Rangkuman Nitrogen Dan Oksigen.doc 1y12j

RANGKUMAN NITROGEN DAN OKSIGEN A. KEBERADAAN DAN SIFAT-SIFAT NITROGEN -

Nitrogen tidak berbau dan tidak berwarna. Udara mengandung 78% nitrogen Nitrogen tidak menopang kehidupan Nitrogen tidak beracun Nitrogen tidak mudah terbakar dan tidak memperbesar pembakaran

B.

CARA MEMPEROLEH NITROGEN Di laboratorium Beberapa reaksi berikut dapat di gunakan untuk memperoleh gas nitrogen di laboratorium.

1. 2.

3CuO(s) + 2NH3(g) 3Cu(s) + 3H2O(g) + N2(g) ...... (dengan pemanasan) NaNO2(s) + NH4Cl(s) NaCl(s) + 2H2O(g) + N2(g) ...... (dengan pemanasan) 3. (NH4)2Cr2O7(s) Cr2O3(s) + 4H2O(g) + N2(g) ...... (dengan pemanasan) 4. 2NH4NO3(s) 4H2O(g) + 2N2(g) + O2(g) ...... (dengan Pemanasan)

1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.

Dalam industri Secara komersial nitrogen dipisahkan dari udara dengan cara distilasi bertingkat udara cair. Mula-mula udara dibersihkan dari debu dan partikel-partikel padat lainya, kemudian di alirkan ke dalam KOH atau NaOH untuk mengikat gas CO2 dan uap air. Udara kering yang bebas CO2 dimampatkan di dalam ruangan dengan kompresor sampai tekananya 200 atm, sambil didinginkan di dalam ruang penukar panas. Udara dingin dengan tekanan tinggi di ekspansikan (diturunkan tekananya) sampai pada tekanan 20 atm, sehinga suhunya turun dan mencair. Selanjutnya, Udara cair ini dinaikkan suhunya secara bertahap. Pada suhu sedikit di atas -196 derajat celcius (titik didih N2 = -196 derajat celcius) akan diperoleh gas nitrogen. Gas nitrogen ini dicairkan kembali dan ditampung pada botol Dewar (terbuat dari baja). Pada saat suhu mencapai -183 derajat celcius gas oksigen akan menguap dan dipisahkan tersendiri kemudian dicairkan kembali dan diperoleh oksigen cair.

C.

BEBERAPA SENYAWA NITROGEN Senyawa nitrogen yang penting adalah NH3 (amonia) dan HNO3 (asam nitrat) : a) Amonia Amonia merupakan senyawa nitrogen yang cukup penting di dalam industri kimia. Amonia dibuat dari reaksi antara gas nitrogen dan gas hidrogen secara langsung melalui proses Haber-Bosch. Di dalam laboratorium, amonia dapat dibuat dari reaksi antara amonium klorida dengan basa kuat (misalnya NaOH). NH4Cl(aq) + NaOH(aq)

NaCl(aq) + H2O(l) + NH3(g)

Dalam industri, amonia umumnya tidak digunakan secara langsung, tetapi dimanfaatkan sebagai senyawa-antara (bahan baku) untuk industri bahan kimia yang lain. Misalnya, untuk membuat bahan peledak (nitrat, dinamit, azida), plastik (nitroselulosa, urea-

formaldehida, melamin), industri kertas (amonium bisulfit), pupuk (amonium sulfat, urea, amonium nitrat). Selain itu ada juga yang dimanfaatkan secara langsung sebagai amonia, misalnya refrigeran (pendingin pada almari es), insektisida, dan pengolahan kertas. b) Asam Nitrat dan Garam Nitrat Asam nitrat dan senyawa nitrat merupakan salah satu bahan industri kimia yang penting dari senyawa nitrogen. Asam nitrat dibuat melalui proses Oswald. Proses ini pertama kali diusulkan oleh Friederich Oswald pada tahun 1908 dengan bahn baku amonia. Amonia yang dihasilkan dari proses Haber dioksidasi oleh oksigen pada konverter oksigen untuk menghasilkan gas NO. 4NH3(g) + 5O2 (g)

4NO(g) + 6H2O(l)

Gas NO akan segera bereaksi dengan gas oksigen untuk membentuk gas NO2. 2NO(g) + O2(g)

2NO2(g)

Selanjutnya gas NO2 dialirkan kedalam air untuk membentuk asam nitrat dan gas NO. 3NO2(g) + H2O(l)

2HNO3(aq) + NO(g)

Gas NO yang sisa reaksi ini dikembalikan pada konverter oksigen yang selanjutnya membentuk gas NO2. Proses in akan berulang secara terus-menerus, sehingga kadar asam nitrat yang dihasilkan akan semakin pekat. Senyawa-senyawa Nitrat Dan Penggunaanya Jenis penggunaan Pupuk

Jenis senyawa nitart yang digunakan NH4NO3, NaNO3, Ca(NO3)2, KNO3, Co(NO3)3

Petasan dan kembang Ca(NO3)2(merah), Ba(NO3)2(hijau), Sr(NO3)2(merah ungu), api NaNO3(kuning), KNO3(violet) Obat-obatan

KNO3, Sr(NO3)2, Cu(NO3)3, AgNO3, Zn(NO3)2, Hg2(NO3)2

Bahan peledak

NH4NO3, NaNO3, KNO3, Ca(NO3)2, TNT, asam pikrat

Bahan bakar roket

NaNO3, KNO3, NH4NO3

Pewarna rambut

Co(NO3)2

Zat pewarna (cat)

Pb(NO3)2, Cu(NO3)2, Zn(NO3)2

Namun adapun senyawa-senyawa lainya yaitu : a. Hidrazin Hidrazin merupakan senyawa hidrida nitrogen selain amonia dengan rumus molekul N2H2. Hidrazin merupakan senyawa tidak berwarna dengan titik lebur 2 derajat C dan titik didih 114 derajat C, berbau seperti amonia. b. Oksida Nitrogen Nitrogen mempunyai enam jenis oksida, yaitu nitrogen (I) oksida atau dinitrogen oksida (N2O), nitrogen (II) oksida atau nitrogen monoksida (NO), nitrogen (III) oksida atau nitrogen

trioksid (N2O3), nitrogen (IV) oksida atau nitrogen dioksida (NO2), nitrogen tetraoksida (N2O4) dan nitrogen (V) oksida (N2O5). D.

SIKLUS NITROGEN

OKSIGEN Oksigen merupakan unsur utama penyusun senyawa biomolekul didalam tubuh makhluk hidup. Molekul oksigen merupakan oksidator yang sangat penting dalam proses pemecahan biomolekul di dalam proses metabolisme dalam tubuh. Tanpa molekul oksigen manusia tidak dapat bertahan hidup. 1. CARA MEMPEROLEH OKSIGEN Oksigen secara komersial dibuat dengan 2 cara. yaitu distilasi bertingkat udara cair (distilasi udara cair) dan elektrolisis larutan 10 – 25 % KOH atau NaOH. Hasil dari oksigen dalam proses ini sangat murni, di samping itu juga dihasilkan gas hidrogen dengan kemurnian yang tinggi pula. Proses elektrolisis dilakukan dengan mengalirkan arus listrik searah kedalam larutan 10-25 % KOH. Potensial listrik yang diperlukan secara teoritis adalah 1,23 V, tetapi karena ada potensial lebih hidrogen pada elektroda dan tahanan sel, maka potensial yang digunakan 2-2,5 V. Katoda dibuat dari baja (Fe) dan anoda dari baja nikel (Fe – Ni).

2. Sifat Oksigen Oksigen bereaksi dengan semua unsur, baik pada suhu kamar atau pada suhu tinggi . kecuali dengan unsur-unsur sebagai berikut : halogen. Beberapa logam mulia, gas mulia. Oksigen akan membentuk susunan electron yang stabil Oksigen tidak berwarna, tidak berbau, tidak berasa , memiliki titik didih , dan titik beku Dengan pengaruh tekanan yang besar (135 atm), oksigen dapat disimpan didalam tabung yang terbuat dari baja. Oksigen bersifat non polar, tetapi dapat larut dalam air.

3. Beberapa Senyawa Oksigen : Oksigen dapat bereaksi dengan unsur lgam dan nonlogam membentuk oksida. Senyawa oksida digolongkan menjadi : a. Oksida asam, yaitu oksida yang bereaksi dengan air membentuk asam. Misalnya : SO3(g) + H2O(l) Cl2O7(g) + H2O(l)

H2SO4(aq) 2HClO4(aq)

b. Oksida basa, yaitu oksida yang bereaksi dengan air membentuk basa. Misalnya : Na2O(s) + H2O(l) CaO(s) + H2O(l) c.

2NaOH(aq) Ca(OH)2(aq)

Oksida amfoter, yaitu oksida yang dapat bersifat sebagai asam maupun basa, dan dapat bereaksi dengan asam maupun basa. Misalnya : ZnO(s) + H2SO4(aq) ZnO(s) + 2NaOH(aq)

ZnSO4(aq) + H2O(l) Na2ZnO2(aq) + H2O(l)

d. Peroksida, oksida ini mempunyai sebuah atom oksigen lebih banyak dari oksidanya. Bila peroksida direaksikan dengan asam akan menghasilkan hidrogen peroksida (H2O2). Na2O2(s) + H2SO4(aq) BaO2(s) + H2SO4(aq) e.

Na2SO4(aq) + H2O2(l) BaSO4(aq) + H2O2(l)

Oksida netral atau oksida indiferen, yaitu oksida yang tidak dapat bereaksi dengan air, asam maupun basa. Misalnya CO, N2O, NO dan H2O

4. Ozon (O3) Ozon merupakan alatropi oksigen. Ozon terbentuk dari gas oksigen yang melewati bunga api listrik / terkena di udara. Ozon terjadi karena tertariknya muatan electron yang bebas . Ozon murni diperoleh dari pencarian yang bertingkat campuran O2-O3 yang berbentuk cairan biru tua yang eksplositif. Akibat penyinaran ultraviolet (λ=240nm) pada O2, molekul oksigen terurai menjadi atom oksigen yang bereaksi dengan molekul oksigen yang berbentuk ozon . Reaksi ini terjadi di atmozfer pada ketinggian 25km. lapisan ozon adalah pelindung permukaan bumi dari sinar matahari , menyerap sinar UV yang merusak sel hidup. Senyawa yang berperan dalam merusak lapisan ozon adalah Freon (CF 2Cl2) untuk refrigerant. 5.

Hidrogen Peroksida (H2O2)

Hidrogen Peroksida dengan rumus kimia H2O2 ditemukan oleh Louis Jacques Thenard di tahun 1818. Senyawa ini merupakan bahan kimia anorganik yang memiliki sifat oksidator kuat. Bahan baku pembuatan hidrogen peroksida adalah gas hidrogen (H2) dan gas oksigen (O2). Teknologi yang banyak digunakan di dalam industri hidrogen peroksida adalah auto oksidasi Anthraquinone. H2O2 tidak berwarna, berbau khas agak keasaman, dan larut dengan baik dalam air Hidrogen peroksida memiliki potensial oksidasi sebesar 1,8 V. Dalam kondisi normal (kondisi ambient), hidrogen peroksida sangat stabil dengan laju dekomposisi kira-kira kurang dari 1% per tahun. Hidrogen peroksida bisa digunakan sebagai zat pengelantang atau bleaching agent pada industri pulp, kertas, dan tekstil. Senyawa ini juga biasa dipakai pada proses pengolahan limbah cair, industri kimia, pembuatan deterjen, makanan dan minuman, medis, serta industri elektronika (pembuatan PCB). Efek yang merugikan H2O2 adalah suatu senyawa yang iritan terhadap mata, membran mukosa dan kulit.Pemaparan singkat pada mata dapat mengakibatkan rasa perih dan mata berair, walaupun dengan konsentrasi 1-3%. Kontak kulit akan menyebabkan pemutihan kulit sementara. Inhalasi pada kadar yang tinggi akan menyebabkan iritasi yang berat pada hidung dan saluran napas. Bila tertelan, maka akan terjadi iritasi sampai kerusakan berat pada saluran cerna. Keracunan sistemik akan menyebabkan sakit kepala, pusing, muntah, diare, tremor, mati rasa, kejang, edema paru, kehilangan kesadaran sampai syok. 6. Pemanfatan Oksigen Gas oksigen dimanfaatkan untuk keperluan pengelasan,alat bantu pernapasan,dan industri bahan kimia, sedangkan ozon dimanfaatkan untuk sterilisasi air minum botol dan pemutih. Salah satu senyawa oksigen yang penting selain air adalah hidrogen peroksida (H2O2) yang dikenal sebagai perhidrol. Hidrogen peroksida digunakan sebagai oksidator bahan bakar roket, sedangkan larutan perhidrol 3% digunakan sebagai bahan pemutih kapas dan antiseptik.

NITROGEN DAN OKSIGEN 1. 1.

Nitrogen

Nitrogen (Latin nitrum, Bahasa Yunani Nitron berarti “soda asli”, “gen”, “pembentukan”) secara resmi ditemukan oleh Daniel Rutherford pada 1772, yang menyebutnya udara beracun atau udara tetap. Pengetahuan bahwa terdapat pecahan udara yang tidak membantu dalam pembakaran telah diketahui oleh ahli kimia sejak akhir abad ke-18 lagi. Nitrogen juga dikaji

pada masa yang lebih kurang sama oleh Carl Wilhelm Scheele, Henry Cavendish, dan Joseph Priestley, yang menyebutnya sebagai udara terbakar atau udara telah flogistat. Gas nitrogen adalah cukup lemas sehingga dinamakan oleh Antoine Lavoisier sebagai azote, daripada perkataan Yunani αζωτος yang bermaksud “tak bernyawa”. Istilah tersebut telah menjadi nama kepada nitrogen dalam perkataan Perancis dan kemudiannya berkembang ke bahasabahasa lain. Nitrogen adalah salah satu unsur golongan VA yang merupakan unsur nonlogam dan gas yang paling banyak di atmosfer bumi. Nitrogen merupakan unsur yang relatif stabil, tetapi membentuk isotop-isotop yang 4 di antaranya bersifat radioaktif. Di alam nitrogen terdapat dalam bentuk gas N2 yang tidak berwarna dan tidak berbau, tidak berasa, dan tidak beracun. Pada suhu yang rendah nitrogen dapat berbentuk cairan atau bahkan kristal padat yang tidak berwarna (bening). Selain itu nitrogen terdapat dalam bentuk senyawa nitrat, amoniak, protein dan beberapa (Sunardi, 2006: 61-62). Nitrogen merupakan molekul diatomik yang memiliki ikatan rangkap tiga.3 Energi ikatannya cukup tinggi sehingga sangat stabil dan sulit bereaksi. Karena itu kebanyakan entalpi dan energi bebas pembentukan senyawa nitrogen bertanda positif. Molekul nitrogen ini sangat ringan dan nonpolar sehingga gaya van der waals antar molekul sangat kecil. Gas ini masuk dan keluar tubuh manusia sewaktu bernafas tanpa berubah. Gas ini tidak berbau dan tidak berasa. Nitrogen sangat diperlukan digunakan sebagai pembuatan senyawa penting seperti amonia dan urea. Karena kesetabilan yang tinggi, nitrogen dipakai untuk gas pelindung gas oksigen dalam pabrik kimia, industri logam, dan dalam pembuatan komponen elektronika. Nitrogen cair juga di gunakan untuk membekukan makanan secara cepat (Syukri, 1999: 579). Nitrogen atau zat lemas adalah sebuah unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang N dan nomor atom 7. Biasanya ditemukan sebagai gas tanpa warna, tanpa bau, tanpa rasa dan merupakan gas diatomik bukan logam yang stabil, sangat sulit bereaksi dengan unsur atau senyawa lainnya. Dinamakan zat lemas karena zat ini bersifat malas, tidak aktif bereaksi dengan unsur lainnya. Nitrogen terdapat di udara kira-kira 78,09% persen dari atmosfir bumi dan terdapat dalam banyak jaringan hidup. Zat lemas membentuk banyak senyawa penting seperti asam amino, amoniak, asam nitrat, dan sianida. Nitrogen adalah zat non logam, dengan elektronegatifitas 3.0. Mempunyai 5 elektron di kulit terluarnya. Oleh karena itu trivalen dalam sebagian besar senyawa. Nitrogen mengembun pada suhu 77K (-196oC) pada tekanan atmosfir dan membeku pada suhu 63K (-210oC). Nitrogen dapat ditemukan di alam : o Nitrogen terdapat di alam sebagai unsur bebas berupa molekul diatomik (N2) kira-kira 78,09% volume atmosfir. o Dijumpai dalam mineral penting seperti (KNO3) dan sendawa Chili (NaNO3). o Pada tumbuhuan dan hewan, nitrogen berupa bentuk protein yang komposisi rata-ratanya 51% C; 25% O; 16% N; 7% H; 0,4%P; dan 0,4% S. SIFAT KIMIA NITROGEN

