Hukum Periodik menyatakan bahwa sifat-sifat unsur merupakan fungsi periodik dari nomor atomnya. Artinya, ketika unsur-unsur diurutkan berdasarkan kenaikan nomor atom, sifat-sifat kimia dan fisik tertentu berulang secara berkala.
Ilmu kimia, pada dasarnya, adalah studi mengenai materi dan transformasinya. Namun, seiring dengan penemuan semakin banyak unsur di alam, kebutuhan akan sistem klasifikasi yang logis dan prediktif menjadi semakin mendesak. Tanpa kerangka kerja yang terorganisir, data kimia akan menjadi kumpulan fakta terisolasi yang mustahil untuk dipahami secara koheren. Fondasi dari kerangka kerja ini adalah Hukum Periodik, sebuah konsep fundamental yang tidak hanya mengorganisir alam semesta kimia, tetapi juga memungkinkan prediksi akurat mengenai perilaku unsur-unsur yang belum ditemukan.
Pemahaman mengenai Hukum Periodik adalah kunci untuk menguasai sifat-sifat unsur, mulai dari logam paling reaktif hingga gas mulia paling inert. Artikel ini akan menyelami sejarah panjang penemuan hukum ini, menganalisis struktur Tabel Periodik modern, dan secara mendalam mengkaji bagaimana perubahan sifat-sifat atom terjadi seiring pergerakan kita melintasi periode dan menuruni golongan.
Perjalanan menuju Tabel Periodik modern adalah kisah sains yang melibatkan banyak ilmuwan dari berbagai zaman yang mencoba menemukan pola tersembunyi dalam keragaman materi. Upaya awal ini, meskipun seringkali tidak sempurna, meletakkan dasar bagi penemuan fundamental Hukum Periodik.
Antoine Lavoisier, sering disebut sebagai Bapak Kimia Modern, menerbitkan daftar unsur pada tahun 1789. Daftarnya berisi sekitar 33 zat, yang sebagian besar memang merupakan unsur, tetapi juga mencakup beberapa senyawa dan konsep non-materi seperti cahaya dan kalor. Meskipun bukan sistem periodik, karyanya menstandardisasi gagasan tentang unsur sebagai zat yang tidak dapat dipecah, yang merupakan langkah awal penting.
Johann Wolfgang Döbereiner mengamati bahwa beberapa unsur yang memiliki sifat kimia yang mirip dapat dikelompokkan menjadi tiga, yang ia sebut "Triade." Dalam setiap triade, massa atom unsur tengah kira-kira merupakan rata-rata dari massa atom unsur pertama dan ketiga. Contoh triade yang paling terkenal adalah Lithium (Li), Natrium (Na), dan Kalium (K), serta Klorin (Cl), Bromin (Br), dan Iodin (I).
Meskipun triade Döbereiner hanya berhasil diterapkan pada sebagian kecil unsur yang dikenal, ini adalah bukti pertama yang kuat bahwa ada hubungan kuantitatif (berdasarkan massa atom) antara unsur-unsur yang mirip sifatnya. Ia menunjukkan adanya pola matematis yang mendasari kesamaan kimia.
John Newlands menyusun unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom dan mencatat bahwa sifat-sifat kimia berulang pada setiap unsur kedelapan, mirip dengan oktaf dalam musik. Ia merumuskan Hukum Oktaf. Sebagai contoh, unsur Natrium (Na) menunjukkan sifat yang sangat mirip dengan Lithium (Li), yang berada tujuh unsur sebelumnya.
Sayangnya, Hukum Oktaf ini hanya berlaku untuk unsur-unsur yang lebih ringan (hingga Kalsium). Ketika diterapkan pada unsur yang lebih berat, pola tersebut mulai runtuh. Komunitas ilmiah pada saat itu awalnya menolak ide Newlands, bahkan ada yang menyarankan agar ia mencoba mengurutkannya berdasarkan abjad. Meskipun demikian, Hukum Oktaf adalah upaya sistematis pertama yang menunjukkan adanya periodisitas yang benar-benar berulang, bukan hanya triade yang terisolasi.
