Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron
Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Belum Diperiksa
Langsung ke: navigasi, cari


Orbital-orbital molekul dan atom elektron
Dalam fisika atom dan kimia kuantum, konfigurasi elektron adalah susunan elektron-elektron pada sebuah atom, molekul, atau struktur fisik lainnya.[1] Sama seperti partikel elementer lainnya, elektron patuh pada hukum mekanika kuantum dan menampilkan sifat-sifat bak-partikel maupun bak-gelombang. Secara formal, keadaan kuantum elektron tertentu ditentukan oleh fungsi gelombangnya, yaitu sebuah fungsi ruang dan waktu yang bernilai kompleks. Menurut interpretasi mekanika kuantum Copenhagen, posisi sebuah elektron tidak bisa ditentukan kecuali setelah adanya aksi pengukuran yang menyebabkannya untuk bisa dideteksi. Probabilitas aksi pengukuran akan mendeteksi sebuah elektron pada titik tertentu pada ruang adalah proporsional terhadap kuadrat nilai absolut fungsi gelombang pada titik tersebut.
Elektron-elektron dapat berpindah dari satu aras energi ke aras energi yang lainnya dengan emisi atau absorpsi kuantum energi dalam bentuk foton. Oleh karena asas larangan Pauli, tidak boleh ada lebih dari dua elektron yang dapat menempati sebuah orbital atom, sehingga elektron hanya akan meloncat dari satu orbital ke orbital yang lainnya hanya jika terdapat kekosongan di dalamnya.
Pengetahuan atas konfigurasi elektron atom-atom sangat berguna dalam membantu pemahaman struktur tabel periodik unsur-unsur. Konsep ini juga berguna dalam menjelaskan ikatan kimia yang menjaga atom-atom tetap bersama.
Daftar isi
[sembunyikan]
• 1 Kelopak dan subkelopak
• 2 Notasi
• 3 Sejarah
• 4 Asas Aufbau
o 4.1 Tabel periodik
o 4.2 Kelemahan asas Aufbau
o 4.3 Ionisasi logam transisi
o 4.4 Pengecualian kaidah Madelung lainnya
• 5 Lihat pula
• 6 Catatan kaki dan referensi
• 7 Pranala luar

[sunting] Kelopak dan subkelopak
Lihat pula: Kelopak elektron
Konfigurasi elektron yang pertama kali dipikirkan adalah berdasarkan pada model atom model Bohr. Adalah umum membicarakan kelopak maupun subkelopak walaupun sudah terdapat kemajuan dalam pemahaman sifat-sifat mekania kuantum elektron. Berdasarkan asas larangan Pauli, sebuah orbital hanya dapat menampung maksimal dua elektron. Namun pada kasus-kasus tertentu, terdapat beberapa orbital yang memiliki aras energi yang sama (dikatakan berdegenerasi), dan orbital-orbital ini dihitung bersama dalam konfigurasi elektron.
Kelopak elektron merupakan sekumpulan orbital-orbital atom yang memiliki bilangan kuantum utama n yang sama, sehingga orbital 3s, orbital-orbital 3p, dan orbital-orbital 3d semuanya merupakan bagian dari kelopak ketiga. Sebuah kelopak elektron dapat menampung 2n2 elektron; kelopak pertama dapat menampung 2 elektron, kelopak kedua 8 elektron, dan kelopak ketiga 18 elektron, demikian seterusnya.
Subkelopak elektron merupakan sekelompok orbital-orbital yang mempunyai label orbital yang sama, yakni yang memiliki nilai n dan l yang sama. Sehingga tiga orbital 2p membentuk satu subkelopak, yang dapat menampung enam elektron. Jumlah elektron yang dapat ditampung pada sebuah subkelopak berjumlah 2(2l+1); sehingga subkelopak "s" dapat menampung 2 elektron, subkelopak "p" 6 elektron, subkelopak "d" 10 elektron, dan subkelopak "f" 14 elektron.
Jumlah elektron yang dapat menduduki setiap kelopak dan subkelopak berasal dari persamaan mekanika kuantum,[2] terutama asas larangan Pauli yang menyatakan bahwa tidak ada dua elektron dalam satu atom yang bisa mempunyai nilai yang sama pada keempat bilangan kuantumnya.[3]
[sunting] Notasi
Lihat pula: Orbital atom
Para fisikawan dan kimiawan menggunakan notasi standar untuk mendeskripsikan konfigurasi-konfigurasi elektron atom dan molekul. Untuk atom, notasinya terdiri dari untaian label orbital atom (misalnya 1s, 3d, 4f) dengan jumlah elektron dituliskan pada setiap orbital (atau sekelompok orbital yang mempunyai label yang sama). Sebagai contoh, hidrogen mempunyai satu elektron pada orbital s kelopak pertama, sehingga konfigurasinya ditulis sebagai 1s1. Litium mempunyai dua elektron pada subkelopak 1s dan satu elektron pada subkelopak 2s, sehingga konfigurasi elektronnya ditulis sebagai 1s2 2s1. Fosfor (bilangan atom 15) mempunyai konfigurasi elektron : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.
Untuk atom dengan banyak elektron, notasi ini akan menjadi sangat panjang, sehingga notasi yang disingkat sering digunakan. Konfigurasi elektron fosfor, misalnya, berbeda dari neon (1s2 2s2 2p6) hanya pada keberadaan kelopak ketiga. Sehingga konfigurasi elektron neon dapat digunakan untuk menyingkat konfigurasi elektron fosfor. Konfigurasi elektron fosfor kemudian dapat ditulis: [Ne] 3s2 3p3. Konvensi ini sangat berguna karena elektron-elektron pada kelopak terluar sajalah yang paling menentukan sifat-sifat kimiawi sebuah unsur.
Urutan penulisan orbital tidaklah tetap, beberapa sumber mengelompokkan semua orbital dengan nilai n yang sama bersama, sedangkan sumber lainnya mengikuti urutan berdasarkan asas Aufbau. Sehingga konfigurasi Besi dapat ditulis sebagai [Ar] 3d6 4s2 ataupun [Ar] 4s2 3d6 (mengikuti asas Aufbau).
Adalah umum untuk menemukan label-label orbital "s", "p", "d", "f" ditulis miring, walaupaun IUPAC merekomendasikan penulisan normal. Pemilihan huruf "s", "p", "d", "f" berasal dari sistem lama dalam mengkategorikan garis spektra, yakni "sharp", "principal", "diffuse", dan "fine". Setelah "f", label selanjutnya diikuti secara alfabetis, yakni "g", "h", "i", ...dst, walaupun orbital-orbital ini belum ditemukan.
Konfigurasi elektron molekul ditulis dengan cara yang sama, kecuali bahwa label orbital molekullah yang digunakan, dan bukannya label orbital atom.
[sunting] Sejarah
Niels Bohr adalah orang yang pertama kali (1923) mengajukan bahwa periodisitas pada sifat-sifat unsur kimia dapat dijelaskan oleh struktur elektronik atom tersebut.[4] Pengajuannya didasarkan pada model atom Bohr, yang mana kelopak-kelopak elektronnya merupakan orbit dengan jarak yang tetap dari inti atom. Konfigurasi awal Bohr berbeda dengan konfigurasi yang sekarang digunakan: sulfur berkonfigurasi 2.4.4.6 daripada 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.
Satu tahun kemudian, E. C. Stoner memasukkan bilangan kuantum ketiga Sommerfeld ke dalam deskripsi kelopak elektron, dan dengan benar memprediksi struktur kelopak sulfur sebagai 2.8.6.[5] Walaupun demikian, baik sistem Bohr maupun sistem Stoner tidak dapat menjelaskan dengan baik perubahan spektra atom dalam medan magnet (efek Zeeman).
Bohr sadar akan kekurangan ini (dan yang lainnya), dan menulis surat kepada temannya Wolfgang Pauli untuk meminta bantuannya menyelamatkan teori kuantum (sistem yang sekarang dikenal sebagai "teori kuantum lama"). Pauli menyadari bahwa efek Zeeman haruslah hanya diakibatkan oleh elektron-elektron terluar atom. Ia juga dapat menghasilkan kembali struktur kelopak Stoner, namun dengan struktur subkelopak yang benar dengan pemasukan sebuah bilangan kuantum keempat dan asas larangannya (1925):[6]
It should be forbidden for more than one electron with the same value of the main quantum number n to have the same value for the other three quantum numbers k [l], j [ml] and m [ms].
Adalah tidak diperbolehkan untuk lebih dari satu elektron dengan nilai bilangan kuantum utama n yang sama memiliki nilai tiga bilangan kuantum k [l], j [ml] dan m [ms] yang sama.
Persamaan Schrödinger yang dipublikasikan tahun 1926 menghasilkan tiga dari empat bilangan kuantum sebagai konsekuensi penyelesainnya untuk atom hidrogen:[2] penyelesaian ini menghasilkan orbital-orbital atom yang dapat kita temukan dalam buku-buku teks kimia. Kajian spektra atom mengijinkan konfigurasi elektron atom untuk dapat ditentukan secara eksperimen, yang pada akhirnya menghasilkan kaidah empiris (dikenal sebagai kaidah Madelung (1936)[7]) untuk urutan orbital atom mana yang terlebih dahulu diisi elektron.
[sunting] Asas Aufbau
Asas Aufbau (berasal dari Bahasa Jerman Aufbau yang berarti "membangun, konstruksi") adalah bagian penting dalam konsep konfigurasi elektron awal Bohr. Ia dapat dinyatakan sebagai:[8]
Terdapat maksimal dua elektron yang dapat diisi ke dalam orbital dengan urutan peningkatan energi orbital: orbital berenergi terendah diisi terlebih dahulu sebelum elektron diletakkan ke orbital berenergi lebih tinggi.