Nitrogen adalah unsur yang unik dalam golongannya, karena dapat membentuk senyawa dalam semua bilangan oksidasi dari tiga sampai lima. Senyawa nitrogen dapat mengalami reaksi reduksi dan oksidasi. Adapun sifat kimia nitrogen antara lain seperti berikut. Sukar bereaksi dengan unsur lain kecuali dengan unsur unsur logam reaktif membentuk nitrida ionik : 6Li(s) + N2(g) à 2Li3N(s) Catatan : dengan Mg dan Sr membentuk nitrida ionik pada suhu tinggi CARA MEMPEROLEH NITROGEN 1. Skala Laboratorium garam nitrit. NH4+(aq)

: memanaskan larutan yang mengandung garam amonia dan

+ NO2- (aq)

panas

N2(g)

+ 2H2O(l)

2. Secara komersil diperoleh dari distilasi bertingkat terhadap udara (proses linde dan claude). 3. Di laboratorium dari dekomposisi termal senyawa amonium nitrit CNH4NO2 dengan cara dipanaskan. Reaksinya seperti berikut : CNH4NO2(s) →

N2(g) + 2 H2O(l)

4. Dalam industri, dengan cara destruksi bertingkat dan pencairan (destilasi udaracair) karena N2 mempunyai titik didih rendah daripada O2 maka ia lebih dahulu menguap sebagai fraksi pertama 5. Secara spektroskop N2 murni di buat dengan dekomposisi termal NatriumBarium Azida. Berikut reaksinya: NaN3 6.

→

Pemanasan NH4NO2 melalui reaksi sebagai berikut :

NH4NO2 → 7.

N2 + 2 H2O

Oksidasi NH3 melalui reaksi sebagai berikut :

2 NH3 + 3CuO 8.

2 Na + 3 N2

→

Destilasi (penyulingan ) bertingkat dari udara cair.

IKATAN NITROGEN a.

N2 + 3Cu + 3H2O

Ikatan Tunggal

Nitrogen dengan tiga ikatan tunggal terdapat dalam senyawa NR3 (R=H, alkali) yang mempunyai bentuk piramida segitiga. Terjadinya ikatan dapat diterangkan melalui orbital hibrida sp3 dengan pasangan elektron non ikatan atau pasangan elektron menyendiri menempati posisi salah satu dari keempat sudut struktur tetrahedron, dengan demikian bentuk molekul yang sesungguhnya menjadi tampak sebagai piramida segitiga. Aspek kimiawi yang penting dalam senyawa ini berkaitan denga peran pasangan elektron non ikatan. Dengan adanya sepasang electron non ikatan, semua senyawa NR3 bertindak sebagai basa Lewis. Oleh karena itu NR3 dapat membentuk senyawa kompleks dengan asam lewis dan dapat pula bertindak sebagai ligan ion-ion logam transisi. Energi ikatan tunggal N-N relatif sangat lemah. Jika dibandingkan dengan energi ikatan tunggal C-C, terdapat perbedaan yang sangat mencolok. Perbandingan ini untuk unsur-unsur dalm periode 2 adalah 350, 160, 140, dan 150 kJ mol-1 , yang secara berurutan menunjuk pada energi ikatan tunggal dalam senyawa H3C-CH3, H2N-NH2, HO-OH, dan F-F. Perbedaan ini mungkin ada hubungannya dengan pengaruh tolakan antar pasangan elektron non ikatan, yaitu tidak ada, ada sepasang, dua pasang dan tiga pasang untuk masing-masing senyawa tersebut. Rendahnya energi ikatan tunggal ini, tidak seperti karbon, berakibat kecilnya kecenderungan pembentukan rantai bagi atom nitrogen. b.

Ikatan ganda / rangkap

Nitrogen membentuk molekul N2 yang stabil dengan ikatan ganda tiga yang sangat kuat dengan jarak ikatan sangat pendek yaitu 1,09 A. Energi ikatnya sangat besar, 942 kJ mol-1, jauh lebih besar daripada energy ikatan ganda tiga untuk fosfor (481 kJ mol-1) dan juga lebih besar daripada energy ikatan ganda tiga karbon (835 kJ mol-1). Hal ini dapat dijelaskan bahwa atom nitrogen menggunakan salah satu orbital p untuk ikatan ∞ dan dua yang lain untuk ikatan π. Fosfor membentuk molekul P4 atau struktur lapis tertentu dengan ikatan tunggal. Jika nitrogen membentuk satu ikatan tunggal dan satu ikatan rangkap dua, maka struktur molekulnya non linear. c.

Absennya peran orbital d

Dengan fluorin, nitrogen hanya membentuk trifluorida, NF3, sedangkan fosfor membentuk trifluorida PF3 dan pentafluorida PF5. teori hibridisasi menyarankan bahwa atom fosfor dalam PF5 mengalami hibridisasi sp3d, jadi melibatkan orbital 3d dalam membentuk ikatan P-F; atom nitrogen tidak mungkin menyediakan orbital d, dan oleh karena itu tidak mampu membentuk senyawa analog. d.

Elektronegatifitas

Elektronegatifitas nitrogen jauh lebih tinggi dibanding dengan anggota-anggota lainnya dalam golongannya. Akibatnya, sifat polaritas ikatan dalam senyawa nitrogen sering berlawanan dengan sifat polaritas ikatan dalam senyawa anggota lainnya. Ikatan kovalen N-H sangat polar maka ammonia bersifat basa, sedangkan senyawa hidrida anggota yang lain, fosfina PH3, arsina AsH3, dan stibina SbH3, bersifat netral. SENYAWA SENYAWA NITROGEN A. Amonia(NH3)

Amonia (NH3) dan garam-garamnya bersifat mudah larut dalam air. Sumber amonia di perairan adalah pemecahan nitrogen organik (protein dan urea) dan nitrogen anorganik yang terdapat di dalam tanah dan air, yang berasal dari dekomposisi bahan organic oleh mikroba dan jamur (amonifikasi). Sumber amonia adalah reduksi gas nitrogen yang berasal dari proses difusi udara atmosfer, limbah industri dan domestik. Amonia yang terdapat dalam mineral masuk ke badan air melalui erosi tanah. Selain terdapat dalam bentuk gas, amonia membentuk senyawa kompleks dengan beberapa ion logam. Amonia juga dapat terserap kedalam bahan-bahan tersuspensi dan koloid sehingga mengendap di dasar perairan. Amonia di perairan dapat menghilang melalui proses volatilisasi karena tekanan parsial amonia dalam larutan meningkat dengan semakin meningkatnya pH. Ikan tidak bisa bertoleransi terhadap kadar amonia bebas yang terlalu tinggi karena dapat mengganggu proses pengikatan oksigen oleh darah dan pada akhirnya dapat meningkatkan sifokasi. Pada budidaya intensif, yang padat penebaran tinggi dan pemberian pakan sangat intensif, penimbunan limbah kotoran terjadi sangat cepat. Ammonia adalah bahan kimia dengan rumus kimia NH3. Molekul ammonia mempunyai bentuk segi tiga. Ammonia terdapat di atmosfera dalam kuantiti yang kecil akibat pereputan bahan organik. Ammonia juga dijumpai di dalam tanah, dan di tempat dekat dengan gunung berapi. Pada suhu dan tekanan piawai, ammonia adalah gas yang tidak mempunyai warna dan lebih ringan daripada udara (0.589 ketumpatan udara). Titik leburnya ialah -75 °C dan titik didihnya ialah -33.7 °C. 10% larutan ammonia dalam air mempunyai pH 12. Ammonia dalam bentuk cair mempunyai muatan haba yang sangat tinggi. Dalam molekul amonia atom pusat N dikelilingi oleh tiga PEI dan sepasang PEB, maka bentuk molekul amonia adalah piramida segitiga; atom N terletak pada puncak piramida sedangkan ketiga atom H pada dasar piramida. Pembuatan Amonia dengan Proses Haber Bosch 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 : Tabel : Kondisi Optimum Pembuatan NH3 No

Faktor

1.

Suhu

2.

Tekanan

3.

Konsentrasi

4.

Katalis

Reaksi : N2(g) + 3H2(g) ⇄ 2NH3(g) ∆H= -924 kJ 1. Reaksi bersifat eksoterm2. Suhu rendah akan menggeser kesetimbangan kekanan. 3. Kendala:Reaksi berjalan lambat 1. Jumlah mol pereaksi lebih besar dibanding dengan jumlah mol produk.2. Memperbesar tekanan akan menggeser kesetimbangan kekanan. 3. Kendala Tekanan sistem dibatasi oleh kemampuan alat dan faktor keselamatan. Pengambilan NH3 secara terus menerus akan menggeser kesetimbangan kearah kanan Katalis tidak menggeser kesetimbangan kekanan, tetapi mempercepat laju reaksi secara keseluruhan

Kondisi Optimum 400-600oC

150-300 atm

_

Fe dengan campuran Al2O3 KOH dan garam lainnya

Pengaruh katalis pada sistem kesetimbangan adalah dapat mempercepat terjadinya reaksi kekanan atau kekiri, keadaan kesetimbangan akan tercapai lebih cepat tetapi katalis tidak mengubah jumlah kesetimbangan dari spesies-spesies yang bereaksi atau dengan kata lain katalis tidak mengubah nilai numeris dalam tetapan kesetimbangan. Peranan katalis adalah mengubah mekanisme reaksi kimia agar cepat tercapai suatu produk. Katalis yang dipergunakan untuk mempercepat reaksi memberikan mekanisme suatu reaksi yang lebih rendah dibandingkan reaksi yang tanpa katalis. Dengan energi aktivasi lebih rendah menyebabkan maka lebih banyak partikel yang memiliki energi kinetik yang cukup untuk mengatasi halangan energi aktivasi sehingga jumlah tumbukan efektif akan bertambah sehingga laju meningkat. Perbandingan reaksi dengan katalis dan tanpa katalis dapat dilihat pada gambar dihalaman berikut: Gambar : Perbandingan mekanisme reaksi menggunakan katalis dan tanpa katalis Dengan kemajuan teknologi sekarang digunakan 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, diberikan pada Gambar berikut ini :

Di laboratorium dibuat dengan cara memanaskan campuran garam ammonium dengan suatu basa NH4+(aq) + OH-(aq) à H2O(l) + NH3(g) Contoh : 2NH4Cl(s) + Ca(OH)2(s) à CaCl (s) + 2H2O(l) + 2NH3(g) Hidrolisis nitride ionic Contoh : Li3N + 3H2O à 3LiOH + NH3 Ca3N2 + 3H2O à 3Ca(OH)2 + 2N Di industri : amoniak diperoleh dengan mereaksikan campuran gas N2 dan H2 pada suhu 500 o C, 200 atm < P < 1000 atm, katalis Fe. N2(g) + 3H2(g) à 2NH3(g) N2 diperoleh dari destilasi udara. H2 diperoleh dari reaksi gas metan dan air. CH4(s) + 2H2O(l)

Ni

CO2(g) + 4H2(g)

Apabila terdapat CO katalis akan terganggu kinerjanya dengan ditambahkan air. CO(g) + H2O(l) à CO2(g) + H2(g) 

Fungsi NH3

Dimanfaatkan dalam industri pupuk kimia dasar untuk mensintesis HNO3, NH4NO3, NaHCO3, KNO3, HCN, (NH4)2SO4 dll. B.

Hidrazin (NH2-NH2)

Hidrazin dalam larutan air dibuat dari reaksi amonia dengan hipoklorit,dan diduga terjadi menurut dua tahap reaksi: NH3 +OCl- à NH2Cl + OHNH2Cl + OH- à NH3 N2H4 + Cl- + H2O Reaksi keseluruhan : 2 NH3 + OCl- àN2H4 + Cl- + H2O Dalam suasana asam maupun basa, hidrazin bersifat sebagai pereduksi kuat, banyak digunakan sebagai pereduksi komponen bahan bakar roket dalm bentuk dimetil hidrazin, (CH3)2NNH2. Oksidasi hidrazin menghasilkan berbgai macam senyawa bergantung pada jenis oksidatornya. Struktur hidrazin mirip dengan struktur etana kecuali dalam hal salah atu atom

H dari tiap gugus metilnya diganti dengan sepasang electron menyendiri, struktur ini mempunyai panjang ikatan tunggal N-N, 145 pm. C.

Nitrida

Nitrida adalah senyawa metal N. Secara umum apabila metal amida dipanaskan akan terjasdi deamoniasi menjadi metal nitrida misalnya seperti pada reaksi berikut : 3 Mg(NH2)2 à Mg3N2 + 4NH3 Metode yang lebih baik untuk pembutan nitride adalah pemanasan logam atau campuran oksida logam dan karbon dengan nitrogen atau ammonia. D.

Nitrogen Halida,NX3

Senyawa nitrogen florida yang terkenal adalah NF3 yang berupa gas tak berbau,tak berwarna dan tidak reaktif,yang dapat dibuat dari elektrolisis leburan amonium biflorida atau larutanya dalam anhidrat hidrogen florida. Senyawa ini mirip dengan ammonia, mempunyai satu pasanga electron menyendiri namun bersifat basa Lewis lemah. E.

Asam hidrozoik atau hidrogen azida,(HN3)

Asam ini dalam larutan air dapat diperoleh dari oksidasi hidrazin dengan asam nitrit menurut persamaan reaksi : N2H4 + HNO2à HN3 + 2 H2O Asam hidrozoik berupa cairan tak berwarna mendidih pada 370C dan membeku pada -800C, memberikan bau yang menyakitkan dan sangat beracun. Ion azida dimanfaatkan untuk bahan penyelamat dalam bentuk kantung gas dalam mobil. Untuk menghindari sentuhan pengendara dengan logam natrium dicampurkan Fe2O3. F.

