SIFAT UNSUR KIMIA DALAM 1 PERIODE

Hidroksida Periode 3

sifat-sifat kimia “hidroksida” unsur-unsur periode 3 dari natrium hingga klor dalam satu periode.

Natrium dan magnesium hidroksida

Keduanya mengandung ion hidroksida, dan merupakan hidroksida basa sederhana. Keduanya bersifat basa karena mengandung ion-ion hidroksida – suatu basa kuat.

Keduanya bereaksi dengan asam membentuk garam. Sebagai contoh, dengan asam klorida encer, anda mendapatkan larutan natrium klorida yang tak berwarna atau magnesium klorida.

    

Aluminium hidroksida

Aluminium hidroksida, seperti halnya aluminium oksida, bersifat mfoter – memiliki sifat basa sekaligus asam. Dengan asam klorida encer, terbentuk larutan aluminium klorida yang tak berwarna.

Tetapi aluminium hidroksida juga mempunyai sifat asam. Dalam hal ini akan bereaksi dengan larutan natrium hidroksida menghasilkan larutan natrium tetrahidroksoaluminat yang tak berwarna.

    

“Hidroksida-hidroksida” lain

Semuanya mempunyai gugus -OH yang berikatan kovalen dengan atom dari periode 3. Semua senyawa ini bersifat asam – berkisar dari asam silikat yang sangat lemah (salah satu yang ditunjukkan di bawah) sampai asam sulfat dan asam klor(VII) yang sangat kuat.

Tidak ada yang tidak mengandung ion hidroksida. Pada masing-masing contoh gugus -OH berikatan kovalen dengan unsur periode 3, dan ada kemungkinan hidrogen pada gugus -OH ditarik oleh basa. Dengan kata lain, semua senyawa ini merupakan asam.

Tetapi kekuatannya bervariasi:

• Asam ortosilikat merupakan asam yang sangat lemah.
• Asam fosfor(V) merupakan asam lemah – meskipun sedikit lebih kuat daripada asam organik sederhana seperti asam etanoat.
• Asam sulfat dan asam klor(VII) merupakan asam yang sangat kuat.

Faktor utama dalam menentukan kekuatan asam adalah seberapa stabil anionnya (ion negatif) jika satu hidrogen dilepaskan. Ini tergantung pada seberapa banyak muatan negatif dapat disebarkan di sekitar ion yang tersisa.

Jika seluruh muatan negatif berada pada atom oksigen dari gugus -OH, oksigen akan menarik kembali ion hidrogen. Ion hidrogen yang telah dilepaskan akan dengan mudah diambil kembali dan menjadi asam yang lemah.

Pada bagian lain, jika muatan dapat disebarkan (terdelokalisasi) ke seluruh bagian ion, ion tidak akan menarik kembali hidrogen dengan mudah. Asam akan menjadi kuat.

Kemungkinan, muatan negatif terdelokalisasi oleh interaksi dengan oksigen ikatan rangkap dua.

Sebagai contoh, pada asam klor(VII), ion yang dihasilkan adalah ion klor(VII) (juga dikenal sebagai ion perklorat), ClO₄^-.

Struktur ionnya tidak tetap seperti ini:

Muatan negatif terdelokalisasi ke seluruh ion, dan semua ikatan klor-oksigen adalah sama.

Ketika asam sulfat kehilangan satu ion hidrogen dan membentuk ion hidrogensulfat, HSO₄^-, muatan dapat disebarkan ke ketiga oksigen (satu yang asli dengan muatan negatif, dan dua ikatan rangkap dua sulfur-oksigen). Ini masih merupakan delokalisasi yang efektif, dan asam sulfat hampir sekuat asam klor(VII).

---

Catatan: asam sulfat, tentu saja, dapat kehilangan ion hidrogen kedua dari gugus -OH dan membentuk ion sulfat. Bagaimanapun, itu sedikit sulit. Jika anda kehilangan hidrogen kedua, anda dapat menggunakan keempat oksigen untuk delokalisasi muatan – tetapi sekarang anda mendelokalisasikan dua muatan negatif bukan hanya satu. Ion hidrogen sulfat bukanlah asam kuat. Kekuatannya sama dengan asam fosfor(V).