Urutan pengisian orbital-orbital atom mengikuti arah panah.
Asas ini bekerja dengan baik (untuk keadaan dasar atom-atom) untuk 18 unsur pertama; ia akan menjadi semakin kurang tepat untuk 100 unsur sisanya. Bentuk modern asas Aufbau menjelaskan urutan energi orbital berdasarkan kaidah Madelung, pertama kali dinyatakan oleh Erwin Madelung pada tahun 1936.[7][9]
1. Orbital diisi dengan urutan peningkatan n+l;
2. Apabila terdapat dua orbital dengan nilai n+l yang sama, maka orbital yang pertama diisi adalah orbital dengan nilai n yang paling rendah.
Sehingga, menurut kaidah ini, urutan pengisian orbital adalah sebagai berikut:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
Asas Aufbau dapat diterapkan, dalam bentuk yang dimodifikasi, ke proton dan neutron dalam inti atom.
[sunting] Tabel periodik
Bentuk tabel periodik berhubungan dekat dengan konfigurasi elektron atom unsur-unsur. Sebagai contoh, semua unsur golongan 2 memiliki konfigurasi elektron [E] ns2 (dengan [E] adalah konfigurasi gas inert), dan memiliki kemiripan dalam sifat-sifat kimia. Kelopak elektron terluar atom sering dirujuk sebagai "kelopak valensi" dan menentukan sifat-sifat kimia suatu unsur. Perlu diingat bahwa kemiripan dalam sifat-sifat kimia telah diketahui satu abad sebelumnya, sebelum pemikiran konfigurasi elektron ada.[10]
[sunting] Kelemahan asas Aufbau
Asas Aufbau begantung pada postulat dasar bahwa urutan energi orbital adalah tetap, baik untuk suatu unsur atau di antara unsur-unsur yang berbeda. Ia menganggap orbital-orbital atom sebagai "kotak-kotak" energi tetap yang mana dapat diletakkan dua elektron. Namun, energi elektron dalam orbital atom bergantung pada energi keseluruhan elektron dalam atom (atau ion, molekul, dsb). Tidak ada "penyelesaian satu elektron" untuk sebuah sistem dengan elektron lebih dari satu, sebaliknya yang ada hanya sekelompok penyelesaian banyak elektron, yang tidak dapat dihitung secara eksak[11] (walaupun terdapat pendekatan matematika yang dapat dilakukan, seperti metode Hartree-Fock).
[sunting] Ionisasi logam transisi
Aplikasi asas Aufbau yang terlalu dipaksakan kemudan menghasilkan paradoks dalam kimia logam transisi. Kalium dan kalsium muncul dalam tabel periodik sebelum logam transisi, dan memiliki konfigurasi elektron [Ar] 4s1 dan [Ar] 4s2 (orbital 4s diisi terlebih dahulu sebelum orbital 3d). Hal ini sesuai dengan kaidah Madelung, karena orbital 4s memiliki nilai n+l = 4 (n = 4, l = 0), sedangkan orbital 3d n+l = 5 (n = 3, l = 2). Namun kromium dan tembaga memiliki konfigurasi elektron [Ar] 3d5 4s1 dan [Ar] 3d10 4s1 (satu elektron melewati pengisian orbital 4s ke orbital 3d untuk menghasilkan subkelopak yang terisi setengah). Dalam kasus ini, penjelasan yang diberikan adalah "subkelopak yang terisi setengah ataupun terisi penuh adalah susunan elektron yang stabil".
Paradoks akan muncul ketika elektron dilepaskan dari atom logam transisi, membentuk ion. Elektron yang pertama kali diionisasikan bukan berasal dari orbital 3d, melainkan dari 4s. Hal yang sama juga terjadi ketika senyawa kimia terbentuk. Kromium heksakarbonil dapat dijelaskan sebagai atom kromium (bukan ion karena keadaan oksidasinya 0) yang dikelilingi enam ligan karbon monoksida; ia bersifat diamagnetik dan konfigurasi atom pusat kromium adalah 3d6, yang berarti bahwa orbital 4s pada atom bebas telah bepindah ke orbital 3d ketika bersenyawa. Pergantian elektron antara 4s dan 3d ini dapat ditemukan secara universal pada deret pertama logam-logam transisi.[12]
Fenomena ini akan menjadi paradoks hanya ketika diasumsikan bahwa energi orbital atom adalah tetap dan tidak dipengaruhi oleh keberadaan elektron pada orbital-orbital lainnya. Jika begitu, maka orbital 3d akan memiliki energi yang sama dengan orbital 3p, seperti pada hidrogen. Namun hal ini jelas-jelas tidak demikian.
[sunting] Pengecualian kaidah Madelung lainnya
Terdapat beberapa pengecualian kaidah Madelung lainnya untuk unsur-unsur yang lebih berat, dan akan semakin sulit untuk menggunakan penjelasan yang sederhana mengenai pengecualian ini. Adalah mungkin untuk memprediksikan kebanyakan pengecualian ini menggunakan perhitungan Hartree-Fock,[13] yang merupakan metode pendekatan dengan melibatkan efek elektron lainnya pada energi orbital. Untuk unsur-unsur yang lebih berat, diperlukan juga keterlibatan efek relativitas khusus terhadap energi orbital atom, karena elektron-elektron pada kelopak dalam bergerak dengan kecepatan mendekati kecepatan cahaya. Secara umun, efek-efek relativistik ini[14] cenderung menurunkan energi orbital s terhadap orbital atom lainnya.[15]
Periode 5 Periode 6 Periode 7
Unsur Z Konfigurasi elektron Unsur Z Konfigurasi elektron Unsur Z Konfigurasi elektron
Itrium
39 [Kr] 5s2 4d1
Lantanum
57 [Xe] 6s2 5d1
Aktinium
89 [Rn] 7s2 6d1

