REVIEW KIMIA DASAR PERTEMUAN KELIMA

REVIEW KIMIA DASAR

PERTEMUAN KELIMA

 

NAMA : LUFITA

NIM : A1C217021

DOSEN PENGAMPU : Dr. YUSNELTI, M.Si

PRODI PENDIDIKAN MATEMATIKA

JURUSAN MATEMATIKA DAN IPA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

UNIVERSITAS JAMBI

2017

BAB 1

PENDAHULUAN

1. Latar Belakang

          Sejalan dengan perkembangan ilmu pengetahuan dan teknologi, manusia tidak dapat terlepas dari berbagai bentuk masalah dalam kehidupan, olehnya para ilmuan selalu mengkaji persoalan yang terjadi baik dalam lingkungan maupun alam secara keseluruhan. Dengan hal tersebut sejarah perkembangan yang diangkat lewat latar belakang ini adalah sejarah perkembangan sistem periodik unsur mulai dari pengelompokan yang secara modern. Sistem periodik merupakan suatu cara untukn mengelompokkan unsur-unsur berdasarkan sifatnya. Pengelompokkan unsur mengalami sejarah perkembangan, sifat logam, non logam, hukum-hukum, golongan, periode dari sifat-sifat unsur dalam sistem periodik modern.

          Sampai saat ini sudah ditentukan 115 macam unsur dengan sifat-sifat yang khas pada setiap unsur. Puncak dari usaha-usaha para ahli tersebut adalah terciptanya suatu daftar yang disebut sistem periodik unsur. Sistem periodik unsur ini mengandung banyak informasi mengenai sifat-sifat unsur sehingga dapat membantu kita dalam mempelajari dan mengenali unsur-unsur yang kini jumlahnya 115 macam.

2. Tujuan

2.1 mengetahui susunan berkala dan beberapa sifat unsur

2.2 mengetahui beberapa sifat unsur

2.3 mengetahui susunan berkala tahap pertama

2.4 mengetahui pandangan terbaru tentang atom

2.5 menegtahui nomor atom dan tabel periodik yang baru

2.6 menegtahui reaksi logam dan non logam : pembentukan senyawa ion

2.7 mengetahui rekasi antara unsur nonlogam : pembentukan senyawa molekuler

2.8 mengetahui beberapa sifat senyawa ionik dan senyawa molekuler

2.9 mengetahui reaksi oksidasi dan reduksi

2.10 mengetahui cara memberi nama senyawa kimia

BAB 2

PEMBAHASAN

2.1 SUSUNAN BERKALA DAN BEBERAPA SIFAT UNSUR

Susunan Berkala disebut juga sebagai sistem periodik unsur. Dengan ilmu kimia kita dapat mempelajari segala sesuatu tentang unsur-unsur dan interaksi antara suatu unsur dengan unsur yang lainnya, sehingga dapat terjadi suatu perubahan kimia (reaksi kimia persenyawaan dan lain-lain).

Seperti kita ketahui, telah dikenal lebih dari 100 unsur terdapat di alam dan masing-masing unsur memiliki sifat-sifat yang berbeda. Oleh karena itu untuk mempelajari kelakukan setiap unsur, perlu diadakan klasifikasi unsur-unsur dalam golongan-golongan yang didasarkan atas persamaan sifat-sifatnya. Unsur-unsur yang memiliki sifat-sifat yang mirip dimasukan ke dalam satu golongan, sehingga dapat dipelajari dengan lebih mudah dan lebih sistimatis, sekaligus dapat melihat hubungan antara satu hal dengan hal lainnya. Secara singkat, guna susunan berkala adalah untuk meramalkan dan mengetahui sifat unsur, sehingga kita dapat meramalkaan dan mengetahui berbagai gejala/kejadian di alam.

Konfigurasi elektron 20 unsur pertama dalam Sistem Periodik

1. Periode

Periode ditempatkan pada lajur horizontal dalam sistem periodik modern. Periode suatu unsur menunjukan suatu nomor kulit yang sudah terisi elektron (n terbesar) berdasarkan konfigurasi elektron. Konfigurasi elektron adalah persebaran elektron dalam kulit-kulit atomnya.

Dalam sistem periodik modern terdapat 7 periode, yaitu :

1.      Periode 1 (periode sangat pendek) berisi 2 unsur, yaitu H dan He.

2.      Periode 2 (periode pendek) berisi 8 unsur yaitu, Li, Be, B, C, N, O, F, Ne.

3.      Periode 3 (periode pendek) berisi 8 unsur, yaitu Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar.

4.      Periode 4 (periode panjang) berisi 18 unsur, yaitu K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Ga, Ge, As, Se, Br, Kr.

5.      Periode 5 (periode panjang) berisi 18 unsur, yaitu Rb, Sr, Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd, In, Sn, Sb, Te, I, Xe.

6.      Periode 6 (periode sangat panjang)berisi 32 unsur yaitu, 18 unsur seperti pada periode 4 atau ke-5, yaitu Cs, Ba, La, Hf, Ta, W, Re, Os, Ir, Pt, Au, Hg, Tl, Pb, Bi, Po, At, Rn, dan 14 unsur lagi merupakan deret lantanida, yaitu Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu;

7.      Periode 7 (periode sangat panjang) berisi 28 unsur, yaitu Fr, Ra, Ac, Rf, Db, Sg, Bh, Hs,Mt, Uun, Uuu, Uub, Uut, Uuq, Uup, Uuh, Uus Uuobelum lengkap karena maksimum 32 unsur. Pada periode ini terdapat deret aktinida yaitu Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr.

2.  Golongan

Golongan adalah lajur tegak pada tabel periodik unsur. Unsur-unsur yang ada dalam satu lajur tegak adalah unsur-unsur segolongan, terdapat delapan golongan utama dan delapan golongan transisi.

a. Golongan utama

Golongan utama tersebut  adalah :

1.      Golongan I A disebut golongan alkali (kecuali H) terdiri dari unsur-unsur :

H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr .

2.      Golongan II A disebut golongan alkali tanah yang terdiri dari unsur-unsur :

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.

3.      Golongan III A disebut golongan baron aluminium yang terdiri dari unsur-unsur:

B, Al, Ga, In, Ti, Uut.

4.      Golongan IV A disebut golongan karbon-silicon yang terdiri dari unsur-unsur :

C, Si, Ge, Sn, Pb, Uuq.

