sekarang tahu tentang keberadaan lebih dari seratus elemen. Seabad yang lalu, lebih dari enam puluh dari mereka sudah diketahui, dan usaha telah dilakukan untuk menghubungkan sifat dari semua elemen dengan beberapa cara. Salah satu metode adalah untuk mengklasifikasikan mereka dalam kelompok logam dan non-logam, tetapi masih kurang lengkap.

Di antara logam, misalnya, natrium dan kalium memiliki kemiripan satu sama lain dan membentuk senyawa serupa. Tembaga dan besi juga logam yang memiliki sifat kimia yang mirip tetapi logam ini jelas berbeda dengan natrium dan kalium, dimana natrium dan kalium menjadi logam lunak membentuk senyawa yang pada umumnya tidak berwarna, sementara tembaga dan besi adalah logam keras dan membentuk senyawa pada umumnya berwarna.

Di antara non-logam; klorin dan nitrogen, contoh dari bentuk gas, tetapi fosfor, yang menyerupai kimia nitrogen, berbentuk padat, seperti yodium yang secara kimia menyerupai klorin. jelas kita harus mempertimbangkan sifat fisik dan kimia dari unsur-unsur dan senyawa mereka jika kita ingin mendirikan sebuah klasifikasi yang baik.

BERAT ATOM

Pada tahun 1850. nilai bobot atom (sekarang disebut massa atom relatif) telah dipastikan untuk banyak unsur, dan pengetahuan ini disepakati di Newlands pada tahun 1864 untuk mendalilkan suatu hukum oktaf. Ketika unsur-unsur yang diatur dalam urutan berdasarkan peningkatan berat atom, setiap elemen kedelapan berturut-turut membentuk semacam pengulangan dari 'pertama. Beberapa tahun kemudian, Lothar Meyer dan Mendeleyef, secara terpisah, menyarankan bahwa sifat-sifat unsur adalah fungsi periodik berat atomnya. Lothar Meyer sarannya berdasarkan pada sifat fisik elemen. Dia menetapkan ' volume atom ' -volume (cm³) dari berat atom (g) dari berat elemen-terhadap berat atom. Kemudian, dia menghasilkan grafik yang ditunjukkan pada Gambar. 1.1.

Gambar. 1.1. Kurva volume atom (Lothar Meyer]

berat atom (g) dari berat elemen terhadap atom padat. Dia memperoleh grafik yang ditunjukkan pada Gambar. 1.1. Kita akan lihat nanti bahwa banyak sifat fisik dan kimia lainnya ditunjukkan periodisitas.

'Valensi' DAN SIFAT KIMIA

Mendeleef menyusun tabel unsur kimia mempertimbangkan sifat, terutama valensi, unsur-unsur seperti yang diperagakan dalam oksida dan hidrida mereka. Sebuah bagian dari tabel Mendeleef s ditunjukkan pada Gambar 1,2 -catatan bahwa ia membagi unsur-unsur ke dalam kolom vertikal yang disebut kelompok dan menjadi baris horisontal yang disebut periode atau seri. Sebagian besar kelompok itu kemudian dipisahkan menjadi sub-kelompok, untuk Kelompok contoh IA, IB seperti yang ditunjukkan. Unsur di bagian atas setiap kelompok disebut "kepala 'elemen. Grup VIII tidak mengandung unsur kepala, tetapi terdiri dari kelompok tiga unsur sifatnya sama erat, disebut "triad transisi 'Banyak istilah-istilah ini,. untuk kelompok misalnya, periode dan kepala elemen, masih digunakan, meskipun sedikit berbeda dari cara Mendeleef.

