iklan murah

pasang iklan murahpasang iklan murahpasang iklan murah

Thursday, May 10, 2012

laporan praktikum kimia anorganik

PRAKTIKUM KIMIA TEMBAGA
dasar teori

Salah satu jenis logam yang sering kita gunakan dalam kehidupan sehari-hari adalah logam tembaga. Tembaga murni merupakan penghantar panas tertinggi diantara semua logam dan konduktor listrik kedua setelah perak. Tembaga adalah logam yang relatif lunak, dan sering digunakan sebagai logam paduan, misalnya kuningan dan perunggu. Sifat kimia tembaga (dengan konfigurasi electron [Ar} 3d10 4s1 ) sangat berkaitan dengan energi ionisasi yang besar, yaitu : energi ionisasi pertama 745 kJ/mol dan energi ionisasi kedua 1956 kJ.mol ; kalor atomisasi yang besar, energi hidrasi yang relatif rendah i.e -2240 kJ/mol untuk Cu2+ dan – 481 kJ/mol untuk Cu2+; harga potensial elektroda yang positif dan umunya mempunyai kereaktifan yang rendah.
Tembaga memiliki electron s tunggal di luar kulit 3d yang identik dengan dengan golongan alkali kecuali stoikimetri formal dalam tingkat oksidasi +1. kulit d yang terisi jauh kurang efektif daripada kulit gas mulia dalam melindungi electron s dari muatan inti, sehingga potensial pengionan pertama Cu lebih tinggi daripada golongan alkali. Karena electron-elektron  pada kulit d juga dilibatkan dalam ikatan logam, panas penyubliman dan titik leleh tembaga jauh lebih tinggi daripada alkali. Faktor-faktor ini bertanggung jawab sifat lebih mulia tembaga. Pengaruhnya adalah membuat tembaga lebih kovalen dan memberikan energi kisis yang lebih tinggi, yang tidak dilampaui oleh jari-jari Cu+ yang lebih kecil, 0,93 Å dibandingkan dengan Na+, 0,95 Å; dan K+, 1,33 Å.
Tembaga digunakan dalam alloys seperti dalam kuningan dan dapat larut secara  baik dalam emas. Tembaga sangat lambat teroksidasi dan terjadi hanya pada permukaan dalam udara yang lembab, sering memberikan lapisan hijau dari hidrokso karbonat dan hidrokso sulfat (dari CO2 dan SO2 di udara). Tembaga larut dalam asam nitat dan dalam asam sulfat dengan kehadiran oksigen. Tembaga larut dalam asam nitrat menghasilkan tembaga (II) dimana asam nitat sebagai oksidator. Tembaga juga larut dalam KCN atau dalam larutan amionia dalam kehadiran oksigen, yang diindikasikan oleh potensialnya.