Secara independen dari Mendeleev, Julius Lothar Meyer juga bekerja pada klasifikasi unsur berdasarkan massa atom. Pada tahun 1864, ia mempublikasikan tabel yang mengurutkan 28 unsur. Kemudian, pada tahun 1868, ia mengembangkan tabel yang lebih lengkap dan yang paling penting, ia membuat plot grafis yang menunjukkan hubungan periodik antara sifat-sifat fisik (seperti volume atom) dan massa atom. Grafiknya menunjukkan puncak dan lembah yang berulang, membuktikan bahwa sifat fisik adalah fungsi periodik dari massa atom.
Meskipun kontribusi Meyer sangat penting dan mendalam secara kuantitatif, ia baru mempublikasikan tabel lengkapnya setelah Mendeleev. Oleh karena itu, ia seringkali berbagi penghargaan atas penemuan Hukum Periodik.
Dmitry Ivanovich Mendeleev, seorang profesor kimia Rusia, adalah tokoh yang paling dihormati dalam sejarah Hukum Periodik. Kejeniusannya bukan hanya terletak pada pengelompokan unsur-unsur yang telah diketahui, tetapi pada keberanian dan ketegasannya dalam membuat prediksi dan memperbaiki data yang sudah ada.
Mendeleev menyusun unsur-unsur berdasarkan kenaikan massa atom. Namun, ia menyadari bahwa untuk menjaga unsur-unsur dengan sifat kimia yang serupa berada dalam satu kolom (golongan), ia harus melanggar urutan massa atom di beberapa tempat. Prinsipnya adalah: kesamaan sifat kimia lebih penting daripada urutan massa atom yang kaku.
Formulasi asli Hukum Periodik Mendeleev menyatakan: “Sifat-sifat unsur adalah fungsi periodik dari massa atom relatifnya.”
Aspek paling revolusioner dari karya Mendeleev adalah ia meninggalkan celah kosong di dalam tabelnya. Ia percaya bahwa celah-celah ini diisi oleh unsur-unsur yang belum ditemukan. Berdasarkan posisi celah tersebut dalam tabel, ia mampu memprediksi sifat-sifat spesifik unsur-unsur ini dengan akurasi yang luar biasa. Tiga prediksi yang paling terkenal adalah:
Ketika Gallium ditemukan pada tahun 1875 dan Germanium pada tahun 1886, sifat-sifat yang diamati hampir identik dengan sifat yang diramalkan oleh Mendeleev. Keberhasilan prediksi ini memberikan validasi universal dan tak terbantahkan pada sistem periodiknya, menjadikannya sistem klasifikasi yang diakui secara global.
Mendeleev juga menggunakan Hukum Periodiknya untuk memperbaiki massa atom beberapa unsur yang diyakini salah. Sebagai contoh, ia menyarankan bahwa Beryllium (Be) harus memiliki massa atom 9, bukan 13.5, sehingga dapat ditempatkan dengan benar di atas Magnesium (Mg) yang memiliki sifat serupa. Pengukuran ulang yang dilakukan kemudian membuktikan bahwa Mendeleev benar.
Meskipun sistem Mendeleev berhasil luar biasa, ada beberapa anomali, seperti penempatan unsur Telurium (Te) dan Iodin (I). Telurium memiliki massa atom yang lebih besar daripada Iodin, tetapi Mendeleev menempatkan Te di depan I agar Iodin berada di bawah unsur-unsur halogen (F, Cl, Br) yang sangat mirip sifatnya.
Anomali ini terpecahkan pada awal abad ke-20 berkat karya fisikawan Inggris, Henry Moseley.
Pada tahun 1913, Moseley melakukan eksperimen menggunakan spektroskopi sinar-X. Ia menemukan bahwa frekuensi sinar-X yang dipancarkan oleh suatu unsur terkait secara sistematis dengan muatan positif inti atomnya, atau yang kita sebut sebagai nomor atom (Z). Moseley menyimpulkan bahwa sifat-sifat kimia unsur sebenarnya terkait erat dengan Nomor Atom, bukan Massa Atom.
Penemuan Moseley mengubah fondasi Hukum Periodik. Formulasi modern yang kita gunakan saat ini adalah:
"Sifat-sifat unsur adalah fungsi periodik dari nomor atomnya."
Penggunaan nomor atom secara definitif memecahkan semua anomali massa atom (seperti kasus Te dan I) dan mengunci urutan unsur dalam tabel modern. Sistem modern ini adalah refleksi langsung dari konfigurasi elektron atom, yang merupakan penentu utama perilaku kimia suatu unsur.