Serium
58 [Xe] 6s2 4f1 5d1 Torium
90 [Rn] 7s2 6d2

Praseodimium
59 [Xe] 6s2 4f3
Protaktinium
91 [Rn] 7s2 5f2 6d1
Neodimium
60 [Xe] 6s2 4f4
Uranium
92 [Rn] 7s2 5f3 6d1
Prometium
61 [Xe] 6s2 4f5
Neptunium
93 [Rn] 7s2 5f4 6d1
Samarium
62 [Xe] 6s2 4f6
Plutonium
94 [Rn] 7s2 5f6

Europium
63 [Xe] 6s2 4f7
Amerisium
95 [Rn] 7s2 5f7

Gadolinium
64 [Xe] 6s2 4f7 5d1 Kurium
96 [Rn] 7s2 5f7 6d1
Terbium
65 [Xe] 6s2 4f9
Berkelium
97 [Rn] 7s2 5f9


Zirkonium
40 [Kr] 5s2 4d2
Hafnium
72 [Xe] 6s2 4f14 5d2
Niobium
41 [Kr] 5s1 4d4
Tantalum
73 [Xe] 6s2 4f14 5d3
Molibdenum
42 [Kr] 5s1 4d5
Tungsten
74 [Xe] 6s2 4f14 5d4
Teknesium
43 [Kr] 5s2 4d5
Renium
75 [Xe] 6s2 4f14 5d5
Rutenium
44 [Kr] 5s1 4d7
Osmium
76 [Xe] 6s2 4f14 5d6
Rodium
45 [Kr] 5s1 4d8
Iridium
77 [Xe] 6s2 4f14 5d7
Paladium
46 [Kr] 4d10
Platinum
78 [Xe] 6s1 4f14 5d9
Perak
47 [Kr] 5s1 4d10
Emas
79 [Xe] 6s1 4f14 5d10
Kadmium
48 [Kr] 5s2 4d10
Raksa
80 [Xe] 6s2 4f14 5d10
Indium
49 [Kr] 5s2 4d10 5p1 Talium
81 [Xe] 6s2 4f14 5d10 6p1
[sunting] Lihat pula
• Tabel konfigurasi elektron atom
• Orbital atom
• Aras energi
• HOMO/LUMO
• Pwpaw perangkat lunak untuk menghitung konfigurasi elektron
[sunting] Catatan kaki dan referensi
• Jolly, William L. (1991). Modern Inorganic Chemistry (edisi ke-2nd Edition). New York: McGraw-Hill. hlm. pp: 1–23. ISBN 0-07-112651-1.
1. ^ International Union of Pure and Applied Chemistry. "configuration (electronic)". Compendium of Chemical Terminology Internet edition.
2. ^ a b Secara formal, bilangan kuantum n, l, dan ml berasal dari fakta bahwa penyelesaian persamaan Schrödinger takgayut waktu untuk atom bak-hidrogen adalah berdasarkan pada harmonik bola.
3. ^ International Union of Pure and Applied Chemistry. "Pauli exclusion principle". Compendium of Chemical Terminology Internet edition.
4. ^ Bohr, Niels (1923). "Über die Anwendung der Quantumtheorie auf den Atombau. I.". Z. Phys. 13.
5. ^ Stoner, E.C. (1924). "The distribution of electrons among atomic levels". Phil. Mag. (6th Ser.) 48: 719–36.
6. ^ Pauli, Wolfgang (1925). "Über den Einfluss der Geschwindigkeitsabhändigkeit der elektronmasse auf den Zeemaneffekt". Z. Phys. 31: 373. English translation from Scerri, Eric R. (1991). "The Electron Configuration Model, Quantum Mechanics and Reduction". Br. J. Phil. Sci. 42 (3): 309–25.
7. ^ a b Madelung, Erwin (1936). Mathematische Hilfsmittel des Physikers. Berlin: Springer.
8. ^ International Union of Pure and Applied Chemistry. "aufbau principle". Compendium of Chemical Terminology Internet edition.
9. ^ Kaidah Madelung kadang-kadang dikenal juga sebagai kaidah Klechkowski, terutama di negara-negara berbahasa Perancis.
10. ^ Kemiripan sifat-sifat kimia dan hubungan numeris antara berat atom kalsium, stronsium, dan barium pertama kali diperhatikan oleh Johann Wolfgang Döbereiner pada tahun 1817.
11. ^ Elektron merupakan partikel identik, fakta yang kadang-kadang dirujuk sebagai "ketakterbedaan elektron". Penyelesaian satu elektron ke sistem banyak elektron akan mengimplikasikan bahwa elektron-elektron dapat diberdakan satu sama lainnya, namun terdapat bukti-bukti eksperimen yang membuktikan bahwa itu tidak dapat terjadi. Penyelesaian eksak untuk sistem banyak elektron adalah masalah benda-n dengan n ≥ 3 (inti atom dihitung sebagai salah satu "badan").
12. ^ Terdapat beberapa kasus pada deret kedua dan ketiga di mana elektron tetap berada dalam orbital s.
13. ^ Meek, Terry L., Allen, Leland C. (2002). "Configuration irregularities: deviations from the Madelung rule and inversion of orbital energy levels". Chem. Phys. Lett. 362 (5–6): 362–64. DOI:10.1016/S0009-2614(02)00919-3.
14. ^ International Union of Pure and Applied Chemistry. "relativistic effects". Compendium of Chemical Terminology Internet edition.
15. ^ Pyykkö, Pekka (1988). "Relativistic effects in structural chemistry". Chem. Rev. 88: 563–94.
[sunting] Pranala luar
Konfigurasi Elektron
Kimia Kelas 2 > Struktur Atom
226
< Sebelum Sesudah >