 
Cu(s) + 2 NH3(aq)                           [Cu(NH3)2]+(aq)                                   [Cu(NH3)4]2+(aq)
Senyawa-senyawa tembaga pada umumnya bersifat racun bagi kebanyakan makhluk hidup sehingga banyak diantaranya digunakan sebagai insektisida, fungisida dan algisida. Contohnya adalah senyawa tembaga (II) sulfat, CuSO4. Tembaga (II) sulfat secara komersial dibuat dengan mengoksidasi logam tembaga dengan H2SO4.
2 Cu(s) + 2 H2SO4(aq) → 2 CuSO4(aq) + 2 H2O(l)
atau mengoksidasi tembaga (II) sulfida di udara
            2 CuS(s) + 2 O2(g) → CuSO4(s)
Logam tembaga umumnya digunakan dalam berbagai macam peralatan listrik seperti dalam kabel listrik, instalasi listrik rumah, kendaraan bermotor, karena dapat menghantarkan arus listrik akibat sifat konduktivitas yang baik. Tembaga dapat digunakan dalam alloys seperti dalam kuningan dan dapat larut secara baik dalam emas. Tembaga merupakan logam yang lambat untuk teroksidasi dan hanya terjadi pada permukaan udara yang lembab, sering memberikan lapisan hijau dari hidrokso karbonat dan hidrokso sulfat (dari CO2 dan SO2 di udara).
Senyawa Kompleks
         Suatu ion (atau molekul) komplek terdiri dari satu atom (ion pusat) dan sejumlah ligan yang terikat erat dengan atom (ion) pusat tersebut. Atom pusat ini ditandai oleh bilangan koordinasi, suatu angka bulat, yang menunjukkan jumlah ligan (monodentat) yang dapat membentuk kompleks yang stabil dengan satu atom pusat. Bilangan koordinasi menyatakan jumlah ruangan yang tersedia sekitar atom atau ion pusat, yang masing-masingnya dapat dihuni satu ligan (monodentat). Ion-ion tembaga seperti Cu 2+ dan Cu+ memiliki bilangan koordinasi 4. Suatu kompleks dengan satu atom pusat dengan bilangan koordinasi 4 biasanya menunjukkan suatu susunan simetris yang berbentuk tetrahedron, meskipun susunan yang datar (atau hampi datar), dimana ion pusat berada di pusat suatu bujur sangkar dan keempat ion menempati keempat sudut bujur sangkar itu.
         Ion-ion dan molekul-molekul anorganik sederhana seperti NH3, CN-, Cl-, H2O membentuk ligan monodentat, yaitu satu ion atau molekul menempati salah satu ruang yang tersedia sekitar ion pusat dalam bulatan koordinasi. Ligan yang mengandung dua atau lebih atom yang masing-masing secara serempak membentuk ikatan dua donor- electron kepada ion logam yang sama disebut ligan polidentat. Ligan ini juga disebut ligan khelat. Salah satu kompleks yang dihasilkan dalam percobaan ini adalah ion tetraaminakuprat (II).



 
            Muatan suatu ion kompleks merupakan  jumlah muatan ion-ion yang membentuk kompleks itu, misalnya :  Cu2+ + 4 CN- → [ Cu (CN)4 ]2+. Jika molekul-molekul netral yang terlibat sebagai ligan dalam membentuk kompleks, muatan pada ion kompleks tetap sama seperti muatan pada atom pusatnya, misalnya:  Cu2+ + 4 NH3 → [ Cu (NH3)4 ]2+. Pembentukan kompleks dapat diamati dari perubahan  warna dalam larutan. Contohnya:         Cu2+ + 4 NH3 → [ Cu (NH3)4 ]2+
             biru                                       biru tua gelap
         Dalam larutan air, hampir semua garam tembaga (II) berwarna biru, yang karakteristik dari warna ion kompleks koordinasi 6, [Cu(H2O)6]2+. perkecualian yang terkenal yaitu tembaga (II) klorida yang berwarna kehijauan oleh karena ion kompleks [CuCl4]2- yang mempunyai bangun geometri dasar tetrahedral tau bujursangkar bergantung pada kation pasangannya. Dalam larutan encer ia menjadi berwarna biru oleh karena pendesakan ligan Cl- oleh ligan H2O. oleh karena itu, juka warna hijau ingin dipertahankan, ke dalam arutan pekat CuCl2 dalam air ditambahkan ion senama Cl- dengan penambahan padatan NaCl atau HCl pekat atau gas.

