Struktur Atom & Sistem Periodik Unsur (Ringkasan 2025)

1. Perkembangan Teori Atom

1A. Model Atom Dalton (1803)

John Dalton mengajukan teori atom berdasarkan hukum kekekalan massa dan perbandingan tetap.

Postulat:

Materi terdiri dari partikel kecil tak terbagi disebut atom
Atom unsur sejenis identik, unsur berbeda memiliki atom berbeda
Reaksi kimia adalah penggabungan/pemisahan atom

Keterbatasan: Tidak menjelaskan struktur internal atom.

1B. Model Atom Thomson (1897)

J.J. Thomson menemukan elektron melalui eksperimen tabung sinar katode.

Konsep:

Atom sebagai bola bermuatan positif dengan elektron tersebar di dalamnya (plum pudding model)
Muatan positif dan negatif seimbang

Keterbatasan: Tidak menjelaskan inti atom.

1C. Model Atom Rutherford (1911)

Ernest Rutherford melakukan eksperimen penghamburan partikel α pada lempeng emas.

Temuan:

Atom memiliki inti (nukleus) padat bermuatan positif
Elektron mengelilingi inti pada jarak relatif jauh
Ukuran inti ≈ 10^-15 m vs ukuran atom ≈ 10^-10 m

Keterbatasan: Tidak menjelaskan stabilitas orbit elektron (harusnya elektron kehilangan energi dan jatuh ke inti).

1D. Model Atom Bohr (1913)

Niels Bohr memperbaiki model Rutherford dengan teori kuantum.

Postulat:

Elektron bergerak pada orbit stasioner tertentu tanpa memancarkan energi
Energi elektron terkuantisasi (E = |-13,6//n^2 eV|)
Perpindahan elektron antar orbit disertai emisi/absorpsi energi

Model Atom Bohr dengan Muatan

n=1 (2 e^-)

n=2 (8 e^-)

Proton (+)

Elektron (-)

Keterbatasan: Hanya akurat untuk atom hidrogen (1 elektron).

1E. Model Atom Mekanika Kuantum (1926-sekarang)

Dikembangkan oleh Schrödinger, Heisenberg, dan lainnya.

Konsep:

Elektron bersifat gelombang-partikel (dualitas)
Posisi elektron dinyatakan sebagai orbital (probabilitas keberadaan)
Persamaan Schrödinger: Ĥψ = Eψ (menghitung fungsi gelombang ψ)
Prinsip Ketidakpastian Heisenberg: Δx·Δp ≥ ħ/2

Keunggulan: Menerangkan spektrum atom kompleks dan ikatan kimia.

Model Atom	Ilmuwan	Analogi	Bukti Eksperimen
Dalton	John Dalton	Bola pejal	Hukum perbandingan tetap
Thomson	J.J. Thomson	Roti kismis	Tabung sinar katode
Rutherford	Ernest Rutherford	Tata surya	Penghamburan partikel α
Bohr	Niels Bohr	Orbit planet terkuantisasi	Spektrum garis hidrogen
Kuantum	Schrödinger	Awan elektron	Difraksi elektron

Lebih detail tentang model-model atom beserta visual animasinya dapat dilihat di sini.

2. Partikel Penyusun Atom

2A. Proton, Neutron, dan Elektron

Atom terdiri dari tiga partikel subatomik utama:

Partikel	Simbol	Muatan	Massa (satuan massa atom)	Letak dalam Atom
Proton	p⁺	+1	1	Inti atom (nukleus)
Neutron	n⁰	0 (netral)	1	Inti atom (nukleus)
Elektron	e^-	-1	~0 (1/1836)	Orbit (kulit elektron)

2B. Nomor Atom dan Nomor Massa

Setiap atom memiliki identitas unik yang ditentukan oleh:

Nomor Atom (NA) = Jumlah proton dalam inti.
Contoh: Karbon (C) memiliki Z = 6 → 6 proton.
Nomor Massa (NM) = Jumlah proton + neutron.
Contoh: Karbon-12 ditulis $^{12}_{6}C$ (A=12, Z=6).