Dalam setiap atom telah tersedia orbital-orbital, akan tetapi belum tentu semua orbital ini terisi penuh. Bagaimanakah pengisian elektron dalam orbital-orbital tersebut ?
Pengisian elektron dalam orbital-orbital memenuhi beberapa peraturan. antara lain:
1. Prinsip Aufbau : elektron-elektron mulai mengisi orbital dengan tingkat energi terendah dan seterusnya.
Orbital yang memenuhi tingkat energi yang paling rendah adalah 1s dilanjutkan dengan 2s, 2p, 3s, 3p, dan seterusnya dan untuk mempermudah dibuat diagram sebagai berikut:

Contoh pengisian elektron-elektron dalam orbital beberapa unsur:
Atom H : mempunyai 1 elektron, konfigurasinya 1s1
Atom C : mempunyai 6 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p2
Atom K : mempunyai 19 elektron, konfigurasinya 1s2 2s2 2p6 3S2 3p6 4s1
2. Prinsip Pauli : tidak mungkin di dalam atom terdapat 2 elektron dengan keempat bilangan kuantum yang sama.
Hal ini berarti, bila ada dua elektron yang mempunyai bilangan kuantum utama, azimuth dan magnetik yang sama, maka bilangan kuantum spinnya harus berlawanan.
3. Prinsip Hund : cara pengisian elektron dalam orbital pada suatu sub kulit ialah bahwa elektron-elektron tidak membentuk pasangan elektron sebelum masing-masing orbital terisi dengan sebuah elektron.
Contoh:

- Atom C dengan nomor atom 6, berarti memiliki 6 elektron dan cara Pengisian orbitalnya adalah:

Berdasarkan prinsip Hund, maka 1 elektron dari lintasan 2s akan berpindah ke lintasan 2pz, sehingga sekarang ada 4 elektron yang tidak berpasangan. Oleh karena itu agar semua orbitalnya penuh, maka atom karbon berikatan dengan unsur yang dapat memberikan 4 elektron. Sehingga di alam terdapat senyawa CH4 atau CCl4, tetapi tidak terdapat senyawa CCl3 atau CCl5.

STRUKTUR ATOM

MASSA ATOM RELATIF
Massa atom relatif diartikan sebagai perbandingan massa atom unsur tersebut relatif terhadap massa atom unsur lainnya. Berdasarkan pengukuran massa atom dari berbagai unsur menggunakan spektrometer unsur menunjukkan bahwa unsur karbon lebih stabil dengan kelimpahan unsur paling banyak di alam, sehingga digunakanlah karbon isotop 12 (C-12)sebagai perbandingan. Pengukuran massa atom tidak menggunakan satuan gram karena dinilai tidak praktis dan terlalu kecil, akhirnya disepakati menggunakan satuan massa atom (sma) yang senilai dengan 1/12 massa atom C-12.

Sehingga secara umum

Contoh soal:
1. Klorin di alam adalah campuran dari 2 isotop, yaitu Cl-35 dan Cl-37 dengan perbandingan 76% Cl-35 dan 24% Cl-37. Jika massa atom Cl-35, hitunglah massa atom rata-rata dari unsur Cl?
Massa atom rata-rata unsur
2. Unsur K memiliki massa atom rata-rata sebesar
Hitunglah massa atom relatif unsur K?
Massa atom relatif (Ar) unsur
KEGIATAN BELAJAR 2
PERHITUNGAN KIMIA (STOIKIOMETRI)
>>Setelah mempelajari modul ini, Anda diharapkan dapat :
1.

2.

3.
4.

5.

6. Menghitung volume gas pereaksi atau hasil reaksi berdasarkan hukum Gay Lussac.
Menemukan hubungan antara volume gas dengan jumlah molekulnya yang dukur pada suhu dan tekanan yang sama. (Hukum Avogadro).
Menjelaskan pengertian mol sebagai satuan jumlah zat.
Mengkonversikan jumlah mol dengan jumlah partikel, massa, dan volume zat.
Menentukan rumus empiris, rumus molekul, dan air kristal serta kadar zat.
menentukan pereaksi pembatas dalam suatu reaksi yang didasarkan pada langkah-langkah perhitungan kimia sederhana.

Penentuan Volume Gas Pereaksi dan Hasil Reaksi | Massa Aton Relatif dan Massa Molekul Relatif | Konsep MOL dan Tetapan Avogadro | Rumus Molekul dan Kadar Unsur dalam Senyawa | Pereaksi Pembatas | Penutup | Tugas-2 |
KEGIATAN BELAJAR 1 | Home
________________________________________
B. Massa Atom Relatif dan Massa Molekul Relatif

Dalam struktur atom, Anda telah mempelajari bahwa atom, sangatlah kecil, oleh karena itu tak mungkin kita menimbang atom dengan menggunakan neraca.
“ Berdasarkan perhitungan para ahli, satu atom Hidrogen memiliki massa 1,67 x 10 -27 Kg “
Untuk membandingkan massa atom yang berbeda-beda, para ahli menggunakan skala massa atom relatif dengan lambang “ Ar “
Para ahli juga menggunakan isotop karbon C-12, sebagai standar dengan massa atom relatif sebesar 12.
Contohnya :
Massa atom rata-rata Oksigen 1,33 kali lebih besar dari pada massa atom karbon - 12.
Maka : Ar O = 1,33 x Ar C-12
... ... ... .....= 1,33 x 12 = 15,96
Dengan ditetapkannya massa atom relatif karbon – 12 sebesar 12,000 , maka satuan massa atom relatif adalah :
... ... ... ... x massa atom C-12
Massa atom relatif suatu unsur menunjukkan berapa kali lebih besar massa atom unsur itu dibandingkan terhadap
............... x massa atom C-12 atau ….

Massa molekul unsur atau senyawa dinyatakan oleh massa molekul (Mr). Massa molekul relatif adalah perbandingan massa molekul unsur atau senyawa terhadap x massa atom C-12.


Massa molekul dapat dihitung dengan menjumlahkan Ar dari atom-atom pembentuk molekul tersebut.
Mr =  Ar

Contoh Soal :

Diketahui massa atom relatif (Ar) beberapa unsur sebagai berikut :
....Ca = 40
....O = 16
....H = 1
Tentukan massa molekul relatif (Mr) senyawa Ca(OH)2
Penyelesaian :
Satu molekul Ca(OH)2 mengandung 1 atom Ca, 2 atom O, dan 2 atom H
....Mr Ca(OH)2 = Ar Ca + ( 2 Ar O ) + ( 2 Ar H )
.... .... .... ......= 40 + ( 2 x 16 ) + ( 2 x 1 )
.... .... .... ......= 40 + 32 + 2
.... .... .... ......= 74
Jika Anda telah paham, coba kerjakan latihan berikut.