Oksida Nitrogen dan Asam Oksi

Nitrogen dapat bersenyawa dengan oksigen membentuk oksida dengan berbagai tingkat oksidasi,dari +1 hingga +5, misalnya N2O, NO, N2O3, N2O4, NO2 dan N2O5. Sedangkan asam oksi nitrogen yang dapat ditemui adalah H2N2O2 (as.hiponitrit), HNO2 (as.nitrit), HNO3 (as.nitrat) dan HNO4 (as.peroksinitrit). Dinitrogen monoksida, N2O. Oksida monovalen nitrogen. Pirolisis amonium nitrat akan menghasilkan oksida ini melalui reaksi: NH4NO3 → N2O + 2 H2O (pemanasan pada 250° C). Walaupun bilangan oksidasi hanya formalitas, merupakan hal yang menarik dan simbolik bagaimana bilangan oksidasi nitrogen berubah dalam NH4NO3 membentuk monovalen nitrogen oksida (+1 adalah rata-rata dari -3 dan +5 bilangan oksidasi N dalam NH4+ dan NO3-). Jarak ikatan N-N-O dalam N2O adalah 112 pm (N-N) dan 118 pm (N-O), masingmasing berkaitan dengan orde ikatan 2.5 dan 1.5. N2O (16e) isoelektronik dengan CO2 (16 e). Senyawa ini digunakan secara meluas untuk analgesik. Nitrogen oksida, NO. Oksida divalen nitrogen. Didapatkan dengan reduksi nitrit melalui reaksi berikut: KNO2 + KI + H2SO4 → NO + K2SO4 + H2O + ½ I2

Karena jumlah elektron valensinya ganjil (11 e), NO bersifat paramagnetik. Jarak N-O adalah 115 pm dan mempunyai karakter ikatan rangkap. Elektron tak berpasangan di orbital π* antiikatan dengan mudah dikeluarkan, dan NO menjadi NO+ (nitrosonium) yang isoelektronik dengan CO. Karena elektronnya dikeluarkan dari orbital antiikatan, ikatan N-O menjadi lebih kuat. Senyawa NOBF4 dan NOHSO4 mengandung kation ini dan digunakan sebagai oksidator 1 elektron. Walaupun NO sebagai gas monomerik bersifat paramagnetik, dimerisasi pada fasa padatnya akan menghasilkan diamagnetisme. NO merupakan ligan kompleks logam transisi yang unik dan membentuk kompleks misalnya [Fe(CO2)(NO)2], dengan NO adalah ligan netral dengan 3 elektron. Walaupun M-N-O ikatannya lurus dalam kompleks jenis ini, sudut ikatan M-N-O berbelok menjadi 120° – 140° dalam [Co(NH3)5(NO)]Br2, dengan NO- adalah ligan 4 elektron. Akhir-akhir ini semakin jelas bahwa NO memiliki berbagai fungsi kontrol biologis, seperti aksi penurunan tekanan darah, dan merupakan spesi yang paling penting, setelah ion Ca2+, dalam transduksi sinyal. Dinitrogen trioksida, N2O3. Bilangan oksidasi nitrogen dalam senyawa ini adalah +3, senyawa ini tidak stabil dan akan terdekomposisi menjadi NO dan NO2 di suhu kamar. Senyawa ini dihasilkan bila kuantitas ekuivalen NO dan NO2 dikondensasikan pada suhu rendah. Padatannya berwarna biru muda, dan akan bewarna biru tua bila dalam cairan, tetapi warnanya akan memudar pada suhu yang lebih tinggi. Nitrogen dioksida, NO2, merupakan senyawa nitrogen dengan nitrogen berbilangan oksidasi +4. NO2 merupakan senyawa dengan jumlah elektron ganjil dengan elektron yang tidak berpasangan, dan berwarna coklat kemerahan. Senyawa ini berada dalam kesetimbangan dengan dimer dinitrogen tetraoksida, N2O4, yang tidak bewarna. Proporsi NO2 adalah 0.01% pada -11° C dan meningkat perlahan menjadi 15,9% pada titik didihnya (21.2° C), menjadi 100% pada 140° C. N2O4 dapat dihasilkan dengan pirolisis timbal nitrat. 2 Pb(NO3)2 → 4NO2 + 2PbO + O2 pada 400 oC Bila NO2 dilarutkan dalam air dihasilkan asam nitrat dan nitrit: 2 NO2 + H2O → HNO3 + HNO2 Dengan oksidasi satu elektron, NO2+ (nitroil) terbentuk dan sudut ikatan berubah dari 134o dalam NO2 netral menjadi 180o. Di pihak lain, dengan reduksi satu elektron, terbentuk ion NO2- (nitrito) dengan sudut ikatan 115o. Dinitrogen pentoksida, N2O5, didapatkan bila asam nitrat pekat secara perlahan didehidrasi dengan fosfor pentoksida pada suhu rendah. Senyawa ini menyublim pada suhu 32.4o C. Karenadengan melarutkannya dalam air akan dihasilkan asam nitrat, dinitrogen pentoksida juga disebut asam nitrat anhidrat . N2O5 + H2O → 2 HNO3 Walaupun pada keadaan padat dinitrogen pentoksida merupakan pasangan ion NO2NO3 dengan secara bergantian lokasi ion ditempati oleh ion lurus NO2+ dan ion planar NO3-, pada keadaan gas molekul ini adalah molekular.

Oksida nitrogen Berbagai oksida nitrogen akan dibahas dari yang berbilangan oksidasi rendah ke yang berbilangan oksidasi tinggi. Dinitrogen monoksida, N2O. Oksida monovalen nitrogen. Pirolisis amonium nitrat akan menghasilkan oksida ini melalui reaksi: NH4NO3 → N2O + 2 H2O (pemanasan pada 250° C). Walaupun bilangan oksidasi hanya formalitas, merupakan hal yang menarik dan simbolik bagaimana bilangan oksidasi nitrogen berubah dalam NH4NO3 membentuk monovalen nitrogen oksida (+1 adalah rata-rata dari -3 dan +5 bilangan oksidasi N dalam NH4+ dan NO3-). Jarak ikatan N-N-O dalam N2O adalah 112 pm (N-N) dan 118 pm (N-O), masingmasing berkaitan dengan orde ikatan 2.5 dan 1.5. N2O (16e) isoelektronik dengan CO2 (16 e). Senyawa ini digunakan secara meluas untuk analgesik. A.

Nitrogen oksida, ( NO ).

Oksida divalen nitrogen. Didapatkan dengan reduksi nitrit melalui reaksi berikut: KNO2 + KI + H2SO4 → NO + K2SO4 + H2O + ½ I2 Karena jumlah elektron valensinya ganjil (11 e), NO bersifat paramagnetik. Jarak N-O adalah 115 pm dan mempunyai karakter ikatan rangkap. Elektron tak berpasangan di orbital π* antiikatan dengan mudah dikeluarkan, dan NO menjadi NO+ (nitrosonium) yang isoelektronik dengan CO. Karena elektronnya dikeluarkan dari orbital antiikatan, ikatan N-O menjadi lebih kuat. Senyawa NOBF4 dan NOHSO4 mengandung kation ini dan digunakan sebagai oksidator 1 elektron. Walaupun NO sebagai gas monomerik bersifat paramagnetik, dimerisasi pada fasa padatnya akan menghasilkan diamagnetisme. NO merupakan ligan kompleks logam transisi yang unik dan membentuk kompleks misalnya [Fe(CO2)(NO)2], dengan NO adalah ligan netral dengan 3 elektron. Walaupun M-N-O ikatannya lurus dalam kompleks jenis ini, sudut ikatan M-N-O berbelok menjadi 120° – 140° dalam [Co(NH3)5(NO)]Br2, dengan NO- adalah ligan 4 elektron. Akhir-akhir ini semakin jelas bahwa NO memiliki berbagai fungsi kontrol biologis, seperti aksi penurunan tekanan darah, dan merupakan spesi yang paling penting, setelah ion Ca2+, dalam transduksi sinyal. B.

Dinitrogen trioksida, N2O3.

Bilangan oksidasi nitrogen dalam senyawa ini adalah +3, senyawa ini tidak stabil dan akan terdekomposisi menjadi NO dan NO2 di suhu kamar. Senyawa ini dihasilkan bila kuantitas ekuivalen NO dan NO2 dikondensasikan pada suhu rendah. Padatannya berwarna biru muda, dan akan bewarna biru tua bila dalam cairan, tetapi warnanya akan memudar pada suhu yang lebih tinggi. C.

Nitrogen dioksida ( NO2)

Nitrogen dioksida merupakan senyawa nitrogen dengan nitrogen berbilangan oksidasi +4. NO2 merupakan senyawa dengan jumlah elektron ganjil dengan elektron yang tidak berpasangan, dan berwarna coklat kemerahan. Senyawa ini berada dalam kesetimbangan dengan dimer dinitrogen tetraoksida, N2O4, yang tidak bewarna. Proporsi NO2 adalah 0.01% pada -11° C dan meningkat perlahan menjadi 15,9% pada titik didihnya (21.2° C), menjadi 100% pada 140° C. N2O4 dapat dihasilkan dengan pirolisis timbal nitrat 2 Pb(NO3)2 → 4NO2 + 2PbO+O2 pada 400 oC Bila NO2 dilarutkan dalam air dihasilkan asam nitrat dan nitrit: 2 NO2 + H2O → HNO3+HNO2 Dengan oksidasi satu elektron, NO2+ (nitroil) terbentuk dan sudut ikatan berubah dari 134o dalam NO2 netral menjadi 180o. Di pihak lain, dengan reduksi satu elektron, terbentuk ion NO2- (nitrito) dengan sudut ikatan 115o. D.

Dinitrogen pentaoksida ( N2O5)

Dinitrogen pentaoksida didapatkan bila asam nitrat pekat secara perlahan didehidrasi dengan fosfor pentoksida pada suhu rendah. Senyawa ini menyublim pada suhu 32.4oC. Karena dengan melarutkannya dalam air akan dihasilkan asam nitrat, dinitrogen pentoksida juga disebut asam nitrat anhidrat. N2O5 + H2O → 2 HNO3 Walaupun pada keadaan padat dinitrogen pentoksida merupakan pasangan ion NO2NO3 dengan secara bergantian lokasi ion ditempati oleh ion lurus NO2+ dan ion planar NO3-, pada keadaan gas molekul ini adalah molekular. E.

Asam nitrat (HNO3)

Secara komersil asam nitrat dibuat dengan cara oksidasi amoniak. Prosesnya disebut dengan Proses Oswald. Tahapannya sebagai berikut : 1. Oksidasi ammonia menjadi NO menggunakan katalis campuran logam platinum – radium yang dipanaskan hingga 900 oC. 4NH3 + 5O2

katalis

4NO + 6H2O

Pada kondisi ini 97% ammonia diubah menjadi NO. 2.

NO direaksikan dengan oksigen membentuk NO2 2NO + O2 à 2NO2

Kecepatan reaksi oksidasi ini menurun dengan naiknya suhu sehingga suhu dipertahankan 25 o C dengan menggunakan pendingin air.

3.

Absorpsi NO2 oleh air

3NO2 + H2O à 2HNO3 + NO Catatan : Ø NO yang dihasilkan didaur ulang untuk oksidasi menjadi NO2. Ø HNO3 (dalam air) yang dihasilkan kadarnya 50%, dapat ditingkatkan menjadi 68% dengan destilasi. Asam nitrat merupakan zat cair tidak berwarna, berasap (titik didih 83 oC) dengan bau yang tajam. HNO3 terdekomposisi oleh cahaya matahari. 4HNO3(aq) à 4NO2(g) + 2H2O(l) + O2(g) Karena dekomposisi ini, warna HNO3 berubah menjadi kuning setelah disimpan lama karena terbentuk NO2 yang melarut. HNO3 pekat konsentrasinya 15,9 M (70,4%) dan merupakan pengoksidasi kuat. Asam nitrat digunakan dalam industry pupuk, sistem pendorong roket dengan bahan bakar cair dan lain – lain : Ø Pupuk : NH4NO3, NaNO3, Ca(NO3)2, KNO3, Co(NO3)2 Ø Bahan peledak : NH4NO3, NaNO3, Ca(NO3)2, KNO3, Ba(NO3)2 Ø Kembang api : NH4NO3, NaNO3, Ca(NO3)2, KNO3, Ba(NO3)2, Sr(NO3)2, Mg(NO3)2 Ø Pengawet makanan : NaNO3, KNO3 Ø Germisida, fungisida, insektisida : NH4NO3, AgNO3, Ba(NO3)2, Cu(NO3)2 Ø Cat rambut : AgNO3, Co(NO3)2 Ø Korek api : NaNO3, KNO3, Ca(NO3)2, Sr(NO3)2, Pb(NO3)2 Produk medis : NaNO3, KNO3, Cu(NO3)2, Sr(NO3)2, Fe(NO3)2, Zn(NO3)2, AgNO3, Hg2(NO3)2, Hg(NO3)2 Ø

F.

Urea CO(NH2)2

Ø Pupuk urea mengandung kurang lebih 46% N sehingga digunakan sebagai sumber nitrogen bagi tumbuh – tumbuhan. Ø Di dalm tanah, urea bersifat basa. Ø Bahan baku pembuatan urea adalah gas alam dan udara. CH4(g) + 2H2O(l)

Ni

CO2(g) + 4H2(g)

N2(g) + 3H2(g) à 2NH3(g) (proses haber dosh) Ø Urea dapat digunakan untuk membuat sejenis plastik ureaformaldehyde G.

Natrium nitrit (NaNO2)

Digunakan untuk : Ø Pembuatan zat warna Ø Bahan farmasi Ø Dalam industry teksit sebagai zat pemutih Ø Pada makanan untuk menambah cita rasa, memberikan warna merah pada daging dan mencegah pertumbuhan bakteri clostrodium botolinum. Efek negatif nitrit terhadap makanan : Ø Nitrit mengoksidasi hemoglobin menjadi methahemoglobin (Fe2+ dioksidasi menjadi Fe3+) sehingga daya angkut O2 berkurang dan menimbulkan keracunan seperti saat menghirup gas CO. Ø Asam nitrit dan amina sekunder membentuk nitrosiamin bersifat karsinogenik menyebabkan kanker. SIKLUS NITROGEN 1. Proses – Proses dalam Daur Nitrogen

Nitrogen hadir di lingkungan dalam berbagai bentuk kimia termasuk nitrogen organik, amonium (NH4 +), nitrit (NO2-), nitrat (NO3-), dan gas nitrogen (N2). Nitrogen organik dapat berupa organisme hidup, atau humus, dan dalam produk antara dekomposisi bahan organik atau humus dibangun. Proses siklus nitrogen mengubah nitrogen dari satu bentuk kimia lain. Banyak proses yang dilakukan oleh mikroba baik untuk menghasilkan energi atau menumpuk nitrogen dalam bentuk yang dibutuhkan untuk pertumbuhan. Diagram di atas menunjukkan bagaimana proses-proses cocok bersama untuk membentuk siklus nitrogen (lihat gambar). 1. Fiksasi Nitrogen Fiksasi nitrogen adalah proses alam, biologis atau abiotik yang mengubah nitrogen di udara menjadi ammonia (NH3). Mikroorganisme yang mem-fiksasi nitrogen disebut diazotrof. Mikroorganisme ini memiliki enzim nitrogenaze yang dapat menggabungkan hidrogen dan nitrogen. Reaksi untuk fiksasi nitrogen biologis ini dapat ditulis sebagai berikut : N2 + 8 H+ + 8 e− → 2 NH3 + H2 Mikro organisme yang melakukan fiksasi nitrogen antara lain : Cyanobacteria, Azotobacteraceae, Rhizobia, Clostridium, dan Frankia. Selain itu ganggang hijau biru juga dapat memfiksasi nitrogen. Beberapa tanaman yang lebih tinggi, dan beberapa hewan (rayap), telah membentuk asosiasi (simbiosis) dengan diazotrof. Selain dilakukan oleh mikroorganisme, fiksasi nitrogen juga terjadi pada proses non-biologis, contohnya sambaran petir. Lebih jauh, ada empat cara yang dapat mengkonversi unsur nitrogen di atmosfer menjadi bentuk yang lebih reaktif : a.