Asam fosfor(V) merupakan asam yang lebih lemah daripada asam sulfat karena ia hanya mempunyai satu ikatan rangkap fosfor-oksigen yang dapat digunakan untuk membantu delokalisasi muatan pada ion yang terbentuk dengan hilangnya satu ion hidrogen – jadi muatan pada ion itu kurang terdelokalisasi secara efektif.

Pada asam ortosilikat, tidak ada ikatan rangkap silikon-oksigen untuk mendelokalisasikan muatan. Itu artinya ion yang terbentuk oleh hilangnya ion hidrogen tidak stabil, dan akan merebut kembali hidrogennya.

logam Na, Mg, Al. non logam P, S, Cl, metalloid Si. Gas mulia Ar terdapat bebas dlm S. S, Ar bersifat  ampoter. Al berwujud gas pd suhu kamar

Ar, Cl oksidator terkuat, Cl memiliki biloks terbesar,, perubahan sifat dari kanan ke kiri.

http://wathan89.wordpress.com/2009/03/21/sifat-sifat-hidroksida-periode-3/

BILANGAN UNSUR TRANSISI PERIODE 4

Bilangan oksidasi adalah muatan yang diemban oleh unsur itu jika semua electron didistribusikan kepada unsur yang lebih elektronegatif. bilangan oksidasi pada unsur transisi periode ke 4. yang diantaranya adalah: Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Ni, Co, Cu, ZN.
berikut konfigurasi electron unsur transisi pada periode 4 :

Skandium 21Sc : (18Ar) 3d1 4s2
Titanium 22Ti : (18Ar) 3d2 4s2
Vanadium 23V : (18Ar)3d34s2
Krom 24Cr : (18Ar) 3d5 4s1
Mangan 25Mn : (18Ar) 3d5 4s2
Besi 26Fe : (18Ar) 3d6 4s2
Nikel 27Ni : (18Ar) 3d7 4s2
Kobal 28Co : (18Ar) 3d8 4s2
Tembaga 29Cu : (18Ar) 3d10 4s1
Seng 30Zn : (18Ar) 3d10 4s2

Unsur-unsur transisi pada periode 4 mempunyai bilangan oksidasi lebih dari 1 tingkat.
Hal ini disebabkan oleh adanya subkulit 3d yang belum penuh.
Tingkat energi dari 5 orbital, 3d relatif sama,
sehingga perubahan konfigurasi yang terjadi pada sub kulit 3d
akan mempunyai tingkat kestabilan yang relatif sama pula.
Umumnya bila sub kulit 3d berisi lebih dari 6 elektron,
maka hanya sebuah elektron dari 3d yang dapat dilepaskan
bahkan pada Zn (seng) elektron sub kulit 3d tidak dapat dilepaskan sama sekali.
Akibatnya unsur  Zn hanya dapat mempunyai bilangan oksidasi +2 sama seperti, Sc (skandium) yang
hanya memiliki satu bilangan oksidasi, yaitu +3.

Berikut ini beberapa bilangan oksidasi pada unsur transisi periode keempat :
1. Sc (Skandium) Skandium hanya memiliki 1 bilangan oksidasi yakni +3, hal ini disebabkan karena jika bereaksi dengan unsur lain untuk mencapai kestabilan skandium harus melepaskan 3 elektron. Contoh : Sc+3 (mempunyai bilangan oksidasi +3)

2.Ti ( Titanium) Tintanium mempunyai 2 bilangan oksidasi yakni +3 dan +4. hal ini disebabkan karena titanium pada sub kulit 4s memiliki 2 elektron dan pada sub kulit 3d hanya memiliki 2 elektron sehingga titanium dapat mendistribusikan elektronnya sebanyak 3 atau 4 agar titanium tetap stabil.Contoh : TiCl3 (Ti mempunyai bilok +3) dan TiO2 (Ti mempunyai bilok +4)