2C. Isotop, Isobar, Isoton, dan Isoelektron

Isotop: Atom dengan NA sama tetapi NM berbeda (jumlah neutron berbeda).
Contoh: $^{1}_{1}H$, $^{2}_{1}H$ (Deuterium), $^{3}_{1}H$ (Tritium).
Isobar: Atom dengan NM tetapi NA berbeda.
Contoh: $^{13}_{6}C$ dan $^{13}_{7}N$.
Isoton: Atom dengan jumlah neutron sama.
Contoh: $^{14}_{6}C$ (8 neutron) dan $^{15}_{7}N$ (8 neutron).
Isoelektron: Atom dengan jumlah elektron sama.
Contoh: $^{18}_{9}F^-$ (10 elektron) dan $^{20}_{10}Ne$ (10 elektron).

Simulasi perhitungan jumlah partikel dalam atom/ion dapat menggunakan alat ini.

3. Konfigurasi Elektron dan Bilangan Kuantum

3A. Kulit dan Subkulit Atom

Elektron mengisi wilayah tertentu dalam atom yang disebut orbital. Tingkat energi dibagi menjadi:

Kulit (n)	Subkulit	Jumlah Orbital	Kapasitas Elektron Maksimum
K (n=1)	1s	1	2
L (n=2)	2s, 2p	1 + 3 = 4	2 + 6 = 8
M (n=3)	3s, 3p, 3d	1 + 3 + 5 = 9	2 + 6 + 10 = 18
N (n=4)	4s, 4p, 4d, 4f	1 + 3 + 5 + 7 = 16	2 + 6 + 10 + 14 = 32
N (n=5)	5s, 5p, 5d, 5f	1 + 3 + 5 + 7 = 16	2 + 6 + 10 + 14 = 32
N (n=6)	6s, 6p, 6d	1 + 3 + 5 = 9	2 + 6 + 10 = 18
L (n=7)	7s, 7p	1 + 3 = 4	2 + 6 = 8

Bila orbital diilustrasikan dengan tanda kotak, maka setiap jenis orbital dapat ditampilkan seperti berkut:
Orbital s: |1s!0|
Orbital p: |2p!0|
Orbital d: |3d!0|
Orbital f: |4f!0|

Setiap 1 orbital maksimal dapat diisi oleh 2 elektron,
misalnya untuk subkulit 2p^5 dapat ditulis: |2p!5|

3B. Aturan Pengisian Elektron

Elektron mengisi orbital berdasarkan urutan tingkat energi dari yang rendah ke tinggi. Tiga aturan utama digunakan:

Prinsip Aufbau: Elektron menempati orbital energi terendah terlebih dahulu.
Larangan Pauli: Satu orbital maksimum diisi oleh 2 elektron dengan spin berlawanan.
Aturan Hund: Elektron akan mengisi orbital yang setara (degenerat) secara sendiri-sendiri dahulu sebelum berpasangan.

Urutan pengisian: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p

3C. Penulisan Konfigurasi Elektron

Format penulisan umum:

n = nomor kulit (tingkat energi utama), subkulit = s, p, d, f, dan jumlah elektron ditulis sebagai superskrip.

Contoh: Konfigurasi elektron oksigen (Z = 8):

1s² 2s² 2p⁴
|1s!2 2s!2 2p!4|

Contoh: Konfigurasi elektron kalium (Z = 19):

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹
|1s!2 2s!2 2p!6 3s!2 3p!6 4s!2|

3D. Notasi Singkat (Notasi Gas Mulia)

Digunakan untuk menyederhanakan konfigurasi dengan menyingkat bagian awal sebagai lambang gas mulia terdahulu dalam kurung siku.

Contoh: Kalium (Z = 19) → [Ar] 4s¹

3E. Menentukan Posisi Unsur dari Konfigurasi Elektron

Periode: Ditentukan oleh angka kulit terakhir (nilai n terbesar).
Golongan:
- Untuk unsur blok s dan p: jumlah elektron valensi (pada kulit terluar)
- Untuk unsur blok d (transisi): lebih kompleks, melibatkan elektron subkulit d dan s

Contoh 1: Oksigen (Z = 8)

Konfigurasi: 1s² 2s² 2p⁴
Elektron valensi: 2s² 2p⁴ → 6 elektron
Periode: 2
Golongan: VIA (atau 16)

Contoh 2: Kalsium (Z = 20)

Konfigurasi: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²
Elektron valensi: 4s² → 2 elektron
Periode: 4
Golongan: IIA (atau 2)

Contoh 3: Besi (Fe, Z = 26)

Konfigurasi: [Ar] 4s² 3d⁶
Periode: 4
Golongan: VIII B (atau golongan 8 dalam sistem IUPAC)

3F. Pengecualian Konfigurasi Elektron (Unsur Transisi)

Beberapa unsur terutama pada blok d mengalami pengecualian karena kestabilan konfigurasi d⁵ (setengah penuh) dan d¹⁰ (penuh).