         [CuCl4]2-(aq) + 6 H2O (l)                [Cu(H2O)6]2+(aq) + 4 Cl-(aq)       
               hijau                                                                               biru
         Jika larutan ammonia ditambahkan ke dalam larutan ion Cu2+, larutan biru berubah menjadi biru tua karena terjadi pendesakan ligan air oleh ligan ammonia menurut reaksi;
         [Cu(H2O)6]2+(aq) + 5 NH3 → [Cu(NH3)(4-5)(H2O)(2-1)]2+  + 5 H2O(l)
               biru                                                                          biru tua
         Penambahan ion hidroksida ke dalam larutan tembaga (II) sulfat (0,1-0,5 M) secara bertetes dengan kcepatan ~ 1 mL/ menit mengakibatkan terjadinya endapan gelatin biru muda garam tembaga (II) hidroksi sulfat, [CuSO4.ncu(OH)]2, bukan Cu(OH)2 menurut persamaan reaksi :
 (n+1) [Cu(H2O)6]2+(aq) + SO42-(aq) +2nOH-(aq)  [CuSO4.nCu(OH)]2(s) + 6(n+1)+H2O(l)
          Biru muda
Ion tembaga (I) jika direaksikan dengan ion klorida segera membentuk ion kompleks tak berwarna diklorokuprat (I), [CuCl2]-. Tahap reaksi ini diduga berlangsung sangat cepat sehingga memicu terjadinya tahap reaksi pertama seperti berikut ini :
            Cu(s)  +  H3O+(aq)            Cu+(aq)  +  H2(g)  +  2H2O
            Cu+(aq)  +  2Cl-(aq)               [CuCl2]-(aq)
Jika larutan ini dituangkan ke dalam air suling bebas udara, diperoleh endapan putih tembaga (I) klorida menurut persamaan reaksi :
            [CuCl2]-(aq)    CuCl(s)  +  Cl-(aq)
Dalam kimia organik, diklorokuprat (I), [CuCl2]- digunakan untuk mengubah benzene diazonium klorida menjadi klorobenzena menurut reaksi Sandmeyer :
[CuCl2]-

 
                                                           
            [C6H5N2]+Cl-(aq)                                 C6H5Cl(l)  +  N2(g)

Dalam praktikum bersiklus ini dilakukan serangkaian percobaan terkait dengan kimia tembaga dengan menggunakan 1 bahan awal saja yakni tembaga (II) sulfat pentahidrat. Terdapat lima reaksi kimia tembaga yang melibatkan tembaga (II) sulfat (tembaga vitriol), yaitu

ka percobaan-percobaan tersebut dirancang dalam rantai tertutup, maka tembaga vitriol akan jauh lebih sedikit diperlukan dan limbah juga dapat diminimalkan. Lingkaran rantai tertutup pada kimia tembaga dapat digambarkan sebagai berikut


UNSUR-UNSUR ALKALI TANAH
dasar teori
Unsur-unsur golongan utama IIA sering juga disebut dengan golongan alkali tanah yang terdiri dari Berilium (Be), Magnesium (Mg), Kalsium (Ca), Stronsium (Sr), dan Barium (Ba) yang memiliki konfigurasi elektron terakhirnya ns2. Dalam mencapai keadaan yang lebih stabil, unsur-unsur golongan Iia cenderung bersifat melepaskan elektron yakni 2 elektron sehingga membentuk ion M2+. Dalam senyawanya, magnesium terdapat sebagai klorida, karbonat, sulfat dan juga sebagai silikat. Kalsium terdapat sebagai karbonat (batu kapur), sebagai sulfat dan fosfat. Barium terdapat sebagai sulfat dan karbonat.
·      Barium merupakan logam putih perak, dapat ditempa dan liat yang stabil dalam udara kering. Barium bereaksi dengan air dalam udara lembab membentuk oksida atau hidroksida. Barium adalah bivalen dalam garam-garamnya, membentuk kation barium (II), Ba2+. Klorida dan nitratnya larut, tetapi dengan menambahkan asam klorida pekat atau asam nitrat pekat kepada larutan barium, barium klorida atau nitrat mungkin mengendap sebagai akibat hukum kegiatan massa. Logam ini beraksi dengan air pada suhu ruang membentuk barium hidroksida dan hidrogen. Reaksinya adalah :
Ba(s) + 2H2O(l) → Ba2+(aq) + H2(g) + 2OH-(aq)
Asam encer melarutkan barium dengan mudah dengan mengeluarkan hidrogen :
Ba(s) + 2H+(aq) → Ba2+(aq) + H2(g) + 2OH-(aq)
·         Magnesium adalah logam putih dapat ditempa dan liat. Logam ini mudah terbakar dalam udara atau oksigen dengan mengeluarkan cahaya putih yang cemerlang, membentuk oksida MgO dan beberapa nitrida Mg3N2. Logam ini perlahan-lahan terurai oleh air pada suhu biasa, tetapi pada titik didih air reaksi berlangsung dengan cepat.
·            Kalsium adalah logam putih perak, yang agak lunak. Logam ini bereaksi dengan oksigen atmosfer dan udara lembab. Pada reaksi ini terbentuk kalsium oksida dan/atau kalsium hidroksida. Kalsium menguraikan air dengan kalsium hidroksida dan hydrogen. Kalsium membentuk kation kalsium (II), Ca2+, dalam larutan-larutan air. garam-garamnya biasanya berupa bubuk putih dan membentuk larutan tak berwarna, kecuali bila anionnya berwarna. Kalsium klorida padat bersifat higroskopis dan sering digunakan sebagai zat pengering.