5.      Golongan V A disebut golongan nitrogen-fosforus yang terdiri dari unsur-unsur:

N, P, As, Sb, Bi, Uup.

6.      Golongan VI A disebut golongan oksigen-belerang yang terdiri dari unsur-unsur:

O, S, Se, Te, Po, Uuh.

7.      Golongan VII A disebut golongan halogen yang terdiri dari unsur-unsur :

F, Cl, Br, I, At.

8.      Golongan VIII A disebut golongan gas mulia yang terdiri dari unsur-unsur :

He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.

b. Golongan transisi

Golongan transisi tersebut  adalah :

a.      Golongan I B terdiri dari unsur-unsur Cu, Ag, Au, Rg.

b.      Golongan II B terdiri dari unsur-unsur Zn, Cd, Hg, Uub.

c.       Golongan III B terdiri dari unsur-unsur Se,Y, La, Ac.

d.      Golongan IV B terdiri dari unsur-unsur Ti, Zr, Hf, Rf.

e.      Golongan V B terdiri dari unsur-unsur V, Nb, Ta, Db.

f.        Golongan VI B terdiri dari unsur-unsur Cr, Mo, W, Sg.

g.      Golongan VI B terdiri dari unsur-unsurMn, Te, Re,Bh.

h.      Golongan VIII B terdiri dari unsur-unsur Fe, Ru, Os, Hs, Co, Rh, Ir, Mt, Ni, Pd, Pt, Ds.

Pada periode 6 dan 7 terdapat masing-masing 14 unsur yang disebut unsur-unsur transisi dalam, yaitu unsur-unsur antanida 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 daftr tidak terlalu panjang.

2.2 BEBERAPA SIFAT UNSUR

1.  Jari-jari Atom

Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom ke kulit terluar. Besarnya jari-jari atom dipengaruhi oleh jumlah kulit elektron dan muatan inti atom.

Dalam suatu golongan, jari-jari atom semakin ke atas cenderung semakin kecil. Hal ini terjadi karena semakin ke atas, kulit elektron semakin kecil.

Dalam suatu periode, semakin ke kanan jari-jari atom cenderung semakin kecil. Hal ini terjadi karena semakin ke kanan jumlah proton dan jumlah elektron semakin banyak, sedangkan jumlah kulit terluar yang terisi elektron tetap sama sehingga tarikan inti terhadap elektron terluar semakin kuat.

2.  Jari-jari Ion

Ion mempunyai jari-jari yang berbeda secara nyata (signifikan) jika dibandingkan dengan jari-jari atom netralnya. Ion bermuatan positif (kation) mempunyai jari-jari yang lebih kecil, sedangkan ion bermuatan negatif (anion) mempunyai jari-jari yang lebih besar jika dibandingkan dengan jari-jari atom netralnya.

3.  Energi Ionisasi

Energi ionisasi adalah besarnya energi yang diperlukan oleh suatu atom/ion untuk melepaskan sebuah elektron yang terikat paling lemah (elektron teluar).

Energi ionisasi merupakan energi yang digunakan untuk melawan gaya tarik inti terhadap elektron terluarnya, jadi semakin jauh dari inti maka semakin kecil energi ionisasinya dan semakin mudah elektron itu dilepaskan.

Dalam suatu periode semakin banyak elektron dan proton gaya tarik menarik elektron terluar dengan inti semakin besar (jari-jari kecil). Akibatnya, elektron sukar lepas sehingga energi untuk melepas elektron semakin besar. Hal ini berarti energi ionisasi besar. Jika jumlah elektronnya sedikit, gaya tarik menarik elektron dengan inti lebih kecil (jari-jarinya semakain besar). Akibatnya, energi untuk melepaskan elektron terluar relatif lebih kecil berarti energi ionisasi kecil.

·         Unsur-unsur yang segolongan : energi ionisasi makin ke bawah makin kecil, karena elektron terluar makin jauh dari inti (gaya tarik inti makin lemah), sehingga elektron terluar makin mudah di lepaskan.

·         Unsur-unsur yan seperiode : energi ionisai pada umumnya makin ke kanan makin besar, karena makin ke kanan gaya tarik inti makin kuat.

Kekecualian :

Unsur-unsur golongan II A memiliki energi ionisasi yang lebih besar dari pada golongan III A, dan energi ionisasi golongan V A lebih besar dari pada golongan VI A.

4.     Afinitas Elektron

Afinitas Elektron adalah besarnya energi yang dibebaskan oleh suatu atom untuk menerina sebuah elektron.

Jadi, besaran afinitas elektron merupakan besaran yang dapat digunakan untuk mudah tidaknya atom untuk menarik elektron. Semakin besar afinitas elektron yang dimiliki atom itu menunjukan bahwa atom itu mudah nenarik elektron dari luar dan membentuk ion negatif(anion). Jika ion negatif yang terbentuk bersifat stabil, maka proses penyerapan elektron itu disertai pelepasan energi dan afinitas elektronnya dinyatakan dengan tanda negatif. Akan tetapi jika ion negatif yang terbentuk tidak stabil, maka proses penyerapan elektron akan membutuhkan energi dan afinitas elektronnya dinyatakan dengan tanda positif. Jadi, unsur yang mempunyai afinitas elektron bertanda negatif mempunyai kecenderungan lebih besar menyerap elektron daripada unsur yang afinitas elektronnya bertanda positif. Makin negatif nilai afinitas elektron berarti makin besar kecenderungan menyerap elektron.

Dalam satu periode dari kiri ke kanan, jari-jari semakin kecil dan gaya tarik inti terhadap elektron semakin besar, maka atom semakin mudah menarik elektron dari luar sehingga afinitas elektron semakin besar.

Pada satu golongan dari atas ke bawah, jari-jari atom makin besar, sehingga gaya tarik inti terhadap elektron makin kecil, maka atom semakin sulit menarik elektron dari luar, sehingga afinitas elektron semakin kecil.

Dalam satu periode, dari kiri ke kanan afinitas elektron bertambah.

Dalam satu golongan, dari atas ke bawah afinitas elektron berkurang.

5.  Keelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah kemampuan suatu atom untuk menarik elektron dari atom lain. Faktor yang mempengaruhi keelektronegatifan adalah gaya tarik dari inti terhadap elektron dan jari-jari atom. Harga keelektronegatifan bersifat relatif (berupa perbandingan suatu atom yag lain).