Kromium (Cr, Z = 24): seharusnya [Ar] 4s² 3d⁴, namun stabil sebagai [Ar] 4s¹ 3d⁵
Tembaga (Cu, Z = 29): seharusnya [Ar] 4s² 3d⁹, namun stabil sebagai [Ar] 4s¹ 3d¹⁰

Elektron dari 4s "dipinjamkan" ke subkulit 3d untuk mencapai kestabilan:
Cr: [Ar] 4s¹ 3d⁵
Cu: [Ar] 4s¹ 3d¹⁰

Hal ini sering terjadi pada unsur transisi lain seperti molibdenum (Mo), perak (Ag), dan emas (Au).

3G. Kaitan Konfigurasi Elektron dengan Tabel Periodik

Posisi unsur dalam tabel periodik erat hubungannya dengan konfigurasi elektron:

Unsur dengan konfigurasi elektron berakhir di subkulit s → blok s
Berakhir di subkulit p → blok p
Berakhir di subkulit d → blok d (unsur transisi)
Berakhir di subkulit f → blok f (lantanida & aktinida)

Contoh: Unsur dengan konfigurasi akhir 3d¹⁰ 4p¹ → blok p (contoh: Galium)

Kesimpulan: Dengan mempelajari konfigurasi elektron, kita dapat mengetahui posisi unsur dalam tabel periodik, termasuk golongan, periode, dan blok-nya. Namun perlu diperhatikan pengecualian konfigurasi pada unsur transisi tertentu untuk memahami perilaku kimia mereka secara lebih akurat.

Alat bantu hitung untuk penentuan konfigurasi elektron berbagai unsur sila klik di sini.

Cara mudah menentukan konfigurasi elektron dapa disimak di sini.

Diagram Keteraturan Aufbau

3I. Bilangan Kuantum

Bilangan kuantum digunakan untuk menggambarkan lokasi, energi, bentuk, dan orientasi orbital tempat suatu elektron berada. Setiap elektron dalam atom memiliki satu set unik dari empat bilangan kuantum.

A. Jenis-Jenis Bilangan Kuantum

Bilangan Kuantum Utama (n)
- Menunjukkan tingkat energi utama atau kulit atom.
- Nilainya: n = 1, 2, 3, ...
Bilangan Kuantum Azimut (l)
- Menunjukkan bentuk orbital dan subkulit tempat elektron berada.
- Nilai l: 0 sampai (n − 1)
- Bentuk orbital:
  - l = 0 → subkulit s → bentuk sferis
  - l = 1 → subkulit p → bentuk dumbbell
  - l = 2 → subkulit d → bentuk roset
  - l = 3 → subkulit f → bentuk kompleks
Bilangan Kuantum Magnetik (m_l)
- Menentukan orientasi orbital dalam ruang tiga dimensi.
- Nilai: −l hingga +l (termasuk 0)
Bilangan Kuantum Spin (m_s)
- Menunjukkan arah putaran elektron.
- Nilai: +¹/₂ atau −¹/₂

B. Bentuk Orbital dan Awan Elektron

Orbital menggambarkan daerah kemungkinan keberadaan elektron. Dalam model mekanika kuantum, kita tidak bisa mengetahui posisi pasti elektron, tapi bisa menghitung probabilitas keberadaannya menggunakan fungsi gelombang.

s: sferis, distribusi seimbang mengelilingi inti.
p: seperti dumbbell, ada tiga orientasi (px, py, pz).
d: bentuk seperti roset atau kipas, lima orientasi.
f: bentuk kompleks, tujuh orientasi.