GROUP

I Li Na               K        Cu  Sub       Rb      Ag  Sub Group    Cs      Au  Group  A           Fr              B

II, III, IV, V, VI, VII

VIII - - Fe       Co         Ni Ru      Rh         Pd Os       Ir           Pt

Fransium. tidak diketahui oleh Mendeleyef, telah ditambahkan

Gambar 1.2. Pengaturan beberapa elemen menurut Mendeleef

Tabel periodik Mendeleef, dan periodisitas sifat fisik atom Lothar Meyer ditandai oleh volume kurva, adalah nilai besar pada kemajuan ilmu kimia dari abad pertengahan kesembilan belas untuk pada awal abad ini, meskipun fakta bahwa kuantitas yang dipilih untuk menunjukkan periodisitas, berat atom, itu tidak ideal. Memang, Mendeleef harus sengaja elemen transpos tertentu dari mereka benar urutan berat atom untuk membuat “posisi tepat” mereka ke tempat diposisinya yang benar; argon dan kalium, masing-masing berat atom 39,9 dan 39,1, terbalik, seperti juga yodium dan telurium, masing-masing berat atom 126,9 dan 127,5. Penataan ulang ini adalah selanjutnya dibenarkan sepenuhnya oleh adanya penemuan isotop. Tabel Mendeleef memberi sarana untuk mengenali hubungan antara unsur-unsur tetapi dia tidak mampu memberikan alasan mendasar untuk hubungan ini.

NOMOR ATOM

Pada tahun 1913 fisikawan Inggris Moseley meneliti spektrum yang dihasilkan ketika sinar-X diarahkan pada target logam. Ia menemukan bahwa frekuensi v dari garis yang diamati memenuhi hubungan

v = a (Z - b)²

dimana a dan b adalah konstanta. Z adalah angka (berbeda untuk setiap logam), ditemukan tergantung pada posisi logam dalam tabel periodik.

Hasil pengamatan disimpulkan bahwa terjadi peningkatan sebesar satu unit dari satu elemen ke elemen yang berikutnya, misalnya magnesium 12, aluminium 13. Hal ini jelas terlihat pada Gambar 1.3. Z disebut nomor atom, melainkan ditemukan sesuai dengan muatan pada inti atom (tersusun terutama dari proton dan neutron), hal yang sama dan berlawanan dengan jumlah elektron di luar inti dalam atom. Ini kemudian merupakan jumlah yang mendasari dibuat tabel periodik.

Gambar. 1.3. Variasi (frequensi) Z

SPECTRA ATOM

Studi spektra atom dikonfirmasi pengaturan periodik dasar dari unsur sebagaimana yang ditetapkan oleh Mendeleef dan membantu untuk dikembangkan ke dalam tabel modem. Ketika atom dari suatu unsur sangat labil, misalnya dalam arus listrik atau dengan medan listrik, maka dipancarkan energi dalam bentuk radiasi. Radiasi ini dapat dianalisis dengan menggunakan spektrograf menjadi serangkaian garis yang disebut spektrum atom. Bagian dari spektrum hidrogen ditunjukkan pada Gambar 1.4. Garis menunjukkan yang diamati dalam daerah tampak dan disebut deret Balmer.

                                                                             1/λ 

Gambar. 1.4. Sebuak bagian spectrum atom hydrogen (λ = panjang gelombang)

Beberapa seri garis diamati, semua dengan cocok dengan rumus

dimana R adalah konstanta (konstanta Rydberg) /panjang gelombang radiasi, nl dan n2 memiliki nilai bilangan bulat tergantung pada seri diamati, seperti berikut:

Series	n 1	n 2
Lyman	1	2,3,4,5……….
Balmer	2	3,4,5,6………..
Paschen	3	4,5,6,7………..
Brackett	4	5,6,7,8,…………….

Spektra dari elemen atom lain juga terdiri dari seri sejenis, meskipun banyak tumpang tindih membuat mereka kurang sederhana dalam tampilannya.