·         Unsur-unsur yang segolongan : keelktronegatifan makin ke bawah makin kecil, karena gaya taik-menarik inti makin lemah. Unsur-unsur bagian bawah dalam sistem periodik cenderung melepaskan elektron.

·         Unsur-unsur yang seperiode : keelektronegatifan makin ke kanan makin besar. Keelektronegatifan terbesar pada setiap periode dimiliki oleh golongan VII A (unsur-unsur halogen). Harga keelektronegatifan terbesar terdapat pada flour (F) yakni 4,0, dan harga terkecil terdapat pada fransium (Fr) yakni 0,7.

Harga keelektronegatifan penting untuk menentukan bilangan oksidasi (biloks) unsur dalam sutu senyawa. Jika harga keelektronegatifan besar, berarti unsur yang bersangkutan cenderung menerim elektron dan membentuk bilangan oksidasi negatif. Jika harga keelektronegatifan kecil, unsur cenderung melepaskan elektron dan membentuk bilangan oksidasi positif. Jumlah atom yang diikat bergantung pada elektron valensinya. 

6.  Sifat Logam dan Non Logam

Sifat-sifat unsur logam yang spesifik, antara lain : mengkilap, menghantarkan panas dan listrik, dapat ditempa menjadi lempengan tipis, serta dapat ditentangkan menjadi kawat/kabel panjang. Sifat-sifat logam tersebut diatas yang membedakan dengan unsur-unsur bukan logam. Sifat-sifat logam, dalam sistem periodik makin kebawah makin bertambah, dan makin ke kanan makin berkurang.

Batas unsur-unsur logam yang terletak di sebelah kiri dengan batas unsur-unsur bukan logam di sebelah kanan pada sistem periodik sering digambarkan dengan tangga diagonal bergaris tebal. Unsur-unsur yang berada pada batas antara logam dengan bukan logam menunjukkan sifat ganda.

Contoh :

·         Berilium dan Aluminium adalah logam yang memiliki beberapa sifat bukan logam. Hal ini disebut unsur-unsur amfoter.

·         Baron dan Silikon adalah unsur bukan logam yang memiliki beberapa sifat logam. Hal

ini disebut unsur-unsur metalloid.

7.   Kereaktifan

Reaktif artinya mudah bereaksi. Unsur-unsur logam pada sistem periodik, makin ke bawah makin reaktif, karena makin mudah melepaskan elektron. Unsur-unsur bukan logam pada sistem periodik, makin ke bawah makin kurang reaktif, karena makin sukar menangkap elektron.

Kereaktifan suatu unsur bergantung pada kecenderungannya melepas atau menarik elektron. Jadi, unsur logam yang paling reatif adalah golongan VIIA (halogen). Dari kiri ke kanan dalam satu periode, mula-mula kereaktifan menurun kemudian bertambah hingga golongan VIIA. Golongan VIIA tidak reaktif.

2.3 SUSUNAN BERKALA YANG PERTAMA

Pada permulaannya percobaan-percobaan yang dilakukan untuk mengklasifikasikan unsur hasilnya sangat terbatas dan tidak sampai pada tahun 1869, pelopor daftar periodik yang modern menemukan cara untuk mengatasinya. Penemuan ini merupakan hasil kerja dua ahli kimia, Dmitri Mendeleev dari Rusia dan Julius Lothar Meyer dari Jerman. Mereka bekerja secara terpisah, tetapi menghasilkan daftar periodik yang sama pada waktu yang hampir bersamaan. Mendeleev mempre­sentasikan hasil kerjanya di depan Persatuan Ahli Kimia Rusia (Russian Chemical Society) pada permulaan tahun 1869, tetapi daftar periodik Meyer belum muncul sampai bulan December tahun itu. Dalarn-hal ini Mendeleev lebih beruntung karena telah memperagakan lebih dahulu penemuannya, sehingga dia Iebih dikenal sebagai penemu daftar periodik.

Mendeleev adalah seorang guru kimia, dimana ketika dia memper­siapkan buku penuntun (text book) untuk muridnya, dia menemukan bahwa jika unsur disusun menurut massa atom yang menaik, unsur dengan sifat-sifat yang sama akan dijumpai jarak (interval) secara perio­dik (periodic interval). sebagai contoh, diambilnya unsur litium (Li), natrium (Na), kalium (K), dan rubidium (Rb). Setiap unsur membentuk senyawa yang larut dalam air jika direaksikan dengan khlor dengan rumus urnum MCI, dimana M adalah Li, Na, K dan seterusnya. Meski­pun hal ini suatu kenyataan yang menarik, yang paling penting adalah bahwa jika kita teliti unsur setelah Li, Na, K dan Rb dalam daftar (Be, Mg, Ca dan Sr, misalnya), unsur-unsur ini juga termasuk grup unsur yang sama. Misalnva unsur ini membentuk senyawa^’BeCl₂, MgCl₂, CaCl₂ dan SrCl₂^,. Mendeleev menemukan fakta (phenomena) seperti ini terjadi berulang-ulang dalam daftar unsurnya dan dia sadar bahwa daftar ini dapat dibaginya menjadi beberapa seri barisan (row). Jika satu deratan unsur terletak di atas deretan yang lain, maka deretan unsur itu mem­punyai sifat yang sama dalam kolom vertikal. Hasilnya adalah merupa­kan susunan berkala yang pertama.

              Ketika Mendeleev menyusun hal ini, belum semua unsur ditemukan. Dia menyadari hal ini, karena untuk selalu memperoleh unsur yang sama dalam satu kolom atau grup, dia selalu terpaksa mengosongkan tempat dalam daftarnya. Hal ini juga diperlakukannya untuk membalik susunan massa atom, misalnya tellurium (Te) dan iodium (I), dimana massa atomnya dalam tahun 1869 diduga adalah 128 dan 127 u, Men­deleev menempatkan unsur dalam susunan yang terbalik (menurut massa atom), karena sifat-sifatnya menunjukkan tellurium masuk dalam kelompok (grup) VI dan iodium dalam kelompok VII (Golongan ditulis dengan angka Romawi untuk memudahkan penandaan).

