33 Tren Periodik
Tren periodik adalah “peta” untuk menebak sifat unsur tanpa menghafal satu per satu: cukup lihat posisi unsur di tabel, lalu tarik kesimpulan. Ini induk dari banyak soal struktur atom, ikatan, dan reaktivitas.
33.1 Dua “mesin” di balik semua tren
Hampir semua tren dijelaskan oleh dua hal:
- Muatan inti efektif (\(Z_\text{eff}\)) — tarikan inti yang benar-benar dirasakan elektron terluar setelah dikurangi perisai (shielding) elektron dalam: \(Z_\text{eff} = Z - S\). Makin besar \(Z_\text{eff}\), elektron ditarik makin kuat.
- Jumlah kulit (\(n\)) — makin banyak kulit, elektron terluar makin jauh dari inti, tarikan makin lemah.
Aturan arah:
- Sepanjang periode (kiri → kanan): \(n\) tetap, tapi \(Z_\text{eff}\) naik → tarikan menguat.
- Menuruni golongan (atas → bawah): \(n\) bertambah → elektron terluar makin jauh, tarikan melemah.
33.2 Ringkasan empat tren
| Sifat | Kiri → kanan (periode) | Atas → bawah (golongan) | Alasan utama |
|---|---|---|---|
| Jari-jari atom | turun | naik | \(Z_\text{eff}\) vs jumlah kulit \(n\) |
| Energi ionisasi (IE) | naik | turun | elektron makin sukar/mudah dilepas |
| Afinitas elektron (eksoterm) | makin negatif | makin kurang negatif | seberapa “senang” terima elektron |
| Elektronegativitas | naik | turun | tarikan inti atas elektron ikatan |
Catatan arah: jari-jari adalah “kebalikan” dari tiga tren lainnya.
33.3 Jari-jari atom
Ukuran atom. Mengecil ke kanan karena \(Z_\text{eff}\) naik (elektron ditarik lebih dekat), membesar ke bawah karena bertambah kulit.
33.4 Energi ionisasi (IE)
Energi untuk melepas 1 elektron dari atom gas: \(\ce{X(g) -> X^+(g) + e^-}\). Naik ke kanan, turun ke bawah.
Lompatan IE membongkar golongan. Setelah semua elektron valensi habis, elektron berikutnya berasal dari kulit dalam → IE melonjak tajam. Banyaknya IE “kecil” sebelum lompatan = nomor golongan (jumlah elektron valensi). Contoh pola Mg (golongan 2):
\[ IE_1 < IE_2 \ \underbrace{\lll}_\text{lompatan besar}\ IE_3 \]
Dua IE kecil lalu melonjak → 2 elektron valensi → golongan 2.
33.5 Afinitas elektron (EA)
Perubahan energi saat atom gas menangkap 1 elektron: \(\ce{X(g) + e^- -> X^-(g)}\). Makin negatif = makin banyak energi dilepas = makin “suka” menerima elektron. Cenderung makin negatif ke kanan; halogen paling negatif. Gas mulia ~0 (sudah penuh).
33.6 Elektronegativitas (EN)
Kecenderungan satu atom menarik pasangan elektron ikatan ke arah dirinya (skala Pauling). Naik ke kanan, turun ke bawah. F paling elektronegatif (≈ 4,0). Selisih EN menentukan jenis ikatan: makin besar selisih → makin ionik/polar.
33.7 Contoh
1. Bandingkan jari-jari Na dan Cl (satu periode 3). Cl lebih ke kanan → \(Z_\text{eff}\) lebih besar, kulit sama (\(n=3\)) → elektron ditarik lebih dekat. Jadi Na lebih besar dari Cl.
2. Data IE (kJ/mol) suatu unsur: 738, 1451, 7733, 10540. Golongan berapa? Lompatan besar terjadi dari \(IE_2\) (1451) ke \(IE_3\) (7733). Berarti ada 2 elektron valensi → golongan 2 (cocok untuk Mg).
33.8 Mengapa penting di OSN-K
Tren periodik muncul sebagai dasar soal struktur atom dan ikatan di paket pembahasan 2024 (urutan jari-jari/IE/EN sering jadi pilihan ganda), dan langsung diuji di OSN 2025 #45 (struktur & ikatan). Lihat juga sumber lengkap. Dua bacaan singkat yang bagus: Periodicity: Trends in the Periodic Table – Compound Interest Infographic dan Periodic Trends – Chemistry LibreTexts.
