008Tugas kimia golongan ia viiia (2)

1. G olong an IA ( Log am Alkal i )

A. Sifat Kimia

Kereaktifan logam alkali ditunjukan oleh reaksi-reaksinya dengan beberapa

unsur nonlogam. Logam alkali dengan gas hidrogen dapat bereaksi membentuk

hidrida yang berikatan ion, dalam hal ini bilangan oksidasi hidrogen adalah -1

dan bilangan oksidasi alkali +1. Logam alkali dengan oksigen dapat membentuk

oksida, dan bahkan beberapa diantaranya dapat membentuk perioksida dan

superoksida. Litium bahkan dapat bereaksi dengan gas nitrogen pada suhu

kamar membentuk litium nitrida ( Li3N ). Semua senyawa Logam alkali

merupakan senyawa yang mudah larut dalam air, sedangkan dengan raksa

membentuk amalgam yang sangat reaktif dengan reduktor.

Berikut adalah sifat umum masing – masing unsur logam alkali yang tertera pada

tabel :

a. Litium ( Li )

Sifat – sifat kimia Li

Nomor atom 3

Konfigurasi elektron 1s2 2s1

Titik leleh (K) 454

Titik didih (K) 1609

Jari – jari atom 1,34

Jari – jari ion 0,60

Energi Ionisasi I (kJ mol-1) 520

Energi ionisasi II 7298

Elektronegativitas 0,98

Potensial Elektrode (Volt)

M+ + e M -0,34

Massa jenis (g mL-1) 0,63

b. Natrium ( Na )

Sifat – sifat kimia Na

Nomor atom 11

Konfigurasi elektron [He] 3s1

Titik leleh (K) 371


Jari – jari atom (Å) 1,54

Jari-jari ion 0,95

Energi ionisasi I 495



Potensial elektrode (volt)

M+ + e M -2,71


c. Kalium ( Ka )

Sifat – sifat Kimia K

Nomor atom 19

Konfigurasi elektron [Ne] 4s1

Titik leleh (K) 337




Energi ionisasi I ( kJ mol-1 ) 418

Energi ionisasi II ( kJ mol-1 ) 3051


Potensial elektrode ( volt )

M+ + e M -2,93

Massa jenis (g mol -1) 0,86

d. Rubidium ( Rb )

Sifat – sifat kimia Rubidium ( Rb )

Nomor atom 37

Konfigurasi elektron [ Ar ] 5s1

Titik Leleh (K) 312

Titik Didih (K) 967



Energi ionisasi I ( kJ mol -1 ) 403

Energi ionisasi II ( kJ mol -1) 2632


Potensial Elektrode ( Volt )

M(aq) + e M -2,99

Massa jenis ( g mL -1 ) 1,53

e. Sesium ( Cs )

Sifat – sifat Kimia Sesium ( Cs )

Nomor atom 55

Konfigurasi elektron [ Kr ] 6s1

Titik Leleh (K) 302

Titik Didih (K) 952

Jari-jari atom 3,9


Energi ionisasi I (kJ mol -1) 374

Energi Ionisasi II (kJ mol -1) 2420


Potensial Elektrode (Volt)

M(aq) + e M -3,02


Beberapa reaksi logam alkali dapat dilihat pada tabel berikut :

Reaksi umum Keterangan

4M(s) + O2(g) 2M2O Jumlah oksigen tarbatas

2M(s) + O2(g) M2O2 Dipanaskan di udara dengan oksigen berlebihan. Logam K dapat membentuk superoksida ( KO2).

2M(s) + X2 2MX X adalah F, Cl, Br dan I

2M(s) + S(g) M2S

2M(s) + 2H2O MOH(q) + H2 (g) Reaksi dahsyat, kecuali Li.

2M(s) + H2 2MNH2 (s) + H2 Reaksi dengan katalis

6M(s) + N2 2M3N(s) Hanya Li yang dapat bereaksi

2M(s) + H2 2MH(s) Gas H2 kering ( bebas air )

2M(s) + H+(aq) 2M+(aq) + H2(g) Reaksi dengan asam ( H+ ) dahsyat

Logam alkali dapat larut dalam amonia pekat ( NH3 ), dperkirakan membentuk

senyawa amida.

Na(s) + NH3(l) NaNH2(s) + 1

2 H2(g)

Reaksinya dengan air merupakan reaksi eksoterm dan menghasilkan gas

hidrogen yang mudah tarbakar. Oleh karena itu, bila logam alkali dimasukan

kedalam air atau ditetesi air, akan terjadi nyala api diatas permukaan air.

Logam alkalidalam amonia yang murni akan membentuk larutan berwarna

biru, dan merupakan sumber elektron yang tersolvasi ( larutan elektron ).

B. Pembuatan Senyawa Logam Alkali

Logam alkali natrium dan litium dibuat dengan cara elektrolisis lelehan garamnya. Logam alkali natrium kali pertama dibuat pada tahun 1807 oleh Humpry Davy melalui elektrolisis lelehan NaOH. Cara ini merupakan metode pembuatan logam natrium di industri. Oleh karena elektrolisis di atas diperlukan suhu tinggi sekitar 800°C untuk melelehkan garam NaCl maka untuk menurunkan suhu titik lelehnya bahan baku dicampur CaCl2 membentuk campuran NaCl–CaCl2. Penambahan CaCl2 ke dalam NaCl dapat menurunkan titik leleh NaCl hingga sekitar 580°C. Demikian juga logam alkali litium diperoleh dari elektrolisis lelehan campuran LiCl–KCl. Logam alkali Kalium lebih mudah dibuat melalui reduksi kimia daripada melalui elektrolisis KCl. Secara komersial, lelehan KCl direaksikan dengan logam natrium pada 870°C, persamaan reaksinya:

Na(l) + KCl(l)→NaCl(l) + K(g)

Uap kalium meninggalkan reaktor yang selanjutnya dikondensasi. Sejumlah besar natrium digunakan dalam pembuatan senyawa Na2O2dan NaNH2. Oleh karena natrium merupakan zat pereduksi kuat, logam natrium sering digunakan pada pembuatan logam lain seperti titan dan sintesis beberapa senyawa organik.

C. Reaksi – reaksi logam alkali

http://budisma.web.id/materi/sma/kimia-kelas-x/sifat-listrik-larutan/

Reaksivitas logam alkali sangat tinggi. Logam alkali dapat bereaksi kuat dengan air,

oksigen, hidrogen, halogen dan belerang.

1) Reaksi dengan air

Reaksi antara logam alkali dengan air akan menghasilkan suatu hidroksida (basa) dan

gas hidrogen. Reaksi makin kuat dari litium (Li) ke sesium (Cs).

Reaksi : 2L(s) + 2H2O 2LOH + H2 (g) ( L = Logam alkali )

2) Reaksi dengan hidrogen

Reaksi antara logam alkali dengan hidrogen akan menghasilkan senyawa hidrida akan

menghasilkan senyawa hidrida (Bilangan Oksidasi hidrogen = -1

Reaksi : 2L(s) + H2(g) 2LH(s)

3) Reaksi dengan Oksigen

Reaksi antara logam alkali dengan oksigen akan membentuk suatu oksida, perioksida,

dan superoksida.

Contoh:

Reaksi antara litium dengan oksigen akan membentuk suatu oksida.

Reaksi : 4Li(s) + O2(g) 2Li2O(s)

4) Reaksi dengan larutan asam encer

Logam alkali dapat bereaksi dengan larutan asam encer.

Reaksi : 2L(s) + 2H+(aq) 2L+(aq) + H2(g)

5) Reaksi dengan halogen

Reaksi antara logam alkali dengan halogen akan menghasilkan garam halida.

Reaksi: 2L(s) + X2(g) 2LX(s)

Contoh: 2Li(s) + Cl2(g) 2LiCl(s)

D. Warna nyala logam alkali

WARNA NYALA LITIUM

Litium ( Li ) menghasilkan warna nyala api merah

WARNA NYALA NATRIUM

natrium ( Na ) menghasilkan warna nyala api kining atau orange

WARNA NYALA KALIUM

kalium ( K ) menghasilkan warna nyala api ungu

WARNA NYALA RUBIDIUM

rubidium ( Rb ) menghasilkan warna nyala api biru kemerahan

WARNA NYALA CESIUM

cesium ( Cs ) menghasilkan warna nyala api biru

Sumber : Buku Paket Kimia Penerbit phibeta

Lks Kimia kelas XII

Unsur Alkali Warna nyala

Litium (Li) Merah

Natrium (Na) Kuning

Kalium (K) Ungu

Rubidium (Rb) Merah

Sesium (Cs) Biru

2. G olong an IIA ( Alkal i Tanah )

A. Sifat - sifat Kimia

Seperti halnya logam alkali, unsur – unsur alkali tanah juga merupakan logam-

logam yang reaktif. Kereaktifannya semakin bertambah dari Be ke ba, Be

merupakan unsur alkali tanah yang kurang reaktif, bahkan tidak bereaksi dengan

air.

Berikut adalah Sifat Umum masing - masing logam Alkali Tanah

a. Berilium ( Be )

Sifat – sifat Kimia Berilium ( Be )

Nomor atom 4

Konfigurasi elektron [He] 2s2

Titik leleh (K) 1553


Jari-jari atom (angstrom) 1,12

Jarijari ion 0,31




Potensial elektrode (volt) M2+ + 2e M

-1,85

Massa jenis (g mL -1) 1,86

b. Magnesium ( Mg )

Sifat – sifat Kimia Magnesium ( Mg )

Nomor atom 12

Konfigurasi elektron [Ne] 3s2

Titik leleh (K) 923



Jari-jari ion (angstrom) 0,65

Energi ionisasi I (kJ mol-1) 900

Energi ionisasi II (kJ mol-1) 1800


Potensial elektrode (Volt) M2+ + 2e M

-2,37


c. Kalsium ( Ca )

Sifat-sifat Kimia Kalsium ( Ca ) Nomor Atom 20

Konfigurasi elektron [Ar] 4s2




Jari-jari ion (angstrom) 0,99

Energi ionisasi I (kJ mol-1) 590

Energi ionisasi II (kJ mol-1) 1150


Potensial elektrode (volt) M2+ + 2e M

-2,87


d. Stonsium ( Sr )

Sifat – sifat Kimia Stronsium ( Sr )

Nomor atom 38

Konfigurasi elektron [Kr] 5s2



Jari-jari atom 2,15

Jari-jari ion 1,13

Energi ionisasi (kJ mol-1) 550



Potensial elektrode M2+ + 2e M

-2,89


e. Barium ( Ba )

Sifat-sifat Kimia Barium ( Ba )

Nomor atom 56

Konfigurasi elektron [Xe] 6s2

Titik leleh (K) 987


Jari-jari atom 2,22

Jari-jari ion 1,35




Potensial elektrode M2+ + 2e M

-2,90


Beberapa reaksi unsur alkali tanah ditunjukkan pada tabel berikut

Reaksi Umum Keterangan

2M(s) + O2(g) 2MO(s) Reaksi selain Be dan Mg tak perlu

pemanasan

M(s) + O2(g) MO2 (s) Ba mudah, Sr dengan tekanan tinggi, Be, Mg, dan Ca tidak terjadi.

M(s) + X2(g) MX2 X: F, Cl, Br dan I

M(s) + S(s) MS

M(s) + 2H2O(l) M(OH)2(aq) + H2(g)

Be tidak dapat, Mg perlu pemanasan

3M(s) + N2(g) M3N2(s) Reaksi berlangsung pada suhu tinggi, Be

tidak dapat berlangsung

M(s) + 2H+(aq) M2+(aq) + H2(g) Reaksi cepat berlangsung

M(s) + H2(g) MH2(s) Perlu pemanasan, Be dan Mg tidak dapat

berlangsung

B. Pembuatan Senyawa

Senyawa alkali tanah tersebar dalam jumlah banyak di air laut dan mineral (Batuan)

dalam keadaan sebagai senyawa dengan bilangan oksidasi +2. Contoh pembuatan

senyawa pada logam alkali tanah adalah :

1. Mineral magnesit ( MgCO3 )

Reaksi : Mg2+ + CO32- MgCO3

2. Kalsium Fosfat ( Ca3(PO4)2)

Reaksi : Ca2+ + PO43- Ca3(PO4)2

3. Mineral Selestit ( SrSO4)

Reaksi : Sr2+ + SO42- SrSO4

4. Barit ( BaSO4 )

Reaksi: Ba2+ + SO42- BaSO4

Semua oksida logam alkali tanah akan membentuk hidroksida bersifat basa dalam air,

kecuali BeO (BeO merupakan amfoter).

CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(aq)

Reaksi oksida logam alkali tanah dengan air merupakan reaksi eksoterm, dan semakin ke

bawah, semakin besar energi yang dihasilkan. MgO bereaksi lambat, sedangkan CaO

(kapur tohor) bereaksi kuat dan menghasilkan panas yang tinggi, bahkan bila BaO

direaksikan dengan airakan kelihatan membara.

Air Sadah

1) Pengertian

Air Sadah : air yang mengandung kation “alkali tanah” seperti : Mg2+, Ca2+ atau

bermuatan 2+, (Fe2+, Mn2+).

2) Penyebab

Karena Kation “Logam multivalen dapat bereaksi dengan sabun membentuk suatu endapan

sehingga mengurangi kemampuan sabun. Dan kation ” tersebut dengan adanya anion” yang

terlarut dalam air akan menyebabkan terjadinya kerak.

Pasangan Kation “Penyebab kesadahan & Anion” Utama

Kation Penyebab Kesadahan Anion

Ca2+

Mg2+

Sr2+

Fe2+

Mn2+

HCO3-

SO4 2-

Cl-

NO3-

SiO3 2-

Ciri-ciri air sadah :

Sabun sukar berbusa

Terjadinya pembentukan kerak pada ketelkap dan pipa uap pada saat menguapkan air

3) Jenis Kesadahan Air

Kesadahan Sementara (Air sudah bikarbonat)

Jika mengandung ion bikarbonat (HCO3-)

Senyawa Ca(HCO3)2 atau Mg(HCO3)2

Dapat dihilangkan secara fisika dengan pemanasan sehingga air terbebas dari ion Ca2+

atau Mg2+

Ca(HCO3)2 (aq) dipanaskan CaCO3 (s) + H2O (aq) + CO2 (q)

Kesadahan Tetap (Air sudah non bikarbonat)

Jika mengandung anion bikarbonat

(dari kation Ca2+ atau Mg2+ ), berupa : Cl-, NO3-, dan SO4

2-

Dapat dihilangkan melalui reaksi kimia dan pereaksi yang digunakan adalah larutan

karbonat, yaitu : Na2CO3 (aq)

Atau K2CO3 (aq)

Mg(NO3)2 (aq) + K2CO3 (aq) MgCO3 (s) + 2KNO3 (aq)

C. Reaksi Logam Alkali Tanah

1). Reaksi Logam Alkali Tanah dengan Air

Be tidak bereaksi dengan air, sedangkan logam Mgbereaksi sangat lambat; Ca, Sr dan Ba

bereaksi sangat cepat seperti reaksi antara logam Na dan Air.

Contoh :

Ca(s) + 2H2O(l) Ca(OH)2(aq) + H2

2). Reaksi Logam Alkali Tanah dengan Halogen

Semua logam alkali tanah bereaksi dengan halogen dengan cepat membentuk garam

halida, kecuali Be. Oleh karena daya polarisasi ion Be2+ terhadap pasangan elektron

halogen (kecuali F-), maka BeCl2 berikatan kovalen; sedangkan alkali tanah yang lain

berikatan ion.

Contoh :

Mg2+(s) + Cl2-(g) MgCl2(s)

3.) Reaksi Logam Alkali Tanah dengan Oksigen

Reaksinya dengan oksigen akan membentuk oksida (MO). Ba dapat membentuk peroksida

(BaO2), bila oksigen yang direaksikan berlebihan.

2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)

Barium oksida merupakan peroksid yang sangat baik untuk menghasilkan hidrogen

peroksida (H2O2). Untuk mendapatkan hidrogen peroksida, BaO2 direaksikan dengan asam

sulfat, sehingga BaSO4 akan terpisah sebagai endapan.

BaO2(s) + H2SO4(aq) BaSO4(s) + H2O2(l)

Pembakaran magnesium di udara dengan oksigen terbatas pada suhu tinggi akan dapat

menghasilkan magnesium nitrida (Mg3N2).

4Mg(s) + 1

2 O2(g) + N2(g) MgO(s) + Mg3N2(s)

Bila Mg3N2 direaksikan dengan air akan didapatkan gas NH3.

MG3N2(s) + 6H2O(l) 3Mg(OH)2(s) + 2NH3(g)

D. Warna Nyala Logam Alkali Tanah

Warna nyala logam alkali tanah adalah sebagai berikut

Senyawa dengan kation Warna nyala

Magnesium (Mg) Putih

Kalsium (Ca) Merah

Berilium (Be) Putih

Stronsium (Sr) Jingga

Barium (Ba) Hijau

Sumber : Buku Paket Kimia kelas XII ( penerbit Phibeta)

Lks Kimia kelas XII

3. G olong an IIIA ( Log am Aluminium/Log am pasc a Transisi )

A. Sifat Kimia

a. Boron (B)

Boron adalah unsur golongan IIIA dengan nomor atom lima. Warna dari unsur

boron adalah hitam. Boron memiliki sifat diantara logam dan nonlogam (semimetalik).

Boron lebih bersifat semikonduktor daripada sebuah konduktor logam lainnya. Secara

kimia boron berbeda dengan unsur- unsur satu golongannya. Boron juga merupakan

unsur metaloid dan banyak ditemukan dalam bijih borax. Ada dua alotrop boron; boron

amorfus adalah serbuk coklat, tetapi boron metalik berwarna hitam. Bentuk metaliknya

keras (9,3 dalam skala Moh) dan konduktor yang buruk dalam suhu kamar. Tidak

pernah ditemukan bebas dalam alam. Berikut adalah sifat-sifat kimia yang dimiliki

Boron

http://id.wikipedia.org/w/index.php?title=Borax&action=edit&redlink=1

http://id.wikipedia.org/w/index.php?title=Alotrop&action=edit&redlink=1

Sifat – sifat kimia Boron (B)

Nomor atom 5

Jari-jari atom 0,80

Jari-jari ion -

Kerapatan 2,54

Titik leleh 2300

Titik didih 4200



Energi ionisasi III 3658

b. Aluminium ( Al )

Aluminium murni adalah logam berwarna putih keperakan dengan banyak

karakteristik yang diinginkan. Aluminium ringan, tidak beracun (sebagai logam),

nonmagnetik dan tidak memercik. Aluminium sangat lunak dan kurang keras. Aluminium

adalah logam aktif seperti yang ditunjukkan pada harga potensial reduksinya dan tidak

ditemukan dalam bentuk unsur di alam. Aluminium adalah unsur ketiga terbanyak dalam

kulit bumi, tetapi tidak ditemukan dalam bentuk unsur bebas. Walaupun senyawa aluminium

ditemukan paling banyak di alam, selama bertahun-tahun tidak ditemukan cara yang

ekonomis untuk memperoleh logam aluminium dari senyawanya.

Aluminium memiliki sifat-sifat sebagai berikut

Sifat – sifat Kimia Aluminium (Al)

Nomor atom 13

Jari-jari atom 1,25

Jari-jari Ion 0,45

Kerapatan 2,70

Titik leleh 932

Titik didih 2720




c. Galium ( Ga )

Galium adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang Ga dan

nomor atom 31. sebuah logam miskin yang jarang dan lembut, galium merupakan benda

padat yang mudah rapuh pada suhu rendah namun mencair lebih lambat di atas suhu kamar

dan akan melebur ditangan. Terbentuk dalam jumlah sedikit di dalam bauksit dan bijih seng.

Galium memiliki sifat-sifat sebagai berikut

Nomor atom 31

Jari-jari atom 1,24

Jari-jari ion 0,60

Kerapatan 5,90

Titik leleh 303

Titik didih 2510




d. Indium ( In )

Indium adalah logam yang jarang ditemukan, sangat lembut, berwarna putih keperakan

dan stabil di dalam udara dan air tetapi larut dalam asam. Indium termasuk dalam logam

miskin ( logam miskin atau logam post-transisi adalah unsur logam dari blok p dari tabel

periodik, terjadi antara metalloid dan logam transisi, tetapi kurang dibanding dengan logam

alkali dan logam alkali tanah, titik leleh dan titik didihnya lebih rendah dibanding dengan

logam transisi dan mereka lebih lunak). Indium ditemukan dalam bijih seng tertentu. Logam

indium dapat menyala dan terbakar. Indium memiliki sifat sebagai berikut

Sifat-sifat Kimia Indium (In) Nomor atom 49

Jari-jari atom 1,50 Jari-jari ion 0,81

Kerapatan 7,30

Titik leleh 429 Titik didih 2320

Energi ionisasi I 556 Energi ionisasi II 1820


e. Thalium ( Ti )

Thalium adalah unsur kimia dengan simbol Tl dan mempunyai nomor atom 81. Thalium

adalah logam yang lembut dan berwarna kelabu dan lunak dan dapat dipotong dengan sebuah

pisau. Thalium termasuk logam miskin. Thalium kelihatannya seperti logam yang berkilauan tetapi

ketika bersentuhan dengan udara, thalium dengan cepat memudar menjadi warna kelabu kebiru-

biruan yang menyerupai timbal. Jika thalium berada di udara dalam jangka waktu yang lama maka

akan terbentuk lapisan oksida pada thalium. Jika thalium berada di air maka akan terbentuk thalium

hidroksida

Unsur thalium dan senyawanya bersifat racun dan penanganannya harus hati-hati. Thalium

dapat menyebabkan kanker. Berikut adalah sifat-sifat kimia yang dimiliki Thalium

Sifat-sifat Kimia Thalium (Ti)

Nomor atom 81 Jari-jari atom 1,55

Jari-jari ion 0,95

Kerapatan 11,85 Titik leleh 577

Titik didih 1740 Energi ionisasi I 590

Energi ionisasi II 1971 Energi ionisasi III 2874

B. Pembuatan senyawa

a. Boron

Pada bagian ini kita akan membahas beberapa persenyawaan boron dengan halogen (

yang disebut sebagai halida), dengan oksigen (yang dikenal dengan oksida), dengan

hidrogen (yang dikenal dengan hidrida) dan beberapa senyawa boron lainnya.

Untuk setiap senyawa, bilangan oksidasi boron sudah diberikan, tetapi bilangan oksidasi

tersebut kurang berguna untuk unsur-unsur blok p khususnya. Tetapi umumnya dari

senyawa boron yang terbentuk, bilangan oksidasinya adalah tiga ( 3 ).