MODEL BOHR

Untuk menjelaskan keteraturan, fisikawan Denmark Bohr (1913) mengusulkan bahwa elektron dalam atom ada di tingkat energi tertentu yang pasti; elektron yang bergerak berpindah dari lintasan ke tingkat lintasan lain memancarkan atau menyerap energi sesuai dengan frekuensi tertentu yang muncul dalam spektrum. Sebagai model untuk perhitungannya, Bohr mempertimbangkan atom memiliki elektron dalam orbit melingkar, setiap orbit sesuai dengan keadaan energi tertentu. Model "orbit" cukup akurat ditafsirkan spektrum untuk hidrogen tetapi kurang berhasil untuk elemen lain. Hidrogen, atom paling sederhana, terdiri dari proton (inti) dan elektron. Elektron biasanya berada di keadaan tingkat energy terendah E₁ disebut keadaan dasar, dengan penyerapan energi untuk mencapai keadaan energy yang lebih tinggi E₂, E₃ mengalami perubahan energi En dimana En = konstan/n² dimana n adalah seluruh nomor yang disebut nomor kuantum. Dalam model Bohr, nilai-nilai n yang berbeda berhubungan dengan orbit, orbit dengan radius r_l berhubungan dengan n = 1. r₂ ke n = 2 dan sebagainya. Suatu usaha dibuat untuk menjelaskan garis-garis ini menggunakan model Bohr dimodifikasi dengan orbit elips tapi ini hanya sebagian berhasil dan pemodelan tersebut akhirnya ditinggalkan.

GELOMBANG-MEKANIKA

Dengan kegagalan dari model Bohr ditemukan bahwa sifat dari sebuah elektron dalam atom harus dijelaskan dalam gelombang mekanik. Setiap tingkat energi model Bohr yang sesuai untuk n = 1, 2, 3 dibagi menjadi kelompok sub-tingkat yang dilambangkan dengan huruf, s, p, d, f. Jumlah n menjadi jumlah tingkat kuantum yang terdiri dari satu set orbital. Interpretasi efek dari medan magnet atau listrik pada spektrum yang diperlukan bahwa orbital p, d dan f juga harus dibagi lagi sehingga akhirnya setiap subdivisi tingkat energi yang dapat menampung hanya dua elektron, ini digambarkan oleh simbol ↓dan ↑ (mewakili elektron dari berlawanan spin). Kita dapat meringkas Data untuk tiga tingkat pertama kuantum secara singkat seperti yang ditunjukkan pada Tabel. 1.

Catatan. Jumlah maksimum elektron setiap tingkat kuantum dapat dirumuskan 2n² dimana n adalah jumlah tingkat kuantum, misalnya untuk n - 3: maksimal jumlah elektron karena itu jumlah maksimumnyan 18. Orbital ditandai dengan memiliki tingkat energi tunggal dapat mengakomodasi dua elektron. Orbital p tiga dan lima untuk orbital d\ diberikan simbol untuk membedakan mereka, misalnya px, py, pz, mewakili tiga orbital pada sudut kanan masing-masing mampu mengandung dua elektron.

TABEL PERIODIK MODERN

Kemiripan spektrum atom atom lain dengan hidrogen menunjukkan bahwa, karena kami semakin meningkatkan jumlah proton dalam inti dan elektron pada atom extranuclear untuk serangkaian unsur nomor atom meningkat, elektron tambahan masuk orbital dari jenis yang awalnya disarankan oleh wavemechanics untuk hidrogen. Orbital diisi dengan urutan ascending energi dan ketika beberapa tingkat energi setara tersedia, masing-masing ditempati oleh sebuah elektron tunggal sebelum pasangan elektron dengan spin berlawanan terjadi.

Urutan meningkatkan energi untuk orbital dapat disimpulkan dari tabel periodik modern, meskipun untuk elemen dengan nomor atom tinggi (ketika tingkat energi elektron berdekatan) posisi tepat dari elektron mungkin agak tidak pasti. Pengisian tingkat energi selama sepuluh elemen pertama, hidrogen untuk neon, nomor atom 1-10 ditunjukkan pada Tabel. 2.