3. V (Vanadium) Vanadium mempunyai 4 bilangan oksidasi yakni +2,+3,+4 dan +5, hal ini disebabkan karena vanadium pada sub kulit 4s memiliki 2 elektron dan pada sub kulit 3d memiliki 3 elektron sehingga vanadium dapat mendistribusikan elektronnya sebanyak 2, 3, 4 atau 5. Contoh : V+2 (mempunyai bilangan oksidasi +2) ;V+3 (mempunyai bilangan oksidasi +3); VO2 (mempunyai bilangan oksidasi +4); V2O5 (mempunyai bilangan oksidasi +5)

4. Cr ( Cromium) Cromium mempunyai 3 bilangan oksidasi yakni +2,+3, dan +6, hal ini disebabkan karena cromium pada sub kulit 4s memiliki 1 elektron dan pada sub kulit 3d memiliki 5 elektron sehingga cromium dapat mendistribusikan elektronnya sebanyak 2, 3, atau 6. Contoh : Cr+2 (mempunyai bilangan oksidasi +2); Cr2O3 (mempunyai bilangan oksidasi +3); Na2Cr2O7 (mempunyai bilangan oksidasi +4)

5. Mn (Mangan)
Mangan mempunyai 5 bilangan oksidasi yakni +2,+3,+4,+6 dan +7, hal ini disebabkan karena mangan pada sub kulit 4s memiliki 2 elektron dan pada sub kulit 3d memiliki 5 elektron sehingga mangan dapat mendistribusikan elektronnya sebanyak 2, 3,4,6 atau 7. Contoh :
•MnO (mempunyai bilangan oksidasi +2)
•Mn2O3 (mempunyai bilangan oksidasi +3)
•MnO2 (mempunyai bilangan oksidasi +4)
•Mn2O7-2 (mempunyai bilangan oksidasi +6)
•Mn2O7 (mempunyai bilangan oksidasi +7)

6. Fe (Besi)Besi mempunyai 2 bilangan oksidasi yakni +2 dan +3, hal ini disebabkan karena
besi pada sub kulit 4s memiliki 2 elektron dan pada sub kulit 3d memiliki 6 elektron sehingga besi dapat mendistribusikan elektronnya sebanyak 2 atau 3 .
Contoh :
•FeCO3 (mempunyai bilangan oksidasi +2)
•Fe2O3 (mempunyai bilangan oksidasi +3)

7. Co (Cobalt)
Cobalt mempunyai 2 bilangan oksidasi yakni +2 dan +3, hal ini disebabkan karena cobalt pada sub kulit 4s memiliki 2 elektron dan pada sub kulit 3d memiliki 7 elektron sehingga cobalt dapat mendistribusikan elektronnya sebanyak 2 atau 3 .
Contoh :
•CoS2O3 (mempunyai bilangan oksidasi +2)
•Co3O4+1 (mempunyai bilangan oksidasi +3)

8.Ni (Nikel)
Nikel mempunyai 2 bilangan oksidasi yakni +2 dan +3, hal ini disebabkan karena nikel pada sub kulit 4s memiliki 2 elektron dan pada sub kulit 3d memiliki 8 elektron sehingga nikel dapat mendistribusikan elektronnya sebanyak 2 atau 3 .
Contoh :
•NiS (mempunyai bilangan oksidasi +2)
•Ni2O3 (mempunyai bilangan oksidasi +3)

9. Cu (Tembaga)
Tembaga mempunyai 2 bilangan oksidasi yakni +1 dan +2, hal ini disebabkan karena tembaga pada sub kulit 4s memiliki 1 elektron dan pada sub kulit 3d memiliki 10 elektron
sehingga tembaga dapat mendistribusikan elektronnya sebanyak 1 atau 2 .
Contoh :
•Cu2S (mempunyai bilangan oksidasi +1)
•CuS (mempunyai bilangan oksidasi +2)

10. Zn (Seng)
Seperti sebelumnya telah kita ketahui, bahwa Zn (seng) hanya memiliki 1 bilangan oksidasi
yakni +2 karena Zn (seng) pada sub kulit 4s memiliki 2 elektron dan pada sub kulit 3d memiliki 10 elektron tetapi tidak bisa dilepaskan sehingga hanya dapat melepaskan 2 elektron saja.
Contoh : ZnO (mempunyai bilangan oksidasi +2)

Setelah kita pahami tentang bilok (Bilangan Oksidasi) unsure transisi periode 4,
kita dapat mengetahui berapa sifat unsur transisi tersebut yang akan dibahas pada sub bab selanjutnya,
contohnya : unsur transisi yang memberikan warna dan tentang pembentukan senyawa komplek.

