Catatan Perkembangan Sistem Periodik Unsur (SPU)

1. Pengelompokan Unsur Menurut Lavoisier

Pada 1789, Antoine Lavoiser mengelompokan 33 unsur kimia. Lavoisier mengusulkan daftar unsur dalam bukunya “Traite Elementire de Chemie”. Unsur-unsur kimia di bagi menjadi empat kelompok. Yaitu gas, tanah, logam dan non logam. 

Unsur gas yang di kelompokan oleh Lavoisier adalah cahaya, kalor, oksigen, azote ( nitrogen ), dan hidrogen.Walaupun ia memasukkan cahaya dan panas dalam daftarnya, namun anggota lain dalam daftar adalah apa yang kita sebut sebagai unsur sampai saat ini. Unsur-unsur yang tergolong 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. Sementara yang tergolong unsur tanah adalah kapur, magnesium oksida, barium oksida, aluminium oksida, dan silikon oksida. Selain itu, ia menambahkan pada daftar unsur-unsur yang belum dideteksi tetapi ia yakini keberadaannya. Misalnya, khlorin pada waktu itu belum diisolasi, tetapi ia menambahkannya pada tabel sebagai radikal dari asam muriatik. Demikian juga, natrium dan kalium ada juga dalam tabel. Di awal abad 19, unsur-unsur diisolasi dengan cara elektrolisis, dan daftar unsur perlahan diperluas.Di pertengahan abad 19, mulai dilakukan analisis spektroskopi, suatu metoda baru untuk mendeteksi unsur dikenalkan sehingga mempercepat pertambahan daftar unsur-unsur kimia. Hal ini menimbulkan pertanyaan bagi para kimiawan, Apakah sifat unsur-unsur ini akan mempunyai keteraturan tertentu?

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. Ketika unsur iodin ditemukan di tahun 1826, kimiawan Jerman ini mencatat kemiripan antara unsur iodin dengan unsur yang telah dikenal sebelumnya yaitu unsur khlorin dan bromin. Ia juga mendeteksi tiga unsur ini mirip satu sama lain. Inilah yang dikenal dengan teori triade Döbereiner. Ia juga mengemukakan bahwa massa atom relatif strontium sangat dekat dengan masa rata-rata dari dua unsur lain yang mirip dengan strantium, yaitu kalsium dan barium dan juga mengemukakan beberapa kelompok unsur lain.

 

 Kemudian akhirnya Dobereiner meyimpulan bahwa unsur-unsur dapat di kelompokan ke dalam kelompok-kelompok tiga unsur yang di sebut triade. Jika tiga unsur di dalam triade disusun menurut kenaikan massa atomnya, massa atom unsur di tengah (ke-2) sama dengan massa atom rata-rata unsur ke-1 dan ke-3. Namun 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 triad tersebut. Sebagai contoh jika unsur F, Cl dan Br diletakkan dalam triade berdasarkan massa atom ketiganya, massa atom Cl bukanlah nilai rata-rata dari unsur F dan Br.

3. Hukum Oktaf Newlands

J. Newlands adalah ilmuwan dari Inggris ia 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. Di sebut hukum Oktaf karena beliau mendapati bahwa sifat-sifat yang sama berulang pada setiap unsur ke delapan dalam susunan selanjutnya dan pola ini menyerupai oktaf music.

 

Dari gambar diatas, unsur pertama H memiliki sifat yang sama dengan unsur F. Unsur Li memiliki sifat yang sama dengan Na, dan Unsur Be memiliki sifat yang sama dengan Mg. dan begitupula seterusnya. Kemudian Newland menyusun unsur-unsur yang memiliki sifat yang sama kedalam tabel.

H	F	Cl	Co/Ni	Br	Pd	I	Pt/Ir
Li	Na	K	Cu	Rb	Ag	Cs	Tl
Gl	Mg	Ca	Zn	Sr	Cd	Ba/V	Pb
Bo	Al	Cr	Y	Ce/La	U	Ta	Th
C	Si	Ti	In	Zr	Sn	W	Hg
N	P	Mn	As	Di/Mo	Sb	Nb	Bi
O	S	Fe	Se	Ro/Ru	Te	Au	Os

  

Hukum oktaf newlands berlaku untuk unsur-unsur ringan. 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, dalam pengamatan  63 unsur yang sudah dikenalnya, menyimpulkan bahwa sifat-sifat unsur adalah fungsi periodik dari massa atom relatifnya. Artinya, jika unsur-unsur disusun menurut 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.

  

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 unsur lain 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.
• kelebihannya adalah peramalan unsur baru yakni meramalkan unsur beserta sifat-sifatnya.

  5.  Sistem Periodik Modern dari Henry G. Moseley

Pada 1913, seorang kimiawan inggris bernama Henry Moseley melakukan eksperimen pengukuran panjang gelombang unsur menggunakan sinar-X. Ia menyimpulkan bahwa sifat 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 nomor atom unsur tersebut. Pengelompokan unsur-unsur sisitem periodik modern merupakan penyempurnaan hukum periodik Mendeleev, yang di sebut juga sistem periodik bentuk panjang. Teori Bohr dan percobaan Moseley menghasilkan penyelesaian teoritik teerhadap masalah sistem periodik unsur. Penjelasan tabel periodik dari periode pertama sampai periode ketiga dapat dijelaskan dengan teori konfigurasi elektron . Periode pertama (1H dan 2He) berkaitan dengan proses memasuki orbital 1s. Demikian juga periode kedua (dari 3Li sampai 10Ne) berkaitan dengan pengisian orbital 1s, 2s dan 2p, dan periode ke-3 (dari 11Na sampai 18Ar) berkaitan dengan pengisian orbital 1s, 2s, 2p, 3s dan 3p. Periode panjang dimulai periode ke-4. Penjelasan atas hal ini adalah karena bentuk orbital d yang berbeda drastis dari lingkaran, dan jadi energi elektron 3d bahkan lebih tinggi dari 4s. Akibatnya, dalam periode ke-4, elektron akan mengisi orbital 4s (19K dan 20Ca) segera setelah pengisian orbital 3s dan 3p, melompati orbital 3d. Kemudian elektron mulai menempati orbital 3d. Proses ini berkaitan dengan sepuluh unsur dari 21Sc sampai 30Zn. Proses pengisian orbital 4p selanjutnya berkaitan dengan enam unsur dari 31Ga sampai 36Kr. Inilah alasan mengapa periode ke-4 mengandung 18 unsur bukan 8. Energi elektron orbital 4f jauh lebih tinggi dari orbital 4d dan dengan demikian elektron 4f tidak memainkan peran pada unsur periode ke-4.

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 lantanida 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 daftar tidak terlalu panjang.