Catatan: Awan elektron menunjukkan probabilitas keberadaan, bukan lintasan pasti. Semakin dekat ke inti, probabilitasnya bisa lebih tinggi.

C. Contoh Penentuan Bilangan Kuantum

Berikut beberapa contoh penerapan bilangan kuantum untuk satu elektron yang dipilih dari konfigurasi atom tertentu:

Contoh Soal: Bilangan Kuantum (Pilihan Ganda - Jawaban Ganda)

Soal 1:
Perhatikan konfigurasi elektron atom Oksigen (Z = 8):
1s² 2s² 2p⁴

Dari konfigurasi di atas, manakah di antara pasangan bilangan kuantum berikut yang mungkin sesuai untuk salah satu elektron di orbital 2p?

A. n = 2, l = 1, m_l = −1, m_s = +¹/₂
B. n = 2, l = 0, m_l = 0, m_s = −¹/₂
C. n = 2, l = 1, m_l = 0, m_s = −¹/₂
D. n = 2, l = 2, m_l = −1, m_s = +¹/₂
E. n = 2, l = 1, m_l = +2, m_s = −¹/₂

Kunci jawaban: A dan C
Penjelasan: Elektron 2p berarti n = 2 dan l = 1. Nilai m_l untuk l = 1 hanya bisa −1, 0, atau +1. Pilihan B berada di orbital 2s. Pilihan D tidak valid karena l = 2 tidak sesuai dengan n = 2. Pilihan E tidak valid karena m_l = +2 melebihi rentang untuk l = 1.

Soal 2:
Perhatikan konfigurasi elektron atom Magnesium (Z = 12):
1s² 2s² 2p⁶ 3s²

Manakah pasangan bilangan kuantum yang mungkin untuk salah satu elektron pada subkulit 3s?

A. n = 3, l = 0, m_l = 0, m_s = +¹/₂
B. n = 3, l = 1, m_l = 0, m_s = −¹/₂
C. n = 3, l = 0, m_l = 1, m_s = +¹/₂
D. n = 3, l = 0, m_l = 0, m_s = −¹/₂
E. n = 2, l = 0, m_l = 0, m_s = +¹/₂

Kunci jawaban: A dan D
Penjelasan: Subkulit 3s berarti n = 3 dan l = 0. Nilai m_l untuk l = 0 hanya 0, dan m_s bisa +¹/₂ atau −¹/₂. B dan C tidak valid karena l ≠ 0. E salah kulit.

D. Validitas Kombinasi Bilangan Kuantum

l harus < n
m_l harus dalam rentang −l hingga +l
m_s hanya bisa +¹/₂ atau −¹/₂

Contoh kombinasi valid:
n = 4, l = 2, m_l = −2, m_s = +¹/₂

Contoh kombinasi tidak valid:
n = 2, l = 2 (tidak valid karena l ≥ n)

E. Jumlah Orbital dan Elektron Maksimum

Jumlah orbital dalam subkulit:

s → 1 orbital
p → 3 orbital
d → 5 orbital
f → 7 orbital

Setiap orbital dapat menampung 2 elektron dengan spin berlawanan, sehingga satu subkulit bisa menampung:

s → 2 elektron
p → 6 elektron
d → 10 elektron
f → 14 elektron

4. Sistem Periodik Unsur

4A. Sejarah Perkembangan Sistem Periodik Unsur

Perkembangan sistem periodik unsur (SPU) merupakan hasil dari pengamatan ilmuwan terhadap pola kemiripan sifat unsur. Dari masa ke masa, sistem ini terus disempurnakan hingga menghasilkan tabel periodik modern yang digunakan saat ini.

1. Triade Dobereiner (1817)

Disusun oleh Johann Wolfgang Döbereiner.
Mengelompokkan unsur dalam kelompok tiga unsur (triade) yang memiliki kemiripan sifat kimia.
Massa atom unsur tengah ≈ rata-rata massa dua unsur lainnya.

Contoh: Li, Na, K — semuanya logam alkali dengan sifat serupa.

2. Oktaf Newlands (1864)

Disusun oleh John Newlands.
Unsur diurutkan berdasarkan kenaikan massa atom relatif.
Setiap unsur kedelapan memiliki kemiripan sifat dengan unsur pertama, seperti oktaf dalam musik.