Hidrida

Istilah hidrida digunakan untuk mengindikasikan senyawa dengan jenis MxHy

Diborane (6): B2H6

Decaborane (14): B10H14

Hexaborane (10): B6H10

Pentaborane (9): B5H9

http://www.webelements.com/compounds/boron/diborane.html

http://www.webelements.com/compounds/boron/decaborane_14.html

http://www.webelements.com/compounds/boron/hexaborane_10.html

http://www.webelements.com/compounds/boron/pentaborane_9.html

Pentaborane (11): B5H11

Tetraborane (10): B4H10

Flourida

Senyawa –senyawa boron yang terbentuk dengan flourida adalah sebagai berikut :

Boron trifluoride: BF3

Diboron tetrafluoride: B2F4

Klorida

Boron trichloride: BCl3

Diboron tetrachloride: B2Cl4

Nitrida

Ketika boron dipanaskan dengan unsur nitrogen, hasilnya adalah senyawa putih padatan

dengan bentuk empiris BN yang disebut dengan nama boron nitrida. Beberapa alasan yang

menarik tentang boron nitrida adalah kemiripan strukturnya dengan grafit. Pada tekanan

tinggi, boron nitride berubah menjadi lebih padat, lebih keras ( kekerasannya mendekati

intan). Nitrida juga berperan sebagai penghambat elektrik tetapi mengalirkan haba (kalor)

seperti logam. Unsur ini juga mempunyai sifat pelincir sama seperti grafit.

b. Aluminium

Pembuatan Aluminium dengan metode Hall-Heroult

Aluminium dibuat menurut proses Hall-heroult yang ditemukan oleh Charles M. Hall di Amerika Serikat dan Paul Heroult tahun 1886. Pengolahan aluminium dan bauksit meliputi 2 tahap : 1. Pemurnian bauksit untuk meperoleh alumina murni. 2. Peleburan / reduksi alumina dangan elektrolisis Pemurnian bauksit melalui cara : a. Ba direaksikan dengana NaOH(q) . Aluminium oksida akan larut membentuk NaCl(OH)4. b. Larutan disaring lalu filtrat yang mengandung NaAl(OH)4 diasamkan dengan mengalirkan gas CO2 Al mengendap sebagai Al(OH)3 c. Al(OH)3 disaring lalu dikeringkan dan dipanaskan sehingga diperoleh Al2O3 tak berair. Bijih –bijih Aluminium yang utama antara lain: - bauksit - mika - tanah liat Peleburan Alumina Peleburan ini menggunakan sel elektrolisis yang terdiri atas wadah dari besi berlapis grafit yang sekaligus berfungsi sebagai katode (-) sedang anode (+) adalah grafit. Campuran Al2O3 dengan kriolit dan AlF3 dipanaskan hingga mencair dan pada suhu 950 C kemudian dielektrolisis . Al yang terbentuk berupa zat cair dan terkumpul di dasar wadah lalu dikeluarkan secara periodik ke dalam cetakan untuk mendapat aluminium batangan (ingot). Anode grafit terus menerus dihabiskan karena bereaksi dengan O2

http://www.webelements.com/compounds/boron/pentaborane_11.html

http://www.webelements.com/compounds/boron/tetraborane_10.html

http://www.webelements.com/compounds/boron/boron_trifluoride.html

http://www.webelements.com/compounds/boron/diboron_tetrafluoride.html

http://www.webelements.com/compounds/boron/boron_trichloride.html

http://www.webelements.com/compounds/boron/diboron_tetrachloride.html

sehingga harus diganti dari waktu ke waktu. Untuk mendapat 1 Kg Al dihabiskan 0,44 anode grafit. 2Al2O3 +3C 4Al + 3CO2 Beberapa nijih Al yang utama : 1. Bauksit (Al2O3. 2H2O) 2. Mika (K-Mg-Al-Slilkat) 3. Tanah liat (Al2Si2O7.2H2O) Aluminium ada di alam dalam bentuk silikat maupun oksida, yaitu antara lain : - sebagai silikat misal feldspar, tanah liat, mika - sebagai oksida anhidrat misal kurondum (untuk amril) - sebagai hidrat misal bauksit - sebagai florida misal kriolit.

Nitrida

Aluminium Nitrida (AlN) dapat dibuat dari unsur-unsur pada suhu 8000 C. Itu dihidrolisis

dengan air membentuk ammonia dan aluminium hidroksida.

Aluminium Hidrida

Aluminium hidrida (AlH3)n dapat dihasilkan dari trimetilaluminium dan kelebihan hydrogen.

Ini dibakar secara meledak pada udara. Aluminium hidrida dapat juga dibuat dari reaksi

aluminium klorida pada litium klorida pada larutan eter, tetapi tidak dapat diisolasi bebas dari

pelarut.

Aluminium oksida

Aluminium oksida (Al2O3) dapat dibuat dengan pembakaran oksigen atau pemanasan

hidroksida,nitrat atau sulfat.

Pada unsur halogen

- aluminium iodida : AlI3

- aluminium flourida : AlF3

c. Galium

Pada unsur halogen membentuk :

- Galium triklorida : GaCl3

- Galium (III) bromida GaBr3:

- Galium (III) iodida : GaI3

- Galium (III) flourida : GaF3

Galium (II) selenida

Galium (II) sulfida

Galium (II) tellurida

Galium (III) tellurida

Galium (III) selenida

Galium (III) arsenida

d. Indium

Senyawa –senyawa indium jarang ditemukan oleh manusia. Semua senyawa indium

seharusnya dipandang sebagai racun. Senyawa –senyawa indium dapat merusak hati, ginjal

dan jantung.

Pada unsur halogen

- Indium (I) Bromida

- Indium (III) Bromida

- Indium (III) Klorida

- Indium (III) Flourida

Indium (III) Sulfat

Indium (III) Sulfida

Indium (III) Selenida

Indium (III) Phosfida

Indium (III) Nitrida

Indium (III) Oksida

e. Thalium

Senyawa thalium pada flourida : TlF, TlF3,

Senyawa thalium pada klorida : TlCl, Tl,Cl2, Tl,Cl3

Senyawa thalium pada bromida : TlBr, Tl2Br4

Senyawa thalium pada iodida : TlI, TlI3

Senyawa thalium pada oksida : Tl2O, Tl2O3

Senyawa thalium pada sulfida : Tl2S

Senyawa thalium pada selenida : Tl2Se

C. Reaksi-reaksi Logam Utama Golongan I IIA

a. Boron

Reaksi boron dengan udara

Kemampuan boron bereaksi dengan udara bergantung pada kekristalan sampel tersebut,

suhu, ukuran partikel, dan kemurniannya. Boron tidak bereaksi dengan udara pada suhu

kamar. Pada temperatur tinggi, boron terbakar membentuk boron (III) Oksida, B2O3.

4B + 3O2 (g) → 2 B2O3

Reaksi boron dengan air

Boron tidak bereaksi dengan air pada kondisi normal

Reaksi boron dengan halogen

Boron bereaksi dengan hebat pada unsur –unsur halogen seperti flourin (F2), klorin (Cl2),

bromine (Br2), membentuk trihalida menjadi boron (III) flourida, boron (III) bromida, boron

(III) klorida.

2B (s) + 3F2 (g) → 2 BF3

2B (s) + 3Cl2 (g) → 2 BCl3

2B (s) + 3Br2 (g) → 2 BBr3

Reaksi boron dengan asam

Kristal boron tidak bereaksi dengan pemanasan asam hidroklorida (HCl) atau pemanasan

asam hidroflourida (HF). Boron dalam bentuk serbuk mengoksidasi dengan lambat ketika

ditambahkan dengan asam nitrat.

b. Aluminium

Reaksi aluminium dengan udara

Aluminium adalah logam berwarna putih keperakan. Permukaan logam aluminium dilapisi

dengan lapisan oksida yang membantunya melindungi logam agar tahan terhadap udara.

Jadi, aluminium tidak bereaksi dengan udara. Jika lapisan oksida rusak, logam aluminium

bereaksi untuk menyerang (bertahan). Aluminium akan terbakar dalam oksigen dengan

nyala api, membentuk aluminium (III) oksida Al2O3.

4Al (s) + 3O2 (l ) → 2 Al2O3

Reaksi aluminium dengan air

Aluminium adalah logam berwarna putih keperakan. Permukaan logam aluminium dilapisi

dengan lapisan oksida yang membantunya melindungi logam agar tahan terhadap udara.

Hal serupa juga terjadi pada reaksi aluminium dengan air.

Reaksi aluminium dengan halogen

Aluminium bereaksi dengan hebat pada unsur –unsur halogen seperti iodin (I2), klorin (Cl2),

bromine (Br2), membentuk aluminium halida menjadi aluminium (III) iodida, aluminium (III)

bromida, aluminium (III) klorida.

2Al (s) + 3I2 (l) → 2 Al2I6 (s)

2Al (s) + 3Cl2 (l) → 2 Al2 Cl3

2Al (s) + 3Br2 (l) → 2 Al2 Br6

Reaksi aluminium dengan asam

Logam aluminium larut dengan asam sulfur membentuk larutan yang mengandung ion Al

(III) bersama dengan gas hydrogen.

2Al (s) + 3H2SO4 (aq) → 2Al 3+ (aq) + 2SO4 2- (aq) + 3H2 (g)

2Al (s) + 6HCl (aq) → 2Al 3+ (aq) + 6Cl- (aq) + 3H2 (g)

Reaksi aluminium dengan basa

Aluminium larut dengan natrium hidroksida.

2Al (s) + 2 NaOH (aq) + 6 H2O → 2Na+(aq) + 2 [Al (OH)4]- + 3H2 (g)

c. Galium

Reaksi galium dengan asam

Ga2O3 + 6 H+ → 2 Ga3+ + 3 H2O

Ga (OH)3 + 3 H+ → Ga3+ + 3 H2O

Reaksi galium dengan basa

Ga2O3 + 2 OH- → 2 Ga(OH)4-

Ga (OH)3 + OH- → Ga(OH)4-

d. Indium

Reaksi indium dengan udara

In3+ + O2 → In2O3

Reaksi indium dengan asam

Indium bereaksi dengan HNO3 15 M

In3+ + 3HNO3 → In(NO3)3 + 3H+

Indium juga bereaksi dengan HCl 6M

In3+ + 3HCl → InCl3 + 3H+

e. Thalium

Reaksi talium dengan udara

Potongan logam thalium yang segar akan memudar dengan lambat memberikan lapisan

oksida kelabu yang melindungi sisa logam dari pengokdasian lebih lanjut.

2 Tl (s) + O2 (g) → Tl2O

Reaksi thalium dengan air

Thalium kelihatannya tidak bereaksi dengan air. Logam thalium memudar dengan lambat

dalam air basah atau larut dalam air menghasilkan racun thalium (I) hidroksida

2 Tl (s) + 2H2O (l) → 2 TlOH (aq) + H2 (g)

Reaksi thalium dengan halogen

Logam thalium bereaksi dengan hebat dengan unsur-unsur halogen seperti flourin (F2),

klorin (Cl2), dan bromin (Br2) membentuk thalium (III) flourida, thalium (III) klorida, dan

thalium (III) bromida. Semua senyawa ini bersifat racun.

2 Tl (s) + 3 F2 (g) → 2 TiF3 (s)

2 Tl (s) + 3 Cl2 (g) → 2 TiCl3 (s)

2 Tl (s) + 3 Br2 (g) → 2 TiBr3 (s)

Reaksi thalium dengan asam

Thalium larut dengan lambat pada asam sulfat atau asam klorida (HCl) karena racun garam

talium yang dihasilkan tidak larut.

b. Warna Nyala Logam Golongan IIIA

Senyawa dengan Kation Warna nyala

Boron (B) - Aluminium (Al) Putih

Galium (Ga) - Indium (In) -

Thalium (Ti) - Sumber : Buku Bse

Lks Kimia Tunta

http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/alumunium/

4. G olongan IVA ( Logam Karbon )

A. Sifat Kimia

a. Karbon ( C )

Karbon adalah salah satu unsur yang terdapat dialam dengan symbol dalam sistem

peridoik adalah “C”. Nama “carbon” berasal dari bahasa latin “carbo” yang berarti “coal” atau

“charcoal”. Istilah “coal” menyatakan sediment berwarna hitam atau coklat kehitaman yang

bersifat mudah terbakar dan terutama memiliki komposisi utama belerang, hydrogen,

oksigen, dan nitrogen.Karbon memiliki nomor atom 6 dan nomor massa 12,011, terletak

pada golongan 4A atau 14 dan terdapat dalam periode 2 dan blok p. Konfigurasi electron

atom karbon adalah 1s2 2s2 2p2 atau [He] 2s2 2p2 dengan susunan electron dalam kulit

atomnya adalah 2 4. Jumlah tingkat energinya adalah 2, dimana tingkat pertama terdapat 2

elektron dan tingkat kedua terdapat 4 elektron. Karbon merupakan unsur ke-19 yang paling

banyak terdapat di kerak bumi yaitu dengan prosentase berat 0,027%, dan menjadi unsur

paling banyak ke-4 terdapat jagat raya setelah hydrogen, helium, dan oksigen. Ditemukan

baik di air, darat, dan atmosfer bumi, dan didalam tubuh makhluk hidup. Karbon membentuk

http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/alumunium/

senyawaan hampir dengan semua unsur terutama senyawa organic yang banyak menyusun

dan menjadi bagian dari makhluk hidup.