Fiksasi biologis

Beberapa bakteri simbiotik (paling sering dikaitkan dengan tanaman polongan) dan beberapa bakteri yang hidup bebas dapat memperbaiki nitrogen sebagai nitrogen organik. Sebuah contoh dari bakteri pengikat nitrogen adalah bakteri Rhizobium mutualistik, yang hidup dalam nodul akar kacang-kacangan. Spesies ini diazotrophs. Sebuah contoh dari hidup bebas bakteri Azotobacter. b.

Industri fiksasi nitrogen

Di bawah tekanan besar, pada suhu 600 C, dan dengan penggunaan katalis besi, nitrogen atmosfer dan hidrogen (biasanya berasal dari gas alam atau minyak bumi) dapat dikombinasikan untuk membentuk amonia (NH3). Dalam proses Haber-Bosch, N2 adalah diubah bersamaan dengan gas hidrogen (H2) menjadi amonia (NH3), yang digunakan untuk membuat pupuk dan bahan peledak. c.

Pembakaran bahan bakar fosil

Mesin mobil dan pembangkit listrik termal, yang melepaskan berbagai nitrogen oksida (NOx). d.

Proses lain

Selain itu, pembentukan NO dari N2 dan O2 karena foton dan terutama petir, dapat memfiksasi nitrogen.

2. Asimilasi Tanaman mendapatkan nitrogen dari tanah melalui absorbsi akar baik dalam bentuk ion nitrat atau ion amonium. Sedangkan hewan memperoleh nitrogen dari tanaman yang mereka makan. Tanaman dapat menyerap ion nitrat atau amonium dari tanah melalui rambut akarnya. Jika nitrat diserap, pertama-tama direduksi menjadi ion nitrit dan kemudian ion amonium untuk dimasukkan ke dalam asam amino, asam nukleat, dan klorofil. Pada tanaman yang memiliki hubungan mutualistik dengan rhizobia, nitrogen dapat berasimilasi dalam bentuk ion amonium langsung dari nodul. Hewan, jamur, dan organisme heterotrof lain mendapatkan nitrogen sebagai asam amino, nukleotida dan molekul organik kecil. 3. Amonifikasi Jika tumbuhan atau hewan mati, nitrogen organik diubah menjadi amonium (NH4+) oleh bakteri dan jamur. 4. Nitrifikasi Konversi amonium menjadi nitrat dilakukan terutama oleh bakteri yang hidup di dalam tanah dan bakteri nitrifikasi lainnya. Tahap utama nitrifikasi, bakteri nitrifikasi seperti spesies Nitrosomonas mengoksidasi amonium (NH4 +) dan mengubah amonia menjadi nitrit (NO2-). Spesies bakteri lain, seperti Nitrobacter, bertanggung jawab untuk oksidasi nitrit menjadi dari nitrat (NO3-). Proses konversi nitrit menjadi nitrat sangat penting karena nitrit merupakan racun bagi kehidupan tanaman. Proses nitrifikasi dapat ditulis dengan reaksi berikut ini : 1.

NH3 + CO2 + 1.5 O2 + Nitrosomonas → NO2- + H2O + H+

2.

NO2- + CO2 + 0.5 O2 + Nitrobacter → NO3-

3.

NH3 + O2 → NO2− + 3H+ + 2e−

4.

NO2− + H2O → NO3− + 2H+ + 2e

note : “Karena kelarutannya yang sangat tinggi, nitrat dapat memasukkan air tanah. Peningkatan nitrat dalam air tanah merupakan masalah bagi air minum, karena nitrat dapat mengganggu tingkat oksigen darah pada bayi dan menyebabkan sindrom methemoglobinemia atau bayi biru. Ketika air tanah mengisi aliran sungai, nitrat yang memperkaya air tanah dapat berkontribusi untuk eutrofikasi, sebuah proses dimana populasi alga meledak, terutama populasi alga biru-hijau. Hal ini juga dapat menyebabkan kematian kehidupan akuatik karena permintaan yang berlebihan untuk oksigen. Meskipun tidak secara langsung beracun untuk ikan hidup (seperti amonia), nitrat dapat memiliki efek tidak langsung pada ikan jika berkontribusi untuk eutrofikasi ini.” 5. Denitrifikasi

Denitrifikasi adalah proses reduksi nitrat untuk kembali menjadi gas nitrogen (N2), untuk menyelesaikan siklus nitrogen. Proses ini dilakukan oleh spesies bakteri seperti Pseudomonas dan Clostridium dalam kondisi anaerobik. Mereka menggunakan nitrat sebagai akseptor elektron di tempat oksigen selama respirasi. Fakultatif anaerob bakteri ini juga dapat hidup dalam kondisi aerobik. Denitrifikasi umumnya berlangsung melalui beberapa kombinasi dari bentuk peralihan sebagai berikut: NO3− → NO2− → NO + N2O → N2 Proses denitrifikasi lengkap dapat dinyatakan sebagai reaksi redoks: 2 NO3− + 10 e− + 12 H+ → N2 + 6 H2O 6. Oksidasi Amonia Anaerobik Dalam proses biologis, nitrit dan amonium dikonversi langsung ke elemen (N2) gas nitrogen. Proses ini membentuk sebagian besar dari konversi nitrogen unsur di lautan. Reduksi dalam kondisi anoxic juga dapat terjadi melalui proses yang disebut oksidasi amonia anaerobik NH4+ + NO2− → N2 + 2 H2O KEGUNAAN NITROGEN o Dalam bentuk ammonia, nitrogen digunakan sebagai bahan pupuk, pembuatan pulp untuk kertas, pembuatan garam nitrat dan asam nitrat, berbagai jenis bahan peledak, pembuatan senyawa nitro dan berbagai jenis refrigeran. Dari gas ini juga dapat dibuat urea, hidrazina dan hidroksilamina. o Asam nitrat digunakan dalam pembuatan zat pewarna dan bahan peledak. o Nitrogen sering digunakan jika diperlukan lingkungan yang inert, misalnya dalam bola lampu listrik untuk mencegah evaporasi filamen . o Sedangkan nitrogen cair banyak digunakan sebagai refrigerant (pendingin) yang sangat efektifkarena relatif murah. o Banyak digunakan oleh laboratorium – laboratorium medis dan laboratorium – laboratorium penelitian sebagai pengawet bahan-bahan preservatif untuk jangka waktu yang sangat lama, misalnya pada bank sperma, bank penyimpanan organ-organ tubuh manusia, bank darah, dsb. o Fungsi Dalam Ekologi Nitrogen sangatlah penting untuk berbagai proses kehidupan di Bumi. Nitrogen adalah komponen utama dalam semua asam amino, yang nantinya dimasukkan ke dalam protein, tahu kan kalau protein adalah zat yang sangat kita butuhkan dalam pertumbuhan. Nitrogen juga hadir di basis pembentuk asam nukleat, seperti DNA dan RNA yang nantinya membawa hereditas. Pada tumbuhan, banyak dari nitrogen digunakan dalam molekul klorofil, yang

penting untuk fotosintesis dan pertumbuhan lebih lanjut. Meskipun atmosfer bumi merupakan sumber berlimpah nitrogen, sebagian besar relatif tidak dapat digunakan oleh tanaman. Pengolahan kimia atau fiksasi alami (melalui proses konversi seperti yang dilakukan bakteri rhizobium), diperlukan untuk mengkonversi gas nitrogen menjadi bentuk yang dapat digunakan oleh organisme hidup, oleh karena itu nitrogen menjadi komponen penting dari produksi pangan. Kelimpahan atau kelangkaan dari bentuk “tetap” nitrogen, (juga dikenal sebagai nitrogen reaktif), menentukan berapa banyak makanan yang dapat tumbuh pada sebidang tanah 1. 1. Oksigen

Sejarah Selama beberapa abad, para ahli kadang-kadang menyadari bahwa udara terdiri lebih dari satu komponen. Sifat oksigen dan nitrogen sebagai komponen udara mengarah pada pengembangan teori flogiston pada proses pembakaran, yang sering terpikir oleh para ahli kimia selama satu abad. Oksigen telah dibuat oleh beberapa ahli, termasuk Bayen dan Borch, tetapi mereka tidak tahu cara mengumpulkannya. Mereka juga tidak mempelajari sifatsifatnya dan tidak mengenali oksigen sebagai unsur dasar. Seorang ahli bernama Priestley dipuji karena penemuannya, meski Scheele juga menemukan oksigen secara bebas. Dulu, bobot atom oksigen digunakan sebagai standar pembanding untuk unsur yang lain, hingga pada tahun 1961, ketika IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) menggunakan atom karbon 12 sebagai standar pembanding yang baru. Sumber Oksigen adalah unsur ketiga terbanyak yang ditemukan berlimpah di matahari, dan memainkan peranan dalam siklus karbon-nitrogen, yahkni proses yang diduga menjadi sumber energi di matahari dan bintang-bintang. Oksigen dalam kondisi tereksitasi memberikan warna merah terang dan kuning-hijau pada Aurora Borealis. Oksigen merupakan unsur gas, menyusun 21% volume atmosfer dan diperoleh dengan pencairan dan penyulingan bertingkat. Atmosfer Mars mengandung oksigen sekitar 0.15%.

dalam bentuk unsur dan senyawa, oksigen mencapai kandungan 49.2% berat pada lapisan kerak bumi. Sekitar dua pertiga tubuh manusia dan sembilan persepuluh air adalah oksigen. Di laboratorium, oksigen bisa dibuat dengan elektrolisis air atau dengan memanaskan KClO3 dengan MnO2 sebagai katalis. Sifat-sifat Oksigen tidak berbau, tidak berasa dan tidak berwarna. Dalam bentuk cair dan padat, oksigen berwarna biru pucat dan merupakan paramagnetik yang kuat. Bentuk lain Ozon (O3). Merupakan senyawa yang sangat aktif, dihasilkan dari pelepasan muatan elektris (kilat) atau penyinaran sinar Ultraviolet terhadap oksigen. Keberadaan ozon di atmosfer (dengan jumlah yang sebanding dengan ketebalan lapisan 3 mm dengan kondisi tekanan dan suhu yang luar biasa) mencegah sinar Ultraviolet yang berbahaya dari matahari sebelum mencapai permukaan. Pencemaran udara di atmosfer dapat merusak lapisan ozon ini. Ozon bersifat racun dan tidak boleh terpapar dengan ozon melebihi kadar 0.2 mg/m# (8 jam kerja rata-rata-40 jam per minggu). Ozon yang masih pekat memiliki warna hitam kebiru-biruan dan ozon padat berwarna hitam ungu. Senyawa Oksigen, yang sangat reaktif, adalah komponen ratusan ribu senyawa organik dan dapat bergabung dengan kebanyakan unsur. Kegunaan Tanaman dan hewan sangat tergantung pada oksigen untuk bernafas. Rumah sakit sering menulis resep oksigen untuk pasien dengan penyakit pernafasan ringan. Isotop Oksigen memiliki 9 isotop. Oksigen alami adalah campuran dari 3 isotop Oksigen berbobot aatom 18 yang terdapat di alam bersifat stabil dan tersedia untuk keperluan komersial, seperti dalam air (H2O dengan kandungan isotop 18 sebanyak 15%). Konsumsi oksigen komersial di Amerika Serikat diperkirakan mencapai 20 juta ton per tahun dan diperkirakan akan terus meningkat. Penggunaan oksigen pada tungku peleburan baja merupakan penggunaan tertinggi. Jumlah yang banyak juga diperlukan pada proses pembuatan gas ammonia, metanol, etilen oksida dan pengelasan oksi-asetilen. Pemisahan udara (destilasi) menghasilkan gas dengan kemurnian 99%, sedangkan elektrolisis hanya 1%

Siklus Oksigen

Oksigen adalah gas yang dibutuhkan makhluk hidup seperti misalnya manusia bernafas menghirup oksigen yang ada di udara dan selanjutnya masuk ke dalam sistem pernafasan. Demikian juga tanaman yang melakukan pertukaran oksigen dengan makhluk hidup disekitarnya, juga pertukaran oksigen yang terjadi di atmosfer bumi. Melihat dari proses pertukaran oksigen tersebut, sebenarnya kita sudah dapat menyimpulkan apa itu pengertian siklus oksigen.

Jadi siklus oksigen adalah proses pertukaran oksigen di bumi ini yang berlangsung secara terus menerus tidak ada habisnya. Siklus oksigen terjadi karena semua makhluk hidup membutuhkan oksigen untuk kelangsungan hidupnya, dan kalau kita sudah mengetahui adanya siklus oksigen maka diharapkan untuk tidak mengganggu ekosistem lingkungan yang dapat mengacaukan siklus oksigen. Misalnya dengan melakukan penebangan liar, maka hutan yang seharusnya menjadi media daur ulang oksigen yang bagus akan mulai gundul dan siklus oksigen tidak dapat terjadi dengan sempurna.

Logam Alkali Tanah  

HOME Change this link



And this link



Yeah, this too

Logam Alkali Tanah

Logam alkali tanah terdiri dari 6 unsur yang terdapat di golongan IIA. Yang termasuk ke dalam golongan II A yaitu : Berilium (Be), Magnesium (Mg), Calcium (Ca), Stronsium (Sr), Barium (Ba), dan Radium (Ra). Di sebut logam karena memiliki sifat sifat seperti logam. Disebut alkali karena mempunyai sifat alkalin atau basa jika direaksikan dengan air. Dan istilah tanah karena oksidasinya sukar larut dalam air, dan banyak ditemukan dalam bebatuan di kerk bumi. Oleh sebab itu, istilah “alkali tanah” biasa digunakan untuk menggambarkan kelompok unsur golongan II A.