Tabel Periodik modern adalah representasi visual dari Hukum Periodik. Struktur ini dirancang untuk segera mengungkapkan informasi tentang konfigurasi elektron luar, reaktivitas, dan sifat fisik unsur hanya dengan melihat posisinya.
Baris horizontal dalam Tabel Periodik disebut Periode. Ada total tujuh periode. Nomor periode (n) menunjukkan kulit energi utama (tingkat kuantum utama) tempat elektron valensi unsur berada.
Saat kita bergerak dari kiri ke kanan dalam satu periode, terjadi penambahan satu proton (dan satu elektron) pada setiap unsur. Semua elektron valensi berada pada tingkat energi yang sama (n), tetapi muatan inti efektif (Zeff) meningkat. Peningkatan Zeff inilah yang menyebabkan perubahan sifat periodik yang teratur di sepanjang periode.
Kolom vertikal disebut Golongan atau Keluarga Unsur. Terdapat 18 golongan dalam sistem modern, diberi nomor 1 hingga 18. Unsur-unsur dalam golongan yang sama memiliki sifat kimia yang sangat mirip karena mereka memiliki jumlah elektron valensi yang sama (elektron pada kulit terluar).
Dua sistem penomoran sering digunakan:
Sifat kimia yang mirip dalam satu golongan adalah manifestasi paling jelas dari Hukum Periodik. Misalnya, semua unsur Golongan 1 bereaksi hebat dengan air, sementara semua unsur Golongan 17 membentuk garam ketika bereaksi dengan logam.
Tabel Periodik juga dapat dibagi menjadi empat blok besar, yang ditentukan oleh jenis orbital tempat elektron terakhir ditempatkan (elektron pembeda):
Hubungan antara Hukum Periodik dan mekanika kuantum inilah yang memberikan landasan teoritis kokoh pada sistem klasifikasi. Konfigurasi elektron, khususnya kulit valensi, adalah alasan di balik sifat periodik.
Hukum Periodik mengatur bagaimana sifat-sifat atom berubah secara sistematis dalam Tabel Periodik. Perubahan sifat ini dapat dijelaskan melalui dua konsep kunci yang saling terkait:
Muatan inti efektif (Zeff) adalah muatan positif yang benar-benar dirasakan oleh elektron valensi. Elektron valensi tidak merasakan seluruh muatan inti (nomor atom, Z) karena adanya efek perisai (shielding effect) dari elektron-elektron inti (elektron di kulit dalam).
Rumus Sederhana: Zeff = Z - S (di mana S adalah konstanta perisai).
Tren Zeff:
Elektron-elektron inti bertindak seperti perisai, mengurangi daya tarik inti yang dirasakan oleh elektron valensi. Semakin banyak kulit inti yang ada, semakin besar efek perisai, dan semakin lemah daya tarik yang dirasakan oleh elektron valensi.
Kedua prinsip inilah—Zeff dan Perisai—yang menjadi fondasi untuk memahami fluktuasi periodik dari jari-jari atom, energi ionisasi, dan keelektronegatifan.
Gambar 1: Ilustrasi Tren Sifat Periodik. Panah ke bawah menunjukkan peningkatan Jari-Jari Atom dan Karakter Logam. Panah ke kanan menunjukkan peningkatan Energi Ionisasi (EI), Afinitas Elektron (AE), dan Keelektronegatifan (KE).
Inti dari Hukum Periodik adalah kemampuan untuk memprediksi bagaimana sifat-sifat fundamental atom berubah secara teratur. Kita akan membahas secara rinci tren dari empat sifat utama.
Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom ke batas terluar kulit elektronnya. Karena batas kulit elektron bersifat probabilistik, jari-jari atom biasanya didefinisikan sebagai setengah jarak antara inti dari dua atom identik yang terikat secara kovalen atau sebagai setengah jarak internuklear pada kristal logam (jari-jari logam).
Jari-jari atom cenderung menurun dari kiri ke kanan dalam satu periode.