Kelemahan: Hanya berlaku untuk unsur ringan, tidak cocok untuk unsur berat.

3. Sistem Mendeleev (1869)

Disusun oleh Dmitri Mendeleev.
Unsur disusun berdasarkan kenaikan massa atom dan kemiripan sifat kimia.
Keunggulan: Mendeleev menyisakan ruang untuk unsur yang belum ditemukan dan berhasil memprediksi sifatnya.

Kelemahan: Beberapa unsur tidak sesuai urutan massa atom, tapi dipaksakan demi kesamaan sifat.

4. Sistem Periodik Modern (Moseley, 1913)

Didasarkan pada kenaikan nomor atom (Z), bukan massa atom.
Dikembangkan setelah penemuan nomor atom oleh Henry Moseley.
Menyelesaikan kelemahan sistem Mendeleev (contoh: posisi argon dan kalium).

Sistem ini adalah dasar dari tabel periodik modern yang digunakan hingga kini, yang mencerminkan periodisitas sifat unsur berdasarkan konfigurasi elektron.

5. Tabel Ringkasan Perkembangan SPU

Ilmuwan	Tahun	Konsep Utama	Kelebihan / Kontribusi
Dobereiner	1817	Triade unsur	Konsep kemiripan sifat & massa rata-rata
Newlands	1864	Oktaf musik	Periodisitas setiap 8 unsur
Mendeleev	1869	Massa atom & sifat kimia	Prediksi unsur yang belum ditemukan
Moseley	1913	Nomor atom (Z)	Dasar sistem modern yang akurat

Kesimpulan: Sistem periodik modern merupakan hasil evolusi ilmiah yang memperbaiki kekurangan sistem sebelumnya, dan menjadi alat penting dalam memahami sifat dan perilaku unsur.

4B. Sistem Periodik Modern

1. Dasar Penyusunan Sistem Periodik Modern

Sistem periodik modern disusun berdasarkan kenaikan nomor atom (Z), bukan berdasarkan massa atom relatif seperti pada sistem Mendeleev. Hal ini didasarkan pada penemuan Moseley (1913), yang menunjukkan bahwa sifat unsur lebih berkaitan dengan nomor atom daripada massa atom.

Nomor atom (Z) adalah jumlah proton dalam inti atom suatu unsur.

2. Susunan Periodik: Periode dan Golongan

a. Periode (baris mendatar)

Periode menunjukkan jumlah kulit (tingkat energi) yang ditempati elektron dalam suatu atom.

Ada 7 periode dalam tabel periodik.
Unsur dalam satu periode memiliki jumlah kulit elektron yang sama.
Dari kiri ke kanan dalam satu periode:
- Nomor atom bertambah
- Jumlah elektron valensi berubah
- Sifat logam → non-logam (umumnya)

Contoh: Periode 2 terdiri dari Li, Be, B, C, N, O, F, Ne → semuanya memiliki 2 kulit elektron.

b. Golongan (kolom vertikal)

Golongan menunjukkan jumlah elektron valensi, yaitu elektron yang berada pada kulit terluar atom dan menentukan sifat kimia unsur.

Ada 18 golongan dalam tabel periodik.
Golongan dibagi menjadi:
- Golongan utama (A): 1A sampai 8A
- Golongan transisi (B): Golongan 3 sampai 12
Unsur dalam satu golongan memiliki jumlah elektron valensi yang sama, sehingga sifat kimianya mirip.

Contoh: Golongan 1A (logam alkali) seperti Li, Na, K, Rb, Cs memiliki 1 elektron valensi.

3. Blok dalam Tabel Periodik

Blok dalam SPU didasarkan pada jenis orbital terakhir yang ditempati oleh elektron:

Blok	Ciri	Letak
Blok s	Mengisi orbital s	Golongan 1A–2A + He
Blok p	Mengisi orbital p	Golongan 3A–8A
Blok d	Mengisi orbital d	Golongan transisi (3–12)
Blok f	Mengisi orbital f	Lantanida dan aktinida

4. Jenis Unsur Berdasarkan Letaknya

Jenis	Contoh	Letak
Logam Alkali	Li, Na, K	Golongan 1A
Logam Alkali Tanah	Be, Mg, Ca	Golongan 2A
Halogen	F, Cl, Br	Golongan 7A
Gas Mulia	He, Ne, Ar	Golongan 8A
Unsur Transisi	Fe, Cu, Zn	Golongan 3–12
Unsur Transisi Dalam	Ce, U, Pu	Deret lantanida & aktinida

5. Konsep Periodisitas

Susunan berdasarkan nomor atom menyebabkan munculnya pola berulang (periodisitas) dalam sifat-sifat unsur. Artinya, sifat kimia dan fisika unsur berulang secara teratur setiap periode.