Keistimewaan unsur karbon dibandingkan dengan unsur golongan IV A yang lain, unsur

karbon secara alamiah mengikat dirinya sendiri dalam rantai, baik dengan ikatan tunggal C –

C, ikatan rangkap dua C = C, maupun ikatan rangkap tiga C ≡ C. Hal ini terjadi karena unsur

karbon mempunyai energi ikatan C – C yang kuat,yaitu sebesar 356 kj/ mol.

Bentuk karbon yang paling banyak dikenal adalah intan dan grafit . Susunan molekul

intan lebih rapat dibandingkan dengan grafit. Kerapatan intan adalah 3,51 g / cm3 ,

sedangkan grafit 2,22 g / cm3. Namun grafit mempunyai kestabilan yang lebih baik

dialam,yakni pada 1 atm 300⁰K adalah 2,9 kj / mol. Dari rapatannya tersebut, dapat

disimpulkan bahwa untuk mengubah grafit menjadi nyan diperlukan tekanan yang besar . ari

ifat thermodinamika pada 300⁰K, 1.500 atm mncapai keseimbangan grafit dan intan ,tetapi

berjalan sangat lamban.

Berikut adalh sifat – sifat kimia yang dimiliki atom karbon

Simbol : C

Radius Atom : 0.91 Å

Volume Atom : 5.3 cm3/mol

Massa Atom : 12.011

Titik Didih : 5100 K

Radius Kovalensi : 0.77 Å

Struktur Kristal : Heksagonal

Massa Jenis : 2.26 g/cm3

Konduktivitas Listrik : 0.07 x 106 ohm-1cm-1

Elektronegativitas : 2.55

Konfigurasi Elektron : [He]2s2p2

Formasi Entalpi : kJ/mol

Konduktivitas Panas : 80 Wm-1K-1

Potensial Ionisasi : 11.26 V

Titik Lebur : 3825 K

Bilangan Oksidasi : -4,+4,2

Kapasitas Panas : 0.709 Jg-1K-1

Entalpi Penguapan : -715 kJ/mol

b. Silikon ( Si )

Silikon (Latin: silicium) merupakan unsur kimia yang mempunyai simbol Si dan nomor

atom 14. Ia merupakan unsur kedua paling berlimpah setelah oksigen di dalam kerak Bumi,

mencapai hampir 25.7% . Unsur kimia ini ditemukan oleh Jons Jakob Berzelius. Terdapat

dialam dalam bentuk tanah liat, granit, kuartza dan pasir,kebanyakan dalam bentuk silikon

dioksida (dikenal sebagai silika) dan dalam bentuk silikat.

Silikon adalah polimer nonorganik yang bervariasi, dari cairan, gel, karet, hingga sejenis

plastik keras. Beberapa karakteristik khusus silikon: tak berbau, tak berwarna, kedap air,

serta tak rusak akibat bahan kimia dan proses oksidasi, tahan dalam suhu tinggi, serta tidak

dapat menghantarkan listrik.

Silikon kristalin memiliki tampak kelogaman dan bewarna abu-abu. Silikon merupakan

unsur yang tidak reaktif secara kimia (inert), tetapi dapat terserang oleh halogen dan alkali.

Kebanyakan asam, kecuali hidrofluorik tidak memiliki pengaruh pada silikon.Unsur silikon

mentransmisi lebih dari 95% gelombang cahaya infra merah, dari 1,3 sampai 6 mikromete.

Berikut adalh sifat – sifat kimia yang dimiliki atom Silikon

Simbol : Si



Massa Atom : 28.0856



Struktur Kristal : Fcc


Konduktivitas Listrik : 4 x 106 ohm-1cm-1


Konfigurasi Elektron : [Ne]3s2p2

Formasi Entalpi : 50.2 kJ/mol

Konduktivitas Panas : 148 Wm-1K-1



Bilangan Oksidasi : 4,2


Entalpi Penguapan : 359 /m

ol

c. Germanium ( Ge )

Logam ini ditemukan di :

argyrodite, sulfida germanium dan perak

Germanite, yang mengandung 8% unsur ini

Bijih seng

Batubara

mineral-mineral lainnya

Unsur ini diambil secara komersil dari debu-debu pabrik pengolahan bijih-bijih seng, dan

sebagai produk sampingan beberapa pembakaran batubara. Germanium dapat dipisahkan

dari logam-logam lainnya dengan cara distilasi fraksi tetrakloridanya yang sangat reaktif.

Tehnik ini dapat memproduksi germanium dengan kemurnian yang tinggi.

Berikut adalh sifat – sifat kimia yang dimiliki atom Germanium

Simbol : Ge



Massa Atom : 74.9216







Konfigurasi Elektron : [Ar]3d10 4s2p2


Konduktivitas Panas : 59.9 Wm-1K-1


Titik Lebur : 1211.5 K

Bilangan Oksidasi : 4


Entalpi Penguapan : 334.3 kJ/mol

d. Timah ( sn )

Timah dalam bahasa Inggris disebut sebagai Tin dengan symbol kimia Sn. Nama latin

dari timah adalah “Stannum” dimana kata ini berhubungan dengan kata “stagnum” yang

dalam bahasa inggris bersinonim dengan kata “dripping” yang artinya menjadi cair / basah,

penggunaan kata ini dihubungkan dengan logam timah yang mudah mencair.

Timah merupakan logam putih keperakan, logam yang mudah ditempa dan bersifat flesibel,

memiliki struktur kristalin, akan tetapi bersifat mudah patah jika didinginkan. Logam timah

memiliki dua bentuk alotrop yaitu ?-Timah dan ?-Timah. ?-Timah biasa disebut sebagai

timah abu-abu karena warnanya abu-abu, dan memiliki struktur kristal kubik mirip diamond,

silicon, dan germanium. Alotrop ?-Timah ada dibawah suhu 13,20C dan tidak memiliki sifat

logam sama sekali. Diatas suhu ini timah ada dalam bentuk ?-Timah, timah jenis inilah yang

kita lihat sehari-hari. Timah ini biasa disebut sebagai timah putih disebabkan warnanya putih

mengkilap, dan memiliki struktur kristal tetragonal. Tingkat resistansi transformasi dari timah

putih ke timah hitam dapat ditingkatkan dengan pencampuran logam lain pada timah seperti

seng, bismuth, atau gallium.

Berikut adalh sifat – sifat kimia yang dimiliki atom Timah

Simbol : Sn



Massa Atom : 118.71



Struktur Kristal : Tetragonal




Konfigurasi Elektron : [Kr]4d10 5s2p3








e. Timbal ( Pb )

Logam timbal telah dipergunakan oleh manusia sejak ribuan tahun yang lalu (sekitar

6400 SM) hal ini disebabkan logam timbal terdapat diberbagai belahan bumi, selain itu

timbal mudah di ekstraksi dan mudah dikelola. Unsur ini telah lama diketahui dan disebutkan

di kitab Exodus. Para alkemi mempercayai bahwa timbal merupakan unsur tertua dan

diasosiasikan dengan planet Saturnus. Timbal alami, walau ada jarang ditemukan di bumi.

Timah dalam bahasa Inggris disebut sebagai “Lead” dengan simbol kimia “Pb”. Simbol ini

berasal dari nama latin timbal yaitu “Plumbum” yang artinya logam lunak. Timbal memiliki

warna putih kebiruan yang terlihat ketika logam Pb dipotong akan tetapi warna ini akan

segera berubah menjadi putih kotor atau abu-abu gelap ketika logam Pb yang baru dipotong

tersebut terekspos oleh udara.

Berikut adalah sifat – sifat kimia yang dimiliki atom Timbal

Simbol : Pb



Massa Atom : 207.2







Konfigurasi Elektron : [Xe]4f14 5d10 6s2p2








f. Ununquadium ( Uuq )

(Anglo-saxon: lead, Latin: plumbum). Unsur ini telah lama diketahui dan disebutkan di

kitab Exodus. Para alkemi mempercayai bahwa timbal merupakan unsur tertua dan

diasosiasikan dengan planet Saturn. Timbal alami, walau ada jarang ditemukan di bumi.

Berikut adalah sifat – sifat kimia yang dimiliki atom Ununquadium

Simbol : Uuq

Radius Atom : Å

Volume Atom : cm3/mol

Massa Atom : n/a

Titik Didih : K

Radius Kovalensi : Å

Struktur Kristal : n/a

Massa Jenis : g/cm3

Konduktivitas Listrik : x 106 ohm-1cm-1

Elektronegativitas : n/a

Konfigurasi Elektron : [Rn]5f14 6d12 7s2

Formasi Entalpi : kJ/mol

Konduktivitas Panas : Wm-1K-1

Potensial Ionisasi : V

Titik Lebur : K

Bilangan Oksidasi : n/a

Kapasitas Panas : Jg-1K-1

Entalpi Penguapan : kJ/mol

Unsur 114 memiliki masa paruh waktu 30 detik, yang lebih lama dari unsur 112. Ini merupakan bukri kestabilan yang diperkirakan di sekitar unsur 114 (di mana kombinasi proton dan neutron akan bergabung membentuk struktur yang stabil. Sebuah cahaya 48Ca ditembakkan ke target 244Pu untuk membuat atom unsur 114.


a. Karbon

Karbon dioksida ditemuka di atmosfir bumi dan terlarut dalam air. Karbon juga

merupakan bahan batu besar dalam bentuk karbonat unsur-unsur berikut: kalsium,

magnesium, dan besi. Batubara, minyak dan gas bumi adalah hidrokarbon. Karbon sangat

unik karena dapat membentuk banyak senyawa dengan hidrogen, oksigen, nitrogen dan

unsur-unsur lainnya. Dalam banyak senyawa ini atom karbon sering terikat dengan atom

karbon lainnya. Ada sekitar sepuluh juta senyawa karbon, ribuan di antaranya sangat vital

bagi kehidupan. Tanpa karbon, basis kehidupan menjadi mustahil. Walau silikon pernah

diperkirakan dapat menggantikan karbon dalam membentuk beberapa senyawa, sekarang

ini diketahui sangat sukar membentuk senyawa yang stabil dengan untaian atom-atom

silikon. Atmosfir planet Mars mengandung 96,2% CO2. Beberapa senyawa-senyawa penting

karbon adalah karbon dioksida (CO2), karbon monoksida (CO), karbon disulfida (CS2),

kloroform (CHCl3), karbon tetraklorida (CCl4), metana (CH4), etilen (C2H4), asetilen (C2H2),

benzena (C6H6), asam cuka(CH3COOH) dan turunan-turunan mereka.

Cara memperoleh Karbon

Karbon terdapat dialam sebagai grafit . Grafit buatan dengan mereaksikan coke

dengan silica (SiO2) dengan reaksi sebagai berikut:

SiO2 + 3C (2500°C) ? “SiC” ? Si (g) + C(graphite)

Karbon juga dapat diperoleh dari pembakaran hidrokarbon atau coal, atau yang lainnya

dengan kondisi udara yang terbatas sehigga terjadi pembakaran yang tidak sempurna.

b. Silikon

Senyawa silikat dan silikon adalah; silikat, silana (SiH4), asam salisik (H4.SiO4), silikon

karbida (SiC), silikon dioksida (SiO2), silikon tetraklorida(SiCl4), silikon tetrafluorida (SiF4), &

tetraklora silana(HSiCl3). Silikon (Si) dipeeoleh dlm pembentukan komersial biasa dg

reduksi SiO2 dg karbon atau CaC2 dlm tungku pemanas listrik utuk memperolh kemurnian

yg sgt tinggi (utk digunakan sbg semikonduktor) unsurnya pertama-tama diubah menjadi

klorida, yg direduksi kembali menjadi logam oleh hidrogen suhu tinggi. Setelah pengecoran

menjadi batangan kemudian dihaluskan (zone refined).

Batangn logam dipanaskan dekat ujungnya sehingga dihasilkan lempeg bersilang dari

lelehan silikon (Si). Karena pengotor lebih larut dlm lelehan tersebut drpd dlm padatannya

yg terkonsentrasi dlm lelehan, & daerah yg meleleh, kemudian bergerak lambat sepanjang

batangan dgn pemindahan sumber panas. Hal ini membawa pengotor sampai ke ujung.