Penjelasan: Dalam satu periode, elektron-elektron baru ditambahkan ke kulit energi yang sama. Pada saat yang sama, jumlah proton (muatan inti, Z) meningkat secara bertahap. Peningkatan muatan inti menyebabkan peningkatan Muatan Inti Efektif (Zeff) yang dirasakan oleh elektron valensi. Peningkatan tarikan inti ini menarik kulit elektron lebih dekat ke inti, sehingga ukuran atom berkurang.
Contoh: Li (jari-jari besar) hingga Ne (jari-jari kecil, meskipun jari-jari gas mulia didefinisikan berbeda, tren secara keseluruhan jelas). Natrium lebih besar daripada Klorin.
Jari-jari atom cenderung meningkat dari atas ke bawah dalam satu golongan.
Penjelasan: Ketika kita bergerak ke bawah golongan, elektron valensi berada pada tingkat energi yang semakin tinggi (nomor kulit kuantum, n, meningkat). Meskipun muatan inti juga meningkat, efek perisai dari kulit-kulit inti yang bertambah sangat besar. Peningkatan jumlah kulit energi membuat elektron valensi jauh lebih jauh dari inti, sehingga ukuran atom membesar secara signifikan.
Contoh: Fluorin (F) sangat kecil, sedangkan Iodin (I) sangat besar.
Jari-jari ion adalah jari-jari atom setelah atom tersebut kehilangan atau memperoleh elektron untuk membentuk ion.
Kation terbentuk ketika atom kehilangan satu atau lebih elektron. Kation selalu lebih kecil daripada atom netral asalnya.
Alasan: Kehilangan elektron seringkali berarti hilangnya seluruh kulit terluar (misalnya Na menjadi Na+). Selain itu, meskipun muatan inti tetap sama, berkurangnya jumlah elektron meningkatkan gaya tolak-menolak antar elektron dan meningkatkan Muatan Inti Efektif (Zeff) per elektron yang tersisa, menarik elektron yang tersisa lebih kuat.
Anion terbentuk ketika atom memperoleh satu atau lebih elektron. Anion selalu lebih besar daripada atom netral asalnya.
Alasan: Penambahan elektron meningkatkan tolakan elektrostatik di antara elektron-elektron yang ada. Meskipun muatan inti tetap sama, tolakan yang meningkat menyebabkan awan elektron mengembang, menghasilkan ukuran ion yang lebih besar.
Seri isoelektronik adalah sekumpulan ion dan atom yang memiliki jumlah elektron yang sama (konfigurasi elektron yang sama). Dalam seri isoelektronik (misalnya N³⁻, O²⁻, F⁻, Ne, Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺, yang semuanya memiliki 10 elektron), ukuran ion menurun seiring dengan peningkatan muatan inti (Z).
Al³⁺ memiliki jari-jari ion terkecil karena memiliki muatan inti (+13) tertinggi, menarik 10 elektronnya dengan sangat kuat.
Energi ionisasi adalah energi minimum yang diperlukan untuk melepaskan satu mol elektron dari satu mol atom dalam fase gas. Energi Ionisasi Pertama (EI₁) adalah energi yang dibutuhkan untuk melepaskan elektron pertama:
$$X(g) \rightarrow X^+(g) + e^-$$
Nilai energi ionisasi selalu positif (proses endotermik) karena energi harus dimasukkan untuk mengatasi tarikan inti.
Energi ionisasi cenderung meningkat dari kiri ke kanan dalam satu periode.
Penjelasan: Seiring pergerakan ke kanan, Zeff meningkat, dan jari-jari atom menurun. Elektron valensi ditarik lebih kuat oleh inti. Oleh karena itu, dibutuhkan lebih banyak energi untuk melepaskan elektron yang terikat erat ini.
Energi ionisasi cenderung menurun dari atas ke bawah dalam satu golongan.
Penjelasan: Ketika bergerak ke bawah, jumlah kulit energi meningkat secara signifikan (jari-jari membesar), dan efek perisai bertambah. Elektron valensi berada jauh dari inti dan merasakan tarikan yang lebih lemah. Akibatnya, lebih sedikit energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron tersebut.
Meskipun tren umumnya meningkat melintasi periode, ada dua penyimpangan kecil yang penting:
Energi Ionisasi Kedua (EI₂) adalah energi yang dibutuhkan untuk melepaskan elektron kedua dari ion bermuatan +1 ($$X^+ \rightarrow X^{2+} + e^-$$). EI₂ selalu lebih besar daripada EI₁, dan seterusnya. Peningkatan energi ini sangat tajam ketika elektron harus dilepaskan dari kulit energi inti (bukan kulit valensi).