Tiap logam memiliki kofigurasi elektron sama seperti gas mulia atau golongan VIII A, setelah di tambah 2 elektron pada lapisan kulit S paling luar. Contohnya konfigurasi elektron pada Magnesium (Mg) yaitu : 1s22s22p63s2 atau (Ne) 3s2. Ikatan yang dimiliki kebanyakan senyawa logam alkali tanah adalah ikatan ionik. Karena, elektron paling luarnya telah siap untuk di lepaskan, agar mencapai kestabilan. Unsur alkali tanah memiliki reaktifitas tinggi, sehingga tidak ditemukan dalam bentuk monoatomik , unsur ini mudah bereaksi dengan oksigen, dan logam murni yang ada di udara, membentuk lapisan luar pada oksigen. SIFAT-SIFAT PERIODIK UNSUR Jari-Jari Atom adalah jarak dari inti atom sampai ke elektron di kulit terluar. Besarnya jarijari atom dipengaruhi oleh besarnya nomor atom unsur tersebut. Semakin besar nomor atom unsur-unsur segolongan, semakin banyak pula jumlah kulit elektronnya, sehingga semakin besar pula jari-jari atomnya. Jadi, dalam satu golongan (dari atas ke bawah), jari-jari atomnya semakin besar. Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), nomor atomnya bertambah yang berarti semakin bertambahnya muatan inti, sedangkan jumlah kulit elektronnya tetap. Akibatnya tarikan inti terhadap elektron terluar makin besar, sehingga menyebabkan semakin kecilnya jari-jari atom. Jari-Jari Ion. Ion mempunyai jari-jari yang berbeda secara nyata jika dibandingkan dengan jari-jari atom normalnya. Ion bermuatan positif (kation) mempunyai jari-jari yang lebih kecil, sedangkan ion bermuatan negatif (anion) mempunyai jari-jari yang lebih besar jika dibandingkan dengan jari-jari atom normalnya. Energi Ionisasi (EI) adalah energi yang diperlukan atom dalam untuk melepaskan satu elektron sehingga membentuk ion bermuatan +1. Jika atom tersebut melepaskan elektronnya yang ke-2 maka akan diperlukan energi yang lebih besar, begitu juga pada pelepasan elektron yang ke-3 dan seterusnya. Maka EI 1<> Afinitas Elektron adalah energi yang dilepaskan oleh atom apabila menerima sebuah elektron untuk membentuk ion negatif. Semakin negatif harga afinitas elektron, semakin mudah atom tersebut menerima elektron dan unsurnya akan semakin reaktif. Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga afinitas elektronnya semakin kecil. Dan dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga afinitas elektronnya semakin besar. Unsur golongan utama memiliki afinitas elektron bertanda negatif, kecuali golongan IIA dan VIIIA. Afinitas elektron terbesar dimiliki oleh golongan VIIA.

Keelektronegatifan adalah kemampuan suatu unsur untuk menarik elektron dalam molekul suatu senyawa. Harga keelektronegatifan ini diukur dengan menggunakan skala Pauling yang besarnya antara 0,7 sampai 4. Unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan besar, cenderung menerima elektron dan akan membentuk ion negatif. Sedangkan unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan kecil, cenderung melepaskan elektron dan akan membentuk ion positif. Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga keelektronegatifan semakin kecil. Dan dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga keelektronegatifan semakin besar. Sifat Logam dan Non Logam. Sifat logam berhubungan dengan keelektropositifan, yaitu kecenderungan atom untuk melepaskan elektron membentuk kation. Sifat logam bergantung pada besarnya energi ionisasi (EI). Makin besar harga EI, makin sulit bagi atom untuk melepaskan elektron dan makin berkurang sifat logamnya. Sifat non logam berhubungan dengan keelektronegatifan, yaitu kecenderungan atom untuk menarik elektron. Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), sifat logam berkurang sedangkan sifat non logam bertambah. Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), sifat logam bertambah sedangkan sifat non logam berkurang. Unsur logam terletak pada bagian kiri-bawah dalam sistem periodik unsur, sedangkan unsur non logam terletak pada bagian kanan-atas. Unsur-unsur yang terletak pada daerah peralihan antara unsur logam dengan non logam disebut unsur metaloid. Metalloid adalah unsur yang mempunyai sifat logam dan non logam. Kereaktifan. Kereaktifan bergantung pada kecenderungan unsur untuk melepas atau menarik elektron. Dalam satu periode (dari kiri ke kanan), mula-mula kereaktifan menurun, tapi akan semakin bertambah hingga golongan alkali tanah (VIIA). Unsur golongan ini bersifat basa, sama seperti unsur golongan alkali, namun tingkat kebasaannya lebih lemah. Senyawa Be(OH)2 bersifat amfoter. Artinya bisa bersifat asam atau pun basa. Sedangkan unsur Ra bersifat Radioaktif. Semua logam alkali tanah merupakan logam yang tergolong reaktif, meskipun kurang reaktif dibandingkan dengan unsur alkali. Alkali tanah juga memiliki sifat relatif lunak dan dapat menghantarkan panas dan listrik dengan baik, kecuali Berilium. Logam ini juga memiliki kilapan logam. Logam alkali tanah memiliki jari-jari atom yang besar dan harga ionisasi yang kecil. Dari Berilium ke Barium, nomor atom dan jari-jari atom semakin besar. Selain itu semua logam alkali tanah juga mempunyai kecenderungan teratur mengenai keelektronegatifan yang semakin kecil dan daya reduksi yang semakin kuat dari Berilium ke Barium.

Sifat Umum

Beberapa Sifat Umum Logam Alkali Tanah Be Mg Ca

Sr

Ba

Nomor Atom

4

12

20

38

56

Konfigurasi Elektron

[He] 2s2

[Ne] 3s2

[Ar] 4s2

[Kr] 5s2

[Xe] 6s2

Titik Leleh

1553

923

1111

1041

987

Titik Didih

3043

1383

1713

1653

1913

Jari-jari Atom (Angstrom)

1.12

1.60

1.97

2.15

2.22

Jari-jari Ion (Angstrom)

0.31

0.65

0.99

1.13

1.35

Energi Ionisasi I (KJ mol-1)

900

740

590

550

500

Energi Ionisasi II (KJ mol-1)

1800

1450

1150

1060

970

Elektronegativitas

1.57

1.31

1.00

0.95

0.89

Potensial Elektrode (V)

-1.85

-2.37

-2.87

-2.89

-2.90

M2+ + 2e à M Massa Jenis (g mL-1)

1.86

1.75

1.55

2.6

3.6

Berdasarkan Tabel diatas dapat diamati juga hal-hal sebagai berikut, 1. Konfigurasi elektronnya menunjukan bahwa logam alkali tanah mempunyai elektron valensi ns2. Selain jari-jari atomnya yang lebih kecil dibandingkan logam alkali, kedua elektron valensinya yang telah berpasangan mengakibatkan energi ionisasi logam alkali tanah lebih tinggi daripada alkali. 2. Meskipun energi ionisasinya tinggi, tetapi karena energi hidrasi dari ion M2+ dari alkali tanah lebih besar daripada energi hidrasi ion M+ dari alkali, mengakibatkan logam alkali tetap mudah melepaskan kedua electron valensinya, sehingga lebih stabil sebagai ion M2+. 3. Jari-jari atomnya yang lebih kecil dan muatan intinya yang lebih besar mengakibatkan logam alkali tanah membentuk kristal dengan susunan yang lebih rapat, sehingga mempunyai sifat yang lebih keras daripada logam alkali dan massa jenisnya lebih tinggi. 4. Berilium mempunyai energi ionisasi yang sangat tinggi dan keelektronegatifan yang cukup besar, kedua hal ini menyebabkan berilium dalam berikatan cenderung membentuk ikatan kovalen. 5. Potensial elektrode (reduki) standar logam alkali tanah menunjukkan harga yang rendah (negatif). Hal ini menunjukkan bahwa logam alkali tanah merupakan reduktor yang cukup kuat, bahkan kalsium, stronsium, dan barium mempunyai daya reduksi yang lebih kuat daripada natrium. 6. Titik didih dan titik leleh logam alkali tanah lebih tinggi daripada suhu ruangan. Oleh karena itu, unsur-unsur logam alkali tanah berwujud padat pada suhu ruangan. Kemiripan sifat logam alkali tanah disebabkan oleh kecenderungan melepaskan dua elektron valensi. Oleh karena itu senyawanya mempunyai bilangan oksidasi +2, sehingga logam alkali tanah diletakkan pada golongan II A. Alkali tanah termasuk logam yang reaktif, namun Berilium adalah satu-satunya unsur alkali tanah yang kurang reaktif, bahkan tidak bereaksi dengan air. Logam alkali tanah bersifat pereduksi kuat. Semakin ke bawah, sifat pereduksi ini semakin kuat. Hal ini ditunjukkan oleh kemampuan bereaksi dengan air yang semakin meningkat dari Berilium ke Barium. Selain dengan air unsur logam alkali tanah juga bisa bereaksi dengan Oksigen, Nitrogen, dan Halogen

Reaksi-Reaksi Logam Alkali Tanah Reaksi secara umum Keterangan 2M(s) + O2(g) à 2MO(s)

Reaksi selain Be dan Mg tak perlu Pemanasan

M(s) + O2(g) à MO2 (s)

Ba mudah, Sr dengan tekanan tinggi, Be, Mg, dan Ca, tidak terjadi

M(s) + X2(g) à MX2 (s)

X: F, Cl, Br, dan I

M(s) + S(s) à MS (s) M(s) + 2H2O (l) à M(OH)2 (aq) + H2 (g) Be tidak dapat, Mg perlu pemanasan 3M(s) + N2 (g) à M3N2 (s)

Reaksi berlangsung pada suhu tinggi, Be tidak dapat berlangsung

M(s) + 2H+(aq) à M2+(aq) + H2 (g)

Reaksi cepat berlangsung

M(s) + H2 (g) à MH2 (s)

Perlu pemanasan, Be dan Mg tidak dapat berlangsung

Reaksi Logam Alkali Tanah dengan Air Berilium tidak bereaksi dengan air, sedangkan logam Magnesium bereaksi sangat lambat dan hanya dapat bereaksi dengan air panas. Logam Kalsium, Stronsium, Barium, dan Radium bereaksi sangat cepat dan dapat bereaksi dengan air dingin. Contoh reaksi logam alkali tanah dan air berlangsung sebagai berikut, Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + H2(g) Reaksi Logam Alkali Tanah Dengan Oksigen

Dengan pemanasan, Berilium dan Magnesium dapat bereaksi dengan oksigen. Oksida Berilium dan Magnesium yang terbentuk akan menjadi lapisan pelindung pada permukaan logam.Barium dapat membentuk senyawa peroksida (BaO2) 2Mg(s) + O2 (g) → 2MgO(s) Ba(s) + O2(g) (berlebihan) → BaO2(s) Pembakaran Magnesium di udara dengan Oksigen terbatas pada suhu tinggi akan dapat menghasilkan Magnesium Nitrida (Mg3N2) 4Mg(s) + ½ O2(g) + N2 (g) → MgO(s) + Mg3N2(s) Bila Mg3N2 direaksikan dengan air maka akan didapatkan gas NH3 Mg3N2(s) + 6H2O(l) → 3Mg(OH)2(s) + 2NH3(g)

Reaksi Logam Alkali Tanah Dengan Nitrogen Logam alkali tanah yang terbakar di udara akan membentuk senyawa oksida dan senyawa Nitrida dengan demikian Nitrogen yang ada di udara bereaksi juga dengan Alkali Tanah. Contoh, 3Mg(s) + N2(g) → Mg3N2(s) Reaksi Logam Alkali Tanah Dengan Halogen Semua logam Alkali Tanah bereaksi dengan halogen dengan cepat membentuk garam Halida, kecuali Berilium. Oleh karena daya polarisasi ion Be2+ terhadap pasangan elektron Halogen kecuali F-, maka BeCl2 berikatan kovalen. Sedangkan alkali tanah yang lain berikatan ion. Contoh, Ca(s) + Cl2(g) → CaCl2(s) III. KESADAHAN AIR Kesadahan air adalah kandungan mineral-mineral yang terdapat di dalam air umumnya mengandung ion Ca2+ dan Mg2+. Selain ion kalsium dan magnesium, penyebab kesadahan juga bisa merupakan ion logam lain maupun garam-garam bikarbonat dan sulfat. Kesadahan air ini dapat dilihat pada air ketika sedang mencuci, karena sebenarnya air sadah sendiri adalah air biasa yang sering digunakan sehari-hari. Dari air tersebut kita akan menemukan dua jenis air: Air Lunak Jika busa sabun yang dihasilkan pada air itu cukup banyak maka air tersebut termasuk air lunak. Air lunak adalah air yang mengandung kadar mineral yang rendah. Penentuan air ini dilihat dari jumlah busa sabun yang dihasilkan. Air Sadah (hard water) Jika busa sabun yang dihasilkan pada air itu sangat sedikit atau bahkan tidak menghasilkan sabun sama sekali maka air tersebut merupakan air sadah. Air sadah ini adalah air yang mengandung kadar mineral yang sangat tinggi. Biasanya secara fisik terlihat air tampak keruh. Kesadahan air total dinyatakan dalam satuan ppm berat per volume (w/v) dari CaCO3. Air sadah yang bercampur sabun dapat membentuk gumpalan (scum) yang sukar dihilangkan. Air sadah digolongkan menjadi dua jenis, berdasarkan jenis anion yang diikat oleh kation (Ca2+ atau Mg2+), yaitu air sadah sementara dan air sadah tetap. Air Sadah Sementara, yaitu air yang mengandung garam hidrogen karbonat (Ca(HCO3)2 dan Mg(HCO3)2). Senyawa Kalsium Karbonat dan Magnesium Karbonat dari batu kapur dan dolomite dapat larut menjadi senyawa Bikarbonat karena adanya gas karbondioksida di udara. CaCO3(S) + 2 H2O(l) + CO2(g) → Ca(HCO3)2

Air Sadah Tetap, yaitu air yang mengandung garam selain garam hidrogen karbonat, seperti garam sulfat (CaSO4, MgSO4) dan garam klorida (CaCl2, MgCl2). Air sadah tetap tidak dapat dihilangkan dengan pemanasan, tetapi harus ditambahkan Natrium Karbonat (soda) MgCl2(aq) + Na2CO3(aq) → MgCO3(s) + 2NaCl(aq) Air sadah kurang baik apabila digunakan untuk mencuci dengan menggunakan sabun (NaC17H35COO). Hal ini disebabkan karena ion Ca2+ atau Mg2+ dalam air sadah dapat mengendapkan sabun sehingga membentuk endapan berminyak yang terapung dipermukaan air. Dengan demikian, sabun hanya sedikit membuih dan daya pembersih sabun berkurang. 2NaC17H35COO(aq) + Ca2+ → Ca(C17H35COO)2 (s) + 2Na+(aq) Walaupun tidak berbahaya, air sadah dapat menimbulkan kerugian, diantaranya :  

Kesadahan Air dapat menurunkan efisiensi dari deterjen dan sabun. Kesadahan Air dapat menyebabkan noda pada bahan pecah belah dan bahan flat.



Kesadahan Air dapat menyebabkan bahan linen berubah pucat.



Mineral Kesadahan Air dapat menyumbat semburan pembilas dan saluran air.



Residu Kesadahan Air dapat melapisi elemen pemanas dan menurunkan efisiensi panas.



Kesadahan Air dapat menciptakan biuh logam pada kamar mandi shower dan bathtubs.