Proses ini perli di ulang. Ujung yg tidak murni kemudian dipotong.

c. Germanium

Senyawa germanium adalah GeO2, GeCl4,GeS2, SiGe. Keberadaan germanium dialam

sangat sedikit, yang diperoleh dari batu bara dan batuan seng pekat.nsur ini lebih reaktif

daripada silikon, dan dapat larut dalam HNO3 dan H2SO4 pekatSEperti silikon, germanium

juga merupakan bahan semikonduktor. Keberadaan germanium dialam sangat sedikit, yang

diperoleh dari batu bara dan batuan seng pekat.nsur ini lebih reaktif daripada silikon, dan

dapat larut dalam HNO3 dan H2SO4 pekatSEperti silikon, germanium juga merupakan bahan

semikonduktor.

d. Timah

Senyawaan timah yang penting adalah organotin, SnO2, Stanat, timah klorida, timah hidrida,

dan timah sulfide.

Berbagai macam metode dipakai untuk membuat timah dari biji timah tergantung dari

jenis biji dan kandungan impuritas dari biji timah. Bijih timah yang biasa digunakan

untuk produksi adalah dengan kandungan 0,8-1% (persen berat) timah atau

sedikitnya 0,015% untuk biji timah berupa bongkahan-bongkahan kecil. Biji timah

dihancurkan dan kemudian dipisahkan dari material-material yang tidak diperlukan,

adakalanya biji yang telah dihancurkan dilewatkan dalam “floating tank” dan

titambahkan zat kimia tertentu sehingga biji timahnya bisa terapung sehingga bisa

dipisahkan dengan mudah.

Biji timah kemudian dikeringkan dan dilewatkan dalam alat pemisah magnetik

sehingga kita dapat memisahkan biji timah dari impuritas yang berupa logam besi.

Biji timah yang keluar dari proses ini memiliki konsentrasi timah antara 70-77% dan

hampir semuanya berupa mineral Cassiterite.

Cassiterite selanjutnya diletakkan dalam furnace bersama dengan karbon dalam

bentuk coal atau minyak bumi. Adakalanya juga ditambahkan limestone dan pasir

untuk menghilangkan impuritasnya kemudian material dipanaskan pada suhu 1400

C. Karbon bereaksi dengan CO2 yang ada didalam furnace membentuk CO, CO ini

kemudian bereaksi dengan cassiterite membentuk timah dan karbondioksida. Logam

timah yang dihasilkan dipisahkan melalui bagian bawah furnace untuk diproses lebih

lanjut. Untuk memperoleh timah dengan kemurnian yang tinggi maka dapat

dilakukan dengan menggunakan proses elektrolisis. Dengan cara ini kemurnian

timah yang diperoleh bisa mencapai 99,8%.

Berbagai macam metode dipakai untuk membuat timah dari biji timah tergantung dari

jenis biji dan kandungan impuritas dari biji timah. Bijih timah yang biasa digunakan

untuk produksi adalah dengan kandungan 0,8-1% (persen berat) timah atau

sedikitnya 0,015% untuk biji timah berupa bongkahan-bongkahan kecil. Biji timah

dihancurkan dan kemudian dipisahkan dari material-material yang tidak diperlukan,

adakalanya biji yang telah dihancurkan dilewatkan dalam “floating tank” dan

titambahkan zat kimia tertentu sehingga biji timahnya bisa terapung sehingga bisa

dipisahkan dengan mudah.

Biji timah kemudian dikeringkan dan dilewatkan dalam alat pemisah magnetik

sehingga kita dapat memisahkan biji timah dari impuritas yang berupa logam besi.

Biji timah yang keluar dari proses ini memiliki konsentrasi timah antara 70-77% dan

hampir semuanya berupa mineral Cassiterite.

Cassiterite selanjutnya diletakkan dalam furnace bersama dengan karbon dalam

bentuk coal atau minyak bumi. Adakalanya juga ditambahkan limestone dan pasir

untuk menghilangkan impuritasnya kemudian material dipanaskan pada suhu 1400

C. Karbon bereaksi dengan CO2 yang ada didalam furnace membentuk CO, CO ini

kemudian bereaksi dengan cassiterite membentuk timah dan karbondioksida. Logam

timah yang dihasilkan dipisahkan melalui bagian bawah furnace untuk diproses lebih

lanjut. Untuk memperoleh timah dengan kemurnian yang tinggi maka dapat

dilakukan dengan menggunakan proses elektrolisis. Dengan cara ini kemurnian

timah yang diperoleh bisa mencapai 99,8%.

e. Timbal

Senyawa timbal yang umum adalah Tetra Etil Lead (TEL), PbO2, Timbal(II) Klorida

(PbCl2), Timbal tetroksida (Pb3O4), dan Timbal(II) Nitrat. Pada umumnya biji timbal

mengandung 10% Pb dan biji yang memiliki kandungan timbal minimum 3% bisa dipakai

sebagai bahan baku untuk memproduksi timbal. Biji timbal pertama kali dihancurkan dan

kemudian dipekatkan hingga konsentrasinya mencapai 70% dengan menggunakan proses

“froth flotation” yaitu proses pemisahan dalam industri untuk memisahkan material yang

bersifat hidrofobik dengan hidrofilik.

Kandungan sulfida dalam biji timbal dihilangkan dengan cara memanggang biji timbal

sehingga akan terbentuk timbal oksida (hasil utama) dan campuran antara sulfat dan silikat

timbal dan logam-logam lain yang ada dalam biji timbal. Pemanggangan ini dilakukan

dengan menggunakan aliran udara panas. Reaksi yang terjadi adalah:

MSn + 1.5nO2 → MOn + nSO2.

Timbal oksida yang terbentuk direduksi dengan menggunakan alat yang dinamakan

“blast furnace” dimana pada proses ini hampir semua timbal oksida akan direduksi menjadi

logam timbal. Hasil timbal dari proses ini belum murni dan masih mengandung kontaminan

seperti Zn, Cd, Ag, Cu, dan Bi. Timbal oksida yang tidak murni ini kemudian dicairkan dalam

“furnace reverberatory” dan ditreatment menggunakan udara, uap, dan belerang dimana

kontaminan akan teroksidasi kecuali perak, emas, dan bismuth. Kontaminan ini akan

terapung pada bagian atas sehingga dapat dipisahkan. Logam perak dan emas dipisahkan,

dan bismuthnya dihilangkan dengan menggunakan logam kalsium dan magnesium. Hasil

logam yang dihasilkan dari keseluruhan proses ini adalah logam timbal. Logam timbal yang

sangat murni diperoleh dengan cara elektrolisis meggunakan elektrolit silica flourida.

C. Reaksi yang terjadi

Timbal atau Timah Hitam (Pb) adalah unsur yang bersifat logam, hal ini merupakan

anomali karena unsur-unsur diatasnya (Gol IV) yakni Karbon dan Silikon bersifat non-logam.

Di alam, timbal ditemukan dalam mineral Galena (PbS), Anglesit (PbSO4 ) dan Kerusit

(PbCO3,), juga dalam keadaan bebas. Memiliki sifat khusus seperti dibawah ini, yakni:

1. Berwarna putih kebiru-biruan dan mengkilap.

2. Lunak sehingga sangat mudah ditempa.

3. Tahan asam, karat dan bereaksi dengan basa kuat.

4. Daya hantar listrik kurang baik. (Konduktor yang buruk)

5. Massa atom relative 207,2

6. Memiliki Valensi 2 dan 4.

7. Tahan Radiasi

8. Timbal larut dalam beberapa asam

9. Bereaksi secara cepat dengan halogen

Timbal sering kali memiliki sifat tampak seperti gas mulia yaitu tidak reaktif, ditunjukkan oleh

harga potensial standarnya sebesar – 0,13 V. kereaktifan yang rendah ini dikaitkan dengan

overvoltage yang tinggi terhadap hidrogen, dan juga dalam beberapa hal tidak terlarutkan

oleh H2SO4 pekat dan HCl pekat.

Sifat Timbal yang lain

Berbagai macam timbal oksida mudah direduksi menjadi logamnya. Hal ini bisa dilakukan

dengan menggunakan reduktor glukosa, atau mencampur antara PbO dengan PbS

kemudian dipanaskan.

2PbO + PbS à 3 Pb + SO2

Bila dipanaskan dengan nitrat dari logam alkali maka logam timbal akan membentuk PbO

yang umumnya disebut sebagai litharge. PbO adalah contoh dari timbal dengan biloks 2.

PbO larut dalam asam nitrat dan asam asetat. PbO juga larut dalam larutan basa

membentuk garam plumbit. PbO2 adalah contoh dari timbal dengan biloks 4 dan merupakan

agen pengoksidasi yang kuat. Karena PbO larut dalam asam dan basa maka PbO bersifat

amfoter. Senyawa timbal dengan dua macam biloks juga ada yaitu Pb3O4 yang dikenal

dengan nama minium.

D. Warna nyala

Logam Warna nyala

Karbon

Silikon

Germanium

Timah

Timbal

Sumber : Buku Bse

Lks kimia

5. G olong an VA ( Log am Nit rog e n )

A. Sifat Kimia

a. Nitrogen ( N )

Nomor Atom : 7

Massa Atom : 14,0067 gr/mol

Massa Jenis : 1.251 gr/L

Titik Lebur : 63,15 K

Titik Didih : 77,36 K

Fase : Non Logam

Kalor peleburan : 0.720 kJ/mol

Kalor penguapan : 5.57 kJ/mol

b. Fosfor ( P )

Nomor Atom : 15


Massa Jenis : 1,823gr/L

Titik Lebur : 317,3K

Titik Didih : 550 K

Fase : padat

Kalor peleburan : 0,66 kJ/mol

Kalor penguapan : 12,4 kJ/mol

c. Arsen ( As )

Nomer Atom : 33


Massa Jenis : 5,727 g/L


Titik Didih : 887 K

Fase : Padatan

Kalor peleburan : 24,44 kJ/mol

Kalor penguapan : 34,76 kJ/mol

d. Stibium/Antimon ( Sb )

Nomer Atom : 51


Massa Jenis : 6,53 gr/L

e. Titik Lebur : 903,78 K

f. Titik Didih : 1860 K

g. Fase : padat

h. Kalor peleburan : 19.79 kJ/mol

i. Kalor penguapan : 193.43 kJ/mol

f. Bismut ( Bi )

j. Nomer Atom : 83

k. Massa Atom : 208, 98 gr/mol

l. Massa Jenis : 9,78 gr/L

m. Titik Lebur : 544,7 K

n. Titik Didih : 1837 K

o. Fase : Padatan

p. Kalor peleburan : 11,30 kJ/mol

q. Kalor penguapan : 151 kJ/mol


a. Nitrogen

Pembuatan Amonia ( Proses Haber-Bosch )

Pembuatan Amonia menurut proses Haber-Bosch, Nitrogen terdapat melimpah di udara, yaitu sekitar 78% volume. Walaupun demikian, senyawa nitrogen tidak terdapat banyak di alam. Satu-satunya sumber alam yang penting ialah NaNO3 yang disebut Sendawa Chili. Sementara itu, kebutuhan senyawa nitrogen semakin banyak, misalnya untuk industri pupuk, dan bahan peledak. Oleh karena itu, proses sintesis senyawa nitrogen, fiksasi nitrogen buatan, merupakan proses industri yang sangat penting. Metode yang utama adalah mereaksikan nitrogen dengan hidrogen membentuk amonia. Selanjutnya amonia dapat diubah menjadi senyawa nitrogen lain seperti asam nitrat dan garam nitrat.

asas teori pembuatan amonia dari nitrogen dan hidrogen ditemukan oleh Fritz Haber (1908), seorang ahli kimia dari Jerman. Sedangkan proses industri pembuatan amonia untuk produksi secara besar-besaran ditemukan oleh

http://id.wikipedia.org/w/index.php?title=Kalor_peleburan&action=edit&redlink=1

http://id.wikipedia.org/wiki/Kalor_penguapan

Carl Bosch, seorang insinyur kimia juga dari Jerman. Persamaan termokimia reaksi sintesis amonia adalah :