Peningkatan tajam EI suksesif ini digunakan untuk menentukan jumlah elektron valensi suatu unsur. Misalnya, aluminium (Al) memiliki tiga elektron valensi; EI₁ hingga EI₃ relatif rendah, tetapi EI₄ melonjak drastis karena elektron keempat dilepaskan dari kulit inti penuh (konfigurasi gas mulia Ne).
Afinitas elektron adalah perubahan energi yang terjadi ketika satu mol elektron ditambahkan ke satu mol atom netral dalam fase gas untuk membentuk ion negatif:
$$X(g) + e^- \rightarrow X^-(g)$$
Jika proses ini melepaskan energi (eksotermik), nilai AE memiliki tanda negatif. Jika dibutuhkan energi (endotermik), nilai AE memiliki tanda positif.
Afinitas elektron umumnya menjadi lebih negatif (lebih eksotermik) dari kiri ke kanan.
Penjelasan: Peningkatan Zeff di sepanjang periode berarti atom di sebelah kanan tabel (non-logam) memiliki tarikan yang lebih kuat pada elektron yang masuk. Mereka sangat "lapar" elektron untuk mencapai konfigurasi gas mulia yang stabil (oktet).
Halogen (Golongan 17) memiliki AE paling negatif karena penambahan satu elektron mengisi kulit valensi mereka sepenuhnya.
Afinitas elektron umumnya menjadi kurang negatif (kurang eksotermik) dari atas ke bawah.
Penjelasan: Ketika bergerak ke bawah, ukuran atom meningkat, dan elektron yang masuk ditambahkan ke kulit yang jauh dari inti. Tarikan inti lebih lemah, sehingga energi yang dilepaskan saat elektron ditangkap berkurang.
Keelektronegatifan adalah kemampuan atom dalam molekul untuk menarik elektron ikatan ke arah dirinya sendiri. Ini adalah ukuran kualitatif, bukan energi terukur, dan biasanya menggunakan Skala Pauling (diberi nilai antara 0,7 hingga 4,0).
Keelektronegatifan meningkat dari kiri ke kanan.
Penjelasan: Peningkatan Zeff menyebabkan atom yang lebih kecil di sebelah kanan memiliki tarikan yang lebih kuat pada elektron valensi, termasuk elektron ikatan. Fluorin (F) adalah unsur paling elektronegatif (4,0).
Keelektronegatifan menurun dari atas ke bawah.
Penjelasan: Peningkatan ukuran atom dan efek perisai menyebabkan inti atom yang lebih besar di bawah memiliki tarikan yang lebih lemah pada elektron ikatan, yang berada jauh dari inti.
Fransium (Fr) dan Sesium (Cs) adalah unsur yang paling elektropositif (kebalikan dari elektronegatif), dengan KE terendah.
Hukum Periodik mengatur dikotomi mendasar dalam kimia: perbedaan antara logam dan non-logam.
Logam cenderung kehilangan elektron (memiliki EI rendah), membentuk kation, memiliki sifat basa pada oksida, dan merupakan konduktor yang baik. Sifat logam berkaitan langsung dengan kemudahan atom untuk melepaskan elektron.
Non-logam cenderung mendapatkan elektron (memiliki AE sangat negatif), membentuk anion, memiliki sifat asam pada oksida, dan merupakan isolator.
Pola ini menghasilkan garis tangga (metaloid) yang memisahkan logam dari non-logam di Tabel Periodik. Unsur-unsur di sepanjang garis ini (B, Si, Ge, As, Sb, Te) memiliki sifat intermediet.
Periodisitas tidak hanya terbatas pada ukuran dan energi, tetapi meluas ke berbagai sifat fisik dan kimia lainnya, yang memiliki implikasi besar dalam industri dan riset.
Tren Titik Leleh (TL) dan Titik Didih (TD) lebih kompleks daripada sifat-sifat sebelumnya karena bergantung pada struktur fisik unsur (ikatan kovalen, logam, atau gaya antarmolekul).
Bilangan oksidasi yang paling umum bagi unsur-unsur utama juga menunjukkan periodisitas yang kuat, dan ini merupakan kunci untuk memprediksi stoikiometri senyawa yang dibentuk.