Sifat-sifat unsur alkali tanah
Unsur-unsur ini memiliki titik leleh yang perubahannya tidak teratur karena, mempunyai struktur Kristal yang berbeda. Mg memiliki struktur heksagonal terjejal, Ca memiliki struktur heksagonal terjejal, kubus berpusat muka, dan Ba memiliki struktur kubus berpusat badan. Unsur-unsur ini ada dalam bentuk padatan yang berwarna putih abu-abu. Beberapa sifat-sifat fisis logam alkali tanah ini dapat dilihat dalam tabel berikut.
Tabel 1. Beberapa sifat-sifat fisis unsur alkali tanah

Unsur
Titik leleh (oC)
Energi Ionisasi

Eo (V)

r. ion (A0)
I
II
Ba
725
5,21
9,95
-2,90
1,43
Mg
651
7,64
15,03
-2,37
0,78
Ca
843
6,11
11,87
-2,87
1,06

       Atom-atom dari unsur ini (Ba, Mg, Ca) cenderung membentuk senyawa ion dengan atom dari unsur-unsur lain melalui pelepasan elektron pada elektron terluarnya. Dibandingkan dengan unsur-unsur golongan alkali, unsur-unsur ini kurang reaktif karena atom dari unsur-unsur ini memiliki potensial ionisasi yang lebih besar atau ukuran atom yang lebih kecil. Beberapa reaksi terhadap logam alkali tanah:
a.    Reaksi dengan air
Mg bereaksi lambat pada suhu rendah, cepat pada suhu yang lebih tinggi. Dari Mg, Ca sampai ke Ba reaksi dengan air semakin reaktif dan Ba adalah paling reaktif. Dimana persamaan reaksinya sebagai berikut.
M(s) + 2H­2O(l) → M(OH)2(aq) + H2(g)
b.   Reaksi dengan Oksigen
Logam ini bereaksi dengan oksigen dari udara. Reaksi dengan oksigen dapat menghasilkan oksida MO dan MO2, dari Mg, Ca, sampai Ba kecenderungan untuk membentuk oksida MO2 (peroksida) semakin besar.