Menghilangkan Kesadahan Pemanasan. Pemanasan dapat menghilangkan kesadahan sementara. Pada suhu tinggi, garam hidrogen karbonat Ca(HCO3)2 akan terutarai, sehingga ion Ca2+ akan mengendap sebagai CaCO3 Ca(HCO3)2(aq) à CaCO3(s) + CO2(g) + H2O(l) Penambahan ion karbonat. Soda (NaCO3).10H2O yang ditambahkan dalam air sadah dapat mengendapkan ion Ca2+ menjadi endapan CaCO3. Na2CO3.10H2O(s) à 2Na+(aq) + CO32- + 10H2O CaCl2 à Ca2+(aq) + 2Cl-(aq) Na2CO3.10H2O(s) + CaCl2 à 2NaCl + CaCO3 + 10H2O Menggunakan zat pelunak air. Natrium Heksametafosfat [Na2(Na4(PO3))] dapat digunakan untuk menghilangkan air sadah yang mengandung ion Ca2+ dan Mg2+. Kedua ion ini akan diubah menjadi ion kompleks yang mudah larut, sehingga tidak dapat bergabung dengan ion dari sabun. Na2[Na4(PO3)6](s) à 2Na+(aq) + [Na4(PO3)6]2-(aq)

CaCl2 à Ca2+ + 2ClNa2[Na4(PO3)6] + CaCl2 à 2NaCl + Ca[Na4(PO3)6] Menggunakan resin penukar ion. Resin berfungsi mengikat semua kation atau anion yang ada di dalam air sadah. IV. PROSES EKSTRAKSI LOGAM ALKALI TANAH Ekstraksi adalah pemisahan suatu unsur dari suatu senyawa. Logam alkali tanah dapat di ekstraksi dari senyawanya. Untuk mengekstraksinya kita dapat menggunakan dua cara, yaitu metode reduksi dan metode elektrolisis. Ekstraksi Berilium (Be) Metode reduksi Untuk mendapatkan Berilium, bisa didapatkan dengan mereduksi BeF2. Sebelum mendapatkan BeF2, kita harus memanaskan beril [Be3Al2(SiO6)3] dengan Na2SiF6 hingga 700 0 C. Karena beril adalah sumber utama berilium. BeF2 + Mg à MgF2 + Be Metode Elektrolisis Untuk mendapatkan berilium juga kita dapat mengekstraksi dari lelehan BeCl2 yang telah ditambah NaCl. Karena BeCl2 tidak dapat mengahantarkan listrik dengan baik, sehingga ditambahkan NaCl. Reaksi yang terjadi adalah : Katoda : Be2+ + 2e- à Be Anode : 2Cl- à Cl2 + 2eEkstraksi Magnesium (Mg) Metode Reduksi Untuk mendapatkan magnesium kita dapat mengekstraksinya dari dolomit [MgCa(CO3)2] karena dolomite merupakan salah satu sumber yang dapat menhasilkan magnesium. Dolomite dipanaskan sehingga terbentuk MgO.CaO. lalu MgO.CaO. dipanaskan dengan FeSi sehingga menhasilkan Mg. 2[ MgO.CaO] + FeSi à 2Mg + Ca2SiO4 + Fe Metode Elektrolisis Selain dengan ekstraksi dolomite magnesium juga bisa didapatkan dengan mereaksikan air alut dengan CaO. Reaksi yang terjadi : CaO + H2O à Ca2+ + 2OH-

Mg2+ + 2OH- à Mg(OH)2 Selanjutnya Mg(OH)2 direaksikan dengan HCl Untuk membentuk MgCl2 Mg(OH)2 + 2HCl à MgCl2 + 2H2O Setelah mendapatkan lelehan MgCl2 kita dapat mengelektrolisisnya untuk mendapatkan magnesium Katode : Mg2+ + 2e- à Mg Anode : 2Cl- à Cl2 + 2eEkstraksi Kalsium (Ca) Metode Elektrolisis Batu kapur (CaCO3) adalah sumber utama untuk mendapatkan kalsium (Ca). Untuk mendapatkan kalsium, kita dapat mereaksikan CaCO3 dengan HCl agar terbentuk senyawa CaCl2. Reaksi yang terjadi : CaCO3 + 2HCl à CaCl2 + H2O + CO2 Setelah mendapatkan CaCl2, kita dapat mengelektrolisisnya agar mendapatkan kalsium (Ca). Reaksi yang terjadi : Katoda ; Ca2+ + 2e- à Ca Anoda ; 2Cl- à Cl2 + 2eMetode Reduksi Logam kalsium (Ca) juga dapat dihasilkan dengan mereduksi CaO oleh Al atau dengan mereduksi CaCl2 oleh Na. Reduksi CaO oleh Al 6CaO + 2Al à 3 Ca + Ca3Al2O6 Reduksi CaCl2 oleh Na CaCl2 + 2 Na à Ca + 2NaCl Ekstraksi Strontium (Sr) Metode Elektrolisis Untuk mendapatkan Strontium (Sr), Kita bisa mendapatkannya dengan elektrolisis lelehan SrCl2. Lelehan SrCl2 bisa didapatkan dari senyawa selesit [SrSO4]. Karena Senyawa selesit merupakan sumber utama Strontium (Sr). Reaksi yang terjadi ; katode ; Sr2+ +2e- à Sr

anoda ; 2Cl- à Cl2 + 2eEkstraksi Barium (Ba) Metode Elektrolisis Barit (BaSO4) adalah sumber utama untuk memperoleh Barium (Ba). Setelah diproses menjadi BaCl2 barium bisa diperoleh dari elektrolisis lelehan BaCl2. Reaksi yang terjadi : katode ; Ba2+ +2e- à Ba anoda ; 2Cl- à Cl2 + 2eMetode Reduksi Selain dengan elektrolisis, barium bisa kita peroleh dengan mereduksi BaO oleh Al. Reaksi yang terjadi : 6BaO + 2Al à 3Ba + Ba3Al2O6. V. KEBERADAAN DI ALAM Logam alkali tanah memilii sifat yang reaktif sehingga di alam hanya ditemukan dalam bentuk senyawanya. Berikut keberadaan senyawa yang mengandung logam alkali : Berilium. Berilium tidak begitu banyak terdapat di kerak bumi, bahkan hampir bisa dikatakan tidak ada. Sedangkan di alam berilium dapat bersenyawa menjadi Mineral beril [Be3Al2(SiO 6)3], dan Krisoberil [Al2BeO4]. Magnesium. Magnesium berperingkat nomor 7 terbanyak yang terdapat di kerak bumi, dengan 1,9% keberadaannya. Di alam magnesium bisa bersenyawa menjadi Magnesium Klorida [MgCl2], Senyawa Karbonat [MgCO3], Dolomit [MgCa(CO3)2], dan Senyawa Epsomit [MgSO4.7H2O] Kalsium. Kalsium adalah logam alkali yang paling banyak terdapat di kerak bumi. Bahkan kalsium menjadi nomor 5 terbanyak yang terdapat di kerak bumi, dengan 3,4% keberadaanya. Di alam kalsium dapat membentuk senyawa karbonat [CaCO3], Senyawa Fospat [CaPO4], Senyawa Sulfat [CaSO4], Senyawa Fourida [CaF] Stronsium. Stronsium berada di kerak bumi dengan jumlah 0,03%. Di alam strontium dapat membuntuk senyawa Mineral Selesit [SrSO4], dan Strontianit Barium. Barium berada di kerak bumi sebanyak 0,04%. Di alam barium dapat membentuk senyawa : Mineral Baritin [BaSO4], dan Mineral Witerit [BaCO3] VI. APLIKASI LOGAM ALKALI TANAH Berilium (Be)

1. Berilium digunakan untuk memadukan logam agar lebih kuat, akan tetapi bermasa lebih ringan. Biasanya paduan ini digunakan pada kemudi pesawat Zet. 2. Berilium digunakan pada kaca dari sinar X. 3. Berilium digunakan untuk mengontrol reaksi fisi pada reaktor nuklir 4. Campuran berilium dan tembaga banyak dipakai pada alat listrik, maka Berilium sangat penting sebagai komponen televisi. Magnesium (Mg) 1. Magnesium digunakan untuk memberi warna putih terang pada kembang api dan pada lampu Blitz. 2. Senyawa MgO dapat digunakan untuk melapisi tungku, karena senyawa MgO memiliki titik leleh yang tinggi. 3. Senyawa Mg(OH)2 digunakan dalam pasta gigi untuk mengurangi asam yang terdapat di mulut dan mencagah terjadinnya kerusakan gigi, sekaligus sebagai pencegah maag 4. Mirip dengan Berilium yang membuat campuran logam semakin kuat dan ringan sehingga biasa digunakan pada alat alat rumah tangga. Kalsium (Ca) 1. Kalsium digunakan pada obat obatan, bubuk pengembang kue dan plastik. 2. Senyawa CaSO4 digunakan untuk membuat Gips yang berfungsi untuk membalut tulang yang patah. 3. Senyawa CaCO3 biasa digunakan untuk bahan bangunan seperti komponen semen dan cat tembok.Selain itu digunakan untuk membuat kapur tulis dan gelas. 4. Kalsium Oksida (CaO) dapat mengikat air pada Etanol karena bersifat dehidrator,dapat juga mengeringkan gas dan mengikat Karbondioksida pada cerobong asap. 5. Ca(OH)2 digunakan sebagai pengatur pH air limbah dan juga sebagai sumber basa yang harganya relatif murah 6. Kalsium Karbida (CaC2) disaebut juga batu karbit merupakan bahan untuk pembuatan gas asetilena (C2H2) yang digunakan untuk pengelasan. 7. Kalsium banyak terdapat pada susu dan ikan teri yang berfungsi sebagai pembentuk tulang dan gigi. Stronsium (Sr) 1. Stronsium dalam senyawa Sr(no3)2 memberikan warna merah apabila digunakan untuk bahan kembang api.

2. Stronsium sebagai senyawa karbonat biasa digunakan dalam pembuatan kaca televisi berwarna dan komputer. 3. Untuk pengoperasian mercusuar yang mengubah energi panas menjadi listrik dalam baterai nuklir RTG (Radiisotop Thermoelectric Generator). Barium (Ba) 1. BaSO4 digunakan untuk memeriksa saluran pencernaan karena mampu menyerap sinar X meskipun beracun. 2. BaSO4 digunakan sebagai pewarna pada plastic karena memiliki kerapatan yang tinggi dan warna terang. 3. Ba(NO3)2 digunakan untuk memberikan warna hijau pada kembang api

Ringkasan n soal Kimia Unsur (XII IPA) Diposkan oleh Al-Chemist Ungu di 17.54

A. LOGAM GOLONGAN ALKALI 1. SIFAT-SIFAT Terletak di gol IA pada SPU, di alam tidak dijumpai dalam keadaan bebas (sangat reaktif) Na dan K banyak terdapat di alam sebagai senyawa, sedangkan yang lain hanya sedikit. Energi ionisasi dan keelektronegatifannya kecil, Makin besar nomor atom makin kecil energi kohesinya sehingga bersifat lunak, reduktor kuat, larut dalam larutan amonia, nyala bunsen berwarna spesifik. Penyimpanan dalam minyak tanah / hidrokarbon yang inert (menghindari oksidasi O2). 2. PEMBUATAN ALKALI Dengan mereduksi oksidanya, atau dengan mengelektrolisis leburan garamnya. Natrium diperoleh dengan proses Down. Kalium diperoleh dengan mengalirkan uap natrium melalui leburan KCl.

3. PENGGUNAAN ALKALI Aliasi Na / K : pendingin reaktor atom, aliasi Li / Pb : pembungkus kabel lunak, Aliasi Li / Al : penambah daya tahan korosi aluminium, Rb dan Cs membentuk aliasi dengan Na dan K : sel fotolistrik, dan Na : mereduksi TiCl 4 menjadi logam Ti. 4. PERSENYAWAAN ALKALI NaCl : bahan pengawet dan pembuatan senyawa yang lain. NaOH (soda api) : pembuatan senyawa lain, bahan baku pembuatan sabun dan deterjen, dalam industri kertas, rayon dan serat. Na2CO3 (soda) : dalam industri kaca, kertas, detergen, untuk proteksi logam dan menurunkan kesadahan air. NaHCO3 (soda kue) : dalam pembuatan roti, menghilangkan bau tengik pada mentega, menghilangkan gom pada sutera, menghilangkan lilin dan lemak pada bulu wol, dan campuran bahan pemadam kebakaran. B. LOGAM GOLONGAN ALKALI TANAH 1. SIFAT-SIFAT Terletak di gol IIA dalam SPU, di alam banyak dijumpai dalam bentuk senyawa. Bersifat sangat reaktif, namun < gol IA, reduktor kuat, nyala bunsen khas Elektropositif, makin besar nomor atom makin berkurang energi ionisasinya, keelektro-negatifan kecil, struktur tidak sama dalam satu golongan, energi kohesi besar sehingga sifat lebih keras dan titik lelehnya lebih tinggi > gol IA. Mudah bereaksi dengan O2 membentuk oksida, dengan air membentuk basa kecuali Be dan Mg akan membuat lapisan oksida yang melindungi terhadap reaksi selanjutnya, dengan asam encer membentuk garam dan membebaskan H 2, Be bersifat amfoter, makin ke bawah hidroksidanya makin mudah larut, tetapi karbonat dan sulfatnya sebaliknya, kestabilan karbonat terhadap pemanasan makin bertambah. 2. PEMBUATAN ALKALI TANAH

Magnesium diperoleh dengan proses Down : (1) mengendapkan sebagai Mg(OH)2, (2) diubah jadi MgCl2 dan dikristalkan sebagai MgCl2.6H2O (3) leburan kristal dielektrolisis. 3. PENGGUNAAN ALKALI TANAH Be : industri nuklir dan tabung sinar X, Mg : campuran pembuatan badan pesawat terbang dan mobil, pereaksi Grignard dan pereduksi, Ca : memperkeras timbal, dan senyawa alkali tanah banyak dipakai untuk campuran kembang api. Senyawa yang penting CaO (kapur tohor / gamping) dan Ca(OH) 2 : bahan baku industri, pengolahan air limbah dan air sadah, industri gula, dan pembuatan soda. CaCO3 : pada industri kertas, makanan dan gula, campurannya dengan MgCO 3 dan Mg(OH)2 sebagai basa penetral asam lambung (antasida). CaSO4 (gips / batu tahu) : sebagai cetakan, pembalut tulang patah, pembuatan kapur tulis, bahan warna dalam industri cat. MgSO4.7H2O (garam inggris) : obat pencahar. C. UNSUR-UNSUR LOGAM PERIODA KETIGA 1. PENGERTIAN Terdiri dari 8 unsur, yaitu : Natrium (Na), Magnesium (Mg), Aluminium (Al), Silikon (Si), Phospor (P), Belerang / Sulfur (S), Klorin (Cl), dan Argon (Ar). Unsur Na, Mg, Al : logam, Si : metaloid (semi logam), P, S, Cl, Ar : non logam. 2. SIFAT-SIFAT Sifat Logam  Dari kiri ke kanan, sifat logam unsur perioda ketiga semakin berkurang, karena elektronegativitasnya semakin besar, sehingga semakin mudah membentuk ion negatif.  Titik leleh Na ke Si meningkat, pada P dan S menurun cukup drastik, karena adanya perbedaan struktur kristal padatan-padatan tersebut.  Si titik lelehnya tertinggi karena mampu membentuk struktur kovalen raksasa. Sifat Reduktor dan Oksidator

 Dari kiri ke kanan harga energi ionisasi (EI) semakin besar, semakin sukar melepas elektron, sifat reduktornya semakin berkurang, sifat oksidator semakin bertambah.  Na : reduktor terkuat, Cl : oksidator terkuat.  Unsur-unsur perioda ketiga memiliki lebih dari satu biloks. Sifat Asam dan Basa  Unsur-unsur perioda ketiga bisa bertindak sebagai asam maupun basa.  Jika EI kecil unsur mudah melepas elektron, sehingga elektron memusat di sekililing atom O, menyebabkan atom O bersifat negatif. Sifat negatif O akan mengikat atom H yang bermuatan positif, sehingga terbentuklah ion OH -. 3. BEBERAPA UNSUR LOGAM PERIODA KETIGA DI ALAM Aluminium (Al) Sifat-sifat Aluminium  Banyak terdapat di alam sebagai mineral, misal bauksit (Al 2O3.2H2O), kriolit (Na3AlF6), feldspar (K2O.Al2O3.3SiO2), dan tanah liat (Al2Si2O7.2H2O).  Sifatnya yang ringan banyak dimanfaatkan untuk peralatan rumah tangga, kerangka pesawat terbang dan bangunan modern.  Berwarna putih mengkilat, daya hantar panas dan listrik yang baik, amfoter, tahan korosi (membentuk lapisan oksida, mencegah reaksi lebih lanjut), reduktor kuat. Pembuatan Aluminium  Dibuat dari elektrolisis leburan Al 2O3 dalam kriolit cair dengan elektroda C melalui 2 tahap : (1) pemurnian, diperoleh oksidanya, (2) Al 2O3 dicampur kriolit (menurunkan titik lebur dan sebagai pelarut) lalu dilebur dan dielektrolisis (Proses Hall-Heroult). Kegunaan Aluminium  Bahan konstruksi bangunan, kendaraan bermotor, kapal laut, pesawat terbang  Bahan peralatan dapur, seperti panci, sendok makan, dan sebagainya.  Wadah kemasan biskuit, rokok, kembang gula, dan sebagainya.  Tawas (KAl(SO4)2.12 H2O) untuk menjernihkan air. b. Silikon (Si)