Salah satu keuntungan daftar Mendeleev adalah memungkinkan membuat perkiraaan sifat-sifat unsur yang masih kosong dalam daftar. Sebab unsur yang ada dalam setiap kolom tertentu mempunyai sifat yang sama. Sebagai contoh germanium yang terletak di bawah silikon dan di atas timah putih dalam Kelompok IV, belum ditemukan ketika Mendeleev menyusun daftar ini. Oleh karena itu pada pita yang dibuatnya ditemukan kolom yang kosong. Berdasarkan letak elemen itu, Men­deleev dapat menduga sifat unsur ini yang disebutnya "eka-silikon", yang hares terletak antara silikon dan timah putih.

Jika kita lihat daftar periodik yang terbaru, kita jumpai unsur-unsur yang tidak ada dalam daftar Mendeleev. Kolom ini sangat penting dengan judul Gas Mulia ("Noble Gases"). Unsur ini sangat tidak reaktif, dalam bentuk gas yang tidak berwarna dan tidak berbau, dalam jumlah yang sangat sedikit diatmosfir. Karena unsur ini tidak dikenal senyawanya, maka para ilmuwan dimana Mendeleev tidak tahu adanya unsur ini. Setelah unsur ini ditemukan, diketahui bahwa massa atom argon. agak lebih besar dari kalium (K). Kenyataannya, kalium jelas masuk dalam unsur Kelompok I dan argon jelas masuk dalam kolompok gas mulia. Kembali lagi seperti terjadi pada Te dan I, sangat penting menempatkan sepasang unsur dalam daftar menurut massa atom yang terbalik (reverse).

Kebutuhan untuk memindahkan daftar massa atom dari kedua pasang unsur ini, menyebabkan para ilmuwan sadar akhimya, bahwa massa atom tidak menentukan sekali dimana elemen ditempatkan dalam daftar berkala. Dasar yang sebetulnya menentukan daftar periodik dapat terletak dimana saja, seperti yang akan kita bicarakan dalam uraian

2.4 PANDANGAN TERBARU TENTANG ATOM

Permasalahan yang dijumpai jika elemen disusun dalam daftar berkala Mendeleyev menurut aturan massa-atom akan hilang, jika unsur-unsur ini disusun menurut nomor atomnya. Untuk memahami nomor atom, maka kita harus mula-mula melihat struktur bagian dalam dari atom. Pandangan Dalton mengenai atom sebagai bagian yang paling kecil (partikel) yang tidak dapat dibagi, kita ketahui sekarang bahwa hal ini tidak benar. Eksperimen-eksperimen yang telah dimulai sejak alkhir abad ke sembilan betas dan dilanjutkan sampai sekarang memperlihat­kan bahwa atom itu sendiri terdiri dari partikel-partikel subatom. Ba­nyak partikel ini yang telah diketahui, tetapi suatu yang prinsip, yang sangat penting kita ketahui adalah proton, neutron, dan elektron.

Proton dan elektron merupakan partikel yang bermuatan listrik. Pro­ton dan elektron ini membawa muatan yang berbeda, dimana proton mempunyai muatan yang ditetapkan dengan tanda positif (+) dan elek­tron mempunyai muatan yang ditetapkan dengan tanda negatif (-). Suatu hal yang sangat penting dipahami mengenai muatan listrik ini adalah muatan yang berlawanan akan sating tarik menarik dan muatan yang sama saling tolak menolak. Jadi, proton menarik elektron, tetapi proton menolak proton dan elektron menolak elektron. Neutron, sesuai dengan namanya, tidak bermuatan, dengan demikian muatan listriknya netral.

Dalam SI, muatan listrik ditetapkan dalam coulomb (simbolnya Q). Satu coulomb adalah jumlah muatan listrik yang melalui titik-titik yang telah ditentukan dalam suatu kawat jika arus listrik sebesar 1 Amper melaluinya selama 1 detik. Dalam istilah yang lebih umum, jika bola lampu 100 watt bersinar, maka dibutuhkan waktu 1,2 detik larnanya muatan listrik melalui kawat bola lampu itu agar diperoleh muatan 1 coulomb. Jumlah muatan ini cukup besar, tetapi jumlah muatan yang dibawa oleh satu elektron sangat kecil, yaitu sebesar 1,60 x 10^-19 C. Karena muatan elektron adalah negatif, maka muatannya adalah -1,60 •x 10^-19 C. Proton juga mempunyai muatan yang sama dengan elektron, tetapi dengan muatan yang berlawanan, jadi muatan proton adalah +1,60 x 10^-19 C.

Jika kita menghitung muatan listrik partikel, selalu dikalikan dengan 1,60 x 10^-19 C, dengan demikian lebih sesuai untuk menyederhanakan satu unit muatan listrik sama dengan jumlah ini. Dalam Skala ini, suatu elektron mempunyai satu unit muatan negatif (disebut muatannya 1-) dan suatu proton mempunyai satu unit muatan positif (disebut muatan­nya 1 +).

Partikel subatom ini juga mempunyai sifat lain yang penting yaitu massanya. Proton dan neutron adalah partikel yang relatif berat yang massanya kira-kira satu unit massa atom (1u). Sebaliknya elektron adalah partikel yang ringan dengan massa hanya kira-kira 1/1836 dari massa proton.

2.5 NOMOR ATOM DAN TABEL PERIODIK YANG BARU

Jika unsur disusun dalam susunan berkala menurut nomor atom, semua hal yang masih diragukan yang dijumpai dalam tabel Mendeleev men­jadi hilang. Tellurium dan indium, argon dan kalium tersusun dengan sendirinya ke tempat dimana unsur ini seharusnya. Jadi, terbukti nomor atom suatu unsur--jumlah proton dalam inti atom tersebut menentukan dimana unsur tersebut ditempatkan dalam tabel dan setiap unsur dengan sifat yang sama dijumpai dalam kelompok yang sama, dan nomor atom elemen tersebut pasti menentukan macam-macam sifat kimia dan fisika unsur tersebut. Untuk sekarang, marilah kita perhatikan susunan berkala baru telah disusun, dimana kita dapat mengetahui cara menggunakannya untuk menghubungkan sifat kimia dan sifat fisika suatu unsur.