LATIHAN:
1. Diketahui Ar Al = 27
.... .... .... ..S = 32
.... .... .... ..O = 16
Tentukan massa molekul relatif (Mr) senyawa Al2(SO4)3
2. Diketahui Ar Cu = 63,5
S = 32
O = 16
H = 1
Tentukan massa molekul CuSO4 . 5 H2O
Jika Anda telah menyelesaikan soal tersebut, cocokkan dengan kunci jawaban berikut.
KUNCI JAWABAN
1. Satu molekul Al2(SO4)3 mengandung 2 atom Al
....... ....... ....... ....... ....... ....... ..3 atom S dan
....... ....... ....... ....... ....... ....... ..12 atom O
Mr Al2(SO4)3 = ( 2 x Ar Al ) + ( 3 x Ar S ) + ( 12 x Ar O )
........... .......= ( 2 x 27 ) + ( 3 x 32 ) + ( 12 x 16 )
........... .......= 342
2. Satu molekul CuSO4 . 5 H2O mengandung:
.......1 atom Cu
.......1 atom S
.......10 atom H
.......9 atom O
..Mr CuSO4. 5 H2O = (1xArCu)+(1xAr S) + ( 10 x Ar H ) + ( 9 x Ar O )
....... ....... ..........= ( 1 x 63,5 ) + ( 1 x 32 ) + ( 10 x 1 ) + ( 9 x 16 )
....... ....... ..........= 63,5 + 32 + 10 + 144
....... ....... ..........= 249,5
Benarkah jawaban Anda? Semoga ya….
________________________________________
Penentuan Volume Gas Pereaksi dan Hasil Reaksi | Massa Aton Relatif dan Massa Molekul Relatif | Konsep MOL dan Tetapan Avogadro | Rumus Molekul dan Kadar Unsur dalam Senyawa | Pereaksi Pembatas | Penutup | Tugas-2 |
KEGIATAN BELAJAR 1 | Home
PUSTEKKOM@2005
Sistem Periodik Unsur-Unsur
Kimia Kelas 2 > Sistem Periodik Unsur-Unsur
227
< Sebelum Sesudah >
MACAM-MACAM SISTEM PERIODIK
1. TRIADE DOBEREINER DAN HUKUM OKTAF NEWLANDS
TRIADE DOBEREINER
Dobereiner menemukan adanya beberapa kelompok tiga unsur yang memiliki kemiripan sifat, yang ada hubungannya dengan massa atom.
Contoh kelompok-kelompok triade: - Cl, Br dan I
- Ca, Sr dan Ba
- S, Se dan Te
HUKUM OKTAF NEWLANDS
Apabila unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom, maka unsur kesembilan mempunyai sifat-sifat yang mirip dengan unsur pertama, unsur kesepuluh mirip dengan unsur kedua dan seterusnya. Karena setelah unsur kedelapan sifat-sifatnya selalu terulang, maka dinamakan hukum Oktaf.
(+8)
Contoh: Li (nomor atom 3) akan mirip sifatnya dengan Na (nomor atom 11) 3  11

2. SISTEM PERIODIK MENDELEYEV
- Disusun berdasarkan massa atomnya dengan tidak mengabaikan sifat-sifat unsurnya.
- Lahirlah hukum periodik unsur yang menyatakan bahwa apabila unsur disusun menurut massa atomnya, maka unsur itu akan menunjukkan sifat-sifat yang berulang secara periodik.
- Beberapa keunggulan sistem periodik Mendeleyev, antara lain:
- Ada tempat bagi unsur transisi.
- Terdapat tempat-tempat kosong yang diramalkan akan diisi dengan unsur yang belum ditemukan pada waktu itu.
- Kekurangan sistem periodik ini:
- Adanya empat pasal anomali, yaitu penyimpangan terhadap hukum perioditas yang disusun berdasarkan kenaikan massa atomnya. Keempat anomali itu adalah: Ar dengan K, Te dengan I, Co dengan Ni dan Th dengan Pa.

3. SISTEM PERIODIK BENTUK PANJANG
Sistem ini merupakan penyempurnaan dari gagasan Mendeleyev, disusun berdasarkan nomor atomnya.
Sistem ini terdiri dari dua deret, deret horisontal disebut periodik dan deret vertikal disebut golongan.
4. SISTEM PERIODIK DAN HUBUNGANNYA DENGAN KONFIGURASI ELEKTRON
A. HUBUNGAN ANTARA PERIODA DENGAN KONFIGURASI ELEKTRON

Dalam sistem periodik, perioda menunjukkan banyaknya kulit yang telah terisi elektron di dalam suatu atom.
Sehingga sesuai dengan banyaknya kulit yaitu K, L, M, N, O, P, Q maka sistem periodik mempunyai 7 perioda.
B. HUBUNGAN ANTARA GOLONGAN DENGAN KONFIGURASI ELEKTRON

C. CARA PENENTUAN PERIODA DAN GOLONGAN SUATU UNSUR

D. BEBERAPA SIFAT PERIODIK UNSUR-UNSUR





Sejarah Perkembangan Sistem Periodik Unsur

Sejarah Perkembangan Sistem Periodik Unsur
Penyusunan sistem periodik unsur telah mengalami banyak penyempurnaan. Mulai dari Antoine Lavosier, J. Newslands, O. Mendeleev hingga Henry Moseley.

1. Pengelompokan Unsur Menurut Lavoisier
Pada 1789, Antoine Lavoiser mengelompokan 33 unsur kimia. Pengelompokan unsur tersebut berdasarka sifat kimianya. Unsur-unsur kimia di bagi menjadi empat kelompok. Yaitu gas, tanah, logam dan non logam. Pengelompokan ini masih terlalu umum karena ternyata dalam kelompok unsur logam masih terdapat berbagai unsur yang memiliki sifat berbeda.
Unsur gas yang di kelompokan oleh Lavoisier adalah cahaya, kalor, oksigen, azote ( nitrogen ), dan hidrogen. Unsur-unsur yang etrgolong logam adalah sulfur, fosfor, karbon, asam klorida, asam flourida, dan asam borak. Adapun unsur-unsur logam adalah antimon,perak, arsenik, bismuth. Kobalt, tembaga, timah, nesi, mangan, raksa, molibdenum, nikel, emas, platina, tobel, tungsten, dan seng. Adapun yang tergolong unsur tanah adalah kapur, magnesium oksida, barium oksida, aluminium oksida, dan silikon oksida.
Kelemahan dari teori Lavoisior : Penglompokan masih terlalu umum
kelebihan dari teori Lavoisior : Sudah mengelompokan 33 unsur yang ada berdasarka sifat kimia sehingga bisa di jadikan referensi bagi ilmuan-ilmuan setelahnya.

2. Pengelompokan unsur menurut J.W. Dobereiner
Pada tahun 1829, J.W. Dobereiner seorang profesor kimia dari Jerman mengelompokan unsur-unsur berdasarkan kemiripan sifat-sifatnya.
Ia mengemukakan bahwa massa atom relatif strontium sangat dekat dengan masa rata-rata dari dua unsur lain yang mirip dengan strantium, yaitu kalsiium dan barium. Dobereiner juga mengemukakan beberapa kelompok unsur lain seperti itu. Unsur pembentuk garam dan massa atomnya, yaitu c1 = 35,5 Br = 80, dsn I = 127. unsur pembentuk alkali dan massa atomnya. Yaitu Li = 7, Na = 23dan K = 39.
Dari pengelompokan unsur-unsur tersebut, terdapat suatu keteraturan. Setiap tiga unsur yang sifatnya mirip massa atom ( A r ) unsur yang kedua (tengah) merupakan massa atom rata-rata dari massa atom unsur pertama dan ketiga.
Oleh karena itu, Dobereiner mengambil kesimpulan bahwa unsur-unsur dapat di kelompokan ke dalam kelompok-kelompok tiga unsur yang di sebut triade.
Triade A r Rata-Rata A r unsur pertama dan ketiga
Kalsium
Stronsium
Bariuim 40
88
137 (40 + 137) = 88,
2
Kelemahan dari teori ini adalah pengelompokan unsur ini kurang efisian dengan adanya beberapa unsur lain dan tidak termasuk dalam kelompok triad padahal sifatnya sama dengan unsur dalam kelompok triefd tersebut.
Kelebihan dari teori ini adalah adanya keteraturan setiap unsure yang sifatnya mirip massa Atom (Ar) unsure yang kedua (tengah) merupakan massa atom rata-rata di massa atom unsure pertama dan ketiga.