Kita melihat di sini bahwa tingkat energi pertama, bilangan kuantum n = 1, selesai pada helium dan hanya ada satu orbit (pertama tingkat kuantum, orbital tipe s). Ketika ini sudah penuh (1s²), kita sebut inti helium. Pengisian tingkat kuantum dimulai pada lithium, pada berilium orbital 2s diisi dan elektron yang ditambahkan berikutnya harus masuk ke orbital 2p. Ketiga orbital 2p memiliki energi yang sama dengan tidak adanya medan magnet atau listrik dan mengisi tiap orbital satu persatu-unsur boron-nitrogen sebelum elektron ‘pasangan'. Kuantum tingkat n = 2 selesai pada neon, dan untuk memperpendek penulisan maka kita dapat menggunakan konfigurasi inti neon.

Untuk elemen berikutnya, natrium hingga argon, tingkat kuantum n = 3 mengisi dengan cara yang sama seperti tingkat kuantum n = 2. Hal ini ditunjukkan pada Tabel. 3. Referensi tabel periodik modern menunjukkan bahwa kita telah menyelesaikan tiga periode pertama-yang disebut periode pendek. Tapi kita harus mencatat bahwa tingkat kuantum n = 3 masih dapat menampung 10 elektron lebih.

Unsur dengan nomor atom 19 adalah kalium, sangat mirip dengan natrium dan lithium dalam hal sifat fisik dan kimia. Spektrum atom kalium juga menegaskan posisinya sebagai unsur Kelompok I dengan konfigurasi elektron menyerupai natrium. Fakta-fakta ini menunjukkan bahwa elektron lebih dari kalium harus ditempatkan di tingkat kuantum baru dan dianggap berasal dari konfigurasi 1s².2s².2p⁶.3s².3p⁶.4s¹ elektronik (yaitu 2, 8, 8, 1). Penalaran yang sama menyebabkan kalsium yang konfigurasi elektronik 1s².2s².2p⁶.3s².3p⁶.4s² (yaitu 2, 8, 8, 2).

Seri berikut dari 10 unsur, nomor atom 21-30 inklusif, semuanya merupakan logam, menunjukkan bahwa mereka memiliki konfigurasi elektron terluar logam, yaitu elektron terluar 4 atau kurang. Ini hanya mungkin jika elektron ini ditempatkan di tingkat kuantum inner n = 3, memasuki orbital 3d yang kosong dan membentuk serangkaian logam transisi. Perlu diketahui bahwa pada seng, nomor atom 30, maka selesai kuantum tingkat = 3 dan pengisian kemudian kuantum tingkat 4 = dilanjutkan dengan elektron memasuki orbital 4p. Konfigurasi elektronik untuk elemen nomor atom 19-36 ditunjukkan pada Tabel. 4.

Krypton ditemukan menjadi elemen yang sangat reaktif yang menunjukkan bahwa ia memiliki konfigurasi elektron yang stabil meskipun fakta bahwa tingkat kuantum n = 4 dapat menampung 24 elektron lebih banyak di orbital d dan f.

Kecenderungan untuk mencapai baik setengah penuh atau penuh orbital d diisi dengan mengorbankan orbital terluar ditunjukkan oleh kedua kromium dan tembaga dan harus diperhatikan.

Catatan. Konfigurasi elektron unsur pun dengan mudah dapat diperoleh dari tabel periodik dengan menjumlahkan jumlah elektron pada tingkat kuantum yang beragam. Kita bisa mengekspresikan dengan beberapa cara, misalnya konfigurasi elektronik nikel dapat ditulis sebagai 1s².2s².2p⁶.3s² 3d⁸.4s², atau lebih singkat ('neon inti') 3d⁸ 4s², atau bahkan disingkat sebagai 2. 8. 14. 2.

Sifat kimia dan data spektroskopi mendukung pandangan bahwa elemen rubidium ke xenon, nomor atom 37-54, yang mengisi tingkat 5s, 4d, 5p. Hal ini paling baik dilihat dengan mengacu pada tabel periodik modern p. (i). Perhatikan bahwa pada akhir periode kelima n = 4 tingkat kuantum berisi 18 elektron tetapi masih memiliki satu set orbital 4f kosong.