Susunan berkala yang sekarang digunakan dapat dilihat pada Gambar . Angka yang dicetak di atas simbol kimia adalah nomor atom dan yang di bawah adalah massa atom. Sama seperti tabel Mendeleev, tabel ini terdiri dari sejumlah kolom sejajar (row) yang disebut ber­kala/periodik yang ditandai dengan angka biasa (Arab) dan kolom verti­kal yang disebut kelompok/golongan (group), dimana setiap golongan mengandung satu keluarga unsur Golongan ini juga ditandai dengan angka. Sistem penomoran yang selama ini dipakai di Amerika Serikat hampir sama dengan sistim Mendeleev dan setiap golongan/grup menggunakan angka Romawi dan huruf A atau B. Hal ini dapat dilihat pada bagian atas setiap kelompok/grup. Baru-baru ini, International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) menyetujui suatu sistim alternatif dimana golongan/grup diberi nomor dari kiri ke kanan dimu­lai dari 1 sampai 18. Angka ini diletakkan di bawah penandaan Romawi. Sistim baru ini telah menimbulkan perdebatan yang hebat, banyak ahli kimia pengajar ilmu kimia menentangnya. Karena ketentuan ini masih diperdebatkan, maka kita akan menggunakan penomoran menurut angka Romawi dan golongan/grup A dan B.

Golongan yang dikiri tanda dengan huruf A (golongan I A sampai VII A) dan golongan 0 menunjukkan kebersamaan (kolektif) sebagai elemen representatif (representative element). Label dengan huruf B (golongan I B sampai VII B) ditambah golongan VIII (sebetulnya terdiri dari tiga kolom yang pendek yang terletak ditengah tabel) disebut elemen transisi (transition element). Alasan penandaan golongan A dan B adalah karena ada beberapa kesamaan sifat antara unsur kelom­pok A dan elemen kelompok B, meskipun kesamaan sifat tersebut ka­dang-kadang sedikit.

Akhirnya ada dua baris unsur yang diletakkan tepat di bawah bagian utama tabel. Unsur ini dikenal dengan nama unsur transisi bagian dalam (inner transition element), sebetulnya merupakan bagian dari bagan yang ada dalam tabel seperti terlihat dalam Gambar. Unsur ini biasanya diletakkan di bawah bagan yang telah disiapkan (conserve space), dengan demikian tabel dapat dicetak lebih menarik, seingga huruf-huruf tidak terlalu kecil untuk dapat dibaca. Perhatikan Gambar, terlihat baris pertama unsur transisi bagian dalam terletak setelah unsur lanthanum (La) dan baris kedua setelah unsur actinium (Ac). Karena unsur ini terletak mengik-un baris ini, maka baris pertama (unsur 58 sampai 71) disebut lantanida (lanthanides) dan baris kedua (90 sampai 103)disebut aktinida (actinides). Sering juga disebut, lantanida sebagai unsur yang jarang dijumpai di bumf (rare earth element), karena sangat sedikit ditemukan dalam kerak bumf.

Sebagian unsur mempunyai nama yang khusus, demikian juga jum­ lah kelompoknya. sebagai contoh, unsur Golongan I A (diluar hidrogen) dikenal dengan nama logam alkali dan unsur Golongan II A logam alkali tanah. Unsur golongan VIIA adalah halogen, nama ini diambil dari bahasa Yunani, yang berarti "pembuat garam-salt-former". Akhir­nya unsur Golongan 0 (angka nol) disebut gas mulia (juga kadang-ka­dang disebut gas invert) karena elemen ini sangat sukar bereaksi.

2.6 REAKSI LOGAM DENGAN NONLOGAM : PEMBENTUKAN SENYAWA ION

Senyawa ionik adalah senyawa kimia yang terbentuk oleh muatan listrik yang oleh masing-masing ion atom penyusunnya. Biasanya senyawa ionik terdiri dari unsur logam bermuatan positif dan non logam bermuatan negatif dan berbentuk struktur kristal. Garam dapur NaCl adalah senyawa ionik paling umum yang terdiri dari atom natrium (logam) bermuatan positif dan atom klor (non logam) bermuatan negatif. Beberapa karakteristik senyawa ionik antara lain memiliki titik didih dan titik leleh tinggi serta memiliki struktur berbentuk kristal.

            Penamaan senyawa ionik dilakukan dengan pertama menyebutkan kation (ion bermuatan positif) dan diikuti dengan penyebutan anion (ion bermuatan negatif). Contoh nama – nama senyawa dengan ikatan ionik diantaranya adalah natrium klorida, kalium iodida, perak nitrat, dan merkuri klorida. Jumlah atom kation positif dan anion negatif tidak termasuk dalam struktur penamaan. Sebagai contoh, perak nitrar dengan rumus kimia AgNO₃ tidak memerlukan bentuk jamak untuk kelompok nitrat.

Contoh : 2Na_(s) + Cl_2(g) ―› 2NaCl _(s)

               Mg_(s) + Cl _2(g) ―› MgCl _2(s)

  

2.7 REAKSI DIANTARA UNSUR NONLOGAM : PEMBENTUKAN SENYAWA MOLEKULER

            Senyawa molekuler: mereka biasanya ada dalam keadaan cair atau gas pada suhu dan tekanan standar. Hal ini karena kekuatan yang lemah tarik – menarik antara atom membentuk ikatan kovalen.

Senyawa molekul untuk menjadi lebih singkat disebut molekul. Sebagian besar senyawa molekul yang ada mengandung banyak atom seperti gula pasir, sukrosa, yang secra kimia ditulis sebagai C₁₂ H₂₂ O₁₁. Ini berarti bahwa ia memiliki 12 atom karbon, 22 atom hidrogen, 22 atom hidrogen, dan 11 atom oksigen.

Dalam senyawa molekul, daya tarik atom disebut ikatan kovalen. Senyawa molekul sebenarnya sama dengan senyawa kovalen, hal-hal yang sama dengan nama berbeda. Senyawa molekul biasanya memiliki sifat konduktivitas listrik sedikit atau tidak ada. Jenis senyawa yang sering terbentuk antara dua non logam.