Beberapa senyawa logam alkali tanah
Oksida alkali tanah
Selain dapat membentuk oksida normal, logam Mg, Ca dan Ba juga membentuk peroksida. Kecenderungan untuk membentuk peroksida dari Mg, Ca sampai Ba semakin besar. Mg, Ca dan Ba dalam air akan membentuk hidroksida yang sifat basanya dari Mg, Ca sampai Ba semakin kuat. CaO (kapur tohor) dengan air dan gas CO2 segera membentuk CaCO3 padat.  Reaksinya adalah sebagai berikut.
       MCO3 → MO + CO2
Hidroksida alkali tanah
Data Ksp menunjukkan bahwa kelarutan hidroksida alkali tanah bertambah dari Mg, Ca, sampai Ba. Suatu senyawa ion melarut dalam air jika energy hidrasinya lebih besar dari energy kisinya. Dalam hal hidroksida alkali tanah pengaruh perbedaan energy kisi lebih cepat berkurang dibandingkan dengan energy hidrasinya. Larutan air kapur Ca(OH)­2 dan larutan air barit Ba(OH)2 dalam air sering digunakan untuk mengidentifikasi gas CO2 karena terbentuk endapan karbonat, dan jika CO2 berlebih maka endapan ini akan melarut dan menghasilkan larutan bikarbonat.
Senyawa karbonat alkali tanah
Senyawa karbonat alkali tanah dapat mengalami dekomposisi. Kestabilan karbonat alkali tanah dapat dilihat dari suhu dekomposisi berikut.
-       MgCO3 suhu dekomposisi 5400C
-       CaCO3 suhu dekomposisi 9000C
-       BaCO3 suhu dekomposisi 13600C
Penyebab stabil adalah antaraksi elektrostatik antara M2+ dengan oksigen dari CO32-. Jika kerapatan muatan M2+ bertambah besar maka awan electron dari atom oksigen akan terpolarisasi kea rah ion M2+ sehingga ikatan antara O-C menjadi makin lemah dan ikatan antara M-O bertambah kuat sehingga cenderung untuk mengubah karbonat menjadi CO2, ini terbukti pada pemanasan senyawa karbonat tersebut. Contoh :
CaCO3(s)                CaO(s) + CO2­(g)
Senyawa karbonat alkali tanah adalah tergolong senyawa yang sukar larut dan kelarutannya dari atas ke bawah semakin kecil (dari Mg, Ca, Sampai Ba).
Senyawa sulfat golongan alkali tanah
Kelarutan senyawa sulfat logam alkali tanah dari Mg, Ca sampai Ba semakin kecil. Ini disebabkan karena energy kisi semua garam sulfat golongan alkali tanah hamper sama besar. Ion sulfat sangat besar sehingga meskipun ukuran kation berbeda tidak member perbedaan energy kisi yang berarti. Oleh karena itu perbedaan dalam kelarutan sulfat golongan alkali tanah ditentukan oleh perbedaan dalam energy hidrasi. Dari Mg2+, Ca2+, sampai ke Ba2+ jari-jari ion bertambah besar, dengan demikian energy hidrasi makin berkurang sehingga kelarutan sulfatnya berkurang dari Mg, Ca sampai Ba.



ALUMINIUM DAN SENYAWANYA
dasar teori

Jaman sekarang banyak perabotan rumah tangga yang menggunakan bahan aluminium terutama peralatan dapur. Selain itu, aluminium juga digunakan di perusahaan besar seperti pembuatan badan pesawat. Hal ini disebabkan karena logam aluinium ringan dan bersifat anti karat. Aluminium dalam sistem periodik merupakan unsur periode ketiga dan berada pada golongan 13. Atom aluminium memiliki konfigurasi elektron terluar 3s2 3p1 dengan energi ionisasi pertama 577 Kj/mol, energi ionisasi kedua 1820 Kj/mol dan energi ionisasi ketiga 2740 Kj/mol. Dari konfigurasi elektronnya, terlihat bahwa atom ini dapat bergabung dengan cara melepaskan elektron valensinya, namun aluminium lebih cenderung memiliki ikatan kovalen karena memiliki keelektronegatifan yang cukup besar.
Sifat-sifat Aluminium:
       Aluminium merupakan logam putih keperakan dan sangat ringan, memiliki daya hantar panas maupun daya hantar listrik tinggi.
Beberapa reaksi kimia aluminium.
1.    Mudah terbakar dalam nyala api dan menghasilkan panas reaksi yang tinggi.
2Al + 3/2O2                       Al2O3 + 399 kkal
Sifat ini digunakan sebagai dasar untuk mereduksi beberapa sulfida dan oksida. Contoh : 2Al + Fe2O3               2Fe + Al2O3 + 199 kkal
Proses ini disebut aluminothermi atau proses thermit.
2.    Bereaksi dengan asam menghasilkan gas hydrogen.
2Al(s) + 6H+(aq)                   2Al3+(aq) + 3H2(g)
3.    Bereaksi dengan basa kuat terutama basa alkali menghasilkan gas H2.
Reaksinya :
2Al(s) + 2 OH-(aq) + 2H2O(l)                    2AlO-2 + 3H2(g)
4.    Dengan udara logam ini membentuk lapisan oksida yang kuat pada permukaannya yang dapat melindungi logam dari oksida lebih lanjut. Karenanya logam ini dikatakan bersifat tahan karat (korosi) dan digunakan untuk melapisi logam lain agar tahan karat.