Logam alkali selalu berada di golongan 1A dan sangat reaktif terhadap air.
Gas mulia di golongan 8A selalu stabil karena konfigurasi elektron penuh.

Berikut contoh tabel periodik unsur.

4C. Konfigurasi Elektron dan Posisi Unsur

1. Pengertian Konfigurasi Elektron

Konfigurasi elektron adalah susunan elektron dalam orbital atom sesuai tingkat energi dan prinsip mekanika kuantum. Elektron akan menempati orbital dari energi terendah ke energi tertinggi sesuai dengan prinsip Aufbau, larangan Pauli, dan aturan Hund.

Contoh: Konfigurasi elektron untuk atom oksigen (nomor atom 8):

1s² 2s² 2p⁴

2. Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Letak Unsur dalam Tabel Periodik

Letak suatu unsur dalam tabel periodik (periode dan golongan) dapat ditentukan dari konfigurasi elektronnya, khususnya elektron valensi (elektron pada kulit terluar).

Periode (baris) ditentukan oleh jumlah kulit yang terisi elektron.
Golongan (kolom) ditentukan oleh jumlah elektron valensi.

Contoh: Unsur Natrium (Na), Z = 11

Konfigurasi: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Jumlah kulit = 3 → periode ke-3
Elektron valensi = 1 (pada subkulit 3s) → golongan 1A

3. Penulisan Konfigurasi Elektron

Ada dua cara umum:

Konfigurasi lengkap: Menuliskan semua tingkat energi dari awal.
Mg (Z = 12): 1s² 2s² 2p⁶ 3s²
Notasi gas mulia: Menggantikan konfigurasi inti dengan lambang gas mulia sebelumnya.
Mg: [Ne] 3s²

4. Golongan dan Periode dari Konfigurasi Elektron

Untuk unsur golongan utama (blok s dan p):
- Golongan A = jumlah elektron valensi
- Periode = jumlah kulit yang terisi
Untuk unsur transisi (blok d), jumlah elektron valensi bisa lebih rumit karena melibatkan subkulit d.

Contoh: Kalsium (Ca), Z = 20

Konfigurasi: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s²

Jumlah kulit = 4 → periode ke-4
Elektron valensi = 2 (pada subkulit 4s) → golongan 2A

4D. Sifat-Sifat Keperiodikan Unsur

Sifat-sifat keperiodikan unsur adalah sifat fisika dan kimia unsur yang berubah secara teratur seiring kenaikan nomor atom dalam satu periode atau golongan. Pola perubahan ini disebut periodisitas.

1. Jari-jari Atom

Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom ke kulit terluar elektron.

Dalam satu periode: Jari-jari mengecil dari kiri ke kanan karena bertambahnya muatan inti menarik elektron lebih kuat.
Dalam satu golongan: Jari-jari membesar dari atas ke bawah karena jumlah kulit bertambah.

2. Energi Ionisasi

Energi ionisasi adalah energi minimum yang diperlukan untuk melepaskan satu elektron dari suatu atom netral dalam fase gas.

Dalam satu periode: Energi ionisasi meningkat dari kiri ke kanan karena gaya tarik inti terhadap elektron makin kuat.
Dalam satu golongan: Energi ionisasi menurun dari atas ke bawah karena elektron valensi makin jauh dari inti.

3. Afinitas Elektron

Afinitas elektron adalah perubahan energi yang terjadi saat suatu atom netral menerima satu elektron dalam keadaan gas.

Dalam satu periode: Afinitas elektron cenderung meningkat (makin negatif) dari kiri ke kanan, kecuali golongan 2A dan 8A.
Dalam satu golongan: Cenderung menurun dari atas ke bawah.