Konfigurasi elektronik rinci untuk elemen atom nomor 55-86 dapat diperoleh dari tabel periodik dan akan ditampilkan pada Tabel. 5. Perhatikan bahwa pengisian dari 4f orbital dimulai setelah elemen lantanum (57) dan 14 unsur dari cerium ke lutetium disebut golongan lantanida. Konfigurasi elektron dari beberapa unsur yang baru ditemukan dengan nomor atom lebih besar dari 95 tidak memungkinkan sebagai tingkat energi yang berdekatan. Pengisian orbital 5f tidak dimulai setelah aktinium (89) dan unsur-unsur yang tersisa umumnya disebut sebagai aktinida.

FITUR DARI TABEL PERIODIK

1.      Data Kimia, fisika dan spektroskopi semua menyarankan tabel periodik seperti yang ditunjukkan pada gambar. 5.

Gambar. 5. Sistem Periodik Unsur

21  Jumlah maksimum elektron tingkat kuantum yang diberikan dapat mengakomodasi diberikan oleh rumus 2n² di mana n adalah jumlah tingkat kuantum.

22 Kecuali untuk tingkat kuantum n = 1 jumlah maksimum elektron pada tingkat kuantum terluar setiap periode selalu delapan. Pada titik ini unsur yang bersangkutan adalah termasuk gas mulia.

33 Unsur di blok s dan p dari tabel yang disebut sebagai unsur utama, sementara yang di blok d disebut "elemen transisi" dan yang di blok f disebut aktinida dan lantanida (atau unsur ‘jarang’ bumi).

44 Tabel vertikal berisi golongan unsur, masing-masing anggota golongan memiliki jumlah elektron yang sama di tingkat kuantum terluar. Misalnya, unsur sebelum gas mulia, dengan tujuh elektron pada tingkat kuantum terluar, selalu halogen. Unsur setelah gas mulia, dengan satu elektron di tingkat kuantum terluar, adalah logam alkali (lithium, natrium, kalium, rubidium, cesium, fransium).

55 Tabel horisontal periodik berisi periode unsur, setiap periode dimulai dengan unsur dengan elektron terluar di tingkat kuantum yang sebelumnya kosong dan berakhir dengan gas mulia. Periode 1, 2 dan 3 disebut periode pendek. Periode 4 dan 5 berisi serangkaian elemen transisi sementara 6 dan 7 mengandung transisi dan golongan ‘jarang’ bumi.

66 Perbandingan jenis tabel periodik awal Mendeleef dan tabel periodik modern menunjukkan dari (Gambar 1,2) bahwa jumlah golongan awal dipertahankan tapi Golongan I, misalnya, kini hanya berisi logam alkali, yakni sesuai dengan Kelompok dua atas unsur I dari tabel Mendeleef sama dengan Kelompok I A. Pada
ujung tabel, Golongan VII sekarang hanya berisi halogen, yaitu golongan VIIB awali. Golongan transisi, di mana orbital d terisi, dikeluarkan ke tengah tabel dan unsur bumi "jarang', di mana orbital f terisi, ditempatkan, di bagian bawah tabel, menghilangkan ekspansi horizontal lebih lanjut dari tabel.

77 Seluruh awal huruf dari kelompok logam transisi, misalnya VIB, VIIB dan sebagainya masih digunakan,. tapi kadang-kadang tidak jelas dan tidak lengkap. Namun, dapat berguna rujukan kita, misalnya, untuk Golongan IIB ini berarti sekelompok unsur, kadmium dan merkuri seng, sementara Golongan IIA mengacu pada berilium, logam alkali tanah, magnesium, barium kalsium dan strontium. Ketika Mendeleef menyusun tabel periodiknya, gas mulia tidak diketahui. Sebenarnya, sifat mereka menunjukkan bahwa mereka membentuk kelompok di luar halogen dan Mendeleef sudah menggunakan "golongan VIIF untuk menggambarkannya" sekelompok transisi dan gas mulia karena itu ditempatkan dalam Golongan baru O.