Sifat-sifat Silikon  Di alam terdapat dalam bentuk senyawa silikat, seperti SiO 2 / pasir / kuarsa, tanah liat (Al2Si2O7.2H2O), juga pada asbes dan mika. Pembuatan Silikon  Dibuat melalui reduksi SiO2 dengan C dalam tanur listrik, Si yang dihasilkan dimurnikan dengan menambahkan gas Cl 2, Gas SiCl4 yang dihasilkan direduksi dengan gas H2 (suhu tinggi), dan menghasilkan Si murni. Kegunaan Silikon  Logam Si : bahan baku mikroprosesor (mikrochip), kalkulator saku, dan baterai solar.  SiO2 digunakan untuk membuat kaca (gelas).  Tanah liat (Al2Si2O7.2H2O) digunakan untuk membuat semen  Silikon karbida (SiC) digunakan sebagai bahan untuk gerinda pemotong  Natrium silikat (Na2SiO3) sebagai bahan pengisi pembuatan sabun atau deterjen. c. Phospor (P) Sifat-sifat Phospor  Di alam terdapat sebagai batuan fosforit (Ca3(PO4)2), fluoroapatit (CaF2.3Ca3(PO4)2).  non logam yang cukup reaktif, tidak ditemukan dalam keadaan bebas.  mempunyai beberapa allotrop, yaitu phospor putih dan phospor merah.  Perbedaan keduanya adalah :      

Phospor putih titik leburnya rendah (44oC) dan terbakar pada titik leburnya beracun bercahaya (fosforesensi) larut dalam CS2 berbau ozon metastabil

Phospor merah titik leburnya 59oC, dan terbakar di atas suhu 300oC. tidak beracun tidak bercahaya tidak larut dalam CS2 tidak berbau selalu stabil

Pembuatan Phospor  Diperoleh melalui proses Wohler, hasilnya disimpan dalam air (mudah terbakar).

Persenyawaan Phospor  Bereaksi dengan beberapa unsur membentuk senyawa : fosfida (Na3P dan Mg3P2).  Bereaksi dengan H2 membentuk fosfin (PH3). Fosfida terhidrolisis membentuk fosfin.  Senyawa yang penting : halida phospor, missal : PCl3 yang bereaksi dengan O 2 membentuk phosporilklorida (POCl3) : bahan pemadam kebakaran.  Oksida P : P2O3 dan P2O5 dapat membentuk dimer P4O6 dan P4O10 : bahan baku pembuatan pupuk, zat aditif makanan, dan detergen.  H2PO4- dan HPO42- merupakan sistem buffer dalam darah. Kegunaan Phospor  P merah tidak beracun, stabil : dalam pembuatan korek api dan kembang api. d. Belerang / Sulfur (S) Sifat-sifat Belerang  Di alam, sebagai unsur bebas maupun dalam senyawanya (sulfida dan sulfat).  Memiliki 2 allotrop, belerang rhombis (α), titik leleh 112,8oC dan belerang monoklin (β), titik leleh 119,25oC. Pembuatan Belerang  Dapat diperoleh dengan 2 cara, yaitu : (1) Cara Sisilia : S yang ada di permukaan tanah / batu dipanaskan hingga melebur dan terpisah dari batuan, lalu S dimurnikan dengan cara sublimasi. (2) Cara Frasch : S yang ada di dalam tanah (di bumi) disemprot dengan hembusan air panas (± 1700C) melalui pipa bor di bawah permukaan tanah, sehingga menekan S cair ke atas. S yang dihasilkan kemurniannya 99,5%. Persenyawaan Belerang  Senyawa terpenting S : H2SO4, sebagai bahan baku pembuatan senyawa sulfat, membuat pupuk superphospat, dan elektrolit pada aki kendaraan bermotor.  Asam sulfat dapat dibuat dengan 2 cara, yaitu : (1) Proses Kontak : bahan dasarnya gas SO2, katalisator V2O5, suhu 400oC. Asam sulfat yang dihasilkan memiliki kadar 98%.

(2) Proses Bilik Timbal : bahan dasarnya gas SO2, katalisator uap nitroso (campuran NO dan NO2). H2SO4 yang dihasilkan memiliki kemurnian yang lebih rendah dari proses kontak yaitu 80%. Kegunaan Asam Sulfat  Bahan baku pembuatan senyawa (NH 4)2SO4 / pupuk ZA, MgSO4 (obat pencahar), ZnSO4 (obat emesis / pembuat muntah), Al 2(SO4)3 / tawas, FeSO4.7H2O (bahan pembuat tinta), pupuk superphospat, elektrolit pada aki, dalam industri tekstil / bahan kulit / cat / obat-obatan. D. UNSUR LOGAM TRANSISI PERIODE KEEMPAT 1. PENGERTIAN Terdiri dari unsur-unsur Scandium (Sc), Titanium (Ti), Vanadium (V), Kromium (Cr), Mangan (Mn), Besi (Fe), Kobalt (Co), Nikel (Ni), Tembaga (Cu) dan Seng (Zn). 2. SIFAT-SIFAT Sifat Umum  Logam padat dan dapat menghantarkan arus listrik dan panas dengan baik.  Membentuk senyawa yang pada umumnya berwarna, mempunyai beberapa biloks.  Pada umumnya dapat membentuk senyawa kompleks, bersifat paramagnetik.  Memiliki titik leleh > unsur golongan utama yang merupakan logam.  Unsur transisi dan senyawanya dapat bertindak sebagai katalis. Sifat Logam  Memiliki banyak elektron tak berpasangan yang bebas bergerak pada kisi kristalnya sehingga dapat membentuk ikatan logam yang kuat. Akibatnya logamnya bersifat kekerasan dan kerapatan tinggi, titik leleh tinggi, dan penghantar listrik yang baik. Sifat Kemagnetan  Pada umumnya memiliki elektron yang tidak berpasangan, sehingga dapat diinduksi oleh medan magnet dan bersifat paramagnetik (dapat ditarik oleh magnet), seperti : Sc, Ti, V, Cr dan Mn.

 Unsur yang memiliki elektron berpasangan (Zn dan Cu) bersifat diamagnetik (tidak tertarik oleh medan magnet). Unsur Fe, Co, Ni bersifat ferromagnetik, meski logam ini dijauhi medan magnet, tetapi induksi magnet logam ini tidak hilang. Ion Berwarna  Warna disebabkan oleh tingkat energi elektron yang hampir sama. Elektron-elektron dapat bergerak ke tingkat yang lebih tinggi dengan mengabsorpsi sinar tampak yang terlihat oleh mata. Unsur Sc Ti

V

Cr

Ion Sc3+ Ti2+ Ti3+ Ti4+ V2+ V3+ VO2+ VO43Cr2+ Cr3+ CrO42Cr2O72-

Warna Tidak berwarna Ungu Ungu-hijau Tidak berwarna Ungu Hijau Biru Merah Biru Hijau Kuning jingga

Unsur Mn Fe Co Ni Cu Zn

Ion Mn2+ Mn3+ MnO4Fe2+ Fe3+ Co2+ Co3+ Ni2+ Ni3+ Cu+ Cu2+ Zn2+

Warna Merah muda Merah-coklat Coklat-ungu Hijau Jingga Merah muda Biru Hijau Merah Tidak berwarna Biru Tidak berwarna

Bilangan Oksidasi  Logam transisi pada umumnya memiliki > 1 biloks. Unsur +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 Sc * Ti ° ° * V ° ° ° * * Cr ° * * Mn * ° * ° * Fe * * ° ° Co * ° Ni * ° Cu ° * Zn * Keterangan : * : biloks yang stabil ° : biloks yang tidak stabil Katalis  Logam dan senyawanya digunakan sebagai katalis, pada pembuatan ammonia : katalis Fe, pembuatan H2SO4 : katalis V2O5, reaksi organik : katalis logam Ni dan Pt

3. KEGUNAAN UNSUR-UNSUR PERIODA KEEMPAT Skandium (Sc) : sebagai komponen pada lampu listrik yang berintensitas tinggi. Titanium (Ti) : di alam terdapat sebagai TiO2 dan FeTiO3, sebagai paduan logam yang sangat keras dan tahan karat. Vanadium (V) : di alam sebagai V2O5, katalis pada pembuatan H 2SO4 (proses kontak), dengan Fe : baja vanadium yang keras, kuat, dan tahan karat (untuk per mobil). Krom (Cr) : logam keras dan tahan karat, dihasilkan dari bijih ferokromit, FeO.Cr 2O3, penyepuh (plating) pada peralatan logam (menahan korosi dan menambah keindahan), pigmen dan penyamak kulit. Nikrom : 15% Cr + 60% Ni + 25% Fe (alat pemanas). Mangan (Mn) : di alam sebagai MnO2 / bercampur dengan oksida besi, digunakan dalam proses pembuatan baja karena dapat mengikat oksigen agar tidak terjadi gelembung-gelembung gas yang dapat menyebabkan baja keropos. Besi (Fe) : di alam dalam bijih hematite, siderit, dan magnetit, logam yang murah, mudah berkarat (dicampur dibuat V / Mn : baja), besi cair (besi tuang) banyak mengandung C yang menjadi sangat keras jika dingin. Kobalt (Co) dan Nikel (Ni) : paduan logam (alloy), misal : alnico (campuran Al, Ni, dan Co) yang memiliki sifat kemagnetan kuat. Ni : sebagai bahan campuran stainless steel, Co : sebagai bahan sintesis vitamin B-12. Tembaga (Cu) : di alam dalam senyawa kalkopirit (CuFeS 2), kalkosit (Cu2S), dan malasit (Cu2(OH)2CO3), ditemukan bersama Au dan Ag. Cu : kabel listrik dan peralatan rumah tangga. Cu : paduan logam, seperti kuningan (+ Zn), perunggu (+ Zn, Mn, Sn), monel (+ Ni, Fe). Seng (Zn) : di alam sebagai zinsit (ZnO), sfalerit / zink blende (ZnS), pembuatan atap (tidak mudah berkarat), batu baterai, campuran kuningan, melapisi logam besi agar tidak berkarat, pigmen lithopone (putih) pada pembuatan cat, alat elektronik (menghamburkan sinar X) : pada tabung televisi, oscilloscope, dan fluoroscope sinar X.

E. EMAS Termasuk logam transisi golongan IB. Merupakan reduktor terkuat (dalam deret Volta terletak paling kanan) Sebagai mineral yang dapat di tambang di tempat-tempat tertentu. Di alan dalam keadaan unsur bebas. Logam yang lunak, mudah dibentuk menjadi perhiasan atau dicampur dengan logam lain agar lebih keras dan kuat. Tidak mudah bereaksi dengan senyawa lain sehingga disebut logam mulia.

F. GAS MULIA 1. PENGERTIAN Terletak di golongan VIIIA dalam SPU, terdiri dari : Helium (He), Neon (Ne), Argon (Ar), Kripton (Kr), Xenon (Xe) dan Radon (Rn). 2. SIFAT – SIFAT Gas tidak berwarna, tidak berasa, tidak berbau, satu-satunya kelompok gas yang partikel berwujud atom tunggal (monoatomik), sehingga stabil (sukar bereaksi dengan unsur lain). Kestabilan unsur gas mulia disebabkan : (1) kulit terluarnya 8 e - (kecuali He 2 e-), sehingga sukar bereaksi dengan unsur lain, (2) harga EI unsur-unsur gas mulia sangat tinggi, sehingga sukar bereaksi dengan unsur-unsur lain. 3. PERSENYAWAAN UNSUR GAS MULIA Ditemukan 1962 oleh Neil Barlett dan Lohman : mereaksikan PtF6 + O2 menghasilkan zat berwarna merah jingga, diduga strukturnya O 2+PtF6-. Kemudian XePtF6 suatu padatan berwarna kuning ditemukan dari reaksi Xe + PtF 6, disusul sintesa XeF2, XeF4 dan XeF6. Pembentukan senyawa gas mulia harus memenuhi syarat : memiliki EI yang cukup rendah (Kr, Xe, Rn), hanya bereaksi dengan unsur yang sangat elektronegatif (F dan O). Contoh senyawa lain : XeO2, XeO4, H2XeO4 (asam xenat), H4XeO6 (asam perxenat), NaHXeO4, Na4XeO6, KrF2, KrF4, RnF2, dan RnF4. 4. KEGUNAAN UNSUR GAS MULIA Helium (He) : pengisi balon udara (ringan dan tidak dapat terbakar), isi tabung udara bagi penyelam (80% He + 20% O), He cair : pendingin (refrigerant), pada reaktor nuklir, menciptakan lingkungan yang inert untuk mencegah oksidasi (penyepuhan).