Contoh : C_(S) + O_2(g) ―› CO_2(g)

               C_(s) + O_2(g)  ―› 2CO_(g)

Karbonmonoksida sendiri mampu berekasi dengan okosigen membentuk CO₂

2CO_(g) + O_2(g) ―› 2CO_2(g)

2.8 BEBERAPA SIFAT SENYAWA IONIK DAN SENYAWA MOLEKULER

Senyawa ionik : senyawa ionik biasanya dalam keadaan padat pada suhu dan tekanan standar (STP). Hal ini dikarenakan daya tarik yang kuat antara ion bermuatan positif dan mereka bermuatan negatif. Mereka membentuk struktur kristal yang disebut kisi kristal.

Senyawa molekul : mereka biasanya ada dalam keadaan cair atau gas pada suhu dan tekanan standar. Hal ini karena kekuatan yang lemah tarik – menarik antara atom membentuk ikatan kovalen. 

Sifat Senyawa Ionik adalah sebagai berikut :

1. Titik Lebur Tinggi
     Ikatan ionik kuat dikarenakan tarikan antara Anion dan Kationnya kuat / besar
oleh karena itu,ikatan ionik sulit diputus,sehingga memerlukan energi yang besar untuk memutus ikatan ionik,oleh karena itu titik leburnya tinggi.

2. Kemampuan menghantarkan listrik
a) Fase Padat

e —> +-+-+-
-+-+-+
karena susunan antara proton dan elektron rapat,sehingga elektron dari luar susah mengalir,oleh karena itu,senyawa ionik pada fase padat tidak dapat menghantarkan listrik.

b) Fase Cair
+ –
– +
Karena susunan antara proton dan elektronnya renggang,maka elektron mudah mengalir,sehingga senyawa ionik pada fase cair dapat menghantarkan listrik.

3. Keras tapi Rapuh

Kation dan Anion penyusun senyawa ionik pada mulanya saling tarik menarik,namun setelah ditempa,terjadi pergeseran ion-ion penyusun senyawa ionik,sehingga menimbulkan tolakan antara Kation dengan Kation atau Anion dengan Anion,setelah itu padatan akan pecah.

4. Larut dalam pelarut air

NaCl —–> Na+ + Cl-

“dalam air,senyawa ionik akan terion menjadi ionnya (+ dan -)

Catatan :
“Gol IVA cenderung menangkap elektron,sehingga energi untuk menangkap 4 elektron lebih kecil”

Perbedaan antara senyawa ionik dan senyawa molekul

Ø  Entalpi fusi (energi panas yang diserap bila padat mencair) dan entalpi penguapan (energi panas yang diserap ketika cairan mendidih) lebih tinggi dalam senyawa ion.

Ø  Senyawa molekuler lebih mudah terbakar di bandingkan senyawa ion.

Ø  Senyawa molekuler lebih lembut dan lebih fleksibel dibandingkan dengan senyawa ion.

Ø  Senyawa ionik memiliki titik leleh dan titik didih lebih tinggi dari senyawa molekul.

Ø  Senyawa ionik bermuatan ion, sedangkan senyawa molekul terdiri dari molekul.

Ø  Suatu senyawa ionik dibentuk oleh reaksi dari logam dengan non logam, sedangkan senyawa molekul biasanya dibentuk oleh reaksi dari dua atau lebih non logam.

Ø  Dalam senyawa ion, ion-ion yang diadakan bersama-sama karena daya tarik listrik, sedangkah dalam senyawa molekul atom yang diselenggarakan bersama oleh daya tarik antara atom karena elektron bersama.

Ø  Senyawa molekul tidak dapat menghantarkan listrik di setiap keadaan, sedangkan senyawa ion, jika dilarutkan dalam larutan berair dapat bertindak sebagai konduktor listrik yang baik.

Ø  Senyawa ionik lebih reaktif daripada senyawa molekuler.

2.9 REAKSI OKSIDASI REDUKSI

Reaksi redoks adalah reaksi kimia yang disertai perubahan bilangan okdidasi atau reaksi yang didalamnya terdapat serah terima elektron antar zat

Pengertian oksidasi dan reduksi dapat ditinjau berdasarkan 3 landasan teori, yaitu :

1. Reaksi Pengikatan dan pelepasan unsur oksigen

Reaksi oksidasi (pengoksigenan) adalah peristiwa penggabungan suatu zat dengan oksigen.

Contoh:

    Si  +  O₂      →   SiO₂

    4 Fe  +  3 O₂   →    2 Fe₂O₃

Reaksi oksidasi logam dikenal juga dengan nama perkaratan. Reaksi pembakaran juga termasuk reaksi oksidasi, misalnya pembakaran minyak bumi, kertas, kayu bakar, dll.

Reaksi reduksi adalah peristiwa pengeluaran oksigen dari suatu zat.

Contoh:

    2 CuO      →  2 Cu  + O₂

    H₂O    →    H₂   + O₂

2.  Reaksi pelepasan dan pengikatan elektron

Reaksi oksidasi dan reduksi juga dapat dibedakan dari pelepasan dan penangkapan elektron.

Oksidasi adalah peristiwa pelepasan elektron

Contoh:

    Na    →    Na ⁺  +  e

    Zn    →    Zn ⁺²    + 2e

    Al     →   Al ⁺³    + 3e

Reduksi adalah peristiwa penangkapan elektron

Contoh:

    Na ⁺  + e   →   Na

    Fe ⁺³  + e   →   Fe ⁺²

Dari konsep kedua ini dapat disimpulkan bahwa reaksi oksidasi dan reduksi tidak hanya hanya melibatkan reaksi suatu zat dengan oksigen.

3. Reaksi penambahan dan pengurangan bilangan oksidasi

Oksidasi adalah peristiwa naiknya / bertambahnya bilangan oksidasi suatu unsur, sedangkan reduksi adalah peristiwa turunnya / berkurangnya bilangan oksidasi.

2.9.1 Bilangan oksidasi

Bilangan oksidasi ( biloks) disebut juga tingkat oksidasi. Bilangan oksidasi diartikan sebagai muatan yang dimiliki suatu atom dalam keadaan bebas atau dalam senyawa yang dibentuknya.