8 8  Unsur-unsur blok transisi atau d, di mana elektron memasuki dalam orbital d, membentuk serangkaian yang didefinisikan dengan baik pada banyak fitur-fitur umum dan karakteristiknya. Mereka semua logam; mereka yang di sebelah kanan blok adalah logam yang lebih lunak dan memiliki titik leleh lebih rendah dibandingkan di sebelah kiri (Tabel 13,2. Sebagian besar cukup tahan terhadap oksidasi, korosi dan keausan sehingga mereka berguna dalam kehidupan sehari-hari. Mereka memiliki energi ionisasi yang sama (Gambar 1.6) sering memberikan variabel ion valensi, dan mudah terbentuk dibentuk menjadi senyawa komplek yang memiliki karakter/sifat berwarna. Namun, penurunan perilaku secara teratur, baik di periodik atau golongan ke bawah yang jauh lebih jelas daripada di unsur blok s dan p. Unsur-unsur pada akhir setiap transisi periode-tembaga dan seng dalam Periode 4, perak dan kadmium dalam Periode 5 dan emas dan merkuri dalam Periode 6-memiliki orbital d yang terisi. Ketika tembaga dan perak membentuk masing-masing tembaga ion Cu⁺ (I)  dan ion perak Ag⁺, dan seng dan cadmium masing-masing menjadi ion Zn²⁺ dan Cd²⁺, dalam orbital d tetap diisi.

9.  Sifat unsur-unsur dan ion dalam beberapa hal karakteristik antara dari logam transisi dan logam non-transisi, misalnya, seperti kalsium dalam beberapa senyawanya seperti logam transisi. Sekali lagi, perak memiliki beberapa sifat seperti logam alkali tetapi juga memiliki sifat "seperti transisi'. Unsur emas dan merkuri menunjukkan sedikit kemiripan dengan logam non-transisi, tapi sifat mereka ' seperti transisi' tidak jauh seperti yang logam transisi lain. Dalam bentuk Mendeleef, unsur-unsur tembaga, perak dan emas sering disebut logam 'kembar' yang diduduki golongan IB, dan seng, kadmium dan merkuri golongan IIB, ini masing-masing menjadi subdivisi dari Golongan I dan II. Namun, tidak ada alasan yang benar-benar sangat tepat untuk mengatasi kemiripan golongan, tembaga, perak dan emas memiliki kemiripan sedikit, dan golongan IB tidak menyerupai golongan IA-logam alkali. Keenam unsure jelas menimbulkan masalah, biasanya mereka diperlakukan sebagai logam transisi atau secara terpisah sebagai logam 1B. 

10. Lantanida dan aktinida kemudian ditemukan tidak cocok dengan tabel Mendeleyef dan hanya dapat dipasang ke dalam tabel yang modern dengan mengembangkannya ke samping. Oleh karena itu mereka ditempatkan secara terpisah di bagian bawah tabel. Dua seri golongan ini sekarang diakui sebagai unsur-unsur transisi dalam. Banyak sifat tergantung pada konfigurasi elektron terluar dan karenanya kita dapat memprediksi bahwa lantanida dan aktinida adalah dua serangkaian golongan yang serupa.

311. Perubahan sifat menurun dari golongan unsur khas I-VII pada tabel periodik, bagian atas golongan dalam setiap golongan tidak mirip dengan golongan lain di bawahnya. Hal ini jelas terlihat ketika kita mempertimbangkan titik leleh dan titik didih unsur-unsur dan senyawanya, dan ketika sifat dari masing-masing secara rinci kita akan melihat bahwa yang di atas golongan dan senyawanya adalah khas dalam hal sifat fisik dan kimia. Ini akan cukup untuk dicatat di sini bahwa semua bagian atas golongan di Periode 2, yaitu lithium, berilium, boron, karbon, nitrogen, oksigen dan fluor, memiliki satu karakteristik yang sama mereka tidak dapat memperluas kulit elektron mereka. Unsur-unsur Periode 3 dan seterusnya memiliki orbital d kosong, dan kita akan melihat bahwa ini dapat digunakan untuk meningkatkan valensi dari unsur-unsur bersangkutan-tetapi dalam Periode 2 valensinya terbatas. Tidak seperti kelompok 'golongan  khas kelompok logam transisi' yang tidak memiliki unsur pusat.