3. Hukum Oktaf Newlands
J. Newlands merupakan orang pertama yang mengelompokan unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatif. Newlands mengumumkan penemuanya yang di sebut hukum oktaf.
Ia menyatakan bahwa sifat-sifat unsur berubah secara teratur.. Unsur pertama mirip dengan unsur kedelapan, unsur kedua mirip dengan unsur kesembilan, dan seterusnya. Daftar unsur yang disusun oleh Newlands berdasarkan hukum oktaf diberikan pada tabel 1.1
Di sebut hokum Oktaf karena beliau mendapati bahwa sifat-sifat yang sama berulang pada setiap unsure ke delapan dalam susunan selanjutnya dan pola ini menyurapi oktaf music.
Tabel 1.1 Daftar oktaf Newlands
1. H 2. Li 3. Be 4. B 5. C 6. N 7. O
8. F 9. Na 10. MG 11. Al 12. Si 13. P 14. S
15. Cl 16. K 17. Ca 18. Ti 19. Cr 20. Mn 21. Fe
22. Co&Nl 23. Cu 24. Zn 25. Y 26. ln 27. As 28. Se
29. Br 30. Cu 31. Sr 32. Sr 33. Zr 34. Bi & Mo 35. Po &


Hukum oktaf newlands ternyata hanya berlaku untuk unsur-unsur ringan. Jika diteruskan, teryata kemiripan sifat terlalu dipaksakan. Misalnya, Ti mempunya sifat yang cukup berbeda dengan Al maupun B.
Kelemahan dari teori ini adalah dalam kenyataanya mesih di ketemukan beberapa oktaf yang isinya lebih dari delapan unsur. Dan penggolonganya ini tidak cocok untuk unsur yang massa atomnya sangat besar.
4. Sistem periodik Mendeleev
Pada tahun 1869 seorang sarjana asal rusia bernama Dmitri Ivanovich mendeleev, berdasarkan pengamata terhadap 63 unsur yang sudah dikenal ketika itu, menyimpulkan bahwa sifat-sifat unsur adalah fungsi periodik dari massa atom relatifnya. Artinya, jika unsur-unsur disusunmenurut kenaikan massa atom relatifnya, maka sifat tertentu akan berulang secara periodik. Mendeleev menempatkan unsur-unsur yang mempunyai kemiripan sifat dalam satu lajur vertikal yang disebut golongan. Lajur-lajur horizontal, yaitu lajur unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya, disebut priode daftar periodik Mendeleev yang dipublikasikan tahun 1872. Gambar Tabel daftar periodik Mendeleyev dapat diklik disini
Sebagaimana dapat dilihat pada gambar di atas, Mendeleev mengkosongkan beberapa tempat. Hal itu dilakukan untuk menetapkan kemiripan sifat dalam golongan. Sebagai contoh, Mendelev menempatkan Ti (Ar = 48 ) pada golongan IV dan membiarkan golongan III kosong karena Ti lebih mirip dengan C dan Si, dari pada dengan B dan Al. Mendeleev meramalkan dari sifat unsur yang belum di kenal itu. Perkiraan tersebut didasarkan pada sifat unsurlain yang sudah dikenal, yang letaknya berdampingan baik secara mendatar maupun secara tegak. Ketika unsur yang diramalkan itu ditemukan, teryata sifatnya sangat sesuai dengan ramalan mendeleev. Salah satu contoh adalah germanium ( Ge ) yang ditemukan pada tahun 1886, yang oleh Mendeleev dinamai ekasilikon.
Kelemahan dari teori ini adalah masih terdapat unsur-unsur yang massanya lebih besar letaknya di depan unsur yang massanya lebih kecil. Co : Telurium (te) = 128 di kiriIodin (I)= 127. hal ini dikarenakan unsur yang mempunyai kemirpan sifat diletakkan dalam satu golongan. Kelemahan dari teori ini adalah pemebetulan massa atom. Sebelumnya massa atom. Sebelumnya massa atom In = 76 menjadi 113. selain itu Be, dari 13,5 menjadi 9. U dari 120 menjadi 240 . selain itu kelebihannya adalah peramalan unsur baru yakni meramalkan unsur beseerta sifat-sifatnya.

5. Sistem Periodik Modern dari Henry G. Moseley
Pada awal abad 20, pengetahuan kita terhadap atom mengalami perkembangan yang sangat mendasar. Para ahli menemukan bahwa atom bukanlah suatu partikel yang tak terbagi melainkan terdiri dari partikel yang lebih kecil yang di sebut partikel dasar atau partikel subatom. Kini atom di yakini terdiri atas tiga jenis partikeldasar yaitu proton, elektron, dan neuron. Jumlah proton merupakan sifat khas dari unsur, artinya setiap unsur mempunyai jumlah proton tertentu yang berbeda dari unsur lainya. Jumlah proton dalam satu atom ini disebut nomor atom. pada 1913, seorang kimiawan inggris bernama Henry Moseley melakukan eksperimen pengukuran panjang gelombang unsur menggunakan sinar-X.
Berdasarkan hasil eksperimenya tersebut, diperolehkesimpulan bahwasifat dasar atom bukan didasari oleh massa atom relative, melainkan berdasarkan kenaikan jumlah proton. Ha tersebut diakibatkan adanya unsur-unsur yang memiliki massa atom berbeda, tetapi memiliki jumlah proton sama atau disebut isotop.
Kenaikan jumlah proton ini mencerminkan kenaikan nonor atom unsur tersebut. Pengelompokan unsur-unsur sisitem periodik modern merupakan penyempurnaan hukum periodik Mendeleev, yang di sebut juga sistem periodik bentuk panjang.
Sistem periodik modern disusun berdasarkan kebaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Lajur-lajur horizontal, yang disebut periode disusun berdasarkan kenaikan nomor atom ; sedangkan lajur-lajur vertikal, yang disebut golongan, disusun berdasarkan kemiripan sifat. Sistem periodik modern terdriri atas 7 periode dan 8 golongan. Setiap golongan dibagi lagi menjadi 8 golongan A( IA-VIIIA ) dan 8 golongan B (IB – VIIIB).
Unsur-unsur golongan A disebut golongan utama, sedangkan golongan B disebut golongan transisi. Golongan-golongan juga dapat ditandai dengn bilangan 1 sampai dengan 18 secara berurutan dari kiri ke kanan. Dengan cara ini maka unsur transisi terletak pada golongan 3 sampai golongan 12. Pada periode 6 dan 7 terdapat masing-masing 14 unsur yang disebut unsur-unsur transisi dalam, yaitu unsur-unsur antanida dan aktinida. Unsur-unsur transisi dalam semua termasuk golongan IIIB. Unsur-unsur lantanida pada periode 6 golongan IIIB, dan unsur-unsur aktinida pada periode 7 golongan IIIB. Penempatan unsur-unsur tersebut di bagian bawah tabel periodik adalah untuk alasan teknis, sehingga daftr tidak terlalu panjang.
Diposkan oleh Dody Catur P di 20:54
Label: Kimia SMU Kelas X