Neon (Ne) : lampu reklame (warna merah), Ne cair : pendingin dalam reaktor nuklir, membuat indikator tekanan tinggi, penangkal petir, dan tabung televisi. Argon (Ar) : pengisi ruangan dalam bola lampu listrik biasa karena tidak bereaksi dengan kawat wolfram, menciptakan lingkungan inert, lampu neon (warna merah muda pada tekanan rendah dan biru pada tekanan tinggi). Kripton (Kr) : dengan Ar untuk mengisi lampu fluoresensi, spektrum atom Kr untuk menetapkan ukuran panjang “satu meter” standar, lampu kilat fotografi kecepatan tinggi. Xenon (Xe) : pembuatan tabung elektron, pembiusan pada pembedahan, bahan baku pembuatan senyawa-senyawa xenon. Radon (Rn) : bersifat radioaktif, digunakan dalam terapi radiasi bagi penderita kanker. G. GOLONGAN HALOGEN 1. PENGERTIAN Terletak di golongan VIIA, terdiri dari : Fluorin (F), Clorin (Cl), Bromin (Br), Iodin (I), dan Astatin (As). Disebut halogen karena bila unsur ini bereaksi dengan logam akan membentuk garam (bahasa Yunani halos = garam dan genes = pembentuk). Merupakan non logam yang paling reaktif (mudah bereaksi dengan zat lain). Di alam dalam mineralnya, seperti F : fluorspaar (CaF 2), kriolit (Na3AlF6) dan fluorapatit (Ca5(PO4)3F), Cl : sebagai NaCl dalam air laut, Br dan I : sedikit dalam air laut, I : sebagai NaIO3 yang bercampur dengan sendawa Chile. 2. SIFAT-SIFAT UNSUR HALOGEN mempunyai sifat sangat reaktif (7 e- valensi), stabil dengan menerima 1 e- senyawa. Sifat Fisika  Dalam bentuk unsur sebagai molekul diatomik (X 2), di alam selalu dalam bentuk senyawanya, yaitu F2, Cl2, Br2, dan I2.  Kestabilan molekul berkurang dari atas ke bawah, karena penambahan jari-jari atom, sehingga energi ikatannya juga berkurang dari atas ke bawah. Halogen Fluorin Klorin Bromin Iodin

Titik leleh (oC) -220 -100 -7 113

Titik didih (oC) -118 -35 59 183

Kerapatan 1,1 1,5 3,0 5,0

Kelarutan bereaksi 20 42 3 

Dari

atas ke bawah tiitik didih / lelehnya semakin meningkat. Semakin besar Mr, gaya

tarik antar partikelnya semakin besar, sehingga untuk memutuskan gaya tarik ini, diperlukan energi yang besar, akibatnya titik didih / lelehnya semakin besar.  Pada suhu kamar, fluorin (kuning muda) dan klorin (hijau kekuningan) : gas, , bromin : cair dan mudah menguap, coklat, iodin : padat dan mudah menyublim, ungu.  Semua halogen berbau merangsang dan menusuk  Kelarutan halogen berkurang dari fluorin ke iodin

Sifat Kimia Halogen Massa atom Jari-jari atom Keelektronegatifan Energi ionisasi Energi ikatan Afinitas elektron

Fluorin 19 72 4,0 1680 155 -328

Klorin 35,5 99 3,0 1260 240 -349

Bromin 80 115 2,8 1140 190 -325

Iodin 127 133 2,5 1010 149 -295

 Jari-jari atom bertambah besar dari atas ke bawah, sehingga afinitas elektron berkurang, kecuali afinitas fluorin lebih kecil daripada afinitas klorin.  Kereaktifan unsur halogen dari atas ke bawah semakin kecil.  Halogen dapat bereaksi dengan unsur-unsur lain : logam, hidrogen, hidrokarbon, antar halogen, air, basa, non logam, metaloid tertentu, Daya Oksidasi Halogen  Berkurang dari atas ke bawah, daya reduksi ion halogen semakin bertambah dengan naiknya nomor atom. Halogen di atas dapat mengoksidasi halogen di bawahnya dan bukan sebaliknya. 3. PEMBUATAN UNSUR HALOGEN Flourin dan klorin dibuat dengan mengelektrolisis HF dalam leburan KF, lelehan NaCl atau larutan NaCl. Klorin dan bromin di laboratorium dibuat dengan mengoksidasi garamnya.

Skala industri : I dibuat dengan mengoksidasi abu rumput laut menggunakan gas klorin atau bromin, reduksi ion iodat dari NaIO 3. Di laboratorium dibuat seperti bromin tetapi menggunakan garam iodida. 4. KEGUNAAN UNSUR HALOGEN Fluorin (F) : Freon / CFC (zat pendingin pada kulkas / AC, pendorong pada spray), teflon (politetra fluoro etena), plastik tahan panas, HF (mengetsa kaca), NaF (pengawet kayu dari gangguan serangga), Na 2SiF6 (campuran pembuatan pasta gigi). Klorin (Cl) : HCl (industri logam / pembersih permukaan logam dan pengekstraks logam dari bijihnya), NaCl (bahan masakan dan bahan baku industri kimia), KCl (pupuk tanaman), NH4Cl (pengisi batu baterai), CaOCl2 (bahan pemutih serat), Ca(OCl)2 (bahan pembunuh kuman / disinfektan), KClO3 (bahan pembuat korek api dan mercon), ZnCl2 (bahan solder / pematri), pelarut organik kloroform (CHCl 3), karbon tetraklorida (CCl4), dan plastik (poly vinyl chloride = PVC). Bromin (Br) : bahan baku pembuat senyawa NaBr (obat penenang), AgBr (bahan pembuat negatif film), CH3Br (bahan pemadam kebakaran). Iodin (I) : KIO3 (pada garam dapur), CHI3 (zat antiseptik), AgI (dalam film fotografi). H. BEBERAPA UNSUR PENTING LAINNYA 1. HIDROGEN (H) Sifat-sifat  Di alam terbesar, sedikit di bumi, penyusun utama atmosfer matahari (75%).  Di bumi sebagai air, hidrokarbon, dan senyawa organik lainnya.  Hidrogen cair mempunyai titik didih -253oC dan titik beku -259oC. Isotop Hidrogen  Memiliki 3 isotop :

1

1

H (protonium : H) 99,98%,

T) sebanyak 0,016%. Tritium bersifat radioaktif. Pembuatan Hidrogen  Di laboratorium : dengan reduksi ion hidrogen

2 1

H (deuterium : D) dan

1

3

H (tritium :

 Di industri : elektrolisis air, hasil samping pengolahan minyak bumi, mengalirkan uap air pada kokas panas, dan mengalirkan uap air melalui besi pijar. Persenyawaan Hidrogen  Bentuk persenyawaan berupa hidrokarbon, asam basa, hidrida, dan air.  Dapat bereaksi dengan logam / non logam, oksigen, dan halogen.  Reaksi hidrogen dengan logam golongan IA / IIA menghasilkan hidrida logam : titik lelehnya tinggi, biloks H : -1, dalam air membebaskan H 2.  Bereaksi dengan unsur non logam menghasilkan hidrida non logam : berikatan kovalen, titik leleh dan titik didihnya rendah dengan biloks H : +1.  Bereaksi dengan unsur transisi menghasilkan hidrida interstisi disebabkan jarijarinya yang kecil (0,037 nm) mampu menembus di sela-sela partikel unsur transisi tanpa merusak struktur kristalnya. Ikatan Hidrogen  Terjadi antar atom yang kecil dan sangat elektronegatif (F, O, N), menyebabkan titik didih tinggi (terjadi anomali / penyimpangan) kenaikan titik didih dalam satu gol. Kegunaan Hidrogen.  Pada pembuatan ammonia secara Haber-Bosch, pembuatan margarin, untuk mensintesis metanol, untuk pengisi balon meteorologi, sebagai cairan kriogenik dan bahan bakar.  Keuntungan bahan bakar Hidrogen : energi yang dihasilkan besar (efisien) dan tidak menghasilkan polutan, namun mahal produksi dan penyimpanannya. 2. OKSIGEN (O) Sifat-sifat  Unsur utama penyusun kerak bumi (46,6%), 89% massa air dan 21% di atmosfer.  Di alam sebagai oksida, senyawa organik, air dan unsur bebas di atmosfer.  Pada suhu kamar sebagai gas diatomik yang tidak berwarna, tidak berbau, lebih ringan dari udara, titik didih -183oC, titik beku -219oC, massa jenis 1,429 g/cm3.  Satu-satunya unsur Golongan VIA yang berujud gas.

 Memiliki 3 isotop, yaitu

(99,76%),

(0,04%), dan

(0,20%). Antara O2 dan

O3 ber-allotropi, artinya memiliki struktur kristal berbeda. Pembuatan Oksigen.  Di laboratorium : dengan penguraian katalitik H 2O2, pemanasan beberapa senyawa yang mengandung oksigen, dan reaksi antara peroksida logam dengan air.  Di industri : destilasi bertingkat udara yang dicairkan dan elektrolisis terhadap air. Persenyawaan Oksigen.  Persenyawaan terpenting : oksida asam (SO 3, CO2, Cl2O5), oksida basa (Na2O, CaO, MgO), oksida amfoter (ZnO, Al 2O3, Cr2O5), oksida netral (H2O, N2O, NO, CO), oksida campuran (Pb3O4 campuran 2 : 1 = PbO : PbO 2), peroksida dengan biloks –1 (H 2O2, Na2O2, BaO2), superoksida dengan biloks –1/2 (RbO2, CsO2).  Senyawa ozon (O3) : allotropi O2 (gas berbau tidak enak, sangat beracun), berfungsi sebagai filter sinar ultraviolet. Kegunaan Oksigen.  Unsur yang penting dalam kehidupan : untuk pernafasan, unsur utama dalam pembakaran pada logam, non logam, dan senyawa organik.

3. NITROGEN (N) Sifat-sifat.  Di alam bebas sebagai N2 yang stabil, tidak berbau, tidak berwarna, dan kurang reaktif, titik didih –196oC, titik beku –210o.  Mempercepat pendinginan dan sebagai selubung gas pelindung alat-alat elektronika.  Di udara bebas sebanyak 78%. Mempunyai isotop

Pembuatan Nitrogen.

dan

.

 Di Industri : destilasi bertingkat terhadap udara yang telah dicairkan, NH 3 : proses Haber-Bosch (tekanan 300 atm, suhu 500 oC, katalisator Fe dan V2O5), HNO3 : proses Haber-Bosch Oswald (mengoksidasi ammonia)  Di laboratorium : pemanasan NH4NO2 atau campuran KNO2 dan NH4Cl, HNO3 : memanaskan kalsium nitrat atau barium nitrat dengan asam sulfat. Persenyawaan Nitrogen.  Persenyawaan terpenting : ammonia (gas tidak berwarna, berbau merangsang, bersifat amfoter dan mudah larut dalam air membentuk basa).  Di alam dihasilkan dari pembusukan zat organik Kegunaan Nitrogen  Ammonia : bahan baku pembuatan pupuk urea.  HNO3 : campuran 1 : 3 = HNO3 : HCl disebut aqua regia (air raja) yang bisa bereaksi dengan Au dan Pt, dalam industri pupuk, campuran bahan bakar cair pada roket, bahan peledak.

1. Urutan kekuatan basa alkali yang benar adalah …... A. KOH > NaOH > LiOH B. LiOH > KOH > NaOH C. NaOH > LiOH > KOH D. LiOH > NaOH > KOH

E. KOH > LiOH > NaOH

Pembahasan : Dalam satu golongan alkali, dari atas ke bawah jari-jari atom semakin panjang, sehingga ketika membentuk basa, semakin ke bawah semakin mudah melepaskan ion OH-. Basa kuat adalah basa yang mudah melepaskan ion OH-. Jadi basa dari K . Na > Li Kunci jawaban : A 2. Sifat paramagnetik dari unsur transisi ditentukan oleh banyaknya ...... A. elektron tunggal pada orbital f B. elektron tunggal pada orbital p C. elektron tunggal pada orbital d D. pasangan elektron pada orbital p E. pasangan elektron pada orbital d Pembahasan : Sifat paramagnetik adalah sifat dimana suatu unsur dapat ditarik oleh magnet. Sifat ini banyak dimiliki oleh unsur-unsur transisi, karena adanya elektron bebas / tunggal di orbital d, sehingga mudah diinduksi oleh medan magnet. Semakin banyak orbital yang hanya berisi elektron tunggal semakin kuat diinduksi oleh medan magnet (sifat magnetik semakin kuat). Urutan kekuatan magnetik adalah ferromagnetik > paramagnetik > diamagnetik. Kunci jawaban : C 3. Unsur-unsur di bawah ini yang memiliki sifat pengoksidasi paling kuat adalah …... A. Na B. Mg C. Al D. Si E. Cl

Pembahasan : Na, Mg, Al, Si, Cl adalah unsur-unsur yang terletak pada perioda ketiga. Dari kiri ke kanan harga energi ionisasi (EI) semakin besar, sehingga semakin sukar melepas elektron, akibatnya sifat reduktornya semakin berkurang, sebaliknya sifat oksidator (pengoksida) semakin bertambah. Jadi Na merupakan reduktor terkuat, Cl merupakan oksidator terkuat. Kunci jawaban : E 4. Urutan kelarutan garam sulfat alkali tanah yang benar adalah ..…. A. CaSO4 > MgSO4 > BaSO4 > SrSO4 B. MgSO4 > CaSO4 > SrSO4 > BaSO4 C. MgSO4 > SrSO4 > CaSO4 > BaSO4 D. SrSO4 > CaSO4 > BaSO4 > MgSO4 E. BaSO4 > SrSO4 > CaSO4 > MgSO4

Pembahasan : Kelarutan garam sulfat alkali tanah semakin ke bawah semakin sukar larut atau semakin ke atas semakin mudah larut, sehingga urutan kelarutannya garam sulfat Mg, Ca, Sr, Ba. Kunci jawaban : B 5. Semua unsur yang dikelompokkan dalam perioda ketiga sama-sama memiliki tiga buah ...... A. elektron B. elektron valensi C. orbital D. kulit elektron E. bilangan oksidasi

Pembahasan : Ingat prinsip pengelompokkan unsur-unsur pada Tabel Periodik Unsur, dimana unsur-unsur yang diletakkan pada perioda yang sama memiliki kulit atom atau kulit elektron yang sama, sedangkan unsur-unsur segolongan memiliki kesamaan elektron valensi. Kunci jawaban : D 6. Pernyataan yang tepat tentang cara memperoleh logam alkali adalah ...... (Ebtanas 2001) A. reduksi garam kloridanya B. oksidasi garam kloridanya C. elektrolisis leburan garam kloridanya D. elektrolisis larutan garam kloridanya E. hidrolisis larutan garam kloridanya

Pembahasan : Logam alkali dapat diperoleh dengan mereduksi oksidanya, atau dengan mengelektrolisis leburan garamnya (terutama garam kloridanya). Contoh : untuk memperoleh logam Na, dapat dilakukan elektrolisis leburan garam NaCl dengan eletroda Pt sebagai berikut : 2 NaCl (l) → 2 Na+ + 2 ClKatoda (-) 2 Na+ + 2e- → 2 Na (s) Anoda (+) Cl- → Cl2 (g) + 2e-

+

2 NaCl (l) → 2 Na (s) + Cl2 (g) Kunci jawaban : C 7. Hidrogen dapat bereaksi dengan unsur transisi, karena hidrogen …… A. titik didih dan titik lelehnya rendah B. merupakan gas yang sangat ringan C. memiliki ikatan hidrogen

2

D. dapat bereaksi dengan logam E. jari-jari atomnya sangat kecil Pembahasan : Hidrogen memiliki jari-jari atom yang sangat kecil (0,037 nm), sehingga mampu menembus di sela-sela partikel unsur transisi tanpa merusak struktur kristalnya menghasilkan hidrida interstisi. Kunci jawaban : E 8. Pada golongan gas mulia, unsur yang mempunyai energi ionisasi terbesar adalah …... A. He B. Ne C. Ar D. Kr E. Xe Pembahasan : Ingat keperiodikan unsur segolongan, bahwa dalam satu golongan dari atas ke bawah jari-jari atom semakin panjang, sehingga semakin mudah melepaskan elektron. Akibatnya energi yang diperlukan untuk melepas elektron (energi ionisasi) semakin kecil. Jadi, unsur gas mulia yang memiliki energi ionisasi terbesar adalah yang paling atas, yaitu He. Kunci jawaban : A 9. Ammonia merupakan persenyawaan terpenting unsur nitrogen yang memiliki sifat amfoter, artinya dapat bereaksi dengan ...... A. semua unsur B. semua asam C. semua basa D. asam atau basa E. asam, basa, dan garam Pembahasan :

Sifat amfoter berarti dapat bereaksi dengan asam maupun basa, seperti dimiliki logam Al. Kunci jawaban : D 10. Antara O2 dan O3, phospor putih dan merah, dan belerang rhombik dan monoklin, ketiganya meruapakan pasangan allotropi, artinya memiliki ...... A. nomor massa berbeda B. struktur kristal berbeda C. rumus bangun berbeda D. struktur kristal yang sama E. rumus struktur yang sama Pembahasan : Allotropi artinya dua senyawa / lebih yang memiliki struktur kristal berbeda. Kunci jawaban : B