112. Meskipun golongan atas setiap kelompok sifat-sifatnya khas, tetapi sering menunjukkan kemiripan dengan unsur satu tempat ke kanan di bawah periode, yaitu periode 3. Jadi lithium menyerupai magnesium baik secara fisik maupun kimia. Demikian pula berilium menyerupai aluminium dan boron menyerupai silikon tapi kemiripan dari karbon untuk fosfor dan nitrogen ke sulfur kurang jelas. Oksigen menyerupai klorin dalam banyak hal. Ini adalah contoh dari apa yang disebut hubungan diagonal dalam tabel periodik.

5.      Dengan mengacu pada garis tabel periodik ditampilkan kita dapat melihat bahwa logam dan non logam menempati daerah yang cukup berbeda dari tabel. Logam dapat dibagi menjadi (a) logam'lunak', yang mudah berubah bentuk dan umum digunakan dalam proses yang menggunakan cetakan/logam tuang, misalnya, aluminium, timah, merkuri, (b) logam 'rekayasa', misalnya untuk besi, mangan dan kromium, banyak yang golongan transisi, dan (c) logam ringan yang memiliki kepadatan rendah dan ditemukan di Grup IA dan IIA. 

SIFAT SYSTEM PERIODIK

ENERGI IONISASI

Referensi telah dibuat untuk plot Lothar Meyer dari " volume atom 'terhadap berat atom sebagai demonstrasi sifat fisik dari golongan dan Gambar. 5 menunjukkan plot modem ' volume Atom ' terhadap nomor atom. Meskipun keteraturan jelas teramati "volume atom 'tidak memiliki arti tunggal untuk semua golongan, kuantitas tergantung pada keadaan agregasi golongan. Namun demikian, sifat fisik yang lebih mendasar menunjukkan periodisitas. Salah satunya adalah energi ionisasi.Eenergi ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk melepas satu elektron dari atom bebas dari suatu golongan, yaitu seperti proses:

M_(g) → M_(g)⁺ + 1e

(unit energi ionisasi adalah kJmor1).

Jelas kecenderungan umum adalah untuk logam memiliki ionisasi energi rendah dan non-logam memiliki energi ionisasi agak tinggi. Energi ionisasi pertama meningkat seiring kenaikan secara periode, meskipun tidak cukup teratur. Penurunan energi ionisasi sesuai dengan penurunan golongan terkait dengan perubahan karakter dari non-logam ke logam dan sangat jelas ditunjukkan oleh golongan IV, karbon, silikon, germanium dan timah. Hubungan antara sifat fisiko-kimia dan energi ionisasi kimia tergantung pada derajat karakter kelogaman (elektropositif) dari unsur-unsur dalam satu golongan.

Gambar. 5.

Jika kita mempertimbangkan ionisasi berurutan (pertama, kedua, ketiga ...) energi untuk setiap atom satu. Gambar 1.7 menunjukkan grafik Iog10 (energi ionisasi) untuk melepaskan berturut-turut 1, 2, 3,. . . 19 elektron dari atom kalium (skala log ini digunakan karena perubahan energi yang begitu besar). Kestabilan gas mulia yang memiliki tingkat konfigurasi 18 (argon), 10 (neon) dan 2 (helium) cukup nampak jelas terlihat.