Hukum Periodik kini tidak hanya memprediksi keberadaan unsur, tetapi juga memandu pencarian material baru. Dengan memahami tren periodik, ahli kimia dapat merancang bahan dengan sifat yang diinginkan. Contoh:
Penjelasan paling mendalam dan paling akurat mengenai Hukum Periodik terletak pada mekanika kuantum. Periodisitas adalah konsekuensi langsung dari bagaimana elektron mengisi orbital atom sesuai dengan aturan kuantum.
Prinsip Aufbau, aturan Hund, dan Prinsip Pengecualian Pauli bersama-sama menentukan konfigurasi elektron suatu atom. Konfigurasi elektron, yang merupakan pengorganisasian elektron dalam orbital (s, p, d, f), secara fundamental menentukan perilaku kimia.
Salah satu aspek penting yang dipengaruhi oleh mekanika kuantum adalah "Kontraksi Lantanida." Lantanida adalah elemen transisi dalam (Blok f) pada Periode 6. Orbital 4f diisi dalam seri ini.
Orbital 4f sangat buruk dalam menperisai muatan inti. Akibatnya, saat kita bergerak melintasi seri Lantanida, Zeff meningkat drastis. Peningkatan Zeff ini menarik semua elektron valensi, menyebabkan jari-jari atom menyusut secara signifikan. Efek penyusutan ini berlanjut, dan unsur-unsur setelah Lantanida (yaitu, unsur transisi Periode 5 dan 6, seperti Zirkonium (Zr) dan Hafnium (Hf)) memiliki jari-jari atom yang hampir identik.
Kesamaan ukuran atom ini menyebabkan kemiripan sifat kimia antara unsur transisi Periode 5 dan 6, yang membuat mereka sangat sulit dipisahkan secara kimia. Fenomena ini adalah demonstrasi kompleks namun vital dari Hukum Periodik yang dipengaruhi oleh orbital f.
Untuk mencapai pemahaman komprehensif, penting untuk membandingkan sifat-sifat kunci dan bagaimana Zeff dan Efek Perisai berinteraksi dalam setiap kasus.
Saat kita bergerak ke bawah golongan, penambahan kulit energi adalah faktor dominan. Misalnya, mengapa energi ionisasi Kalium (K) jauh lebih rendah daripada Lithium (Li)? Keduanya memiliki satu elektron valensi di orbital s, tetapi elektron 4s pada Kalium terlindungi oleh kulit 1s, 2s, 2p, 3s, dan 3p. Total 18 elektron inti bertindak sebagai perisai, secara efektif mengurangi tarikan inti yang dirasakan oleh elektron valensi 4s. Sebaliknya, elektron 2s Lithium hanya dilindungi oleh 2 elektron 1s. Akibatnya, elektron valensi Kalium jauh lebih mudah dilepaskan (EI rendah).
Saat bergerak melintasi periode, jumlah kulit energi tetap sama, sehingga efek perisai inti kurang lebih konstan (terutama pada unsur utama). Faktor penentu adalah peningkatan Zeff. Ambil contoh peningkatan Keelektronegatifan dari Litium ke Fluorin. Litium (Z=3) memiliki Zeff yang rendah, sehingga mudah kehilangan elektron. Fluorin (Z=9) memiliki Zeff yang sangat tinggi, yang berarti daya tarik inti pada elektron terluar sangat kuat, sehingga Fluorin cenderung menarik elektron dari atom lain (KE tinggi) dan sulit melepaskan elektronnya sendiri (EI tinggi).
Posisi metaloid di perbatasan antara logam dan non-logam dalam Tabel Periodik menunjukkan pergeseran bertahap sifat periodik. Metaloid seperti Silikon (Si) atau Germanium (Ge) memiliki kemampuan untuk bertindak sebagai logam (membentuk kation) dalam beberapa reaksi dan sebagai non-logam (membentuk anion kompleks atau ikatan kovalen) dalam reaksi lain.
Oksida dari metaloid, seperti silika ($\text{SiO}_2$), seringkali menunjukkan sifat amfoter—dapat bereaksi baik dengan asam maupun basa. Fenomena ini adalah manifestasi periodik dari fakta bahwa metaloid memiliki nilai energi ionisasi, afinitas elektron, dan keelektronegatifan yang berada di tengah-tengah rentang nilai yang ekstrem.