Catatan: Unsur non-logam seperti halogen memiliki afinitas elektron tinggi karena sangat mudah menerima elektron.

4. Keelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah kemampuan suatu atom dalam menarik pasangan elektron dalam ikatan kimia.

Dalam satu periode: Keelektronegatifan meningkat dari kiri ke kanan.
Dalam satu golongan: Menurun dari atas ke bawah.

Unsur dengan keelektronegatifan tertinggi adalah Fluorin (F).

5. Sifat Logam dan Non-logam

Unsur logam cenderung mudah melepaskan elektron, sedangkan non-logam cenderung menerima elektron.

Dari kiri ke kanan: Sifat logam berkurang, sifat non-logam bertambah.
Dari atas ke bawah: Sifat logam meningkat, sifat non-logam menurun.

Sifat	Arah dalam Periode	Arah dalam Golongan
Jari-jari Atom	Mengecil →	Membesar ↓
Energi Ionisasi	Meningkat →	Menurun ↓
Afinitas Elektron	Lebih negatif →	Kurang negatif ↓
Keelektronegatifan	Meningkat →	Menurun ↓
Sifat Logam	Menurun →	Meningkat ↓

6. Reaktivitas Unsur

Reaktivitas adalah kecenderungan unsur untuk bereaksi. Polanya berbeda antara logam dan non-logam.

Logam (misal golongan 1A): Reaktivitas meningkat ke bawah.
Non-logam (misal golongan 7A): Reaktivitas menurun ke bawah.

Kesimpulan: Pola keperiodikan sifat-sifat ini merupakan dasar penting dalam memahami perilaku kimia unsur dan senyawa.

4E. Kecenderungan Keperiodikan dalam Golongan dan Periode

Sifat-sifat unsur dalam tabel periodik berubah secara teratur baik dalam satu periode (kiri ke kanan) maupun dalam satu golongan (atas ke bawah). Kecenderungan ini membantu kita memprediksi sifat kimia dan fisika suatu unsur berdasarkan posisinya di tabel periodik.

1. Kecenderungan dalam Satu Periode (Kiri ke Kanan)

Nomor atom meningkat → jumlah proton dan elektron bertambah.
Muatan inti efektif bertambah → elektron lebih tertarik ke inti.
Jari-jari atom mengecil → karena tarik-menarik yang lebih kuat.
Energi ionisasi meningkat → lebih sulit melepas elektron.
Keelektronegatifan meningkat → unsur makin suka menarik elektron.
Sifat logam berkurang dan sifat non-logam bertambah.

2. Kecenderungan dalam Satu Golongan (Atas ke Bawah)

Nomor atom meningkat → jumlah kulit elektron bertambah.
Jari-jari atom membesar → karena penambahan kulit.
Energi ionisasi menurun → elektron valensi makin jauh dari inti.
Keelektronegatifan menurun → daya tarik terhadap elektron melemah.
Sifat logam bertambah → unsur makin mudah melepas elektron.
Sifat non-logam menurun.

3. Contoh Kecenderungan: Golongan 1A dan 7A

Golongan	Arah	Reaktivitas	Penjelasan
1A (Logam Alkali)	Ke bawah	Meningkat	Elektron valensi makin mudah dilepaskan karena jaraknya makin jauh dari inti
7A (Halogen)	Ke bawah	Menurun	Kemampuan menarik elektron berkurang karena jarak kulit valensi bertambah

4. Perbandingan Ringkas Kecenderungan

Sifat	Dalam Periode (→)	Dalam Golongan (↓)
Nomor Atom	Meningkat	Meningkat
Jari-jari Atom	Mengecil	Membesar
Energi Ionisasi	Meningkat	Menurun
Keelektronegatifan	Meningkat	Menurun
Sifat Logam	Menurun	Meningkat

Kesimpulan: Kecenderungan sifat dalam golongan dan periode sangat penting dalam memprediksi reaktivitas, jenis ikatan yang terbentuk, serta penggunaan unsur dalam kehidupan sehari-hari.

Latihan soal kontekstual untuk struktur atom sila klik di sini.
Latihan soal kontekstual untuk sistem periodik unsur dan sifatnya sila klik di sini.

Pages