Berdasarkan prinsip kesetimbangan kondisi yang menguntungkan untuk ketuntasan reaksi ke kanan (pembentukan NH3) adalah suhu rendah dan tekanan tinggi. Akan tetapi, reaksi tersebut berlangsung sangat lambat pada suhu rendah, bahkan pada suhu 500oC sekalipun. Dilain pihak, karena reaksi ke kanan eksoterm, penambahan suhu akan mengurangi rendemen. Proses Haber-Bosch semula dilangsungkan pada suhu sekitar 500oC dan tekanan sekitar 150-350 atm dengan katalisator, yaitu serbuk besi dicampur dengan Al2O3, MgO, CaO, dan K2O. Seiring dengan kemajuan teknologi, digunakanlah tekanan yang jauh lebih besar, bahkan mencapai 700 atm. Untuk mengurangi reaksi balik, maka amonia yang terbentuk segera dipisahkan. Mula-mula campuran gas nitrogen dan hidrogen dikompresi (dimampatkan) hingga mencapai tekanan yang diinginkan. Kemudian campuran gas dipanaskan dalam suatu ruangan yang bersama katalisator sehingga terbentuk amonia. Diagram alur dari proses Haber-bosch untuk sintesis amonia :

Dasar teori pembuatan amonia dari nitrogen dan hydrogen ditemukan oleh Fritz Haber (1908), seorang ahli kimia dari Jerman. Sedangkan proses industri pembuatan amonia untuk produksi secara besar-besaran ditemukan oleh Carl Bosch, seorang insinyur kimia juga dari Jerman. Persamaan termokimia reaksi sintesis amonia adalah :

N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g) ∆H = -92,4Kj Pada 25oC : Kp = 6,2×105

Berdasarkan prinsip kesetimbangan kondisi yang menguntungkan untuk ketuntasan reaksi ke kanan (pembentukanNH3) adalah suhu rendah dan tekanan tinggi. Akan tetapi, reaksi tersebut berlangsung sangat lambat pada suhu rendah, bahkan pada suhu 500oC sekalipun. Dipihak lain, karena reaksi ke kanan eksoterm, penambahan suhu akan mengurangi rendemen. Proses Haber-Bosch semula dilangsungkan pada suhu sekitar 500oC dan tekanan sekitar 150-350 atm dengan katalisator, yaitu serbuk besi dicampur dengan Al2O3, MgO, CaO, dan K2O.

Reaksi kekanan pada pembuatan amonia adalah reaksi eksoterm. Reaksi eksoterm lebih baik jika suhu diturunkan, tetapi jika suhu diturunkan maka reaksi berjalan sangat lambat . Amonia punya berat molekul 17,03. Amonia ditekanan atmosfer fasanya gas. Titik didih Amonia -33,35 oC, titik bekunya -77,7 oC, temperatur & tekanan kritiknya 133 oC & 1657 psi. Entalpi pembentukan (∆H), kkal/mol NH3(g) pada 0oC, -9,368; 25 oC, -11,04. Pada proses sintesis pd suhu 700-1000oF, akan dilepaskan panas sebesar 13 kkal/mol. Kondisi optimum untuk dapat bereaksi dengan suhu 400- 600oC, dengan tekanan 150-300 atm. Kondisi optimum pembuatan amonia (NH3) dapat digambarkan pada tabel berikut :

Kondisi Optimum Pembuatan NH3

Reaksi : N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g) ∆H= -924 kJ

b. Fosfor

.1. Fosfin(PH3), dibuat dengan penambahan asam pada seng florida. Senyawa murni tidak menyala

secara spontan, namun seringkali menyala dengan adanya runutan uap P 2H2 atau P4. Bereaksi dengan

gas HI menghasilkan PH4Isebagai kristal tak berwarna yang tak stabil dan terhidrolisis sempurna

dalam air. PH3 larut dalam asam yang sangat kuat seperti BF3, menghasilkan PH4+ dan hanya larut

sebagian dalam air. PH3 digunakan dalam industri untuk membuat senyawaan organofosfor.

2. Fosfor Triflorida, merupakan suatu gas tidak berwarna dan beracun, dibuat dari fluorinasi PCl3.

Membentuk kompleks dengan logam transisi serupa dengan kompleks yang dibentuk oleh karbon

monoksida. Tidak seperti tri halida yang lain, PF3 dihidrolisis hanya secara lambat oleh air, tetapi

diserang secara cepat olek alkali., tidak memiliki keasaman lewis.

3. Fosfor triklorida, merupakan suatucairan yang bertitik didih rendah yang terhidrolisis kuat oleh air

menghasilkan asam fosfit. Mudah bereaksi dengan oksigen memberikan OPCl3. Kebanyakan dari

reaksi ini adalah khas bagi senyawaan MX3 yang lain, dan juga dengan perubahan nyata dalam rumus

OPCl3 dan okso halida yang lain.

4. Fosfor pentafluorida, dibuat dengan interaksi PCl3 dengan CaF2 pada suhu 300-400oC. Merupakan

asam lewis yang sangat kuat dan membentuk kompleks dengan amina, eter, dan basa lain demikian

pula dengan F-, dimana fosforus menjadi terkoordinasi-6. Kompleks organik ini kurang stabil dan

terdekoposisi secara cepat oleh air dan alkohol, serta meropakan katalisyang baik khususnya untuk

polimerisasi ionik.

5. Oksida fosfor. Fosfor pentoksida(P4O10) dibuat dengan pembakaran fosfor dalam oksigen berlebih.

Mempunyai paling sedikit tiga bentuk padatan, dua adalah polimer namun yang satu adalah bahan

kristal putih yang menyublim pada 360o dan 1atm. P4O10 merupakan salah satu zat pengering yang

paling efektif yangg dikenal pada suhu dibawah 100oC. Bereaksi dengan air membentuk campuran

asam Fosfat. Oksida Fosfor yang lain adalah Ttioksida yang merupakan polimof(suatu bentuk yang

mengandung molekul diskret P4O6). Strukturnya sama dengan P4O10 kecuali bahwa keempat oksigen

apikal tak berjembatan yang terdapat pada yang terakhir hilang. P 4O6 merupakan senyawa tidak

berwarna dan mudah menguap yang terbentuk dengan hasil sekitar 50% bilamana P 4 dibakar dalam

keadaan kekurangan oksigen.

6. Sulfida, fosfor dan sulfur bergabung langsung diatas 100oC memberikan beberapa sulfida, yang

sterpenting adalah P4S3, P4S5, P4S7, dan P4S10. Setiap senyawa diperoleh dengan pemanasan sejumlah

stokiometri fosfor merah dan sulfur. P4S3 digunakan dalam korek api, larut dalam pelarut organik

seperti karbon disulfida dan benzena. P4S10 mempunyai struktur yang sama dengan P4O10.

C. Reaksi yang Terjadi

Reaksi Pada Fosfor

1.) Asam Fosfat :

Asam fosfat merupakan cairan kental tidak berwarna dan mudah larut dalam air. asam

fosfat dapat diperoleh dari reaksi antara fosfor putih dengan oksigen kemudian tambahkan

air. berikut reaksinya:

Selain dengan cara ini asam fosfat dapat diperoleh dari batu fosfat yang direaksikan

dengan asam sulfat pekat.

Selain itu, Asam fosfat dengan batu gamping akan membentuk dikalsium fosfat yang

merupakan bahan dasar pasta gigi dan makanan ternak.

Reaksi sederhananya sebagai berikut:

Ca3 (PO4)2 + CaCO3 =====> Ca HPO4 (dikalsium fosfat)

Asam fosfat direaksikan dengan soda abu menghasilkan 3 produk dengan fungsi berbeda.

Reaksi sederhananya sebagai berikut :

H3PO4 + Soda abu ======> 1,2,3.

1. Sodium tripoly phosphate -----> sebagai bahan detergent

http://wanibesak.wordpress.com/



2. Sodium triotho phosphate -----> pelembut air

3. Tetra sodium pyro phosphate ------> industri keramik.

2.) Fosforil Halida

Adalah X3PO, dimana X mungkin F, Cl atau Br. Salah satu yang terpenting adalah Cl3PO,

dapat diperoleh dengan reaksi :

2PCl3 + O2 2Cl3PO

P4O10 + 6PCl5 10Cl3PO

3.) Trimetilfosfit

Mudah menjalankan isomerisasi spontan menjadi dimetilester dari asam metilfosfonat :

P(OCH3)3 CH3PO(OCH3)2

D. Warna nyala

Nitrogen : Tidak berwarna

Fosfor : Putih

Arsen :

Antimon:

Sumber : http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-sma-ma/tabel-periodik-unsur-dan-struktur-atom/sifat-periodik-unsur-sifat-logam-titik-leleh-dan-titik-didih/

6. G olong an VIA ( Log am Kalkog e n )

A. Sifat Kimia

a. Oksigen

Sifat fisik oksigen

Simbol : O

Nomor atom : 8

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-sma-ma/tabel-periodik-unsur-dan-struktur-atom/sifat-periodik-unsur-sifat-logam-titik-leleh-dan-titik-didih/


Massa atom relatif : 15,99999 gram/mol

Titik lebur : -218,4 oC

Titik didih : -182,96 oC

Densitas (gas) : 1,429 gram/ liter

Densitas (cair) : 1,14 gram/liter (-182,96oC)

Bilangan oksidasi : +2

b. Sulfur ( S )

Simbol : S

Nomor atom : 16

Ar : 32,06 gr/mol

Keelektronegatifan : 2.58

Wujud : padatan

Warna : kuning

Titik leleh

Rombik : 112,80C Monoklin : 1190C

Titik didih : 444,70C

Densitas (pada suhu 200C)

Rombik : 2,03 Monoklin : 1,96

Bilangan oksidasi : -2, +4, +6

Konfigurasi elektron : [Ne] 3s2 3p4

c. Selenium ( Se )

Simbol : Se



Massa Atom : 78.96

http://ms.wikipedia.org/wiki/Neon

Titik Didih : 958 K


Struktur Kristal : Heksagonal




Konfigurasi Elektron : [Ar]3d10 4s2p4




Titik Lebur : 494 K

Bilangan Oksidasi : -2,4,6



d. Telurium ( Te )

- Massa jenis 6,24 g/cm3

- Massa jenis (dalam cairan) 1,96 g/cm3

- Titik lebur 722.66 K(448,51oC)

- Titik didih 1261(998oC)

- Kalor peleburan (mono)17,48 kJ/mol

- Kalor penguapan (mono) 114,1 kJ/mol

- Kapasitas kalor (25oC)25.73 J/(mol.K)

e. Polonium ( Po )

Polonium 210 memiliki titik cair yang rendah, logam yang mudah menguap, dengan 50%

polonium menguap di udara dalam 45 jam pada suhu 55oC. Merupakan pemancar alpha dengan

masa paruh waktu 138.39 hari. Satu milligram memancarkan partikel alfa seperti 5 gram radium.

Energi yang dilepaskan dengan pancarannya sangat besar (140 W/gram); dengan sebuah kapsul

yang mengandung setengah gram polonium mencapai suhu di atas 500oC. Kapsul ini juga

menghasilkan sinar gamma dengan kecepatan dosisnya 0.012 Gy/jam. Sejumlah curie (1 curie =

3.7 x 1010Bq) polonium mengeluarkan kilau biru yang disebabkan eksitasi di sekitar gas.


a. Oksigen

Oksida asam

Oksida asam adalah oksida dari unsur non logam dan oksida unsur blok d dengan bilangan oksidasi besar (Achmad.2001; 28)

SO3 (g) + H2O (l) → 2H+ (aq) + SO42- (aq)

CO2 (g) + H2O (l) → 2 H+ (aq) + CO32- (aq)

CrO3 (s) + H2O (l) → 2H+ (aq) + CrO42- (aq)

Oksida basa

Oksida ini bereaksi dengan air membentuk basa (Achmad.2001; 29)

CaO (s) + H2O (l) → Ca2+ (aq) + 2 –OH (aq)

Na2O (s) + H2O (l) → 2 Na+ (aq) + 2 –OH (aq)

Oksida amfoter

Oksida ini dapat bereaksi dengan asam maupun basa (Achmad.2001; 29)

ZnO (s) + 2 HCl → ZnCl2 (g) + H2O (l)

ZnO (s) + 2 –OH (aq) + H2O (g) → Zn (OH)42- (aq)

Beberapa logam oksida yang bersifat amfoter seperti BeO, Al2O3, Ga2O3, SnO, PbO dan ZnO

Oksida netral

Oksida ini berikatan kovalen satu sama lainnya dan tidak bereaksi dengan asam maupun basa misalnya, NO,NO2, dan CO.