KIMIA SMA NEGERI 113 JAKARTA
MEDIA BELAJAR ONLINE-KIMIA
• Home
• About Me
• Sistem Periodik
• Soal
• BSE
• Materi Kimia
• Buku Tamu
• Artikel Kimia
• Komputer
•
________________________________________
Sejarah Perkembangan Sistem Periodik Unsur
2 08 2009
Materi Pelajaran Kimia Kelas X, Semester 1. Oleh : Gianto,SPd
Pada awalnya, unsur hanya digolongkan menjadi logam dan nonlogam. Dua puluh unsur yang dikenal pada masa itu mempunyai sifat yang berbeda satu dengan yang lainnya. Setelah John Dalton mengemukakan teori atom maka terdapat perkembangan yang cukup berarti dalam pengelompokan unsur-unsur.

Penyusunan Sistem Periodik Unsur telah mengalami banyak penyempurnaan, mulai dari Antoine Laurent Lavoisier (26 Agustus 1743 – 8 Mei 1794), Johann Wolfgang Dobereiner (13 Desember 1780-24 Maret 1849), John Alexander Reina Newlands (26 November 1837-29 Juli 1898), Dmitri Ivanovic Mendeleev (8 Pebruari 1834-2 Pebruari 1907), Henry Gwyn Jeffreys Moseley (23 November 1887-10 Agustus 1915)
• Materi selengkapnya (PDF) > Download

Perkembangan Pengelompokan Unsur
Kata Kunci: Hukum oktaf Newlands, Periode dan Golongan, Sistem Periodik Mendeleev, Sistem Periodik Moseley, Triad Dobereiner
Ditulis oleh Ratna dkk pada 14-04-2009
Pada awalnya, unsur hanya digolongkan menjadi logam dan nonlogam. Dua puluh unsur yang dikenal pada masa itu mempunyai sifat yang berbeda satu dengan yang lainnya. Setelah John Dalton mengemukakan teori atom maka terdapat perkembangan yang cukup berarti dalam pengelompokan unsur-unsur. Penelitian Dalton tentang atom menjelaskan bahwa setiap unsur mempunyai atom-atom dengan sifat tertentu yang berbeda dari atom unsur lain. Hal yang membedakan diantara unsur adalah massanya.
Pada awalnya massa atom individu belum bisa ditentukan karena atom mempunyai massa yang amat kecil sehingga digunakan massa atom relatif yaitu perbandingan massa antar-atom. Berzelius pada tahun 1814 dan P. Dulong dan A. Petit pada tahun 1819 melakukan penentuan massa atom relatif berdasarkan kalor jenis unsur. Massa atom relatif termasuk sifat khas atom karena setiap unsur mempunyai massa atom relatif tertentu yang berbeda dari unsur lainnya. Penelitian selanjutnya melibatkan Dobereiner, Newlands, mendeleev dan Lothar Meyer yang mengelompokkan unsur berdasarkan massa atom relatif.

Unsur klorin, bromin dan iodin
Triad Dobereiner
Johann Wolfgang Dobereiner pada tahun 1829 menjelaskan hasil penelitiannya yang menemukan kenyataan bahwa massa atom relatif stronsium berdekatan dengan massa rata-rata dua unsur lain yang mirip dengan stronsium yaitu kalsium dan barium. Hasil penelitiannya juga menunjukkan bahwa beberapa unsur yang lain menunjukkan kecenderungan yang sama. Berdasarkan hasil penelitiannya, Dobereiner selanjutnya mengelompokkan unsur-unsur dalam kelompok-kelompok tiga unsur yang lebih dikenal sebagai triad. Triad yang ditunjukkan oleh Dobereiner tidak begitu banyak sehingga berpengaruh terhadap penggunaannya.

Massa Atom Relatif Unsur Triad Dobereiner

Johann Wolfgang Dobereiner

Triad Dobereiner
Hukum oktaf Newlands
Hukum oktaf ditemukan oleh A. R. Newlands pada tahun 1864. Newlands mengelompok-kan unsur berdasarkan kenaikan massa atom relatif unsur. Kemiripan sifat ditunjukkan oleh unsur yang berseliih satu oktaf yakni unsur ke-1 dan unsur ke-8 serta unsur ke-2 dan unsur ke-9. Daftar unsur yang berhasil dikelompokkan berdasarkan hukum oktaf oleh Newlands ditunjukkan pada tabel berikut.

John Newlands

Tabel oktaf Newlands
Hukum oktaf Newlands ternyata hanya berlaku untuk unsur-unsur dengan massa atom relatif sampai 20 (kalsium). Kemiripan sifat terlalu dipaksakan apabila pengelompokan dilanjutkan.
Sistem Periodik Mendeleev
Dmitri Ivanovich Mendeleev pada tahun 1869 melakukan pengamatan terhadap 63 unsur yang sudah dikenal dan mendapatkan hasil bahwa sifat unsur merupakan fungsi periodik dari massa atom relatifnya. Sifat tertentu akan berulang secara periodik apabila unsurunsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya. Mendeleev selanjutnya menempatkan unsur-unsur dengan kemiripan sifat pada satu lajur vertikal yang disebut golongan. Unsur-unsur juga disusun berdasarkan kenaikan massa atom relatifnya dan ditempatkan dalam satu lajur yang disebut periode. Sistem periodik yang disusun Mendeleev dapat dilihat pada tabel berikut:

Dmitri Ivanovich Mendeleev

Sistem Periodik Mendeleev
Mendeleev sengaja mengosong-kan beberapa tempat untuk menetapkan kemiripan sifat dalam golongan. Beberapa kotak juga sengaja dikosongkan karena Mendeleev yakin masih ada unsur yang belum dikenal karena belum ditemukan. Salah satu unsur baru yang sesuai dengan ramalan Mendeleev adalah germanium yang sebelumnya diberi nama ekasilikon oleh Mendeleev.
Sistem Periodik Moseley
Perkembangan terbaru mengenai atom menjelaskan bahwa atom dapat terbagi menjadi partikel dasar atau partikel subatom. Atom selanjutnya diketahui tersusun oleh proton, elektron dan netron. Jumlah proton merupakan sifat khas unsur. Setiap unsur mempunyai jumlah proton tertentu yang berbeda dari unsur lain. Jumlah proton suatu unsur dinyatakan sebagai nomor atom.
Henry G. Moseley yang merupakan penemu cara menentukan nomor atom pada tahun 1914 kembali menemukan bahwa sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik nomor atomnya. Pengelompokan yang disusun oleh Mendeleev merupakan susunan yang berdasarkan kenaikan nomor atomnya. Penyusunan telurium dan iodin yang tidak sesuai dengan kenaikan massa atom relatifnya ternyata sesuai dengan kenaikan nomor atomnya.