Beberapa senyawa aluminium
Aluminium oksida (Al2O3).
     Aluminium oksida merupakan senyawa berwarna putih keperakan. Meleleh pada suhu 20530C, tidak larut dalam air, sangat keras dan stabil. Aluminium oksida terdapat di alam sebagai korundum, suatu zat Kristal yang sangat keras yang digunakan sebagai pengamplas dan juga untuk mengasah.
Aluminium oksida anhidris adalah bersifat amfoter, bereaksi dengan asam maupun dengan basa kuat (alkalis) menurut reaksi berikut,
Reaksi dengan asam :
     Al2O3(s) + 6H+(aq)               2Al3+(aq) + 3 H2O(l)
Reaksi dalam basa kuat.
     Al2O3(s) + 2 OH-(aq) + 3 H2O(l)                 2 Al(OH)4- (aq)
Aluminium oksida trihidrat berbeda dari aluminium oksida anhidris. Kerapatannya kecil dan biasanya disebut aluminium hidroksida.
                                                 Al2O3.3H2O             2Al(OH)3
     Reaksi pelepasan air dari trihidrat ini adalah reaksi endotermik. Oleh karena itu aluminium oksida trihidrat adalah bersifat tahan api. Banyak plastik, senyawa karet, tekstil dan beberapa bahan bangunan lainnya dibuat dengan memanfaatkan sifat ini. Jika terjadi kebakaran energy panas akan diserap oleh aluminium oksida trihidrat ini. Sama halnya dengan aluminium oksida anhidris, aluminium oksida trihidrat dapat bereaksi dengan asam maupun dengan basa kuat (basa alkalis).
Aluminium Klorida (AlCl3)
     Dalam rumus AlCl3 orbital 3s dan 3p dari atom Al terhibridisasi. Tiga dari orbital hibrid ini diisi pasangan elektron (masing-masing satu elektron dari tiga atom klor dan tiga dari atom Al), orbital keempat kosong, karena itu senyawa ini dapat bersifat sebagai asam Lewis.
     Pada dimer Al2Cl6 atom Al dalam unit AlCl3 memperoleh oktet dengan memakai bersama satu pasang elektron yang disumbangkan oleh atom Cl dari unit AlCl3 lainnya.
AlCl6 dapat berdisosiasi menjadi AlCl3.
AlCl6                               2 AlCl3
Aluminium klorida dalam air akan terhidrolisis menurut reaksi:
Al3+(aq) + 3 H2O(l)               Al(OH)3(s) + 3H+ (aq)
Aluminium Sulfat (Al2(SO4)3)
     Aluminium sulfat digunakan dalam industri kertas dan karton. Kegunaan lain adalah sebagai pengolahan cair dan penjernihan air minum. Larutan berair yang mengandung jumlah molar yang sama dari Al2(SO4)3 dan K2SO4 mengkristal sebagai kalium aluminium sulfat dengan rumus KAl(SO4)2.12 H2O. Garam ini dikenal dengan alum atau tawas.
Aluminium Hidrida (AlH3)
     Aluminium hidrida atau AlH3 bersifat sebagai asam Lewis.
     AlH3 + H+                 AlH4+
     Salah satu senyawa yang penting dan banyak digunakan sebagai reduksi agen adalah LiAlH4. Senyawa ini dalam air akan terhidrolisis menurut reaksi:
     AlH4+ + 4H2O                 Al(OH)3 + 4H2 + OH-
Reaksi terhadap ion Al3+
     Jika garam aluminium dilarutkan dalam air maka ion Al3+ segera akan tertarik pada ujung negatif molekul air yang  polar membentuk heksa aquoaluminium (III) atau Al(H2O)63+. Biasanya ion ini dinyatakan dalam ion Al3+. Larutan ini dalam air bersifat asam yang dapat dijelaskan sebagai berikut:
Karena daya tarik elektron dari ion Al3+ kecil dan muatannya tinggi maka, ikatan O-H dalam molekul H2O sebagai ligan terputus dan proton dilepaskan keluar dari lengkung koordinasi.
     Al(H2O)63+ + 3H2O               Al(H2O)5OH2+ + H3O+
Jika larutan dibuat cukup basa maka reaksi di atas dapat berlangsung sempurna dan Al3+ mengendap sebagai aluminium hidroksida.
              Al(H2O)63+ + 3 OH-               Al(OH)3(s) + 6H2O atau
              Al3+(aq) + 3 OH-(aq)                Al(OH)3(s)
Dalam basa kuat (alkalis) berlebih seperti NaOH, endapan aluminium hidroksida yang mula-mula terbentuk akan larut menghasilkan ion aluminat.
     Al(OH)3(s) + OH-                 Al(OH)4+                AlO2- + 2H2O
Dari persamaan ini menunjukkan bahwa aluminium hidroksida bersifat amfoter.