Unsur transisi (Blok d) menunjukkan periodisitas yang kurang mencolok dibandingkan unsur utama (Blok s dan p). Ini karena sebagian besar reaksi kimianya melibatkan elektron d yang berada di kulit dalam, yang sedikit banyak terlindungi oleh elektron 4s atau 5s.
Salah satu sifat khas dari logam transisi adalah kemampuan mereka untuk menunjukkan berbagai bilangan oksidasi yang stabil. Ini dimungkinkan karena energi orbital 4s dan 3d (atau 5s dan 4d) dalam satu periode sangat dekat. Atom dapat dengan relatif mudah kehilangan elektron s dan kemudian beberapa elektron d. Sebagai contoh, Mangan (Mn) dapat menunjukkan bilangan oksidasi mulai dari +2 hingga +7.
Berbeda dengan blok s dan p, tren periodik horizontal pada blok d relatif datar. Misalnya, jari-jari atom dalam seri transisi 3d (Scandium ke Zinc) hanya menurun sedikit. Hal ini disebabkan oleh penambahan elektron d yang memiliki efek perisai yang cukup baik. Peningkatan Zeff sebagian besar diimbangi oleh perisai elektron d, membuat ukuran atom relatif stabil.
Seperti dibahas sebelumnya, Kontraksi Lantanida memaksa unsur-unsur transisi Periode 5 (Yttrium, Y, ke Kadmium, Cd) memiliki sifat yang sangat berbeda dari unsur-unsur Periode 6 (Lutetium, Lu, ke Merkuri, Hg). Sebagai contoh, Zirkonium (Zr) dan Hafnium (Hf), yang berada di golongan yang sama, memiliki jari-jari atom hampir identik (Zr = 160 pm, Hf = 159 pm). Kesamaan ukuran ini menghasilkan sifat kimia yang hampir identik, yang merupakan anomali periodik yang disebabkan oleh konfigurasi elektron 4f.
Di luar aplikasi teknisnya, Hukum Periodik telah mengubah cara kita memahami keteraturan alam semesta. Hukum ini menyatukan ribuan reaksi kimia yang sebelumnya dianggap terpisah menjadi beberapa prinsip dasar saja.
Penemuan Hukum Periodik adalah kemenangan bagi prinsip bahwa alam dapat diatur dan dipahami secara logis. Ini menunjukkan bahwa materi tidak acak, tetapi dibangun berdasarkan pola yang dapat diprediksi, yang pada akhirnya berasal dari hukum-hukum mekanika kuantum yang mengatur perilaku elektron.
Bagi siswa kimia, Tabel Periodik adalah alat navigasi yang tak ternilai. Dengan mengetahui posisi suatu unsur, seseorang dapat dengan cepat memprediksi reaktivitasnya, jenis ikatan yang akan dibentuknya, ukuran ionnya, dan bahkan sifat fisik seperti densitas dan titik leleh (dengan beberapa pengecualian). Ini mengubah studi kimia dari penghafalan fakta menjadi analisis berdasarkan pola fundamental.
Hukum Periodik terus diuji dengan penemuan dan sintesis unsur-unsur superberat (unsur trans-uranium), yang sebagian besar hanya ada selama sepersekian detik. Unsur-unsur ini, seperti Oganesson (Og, Z=118), ditempatkan sesuai dengan Hukum Periodik, meskipun perhitungan menunjukkan bahwa efek relativistik (kecepatan tinggi elektron pada inti yang sangat besar) dapat menyebabkan beberapa unsur terberat menunjukkan sifat yang menyimpang dari tren periodik yang diprediksi—sebuah batasan menarik yang saat ini sedang dieksplorasi dalam kimia fisika.
Meskipun demikian, prinsip inti—bahwa sifat-sifat unsur berulang berdasarkan nomor atom, yang diatur oleh konfigurasi elektron—tetap menjadi pilar utama dalam pemahaman kita tentang alam semesta kimia. Hukum Periodik, yang berawal dari tebakan cerdas dan kartu remi Mendeleev, telah menjadi landasan yang kuat dan tak tergoyahkan bagi seluruh bangunan ilmu kimia modern.