Minggu, 23 Maret 2014
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
|
|
){kind=link}
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 atau langsung saja lewat kolom komentar :)