Bilangan oksidasi suatu unsur dapat ditentukan dengan aturan berikut:

1. Biloks atom dalam unsur adalah nol

    Contoh  Na, Fe, O₂ , H₂  memiliki biloks nol

2. Total biloks senyawa adalah nol

    Contoh H₂O, NaOH, CH₃COOH, KNO₃ total biloksnya adalah nol

3. Biloks ion sesuai dengan muatannya

    Contoh  Na ⁺¹ ( = +1),  O ^-2 ( = -2),  Fe ⁺³  (= +3)

4. Biloks unsur golongan I A dalam senyawanya adalah + 1

    Contoh Biloks atom Na dalam NaCl adalah + 1

5. Biloks unsur golongan II A dalam senyawanya adalah + 2

    Contoh: Biloks  Ca dalam CaCO₃  adalah + 2

6. Biloks unsur golongan VII A dalam senyawa binernya adalah – 1

    Contoh: Biloks F dalam senyawa KF dan BaF₂ adalah – 1

7. Biloks unsur oksigen dalam senyawanya adalah – 2

    Contoh dalam H₂O, Na₂O, Al₂O₃

8. Biloks unsur hydrogen dalam senyawanya adalah + 1

    Contoh dalam H₂O, HCl, H₂SO₄

Catatan Penting:

    Biloks H = -1 dalam senyawa hidrida misal NaH, LiH, CaH₂

    Biloks O = -1 dalam senyawa peroksida misal H₂O₂

2.9.2 Oksidator dan reduktor

Oksidator adalah istilah untuk zat yang mengalami reduksi (biloksnya turun), sedangkan Reduktor adalah zat yang mengalami reaksi  oksidasi (biloksnya naik/bertambah).

Contoh:

Pada reaksi      2Na    + 2H₂O   →    2NaOH   + H₂

Reduktor adalah Na sebab biloksnya naik dari 0 ke +1

Oksidator adalah H₂O sebab biloks H berubah dari +1 ke 0

2.10 CARA MEMBERI NAMA SENYAWA KIMIA

Setiap senyawa mempunyai nama yang khas. Himpunan kimia sedunia, IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), telah membuat aturan mengenai penamaan senyawa kimia. Di dunia, ada beberapa senyawa yang memiliki dua nama, yaitu satu nama yang sesuai dengn aturan IUPAC, dan satu nama lagi berasal dari nama trivial atau nama dagang. Berikut ini adalah beberapa aturan tata nama senyawa sesuai dengan aturan IUPAC

TATA NAMA SENYAWA ANORGANIK

Yang akan di bahas pada tata nama senyawa anorganik ini antara lain : tata nama senyawa biner, poliatomik, basa, dan asam. Berikut adalah penjelasannya.

1. Tata nama senyawa biner

Senyawa biner adalah senyawa yang tersusun atas dua unsur. Kadua unsur itu dapat berupaunsur logam dan unsur nonlogam atau unsur nonlogam dan unsur nonlogam. Unsur logam dalam senyawa biner biasanya merupakan kation (ion positif) (Baca juga tentang reaksi ionisasi dan pembentukan ion disini sedangkan unsur nonlogam dalam senyawa biner biasanya merupakan anion (ion negatif).

a. Tata nama senyawa biner logam dan nonlogam

Terdapat tiga aturan untuk penamaan senyawa yang tersusun atas unsur logam dan unsur nonlogam. Berikut adalah aturannya :

·         Untuk unsur logam yang hanya mempunyai satu bilangan oksidasi, penamaannya dengan cara menyebutkan nama unsur nonlogam didepan dan kemudian nama unsur nonlogam disertai akhiran ida

Nama unsur logam + nama unsur nonlogam –ida

Contoh :

1.      LiF = Li (litium) + F (flour) = Litium Flourida

2.      MgCl2 = Mg (magnesium) + Cl(klor) = Magnesium Klorida

3.      BeO = Be (berrilium) + O (oksigen) = Berrilium Oksida

4.      K2S = K (Kalium) + S (sulfur) = Kalium Sulfida

5.      Al2O3 = Al (alumunium) + O (oksigen) = Alumunium Oksida

6.      MgBr2 = Mg (magnesium) + Br (bromium) = Magnesium Bromida

·         Untuk unsur logam yang mempunyai lebih dari satu bilangan oksidasi, penamaan adalah dengan cara menuliskan nama unsur logam disertai dengan menuliskan bilangan oksidasinya dengan menggunakan angka romawi di dalam tanda kurung dan nama nonlogam di belakang disertai akhiran –ida. Untuk penamaan dengan metode ini dapat dengan menggunakan nama lokal atau nama dagang untuk nama unsur logamnya.

Nama unsur nonlogam (bilangan oksidasi dalam angka romawi) + nama unsur nonlogam –ida

Contoh :

1.      CuCI = Tembaga (I) Klorida

2.      SnO = Timah (II) Oksida

3.      CuCI2 = Tembaga (II) Klorida

4.      SnO2 = Timah (IV) Oksida

5.      PbO = Timbel (II) Oksida

6.      CuI2 = Tembaga (II) Iodida

7.      MnO2 = Mangan (IV) Oksida

8.      AgF = Perak (I) Flourida

9.      HgO = Mercuri (II) Oksida

10.  PbCl2 = Timbel (II) Klorida

11.  Fe2O3 = Besi (III) Oksida

12.  SnF2 = Timah (II) Flourida

13.  AuCl3 = Emas (III) Klorida

·         Untuk unsur logam yang mempunyai lebih dari satu bilangan oksidasi, ada dua cara :

1.      Jika bilangan oksidasi pada unsur logam lebih kecil, maka diakhiri dengan –o

2.      Jika bilangan oksidasi pada unsur logam lebih besar, maka diakhiri dengan –i

Nama unsur logam –i atau –o + nama unsur nonlogam

      TIPS

Cara mengetahui apakah bilangan oksidasi suatu unsur lebih besar atau lebih kecil adalah dengan melihat SPU (Sistem Periodik Unsur). Lihatlah tepat diatas lambing unsur, angka tersebut merupakan angka yang menunjukkan bilangan oksidasi suatu unsur. Misal unsur H hanya mempunyai satu bilangan oksidasi, yaitu +1, sementara unsur Fe mempunyai dua bilangan oksidasi, yaitu +2, dan +3 (artinya bilangan oksidasi +2 merupakan bilangan oksidasi kecil dari unsur Fe, dan bilangan oksidasi +3 merupakan bilangan oksidasi besar dari unsur Fe).