 

Leleh dan titik didih

Titik leleh dan titik didih keduanya menunjukkan beberapa periodisitas tetapi teramati keteraturannya hanya sebagian besar terbatas pada golongan yang sama. Di Grup O, gas mulia, titik lebur dan titik didih unsur-unsur yang turun rendah tapi golongan naik; sama juga di golongan VIIB, dan halogen. Sebaliknya logam golongan IA dan II A memiliki titik leleh dan titik didih yang relatif tinggi tapi golongan turun. Nilai-nilai ini ditunjukkan pada Gambar. 8. Jika kita melihat beberapa senyawa dari unsur-unsur kita menemukan perilaku serupa. Dengan demikian hidrida unsur golongan VIIB (Kecuali hidrogen, fluorida,) menunjukkan peningkatan titik leleh dan titik didih dimana golongan turun. Biasanya pada golongan ini rendah, berbeda dengan titik leleh dan didih logam klorida golongan IA (kecuali lithium klorida) yang tinggi dan dimana golongan menurun kebawah. Nilai-nilai yang ditunjukkan pada Gambar. 9 (a) dan (b). Jelas menandakan arah perubahan-kenaikan atau penurunan-ke bawah golongan tergantung pada jenis ikatan. Antara atom bebas dari gas mulia ada kekuatan daya tarik yang lemah meningkat dengan dengan ukuran atom dan kekuatan yang sama beroperasi antara molekul-molekul hidrogen halida HC1, HBr dan HI. Komponen antara atom di dalam logam dan garam ion, misalnya natrium klorida, sangat kuat dan mengakibatkan titik leleh dan titik didih. Kekuatan ini menurun dengan meningkatnya ukuran atom dan ion, berakibatnya terjadi penurunan leleh dan titik didih.

Valensi

berdasarkan tabel Mendeleef awalnya pada valensi dari unsur-unsur. Tercantum dalam Tabel. 6 dan 7 yakni fluorida, oksida dan hidrida memiliki valensi tertinggi dibentuk oleh unsur-unsur khas dalam Periode 3 dan 4.

Dari tabel jelas bahwa golongan dalam golongan I-IV dapat menampilkan jumlah valensi yang sama dengan golongan. Di golongan V-VII memiliki jumlah valensi sama dengan nomor golongan (x) dapat ditampilkan dalam oksida dan fluorida (kecuali klorin) tetapi valensi lebih rendah (8 - x) ditampilkan dalam hidrida. Valensi lebih rendah ini (8 - x) juga ditemukan di senyawa dari unsur-unsur atas golonganp V-VII

KARAKTER KIMIA

Dalam setiap golongan pada tabel periodik memiliki jumlah elektron di kulit terluar adalah sama untuk setiap golongan dan energi ionisasi turun seiring dengan penurunan golongan tersebut. Ini diprediksi kemungkinan dua sifat dari unsur-unsur dalam kelompok. (A) kesamaan umum dan (b) kecenderungan perilaku logam sesuai penurunan golongan..

Meningkatkan perilaku elektropositif logam- golongan bawah juga menandakan perubahan karakter dari oksida. Mereka akan menjadi lebih turun seperti penurunan golongan  dan perubahan dari oksida asam, yaitu oksida dari non-logam yang mudah bereaksi dengan OH^- atau ion oksida untuk memberikan anion oxoacid * untuk dasar oksida, sebagai contoh yang mudah menghasilkan kation, dalam beberapa golongan. Contoh perubahan yang terbaik seperti ditunjukkan oleh golongan IV, dimana oksida karbon dan silikon bersifat asam, mudah membentuk karbonat dan anion silikat, sementara dari timah dan timbal adalah dibawah seperti ion Sn²⁺ dan Pb²⁺ dalam larutan asam. Karakter kelogaman berkurang sepanjang perioda dan oksida menjadi lebih asam seperti menyeberangi suatu periode tertentu. Ini ditunjukkan dalam periode 3:

CATATAN INI BELUM SELASAI DAN MASIH DALAM TAHAP PENYELESAIAN

Referensi:

MODERN INORGANIC CHEMISTRY AN INTERMEDIATE TEXT
C. CHAMBERS, B.Sc., Ph.D., A.R.I.C. Senior Chemistry Master, Bolton School
A. K. HOLLIDAY, Ph.D., D.Sc., F.R.I.C. Professor of Inorganic Chemistry, The University of Liverpool