KIMIA BELERANG
dasar teori

Belerang merupakan unsur bukan logam yang mempunyai ciri-ciri berwarna kuning pucat, padatan yang rapuh, tanpa bau dan rasa, konduktor panas dan bukan konduktor listrik, tidak larut dalam air tapi mudah larut dalam CS2 (karbon disulfida). Belerang merupakan unsur dengan nomor atom 16 disimbolkan dengan lambang S. Belerang memiliki konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 sehingga dapat dikatakan unsur belerang terletak pada golongan VIA, periode ke-3 dalam sistem periodik unsur. Karena memiliki konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 berarti menunjukkan belerang sudah memiliki orbital d yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan melalui promosi elektron untuk membentuk senyawa tetravalen dan heksavalen. Di alam belerang dijumpai sebagai unsur murni dan sebagai mineral sulfida serta sulfat. Belerang adalah elemen penting bagi kehidupan dan ditemukan dalam dua asam amino yakni sistein dan metionin. Di dalam dunia industri, belerang digunakan secara komersial pada pembuatan pupuk, selain itu juga banyak digunakan dalam bubuk mesiu hitam, korek api, insektisida dan fungisida. Sebagai unsur, belerang biasanya terdapat dalam lapisan kurang lebih 150 m di bawah batu karang, pasir atau tanah liat di daerah gunung berapi.
        Salah satu persenyawaan belerang adalah H2S. Hidrogen sulfida berupa gas yang tidak berwarna, berbau seperti telur busuk, mudah terbakar dan bersifat racun melebihi dari hidrogen sianida (HCN). Gas ini mudah terbakar dalam udara dengan nyala biru dan larutannya bersifat asam lemah. H2S sedikit larut dalam air dan larutannya menjadi keruh karena oksidasi H2S oleh oksigen menghasilkan belerang. Dalam reaksi pengendapan untuk penanggulangan pencemaran logam berat pada air limbah biasanya digunakan H2S. Disamping itu, dalam laboratorium H2S dibutuhkan dalam reaksi-reaksi pengenalan kation-kation melalui reaksi pengendapan. Karena sifat gas H2S yang sangat berbahaya dan beracun bagi manusia maupun lingkungan, pengolahan atau penanganan gas H2S sangatlah penting untuk keselamatan kita bersama
        Di laboratorium sintesis gas H2S dilakukan dengan cara mereaksikan pyrit (FeS) dengan asam klorida berlebih. Persamaan reaksinya adalah sebagai berikut.
        FeS(s) + 2 HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2S(g)
Gas H2S dapat diabsorpsi oleh larutan soda kaustik.
        H2S(g) + NaOH(aq) → Na2S(aq) + 2 H2O (aq)
Kelebihan gas H2S dalam larutan pencuci dapat dilakukan secara iodometri dengan reaksi :
        H2S(g) + I2(aq) → S(s) + 2 HI (aq)