Oksida campuran

Oksida ini merupakan campuran dari oksida sederhana misalnya: P3O4 merupakan campuran PbO dan PbO2

Hidrogen peroksida (H2O2).

H2O2 adalah hidrida oksigen yang tidak stabil, yang mengandung gugus –O-O-. lemahnya ikatan antara dua oksigen yang menyebabkan hidrogen peroksida tidak stabil

b. Sulfur

a . Proses Frasch

Tiga buah pipa yang konsentris ditanamkan ke dalam endapan belerang. A ir lewat

panas (165oC) dan dibawah tekanan dimasukkan ke dalam terluar, dan oleh suhu yang

setinggi ini belerang menjadi mencair . Kemudian udara di bawah tekanan ditiupkan melalui

pipa paling dalam. Keadaan ini memaksa belerang cair ke permukaan melalui pipa tengah.

Melalui cara ini didapatkan belerang dengan tingkat kemurnian 99%

b . Proses Sisilia

Hydrogen sulfide diekstrak dari gas alam dengan cara penggelembungan gas melalui

etanolamin, HOCH2CH2NH2 suatu pelarut basa organic . Proses Clause sangat mengurangi

pencemaran dari pembakaran gas alam dan minyak bumi. Berikut adalah reaksi yang terjadi

dalam pembuatan belerang dengan proses Clause :

H2S(g ) + 3/2 O2 (g ) SO2 (g ) + H2 O (g) Ini dapat digunakan secara langsung untuk pembuatan asam sulfat atau dikonversi lagi

menjadi unsur belerang melalui reaksi dengan H2S. Berikut reaksinya :

SO2 (g ) + H2 O (g ) 3S( l ) + 2H2O ( l )

c. Proses Kontak

Pada pembuatan belerang dengan proses kontak bahan baku yang digunakan belerang, udara dan air.

S(s)+O2(g) SO2(aq) 2SO2(g)+O2(g)↔2SO3(g) SO3(g)+H2O(l)→H2SO4(aq)

Pertama-tama belerang padat dimasukan kedalam drum berputar lalu dibakar dengan oksigen dari udara dan hasilnya gas SO2 dimurnikan dengan pengendap elektrostatika ( kawat-kawat

betegangan tinggi ) partikel-partikel debu dan kotoran lain menjadi bermuatan dan tertarik oleh kawat yang muatannya berlawanan, sehingga debu-debu itu jatuh kelantai ruangan. Campuran gas SO2 dan udara kemudian dialirkan kedalam ruangan yang dilengkapi katalis

serbuk V2O5. Disini berlangsung proses kontak yaitu kontak antara campuran gas-gas dengan katalis. Gas SO2 bereaksi dengan oksigen dengan udara untuk membentuk gas SO3.

2SO2(g)+O2(g)↔2SO3(g) ∆H = -90 kJ Agar reaksi ini bergeser kekanan gas SO3 yang terbentuk segera direaksikan dengan air untuk menghasilkan H2SO4

SO3(g)+H2O(l)→ H2SO4(aq) Gas SO3 direaksikan dengan H2SO4 untuk membentuk asam pirosulfat, H2S2O7 kemudian

barulah asam pirosulfat direaksikan denga air untuk membentuk asam sulfat SO3¬(g)+H2SO4(aq) →H2S2O7(aq) H2S2O7(aq)+H2O→2H2SO4¬(aq)

C. Reaksi – reaksi yang terjadi

1. Sulfur dioksida (SO2)

Sulfur dioksida adalah gas tidak berwarna, berbau khas, memerihkan mata dan dapat merusak saluran pernafasan. SO2 dapat terbentuk dari pembakaran batu bara yang mengandung belerang dan pemanggangan biji sulfida. SO2 dapat larut dengan baik dalam air

SO2 (g) + H2O (l) → H2SO3 (aq)

Sifat sulfur dioksida mudah larut dan menghasilkan asam seperti yang dijelaskan diatas mengakibatkan persoalan lingkungan di daerah dimana digunakan bahan bakar yang mengandung belerang. Jika turun hujan gas ini terlarut dalam air sehingga turun sebagai asam sulfit yang encer. SO2 diproduksi secara secara kemersial dalam skala yang besar. Di dalam laboratorium SO2 dapat dideteksi dengan cara:

1. Dengan baunya sendiri 2. Karena adanya perubahan dari kertas filter dengan pengasamkan dengan larutan

hijau kalium kromat, hal ini berhubungan dengan terbentuknya Cr3+.

K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

1. Karena adanya perubahan dari kertas biru kanji iodate (adanya kanji dan I2)

2KIO3 + 5SO2 + 4H2O I2 + 2KHSO4 + 3H2SO4

Metode kuantitatif untuk perhitungan SO2 di atmosfer sangatlah penting karena berhubungan dengan terjadinya hujan asam. Metode tersebut meliputi:

Oksidasi menghasilkan H2SO4, penentunya dengan titrasi Reaksi dengan K2[HgCl4] untuk memberikan kompleks merkuri dengan bereaksi

dengan pararosalin dan ditentukan dengan kolorimetri.

K2[HgCl4] + 2 SO4 + 2H2O K2[Hg(SO3)2] + 4 HCl

· Pembakaran dengan api hidrogen di dalam flame photometer dan mengukum spektrum S2.

2. Sulfur trioksida (SO3)

Pada suhu kamar belerang trioksida berupa padatan yang terdiri dari satuan SO3

dengan struktur yang rumit. Padatan ini mudah menguap dan fasa gas SO3 terdiri dari molekul planar (Achmad.2001; 40).

Molekul diatas melibatkan kedua ikatan pπ-pπ dan pπ-dπ S-O, yang membentuk polimer dalam keadaan padat (Cotton.2007:369).

Dari hasil eksperimen diperoleh 3 ikatan S-O pada SO3 sama panjang, yaitu 141,8(1) pm. Harga ini dekat dengan panjang ikatan S-O dengan orde ikatan 2 yakni 142 pm sehingga struktur lewis SO3 yang memenuhi adalah sebagai berikut (Effendy.2006: 39)

Sulfur trioksida dibuat dengan cara oksidasi belerang dioksida dengan oksigen

2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 3. Asam sulfat

Gas SO3 bereaksi dengan air membentuk H2SO4.

SO3(g) + H2O(l) H2SO4(l)

Asam sulfat sangat penting bagi kemakmuran suatu negara industri yang erat kaitannya dengan berbagai-bagai industri. Pabrik asam sulfat memerlukan belerang dioksida yang dapat diperolah dari (Achmad, 2001: 40-41):

a) Pembakaran belerang

S + O2 SO2

b) Pirit atau seng sulfida

Pada pemanggaman bijih-bijih logam ini dihasilkan sulfur dioksida sebagai hasil samping.

4 FeS2 + 11 O2 2 Fe2O3 + SO2

2 ZnS + 3 O2 2 ZnO + 2 SO2

Anhidrit CaSO4

CaSO4 + 2 C 2 CO2 + CaS

CaS + 3 CaSO4 4 CaO + 4 SO2

Hampir semua asam sulfat dibuat dengan menggunakan metode kontak. Proses ini berlangsung dalam tiga tahap yaitu:

Produksi SO2

Belerang dibakar dalam udara kering di ruang pembakar pada suhu 10000C

S + O2 SO2 ∆H= -297 kJ mol-1

Gas yang dihasilkan mengandung kurang lebih 10 % volume sulfur dioksida =, kemudian setelah didinginkan sampai 4000C dimurnikan dengan cara pe-ngendapan elektrostatik.

b) Konversi SO2 menjadi SO3

Dengan menggunakan katalis (biasanya vanadium (V) oksida), sulfur dioksida direaksikan dengan udara bersih yang berlebuh. Oleh karena reaksi adalah rekasi eksotermis, gas-gas ini direksikan pada 4500C-4740C.

2 SO2 + O2 2 SO3 ∆ H= -98 kJ mol-1

Gas yang panas ini dialirkan melalui sebuah konverter yang terdiri dari empat lapisan yang dicampur dengan katalis vanadium (V) oksida. Pada lapisan pertama 70% SO2 dapat diubah menjadi SO3. Oleh karena reaksinya adalah reaksi endoterm, gas harus didinginkan terlebih dahulu sebelum mengalami konversi pada lapisan kedua pekerjaan ini diulangi sehingga sampai pada lapisan keempat 98% sulfur dioksida diubah menjadi belerang trioksida. Agar dapat mencapai 99,5% konversi, sulfur trioksida yang dihasilkan didinginkan kemudian dilarutkan dalam asam sulfat 98% sampai 99%.

c) Konversi SO3 menjadi H2SO4

Sulfur trioksida yang dihasilkan didinginkan kemudian dilarutkan dalam H2SO4 98% sehingga menghasilkan asam 98,5% yang diencerkan dengan air.

1. SO3 + H2SO4 H2S2O7 2. H2S2O7 + H2O 2 H2SO4

Reaksi keseluruhannya adalah

H2O + SO3 H2SO4 ∆H= -130 kJ mol-1

4. tiosulfat (H2S2O3)

Walaupun asam ini akan dihasilkan bila tiosulfat diasamkan, asam bebasnya tidak stabil. Ion S2O3

2- dihasilkan dengan mengganti satu oksigen dari ion SO42-dengan belerang, dan

asam tiosulfat ini adalah reduktor sedang.

5. Asam sulfit (H2SO3)

Garam sulfit sangat stabil namun asam bebasnya belum pernah diisolasi. Ion SO32- memiliki

simetri piramida dan merupakan reagen pereduksi. Dalam asam ditionat, H2S2O6, ion ditionat, S2O6

2-, bilangan oksidasi belerang adalah +5, dan terbentuk ikatan S-S. Senyawa ditionat adalah bahan pereduksi yang sangat kuat

6. Oksida lainnya.

Contohnya adalah S2O, S6O, S10O

D. Warna nyala

Oksigen : tidak berwarna

Belerang :

Selenium :

Telurium:

Polonium :

Sumber : http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-sma-ma/tabel-periodik-unsur-dan-struktur-atom/sifat-periodik-unsur-sifat-logam-titik-leleh-dan-titik-didih/



7. G olong an VIIA ( Log am Halog e n )

A. Sifat Kimia

1. Fluor

Ditemukan dalam fluorspar oleh Schwandhard pada tahun 1670 dan baru pada tahun 1886 Maisson berhasil mengisolasinya. Merupakan unsur paling elektronegatif dan paling reaktif.Memiliki konfigurasi elektron [He]2S22P5 . Dalam bentuk gas merupakan molekul diatom (F2), berbau pedas, berwarna kuning mudan dan bersifat sangat korosif. Serbuk logam, glass, keramik, bahkan air terbakar dalam fluorin dengan nyala terang. Dan tahukan kamu? Dengan adanya komponen fluorin dalam air minum melebihi 2 ppm dapat menimbulkan lapisan kehitaman pada gigi. Flour memiliki

titik didih -188⁰C dan titik lebur -220⁰C jika dibandingkan dengan unsur lainnya dalam halogen. Flour merupakan unsur yang paling rendah titik didihnya,Massa atom Relatif/Mr dari Flour ini adalah 18,9984.

2. Klor

Ditemukan oleh Scheele pada tahu 1774 dan dinamai oleh Davy pada tahun 1810. Klor ditemukan di alam dalam keadaan kombinasi sebagai gas Cl2, senyawa dan mineral seperti kamalit dan silvit.Klor memiliki konfigurasi elektron [Ne]3S23P5.Gas klor berwarna kuning kehijauan, dapat larut dalam air, mudah bereaksi dengan unsur lain. Klor dapat mengganggu pernafasan, merusak selaput lender dan

dalam wujud cahaya dapat membakar kulit. Titik didih dari gas klor adalah -35⁰C dan titik leleh -220⁰C. Sedangkan massa atom relatif/Mr dari klor ini adalah 35,453.