33.9 Energi kisi & hukum Coulomb
Energi kisi (lattice energy) \(U\) adalah energi untuk memisahkan 1 mol kristal ionik menjadi ion-ion gasnya — ukuran “seberapa lengket” ikatan ionik. Dari hukum Coulomb:
\[ U \propto \frac{|z_+ \cdot z_-|}{r_+ + r_-} \]
dengan \(z_\pm\) = muatan ion dan \(r_+ + r_-\) = jarak antar-inti (jumlah jari-jari ion).
Dua tuas pengatur:
- Muatan ion (\(z_+ z_-\)) — masuk sebagai pengali langsung, jadi paling menentukan. Muatan \(2+/2-\) memberi hasil kali 4, jauh mengalahkan \(1+/1-\) (hasil kali 1).
- Jarak antar-ion (\(r_+ + r_-\)) — ion makin kecil → jarak makin pendek → \(U\) makin besar. Berperan saat hasil kali muatan sama.
Urutan kerja: bandingkan hasil kali muatan dulu; kalau seri, baru bandingkan ukuran ion (yang lebih kecil menang).
Contoh. Urutkan energi kisi: \(\ce{NaF}\), \(\ce{MgO}\), \(\ce{KCl}\).
- \(\ce{MgO}\): \(|(+2)(-2)| = 4\) → terbesar.
- \(\ce{NaF}\) dan \(\ce{KCl}\): keduanya hasil kali \(|(+1)(-1)| = 1\). Ion \(\ce{Na+}, \ce{F-}\) lebih kecil daripada \(\ce{K+}, \ce{Cl-}\) → jarak \(\ce{NaF}\) lebih pendek → \(U\) lebih besar.
Urutan: \(\ce{MgO} > \ce{NaF} > \ce{KCl}\).
33.11 Efek pasangan inert (biloks rendah pada unsur berat)
Unsur golongan 13 berkonfigurasi terluar \(ns^2\,np^1\). Ada dua pilihan biloks:
- \(+3\) — melepas ketiga elektron (\(ns^2\) dan \(np^1\)).
- \(+1\) — hanya melepas \(np^1\), menyisakan pasangan \(ns^2\).
Menuruni golongan, pasangan \(ns^2\) makin enggan ikut berikatan (terlindung buruk, makin “inert”) — inilah efek pasangan inert. Akibatnya biloks \(+1\) makin stabil ke bawah golongan.
Contoh — golongan 13. \(\ce{B}, \ce{Al}, \ce{Ga}\) lebih suka \(+3\); tetapi pada \(\ce{Tl}\) (talium, paling bawah), biloks \(+1\) justru yang paling stabil (\(\ce{Tl+} > \ce{Tl^3+}\)). Gejala sama muncul di golongan 14 (\(\ce{Pb^2+}\) lebih stabil daripada \(\ce{Pb^4+}\)).
33.12 Sifat asam-basa oksida
Sifat oksida bergeser mengikuti posisi unsur dan bilangan oksidasinya:
- Oksida logam (kiri) → basa: \(\ce{Na2O + H2O -> 2NaOH}\).
- Oksida metaloid / logam amfoter (tengah) → amfoter (bereaksi dengan asam dan basa): \(\ce{Al2O3}\), \(\ce{ZnO}\).
- Oksida nonlogam (kanan) → asam: \(\ce{SO3 + H2O -> H2SO4}\).
Aturan biloks: untuk unsur yang sama, makin tinggi bilangan oksidasi → oksida makin asam. Biloks rendah cenderung basa, sedang amfoter, tinggi asam (membentuk oksoasam).
Contoh. Bandingkan \(\ce{MnO}\) (Mn \(+2\)) vs \(\ce{Mn2O7}\) (Mn \(+7\)). \(\ce{MnO}\) bersifat basa, sedangkan \(\ce{Mn2O7}\) sangat asam (\(\ce{Mn2O7 + H2O -> 2HMnO4}\), asam permanganat). Sepanjang periode 3, urutan sifat oksida tertinggi bergeser mulus: \(\ce{Na2O}\) basa → \(\ce{Al2O3}\) amfoter → \(\ce{SO3}, \ce{Cl2O7}\) asam.
- Mana jari-jari lebih besar, Li atau F? (Li — sama periode, F lebih ke kanan jadi lebih kecil)
- Pola IE: 578, 1817, 2745, 11577 kJ/mol — golongan berapa? (golongan 3; lompatan setelah IE ketiga → 3 elektron valensi, mis. Al)
- Unsur paling elektronegatif di tabel periodik? (F, fluor ≈ 4,0)