Henry G. Moseley
Periode dan Golongan
Sistem periodik modern tersusun berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat. Lajur horisontal yang disebut periode, tersusun berdasarkan kenaikan nomor atom sedangkan lajur vertikal yang disebut golongan tersusun berdasarkan kemiripan sifat. Unsur golongan A disebut golongan utama sedangkan golongan B disebut golongan transisi. Golongan dapat dieri tanda nomor 1 sampai 18 berurutan dari kiri ke kanan. Berdasarkan penomoran ini, golongan transisi mempunyai nomor 3 sampai 12.
Sistem periodik modern tersusun atas 7 periode dan 18 golongan yang terbagi menjadi 8 golongan utama atau golongan A dan 8 golongan transisi atau golongan B.

Sistem Periodik Modern
Contoh soal :
Tentukan periode dan golongan unsur X, Y dan Z apabila diketahui konfigurasi elektronnya adalah
X = 2, 3
Y = 2, 8, 4
Z = 2, 8, 7
Jawab:
Unsur Periode Golongan
X 2 IIIA
Y 3 IVA
Z 3 VIIA
Tentang Triad
Tanya:
Apakah benar Chiang Kai-shek anggota Triad? Triad bagi saya adalah kumpulan orang jahat, mengapa dikatakan berjasa oleh Sun Yat-sen? Apa kaitan Chiang Kai-shek, Sun Yat-sen dan Triad?

Jawab:
Triad punya sejarah yang panjang, Triad juga tidak dapat disamakan dengan organisasi sejenis seperti Yakuza di Jepang ataupun Mafia di Italia. Triad di dalam sejarah Tiongkok mempunyai sebuah kedudukan yang tidak dapat dinihilkan.
Asal mula Triad sebagai sebuah organisasi rahasia telah mulai dicatat sekitar masa pemerintahan Kangxi, namun karena organisasi ini rahasia, maka tidak ada catatan sejarah resmi mengenainya. Pendirinya juga tidak diketahui. Sampai sekarang, para sejarahwan masih punya beberapa versi tentang pendiri Triad ini, versi pertama menunjuk kepada Chen Yong-hua (Tan Eng-hoa) yang merupakan penasehat dari Koxinga di Taiwan. Versi lain mengatakan bahwa pendirinya adalah Lin Shuang-wen (Lim Song-bun) yang pernah saya singgung di posting saya sebelumnya tentang pemberontakan orang Taiwan terhadap Dinasti Qing.
Namun sebuah versi yang lebih berlatar belakang sejarah adalah kontribusi Shaolin dalam pembentukan Triad ini. Suku Tibet memberontak terhadap Qing, Shaolin atas permintaan pemerintah membantu memadamkan pemberontakan itu, namun setelah pemadaman, Shaolin sendiri dituduh pemerintah sebagai pembangkang. Ini menyebabkan Shaolin direpresi dan Shaolin akhirnya membentuk Triad untuk melawan Qing.
Siapa pendirinya tidaklah penting, namun para sejarahwan sepakat bahwa Triad muncul di penghujung pemerintahan Kangxi sampai pemerintahan Yongzheng, sekitar tahun 1700 – 1740.
Apa tujuan pembentukan Triad?
Tujuan pembentukan Triad adalah “fan qing fu ming”, sebuah slogan yang menyerukan perlawanan kepada Qing untuk mengembalikan kejayaan Ming. Qing adalah rezim Manchuria, Ming adalah rezim Han. Triad kemudian mengadakan gerakan bawah tanah karena secara terang2an direpresi oleh pemerintah Qing.
Triad sering memberontak di selatan Tiongkok, karena di utara pemerintah Qing relatif lebih berpengaruh. Pemberontakan Taiping juga dibantu oleh Triad di Guangdong dan Fujian.
Asal mula kata Triad?
Triad diambil dari nama Tionghoa “San He Hui”"Perkumpulan Tiga Unsur” yang sebenarnya merupakan nama lain daripada nama organisasi rahasia ini. Nama asli organisasi rahasia ini di zaman tersebut adalah “Tian Di Hui” “Perkumpulan Langit dan Bumi”. San He Hui sendiri muncul setelah menambahkan unsur Manusia ke dalam 2 unsur lainnya, Langit dan Bumi.
Triad juga terkenal dengan nama lainnya, “Hong Men”"Sekte Hong”.
Kaitan Sun Yat-sen dan Chiang Kai-shek dengan Triad?
Sun Yat-sen menggunakan kekuatan Triad untuk konsolidasi revolusi menumbangkan rezim Qing. Sun Yat-sen dalam beberapa kesempatan mengucapkan terima kasih kepada organisasi ini atas bantuan konsolidasi kekuatan yang memang tidak dipunyai oleh Sun.
Chiang Kai-shek lain lagi. Ia tidak berkaitan dengan Triad, melainkan organisasi rahasia lainnya, Qing Bang. Qing Bang ini juga muncul di zaman Qing, namun tidak mempunyai tujuan “fan qing fu ming”. Mereka hanya berorganisasi sebagai oposisi pemerintah, menyerukan mogok kerja atau bertindak sebagai penjaga keamanan bagi kalangan asing di wilayah konsesi.
Chiang Kai-shek dekat dengan seorang tetua Qing Bang di Shanghai, Du Yue-sheng. Du Yue-sheng ini banyak membantu Chiang dalam melaksanakan “program2″ Chiang yang rahasia misalnya membantu melenyapkan lawan politiknya, merepresi gerakan buruh dan lain2. Ini yang menyebabkan banyak orang mengira Chiang adalah orang Qing Bang. Namun memang ada catatan menyebutkan bahwa Chiang adalah anggota Qing Bang sebelum ia masuk dinas militer.
Perkembangan Triad di zaman sekarang?
Triad setelah membantu menumbangkan rezim Qing, tidak menuntut pendirian kembali Dinasti Ming. Misi yang diemban Triad selesai sudah. Namun Triad tidak bubar, melainkan berubah menjadi organisasi rahasia dalam bentuk dan misinya yang lain. Triad berkembang sendiri2 dengan subur di Taiwan, Hongkong dan Makau. Di daratan, sejak berkuasanya komunis, organisasi rahasia ini otomatis direpresi dan digencet ruang geraknya.
Triad masih ada di Taiwan dengan nama “Hong Men”, sekarang telah menjadi organisasi rahasia yang resmi. Triad di HK berkembang menjadi organisasi kejahatan mirip Yakuza dan Mafia. Namun setelah pembentukan Badan Anti Korupsi di HK, Triad tidak seganas dulu lagi. Selain itu Triad, masih banyak organisasi lainnya yang resmi maupun tidak resmi. Organisasi seperti ini terkadang dijadikan teman, terkadang dijadikan lawan oleh pemerintah Taiwan maupun HK, ditandai dengan operasi2 pemberantasan yang dilakukan bila pemerintah menganggap organisasi rahasia tadi telah kelewat batas. Hal yang sama juga dilakukan oleh polisi Jepang. Masing2 memegang aturan, sehingga di Jepang ada slogan “Polisi menjaga keamanan di siang hari, Yakuza menjaga keamanan di malam hari”