3. Brom

Ditemukan oleh Scheele pada tahu 1774 dan dinamai oleh Davy pada tahun 1810. Klor ditemukan di alam dalam keadaan kombinasi sebagai gas Cl2, senyawa dan mineral seperti kamalit dan silvit.Klor memiliki konfigurasi elektron [Ne]3S23P5.Gas klor berwarna kuning kehijauan, dapat larut dalam air, mudah bereaksi dengan unsur lain. Klor dapat mengganggu pernafasan, merusak selaput lender dan

dalam wujud cahaya dapat membakar kulit. Titik didih dari gas klor adalah -35⁰C dan titik leleh -220⁰C. Sedangkan massa atom relatif/Mr dari klor ini adalah 35,453.

4. Iodium

Ditemukan oleh Courtois pada tahun 1811. Merupakan unsur nonlogam. Padatan mengkilap berwarna hitam kebiruan yang memiliki konfigurasi elektron [Kr]5S25P5.Dapat menguap pada temperatur biasa membentuk gas berwarna ungu-biru berbau tidak enak (perih). Di alam ditemukan dalam air laut (air

asin) garam chili, dll. Unsur halogen ini larut baik dalam CHCl3, CCl4, dan CS2 tetapi sedikit sekali larut dalam air. Dikenal ada 23 isotop dan hanya satu yang stabil yaitu 127I yang ditemukan di alam. Kristal iodin dapat melukai kulit, sedangkan uapnya dapat melukai mata dan selaput lendir

5. Astatin

Merupakan unsur radioaktif pertama yang dibuat sebagai hasil pemboman Bismuth dengan partikel-partikel alfa (hasil sintesa tahun 1940) oleh DR. Corson, K.R. Mackenzie dan E. Segre. Dikenal ada 20 isotop dari astatin, dan isotop At(210) mempunyai waktu paruh 8,3 jam (terpanjang).

Astatin lebih logam disbanding iodium. Sifat kimianya mirip iodium, dapat membentuk senyawa antar halogen (AtI, AtBr, AtCl), tetapi belum bisa diketahui apakah At dapat membentuk molekul diatom seperti unsur halogen lainnya. Senyawa yang berhasil dideteksi adalah HAt dan CH3At.

B. Pembuatan senyawa

1. Di Laboratorium

Pembuatan senyawa halogen untuk skala laboratotium bisa dilakukan dengan cara mengoksidasi senyawa halida dengan MnO2 atau KmnO4 dalam asam (H2SO4

pekat).

X- + MnO4 + H+

X2 + Mn2+ + H2O

2. Industri

Pembuatan senyawa halogen dalam industri sebagai berikut :

F2

F2 dibuat melalui proses elektrolisis. KHF2 dilarutkan dalam HF cair, lalu ditambahkan LiF (untuk menurunkan suhu sampai ±100oC dalam wadah baja) KHF2 K+ + HF2

-

HF2- H+ + F-

Pada katoda baja : H+ + 2e H2

Pada anoda baja : F- F2 + e

Cl2

Cl2 dapat dibuat dengan 2 cara : 1. Proses Downs

Proses Downs dilakukan untuk menurunkan titik lebur dari 800oC menjadi 600oC. Caranya, dengan mengelektrolisis leburan NaCl dengan sedikit NaF. Katoda (besi) : Na+ + e Na

Anoda (carbón) : 2Cl- Cl2 + 2e

2. Proses Gibbs Proses Gibbs dilakukan dengan cara mengelektrolisis larutan NaCl Katoda (besi) : 2H2O + 2e 2OH- + H2

Anoda (karbon) : 2Cl- Cl2 + 2e

Br2 Br2 diperoleh dengan cara mereaksikan campuran udara dan gas Cl2 yang dialirkan melalui air laut (air laut banyak mengandung ion Br-).

Cl2 + Br- Cl- + Br2

C. Reaksi-reaksi pada logam halogen

a. Reaksi dengan Logam

Halogen bereaksi dengan sebagian besar logam akan menghasilkan senyawa garam/halida logam.

Contoh :

2Na + Cl2 → NaCl

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3

Sn + 2Cl2 → SnCl4

Mg + Cl2 → MgCl2

2Al + 3Cl2 → 2AlCl3

Halida logam yang terbentuk bersifat ionik jika energi ionisasinya rendah dan logamnya memiliki biloks rendah. Hampir semua halida bersifat ionik. Contoh Na+, Mg2+, Al3+. Sedangkan yang bersifat semi ionok adalah AlCl3

b. Reaksi dengan Non Logam

Halogen bereaksi dengan non-logam akan membentuk asam halida/senyawa halide. Halogen dapat bereaksi dengan oksigen,fosfor, dan beberapa unsur lain.

Contoh :

Xe + F2 → XeF2

2Kr + 2F2 → KrF4

2P + 3Cl2 → 2PCl3

c. Reaksi dengan Metaloid

Halogen bereakksi dengan metaloid. Contoh:

2B +3Cl2 → 2BCl3

2Si + 2Cl2 → SiCl4

D. Warna nyala

1. Fluor : Kuning Muda 2. Klor : Hijau muda 3. Brom : Merah muda 4. Iodium : Hitam

Sumber : Sumber http://esdikimia.wordpress.com/2011/10/25/unsur-unsur-golongan-utama/

http://esdikimia.wordpress.com/2011/10/25/unsur-unsur-golongan-utama/

8. G olong an VIIIA ( Log am G as M ulia )

A. Sifat Kimia

Kereaktifan gas mulia akan berbanding lurus dengan jari-jari atomnya, jadi kereaktifan gas mulia akan bertambah dari He ke Rn hal ini disebabkan pertambahan jari-jari atom

menyebabkan daya tarik inti terhadap elektron kulit luar berkurang, sehingga semakin mudah ditarik oleh atom lain.

Tetapi gas mulia adalah unsur yang tidak reaktif karena memiliki konfigurasi elektron yang sudah satbil, hal ini didukung kenyataan bahwa gas mulia di alam selalu berada sebagai atom tunggal atau monoatomik. Tetapi bukan berarti gas mulia tidak dapat berreaksi, hingga

sekarang gas mulia periode 3 ke atas (Ar, Kr, Xe, Rn) sudah dapat berreaksi dengan unsur yang sangat elektronegatif seperti Flourin dan Oksigen.


Helium

Sebagai pengisi Balon udara, hal ini dikarenakan helium adalah gas yang Helium merupakan zat yang ringan dan tidak muadah terbakar, Helium biasa digunakan untuk mengisi balon udara, dan helium yang tidak reaktif digunakan untuk mengganti nitrogen untuk membuat udara buatan yang dipakai dalam penyelaman dasar laut. Helium yang berwujud cair juga dapat digunakan sebagai zat pendingin karena memiliki titik uap yang sangat Neon

Neon biasanya digunakan untuk mengisi lampu neon. Selain itu juga neon dapat digunakan untuk berbagi macam hal seperti indicator tegangan tinggi, zat pendingin, penangkal petir, dan mengisi tabung televise. Argon

Argon dapat digunakan dalam las titanium dan stainless steel. Argon juga digunakan dalam las dan sebagai pengisi bola lampu pijar. Kripton

Kripton bersama argon digunakan sebagai pengisi lampu fluoresen bertekanan rendah. Krypton juga digunakan dalam lampu kilat untuk fotografi kecepatan tinggi. Xenon

http://noviakimiapasca.files.wordpress.com/2011/05/sifat-fisis-gas-mulia.jpg

Xenon dapat digunakan dalam pembuatan lampu untuk bakterisida (pembunuh bakteri) dan pembuatan tabung elektron. Radon Radon dapat digunakan dalam terapi kanker karena bersifat radioaktif. Radon juga dapat berperan sebagai sistem peringatan gempa, Karena bila lepengn bumi bergerak kadar radon akan berubah sehingga bias diketahui bila adanya gempa dari perubahan kadar radon.

Gas Mulia Reaksi Nama senyawa yang terbentuk

Cara peraksian

Ar(Argon) Ar(s) + HF → HArF Argonhidroflourida

Senyawa ini dihasilkan oleh fotolisis dan

matriks Ar padat dan stabil pada suhu rendah

Kr(Kripton) Kr(s) + F2(s) → KrF2(s) Kripton flourida

Reaksi ini dihasilkan dengan cara

mendinginkan Kr dan F2pada suhu -196 0C lalu diberi loncatan muatan listrik atau sinar X

Xe(Xenon)

Xe(g) + F2(g) → XeF2(s)

Xe(g) + 2F2(g)→ XeF4(s) Xe(g) + 3F2(g)→ XeF6(s)

XeF6(s) + 3H2O(l) → XeO3(s) +

6HF(aq)6XeF4(s)+ 12H2O(l) → 2XeO3(s) + 4Xe(g) + 3O(2)(g) + 24HF(aq)

Xenon flourida

Xenon oksida

XeF2 dan XeF4 dapat diperoleh dari pemanasan Xe dan F2pada

tekanan6 atm, jika umlah peraksi F2lebih besar maka akan diperoleh XeF6

XeO4 dibuat dari reaksi

disproporsionasi(reaksi dimana unsur pereaksi yang sama sebagian teroksidasi

dan sebagian lagi tereduksi) yang

kompleks dari larutan XeO3 yang bersifat alkain

Rn(Radon) Rn(g) + F2(g) → RnF Radon flourida Bereaksi secara spontan.

C. Reaksi-reaksi yang terjadi

Gas Mulia adalah gas yang sudah memiliki 8 elektron valensi dan memiliki kestabilan yang tinggi. Tetapi gas mulia pun masih dapat berreaksi dengan atom lain.

Karena sebenarnya tidak semua sub kuit pada gas mulia terisi penuh. Contoh:

Ar : [Ne] 3s2 3p6 Sebenarnya atom Ar masih memiliki 1 Sub kulit yang masih kosong yaitu sub kulit d jadi

Ar : [Ne] 3s2 3p6 3d0 jadi masih bisa diisi oleh atom-atom lain.

Gas Mulia Reaksi Nama senyawa yang terbentuk

Cara peraksian

Ar(Argon) Ar(s) + HF → HArF Argonhidroflourida Senyawa ini dihasilkan oleh fotolisis dan matriks Ar padat dan stabil pada suhu

rendah

Kr(Kripton) Kr(s) + F2(s) → KrF2(s) Kripton flourida Reaksi ini dihasilkan dengan cara

mendinginkan Kr dan F2pada suhu -196 0C lalu diberi loncatan muatan listrik atau

sinar X

Xe(Xenon)

Xe(g) + F2(g) → XeF2(s)

Xe(g) + 2F2(g)→ XeF4(s)

Xe(g) + 3F2(g)→ XeF6(s)

XeF6(s) + 3H2O(l) →

XeO3(s) + 6HF(aq)6XeF4(s)+ 12H2O(l) → 2XeO3(s) + 4Xe(g) +

3O(2)(g) + 24HF(aq)

Xenon flourida

Xenon oksida

XeF2 dan XeF4 dapat

diperoleh dari pemanasan Xe dan F2pada tekanan6 atm, jika umlah peraksi F2lebih

besar maka akan diperoleh XeF6

XeO4 dibuat dari reaksi

disproporsionasi(reaksi dimana unsur pereaksi yang sama sebagian teroksidasi

dan sebagian lagi tereduksi) yang kompleks dari larutan XeO3 yang bersifat

alkain

Rn(Radon) Rn(g) + F2(g) → RnF Radon flourida Bereaksi secara spontan.

D. Warna nyala

Helium : Orange Neon : Merah Argon : Ungu Kebiru-biruan Kripton : Biru muda Keputih-putihan Xenon : Biru muda Radon :

Sumber : http://gas-mulia.blogspot.com/2009/11/gas-mulia.htm

http://gas-mulia.blogspot.com/2009/11/gas-mulia.htm

Tugas Kimia

Golongan Utama IA – VIIIA

D I S U S U N Oleh Nama : R. Muhammad Taufiq

Kelas : XII Ipa 2 Nis : 1987 SMA Negeri 9 Kendari Tahun Pelajaran 2012/2013

008Tugas kimia golongan ia viiia (2)

Law