Sifat-sifat:

1. Semuanya logam

2. Biloksnya pasti positif

3.Pada umumnya mempunyai harga biloks lebih dari 1, kecuali Sc (+3) dan Zn (+2)

4.Pada umumnya, ionnya berwarna, kecuali Sc2+, Zn2+, dan Ti4+

5. Dapat membentuk ion kompleks sebagai atom pusat.

http://oranggenah92.blogspot.com/2009/03/bilangan-unsur-transisi-periode-4.html

http://www.scribd.com/doc/10031850/Unsur-Transisi-Periode-4

Berdasarkan hal inilah struktur tabel disusun. Karena elektron terluar menentukan sifat kimia suatu unsur, unsur-unsur yang segolongan umumnya mempunyai sifat kimia yang mirip. Unsur-unsur segolongan yang berdekatan mempunyai sifat fisika yang mirip, meskipun massa mereka jauh berbeda. Unsur-unsur seperiode yang berdekatan mempunyai massa yang hampir sama, tetapi sifat yang berbeda.

Sebagai contoh, dalam periode kedua, yang berdekatan dengan Nitrogen (N) adalah Karbon (C) dan Oksigen (O). Meskipun massa unsur-unsur tersebut hampir sama (massanya hanya selisih beberapa satuan massa atom), mereka mempunyai sifat yang jauh berbeda, sebagaimana bisa dilihat dengan melihat alotrop mereka: oksigen diatomik adalah gas yang dapat terbakar, nitrogen diatomik adalah gas yang tak dapat terbakar, dan karbon adalah zat padat yang dapat terbakar (ya, berlian pun dapat terbakar!).

Sebaliknya, yang berdekatan dengan unsur Klorin (Cl) di tabel periodik, dalam golongan Halogen, adalah Fluorin (F) dan Bromin (Br). Meskipun massa unsur-unsur tersebut jauh berbeda, alotropnya mempunyai sifat yang sangat mirip: Semuanya bersifat sangat korosif (yakni mudah bercampur dengan logam membentuk garam logam halida); klorin dan fluorin adalah gas, sementara bromin adalah cairan bertitik didih yang rendah; sedikitnya, klorin dan bromin sangat berwarna.

 

 Klasifikasi Periode

Baris dalam tabel periodik disebut periode. Walaupun golongan adalah cara yang paling umum untuk mengklasifikasi unsur, ada beberapa bagian di tabel unsur yang kecenderungan sifatnya secara horisontal dan kesamaan sifatnya lebih penting dan mencolok daripada kecenderungan vertikal. Fenomena ini terjadi di blok-d (atau "logam transisi"), dan terutama blok-f, dimana lantinida dan aktinida menunjukan sifat berurutan yang sangat mencolok.

Kecenderungan Periodisasi Periode

Unsur-unsur dalam periode yang sama memiliki kecenderungan dalam jari-jari atom, energi ionisasi, afinitas elektron dan elektronegativitas. Dari kiri ke kanan, jari-jari atom biasanya menurun. Hal ini terjadi karena setiap unsur mendapat tambahan proton dan elektron yang menyebabkan elektron tertarik lebih dekat ke inti. Penurunan jari-jari atom ini juga menyebabkan meningkatnya energi ionisasi jika bergerak dari urutan kiri ke kanan. Semakin rapat terikatnya suatu unsur, semakin banyak energi yang diperlukan untuk melepaskan sebuah elektron. Demikian juga elektronegativitas, yang meningkat bersamaan dengan energi ionisasi karena tarikan oleh inti pada elektron. Afinitas elektron juga mempunyai kecenderungan, walau tidak semenyolok pada sebuah periode. Logam (bagian kiri dari perioda) pada umumnya memiliki afinitas elektron yang lebih rendah dibandingkan dengan unsur nonmetal (periode sebelah kanan), dengan pengecualian gas mulia.