Contoh :

1.      PbO = Plumbo Oksida (bilangan oksidasi Pb = +2 => lebih kecil)

2.      CuCI2 = Cupri Iodida (bilangan oksidasi Cu = +2 => lebih besar)

3.      CuCl = Cupro Klorida (bilangan oksidasi Cu = +1 => lebih kecil)

4.      CuCl2 = Cupri Klorida (bilangan oksidasi Cu = +2 => lebih besar)

5.      FeCI2 = Ferro Klorida (bilangan oksidasi Fe = +2 => lebih kecil)

6.      FeCl3 = Ferri Klorida (bilangan oksidasi Fe = +3 => lebih besar)

7.      HgO = Hidra Argiri Oksida (bilangan oksidasi Hg = +2 => lebih besar)

8.      FeO3 = Ferri Oksida (bilangan oksidasi Fe = +3 => lebih besar)

9.      SnF2 = Stanno Flourida (bilangan oksidasi Sn = +2 => lebih kecil)

10.  AuCl3 = Auri Klorida (bilangan oksidasi Fe = +3 => lebih besar)

b. Tata nama senyawa biner nonlogam dan nonlogam

·         Unsur dengan atom yang cenderung bermuatan positif, diletakkan didepan. Sementara unsur dengan atom yang cenderung bermuatan negatif diletakkan dibelakang. Adapun urutannya adalah B – Si – C – Sb – As – P – N – H – Te – Se – S – I – Br – CI – O – F

Contoh :

1.      Amonia = NH3 bukan H3N

2.      Air = H2O bukan OH2

·         Penulisan senyawa nonlogam dan nonlogam adalah, dengan menuliskan nama unsur nonlogam diawali dengan awalan yang menunjukkan jumlah unsur nonlogam dan nama unsur nonlogam diawali dengan awalan yang menunjukan jumlah unsur nonlogam serta diikuti dengan akhiran –ida. Awalan pada yang menunjukan jumlah unsur nonlogam ditulis dengan bahasa yunani. Untuk awalan yang menunjukkan jumlah satu pada unsur nonlogam yang didepan tidak perlu ditulis (awalan yang menunjukkan jumlah unsur nonlogam) - nama unsur nonlogam + (awalan yang menunjukkan jumlah unsur nonlogam) – nama unsur nonlogam –ida

Jumlah unsur yang menunjukkan jumlah unsur dalam bahasa yunani

§  Satu = mono

§  Dua = di

§  Tiga = tri

§  Empat = tetra

§  Lima = penta

§  Enam = heksa

§  Tujuh = hepta

§  Delapan = okta

§  Sembilan = nona

§  Sepuluh = deka

Contoh :

1.      PCl3 = Fosfor Triklorida (indeks 1 pada unsur P tidak perlu ditulis)

2.      N2O3 = Dinitrogen Trioksida

3.      NO = Nitrogen Oksida

4.      CCI4 = Karbon Tetraklorida

5.      NO2 = Nitrogen Dioksida

6.      SO2 = Sulfur Dioksida

7.      SO3 = Sulfur Trioksida

8.      N2O5 = Dinitrogen Pentaoksida

9.      CI2O7 = Dikloro Heptaoksida

10.  CO2 = Karbon Dioksida

TATA NAMA SENYAWA ASAM

Asam merupakan zat yang menghasilkan ion hIdrogen (H+) jika dilarutkan ke dalam air. Untuk senyawa asam biner, tata namanya diawali dengan kata asam dan diikuti dengan nama unsur yang mengikutinya. Sedangkan untuk senyawa asam poliatomik, penamaannya diawali dengan kata asam dan diikuti dengan sisanya, yaitu anion.

Asam + sisanya

Contoh :

1.      HBr = Asam Bromida

2.      H2CO3 = Asam Karbonat

3.      H2SO4 = Asam Sulfat

4.      H2SO3 = Asam Sulfit

5.      H3PO4 = Asam Fosfat

6.      H3PO3 = Asam Fosfit

7.      HNO2 = Asam Nitrit

8.      HNO3 = Asam Nitrat

9.      H2C2O4 = Asam Aksalat

10.  CH3COOH = Asam Asetat

TATA NAMA SENYAWA BASA

Basa merupakan zat yang menghasilkan ion hidroksida (OH-) jika dilarutkan di dalam air. Tata nama senyawa logam adalah tata nama unsur logam dan diikuti –hidroksida.

Tata nama logam + hidroksida

Contoh :

1.      Al(OH)3 = Alumunium Hidroksida

2.      Ba(OH)2 = Barium Hidroksida

3.      Cu(OH)2 = Tembaga (II) Hidroksida atau Cupri Hidroksida (bilangan oksidasi CU = +2, lebih besar)

4.      Fe(OH)3 = Besi (III) Hidroksida atau Ferri Hidroksida (bilangan oksidasi Fe = +3. Lebih besar)

5.      AgOH = Perak Hidroksida

6.      Au(OH)2 = Emas (II) Hidroksida atau Aurri Hidroksida (bilangan oksidasi Au = +2, lebih besar)

7.      Be(OH)2 = Berrilium Hidroksida

8.      Pb(OH)4 = Timbal (IV) atau Plumbi Hidroksida (bilangan oksidasi Pb = +4, lebih besar)

TATA NAMA SENYAWA POLIATOMIK

Untuk senyawa poliatomik ini, anda harus bisa menerapkan tata nama senyawa biner, baik logam dan nonlogam maupun nonlogam dan nonlogam, serta tabel kation dan anion. Untuk senyawa poliatomik yang tersusun atas kation dan anion poliatomik, susunannya adalah kation diikuti dengan nama anion.

Contoh :

1.      MgCO3 = Magnesium Karbonat

2.      KClO3 = Kalium Klorat

3.      Fe(NO3)3 = Besi (III) Nitrat atau Ferri Nitrat (Perhatikan unsur logam dan kationnya).

DAFTAR PUSTAKA

http://kumpulanartikel91.blogspot.co.id/2012/09/makalah-kimia-dasar-susunan-berkala-dan.html

http://teorikuliah.blogspot.co.id/2009/08/susunan-berkala-danbeberapa-sifat-unsur.html

https://arjunniam.wordpress.com/2012/06/18/sifat-senyawa-ionik/

https://dokumen.tips/documents/sifat-senyawa-ionik.html

http://bahas-ipa.blogspot.co.id/2014/03/kimia.html

http://sapakabar.blogspot.co.id/2015/02/tata-nama-senyawa-kimia-sederhana.html