Dalam air ia mengalami ionisasi menurut persamaan :
        H2S + air  → HS-(aq) + H+ (aq)
        HS-(aq) → H+ (aq) + S2-(aq)
Belerang sulfida merupakan reduktor yang kuat. Salah satunya adalah mereduksi ion Fe3+ dengan reaksi :
        2Fe3+(aq) + H2S (aq) → 2 Fe2+­(aq) + 2H+­(aq) ­ + S ­­(s)­
Secara kualitatif gas H2S dapat dianalisis dengan menggunakan kertas yang telah dibasahi oleh Pb-asetat. Jika dihasilkan noda hitam maka telah terbentuk PbS yang mengindikasikan adanya gas H2S. adapun reaksi yang terjadi :
        H2S (g) + Pb2+(aq)  → PbS­(s) + 2H+­(aq) ­
Ion tiosulfat mirip dengan ion sulfat kecuali bahwa salah satu atom oksigen diganti dengan atom belerang. Lingkungan dari kedua atom ini sangat berbeda, tambahan atom belerang bertindak sebagai ion sulfida. Sintesis tiosulfat dapat dilakukan dengan mereaksikan sulfit dengan unsur belerang menurut persamaan reaksi :
        S8(s) + 8 Na2SO3 (aq) → Na2S2O3 (aq)
5
 
Ion sulfit mengalami disproposionasi menjadi tiga spesies jika dipanaskan. Karena ia tidak stabil oleh pemanasan. Ketiga spesies ini memiliki tingkat oksida belerang yang berbeda yaitu sulfat, sulfida dan belerang dengan persamaan reaksi :
        4Na2S2O3(s)`                   3Na2SO4(s) + Na2S(s) + 4 S(s)

Reaksi tiosulfat dengan asam menghasilkan gas belerang dioksida dan membentuk endapan kuning belerang menurut persamaan reaksi :
        S2O3-(aq) + 2H3O+(aq) → H2S2O3(aq) + 2 H2O(g)
        H2S2O3(aq) →H2O(l) + S(s) + SO2 (g)
Untuk menentukan  kadar iodin dalam larutan (iodometri) dapat dilakukan dengan cara titrasi redoks menggunakan natrium tiosulfat. Pada proses titrasi, iodin direduksi menjadi iodida dan tiosulfat standar dioksidasi menjadi tetrationat, S4O62- menurut persamaan reaksi :
        S2O3-(aq) + I2(aq) → S4O62- (aq) + 2 S(aq)
Senyawa dengan ikatan S-S yang terdapat pada tiosulfat terdapat pada bentuk monomer yang berkesetimbangan
Energi vibrasi S-S dapat diamati dari spektrum IR 1635 cm-1. pada pembuatan tiosulfat pemanasan larutan sulfit dan belerang dilakukan dalam waktu yang cukup lama (2-3 jam). S8 pertama-tama bereaksi dengan sulfit membentuk oktasulfat-monosulfonat.
        S8 + SO3-2 → H-SSSSSSS-SO3-
Selanjutnya dengan cepat H-SSSSSSS-SO3- bereaksi dengan SO3-2 membentuk H-SSSSSS-SO3- dan S2O3-2 dan begitu seterusnya hingga semuanya menjadi S2O3-2.


KIMIA BESI
dasar teori

Besi merupakan logam yang menempati urutan kedua dari logam-logam yang umum terdapat di kerak bumi. Logam ini cukup reaktif sehingga terdapat sebagai senyawa dengan unsur lain dalam bijinya. Ada dua macam bijih besi terpenting yang terdiri dari oksidanya yaitu hematit, Fe2O3 dan magnetit, Fe3O4. Garam besi (II) yang terpenting adalah garam besi (II) sulfat. Garam ini dapat diperoleh dengan cara melarutkan besi atau besi (II) sulfida dalam asam sulfat encer. Setelah larutan disaring, diuapkan akan mengkristal FeSO4.7H2O yang berwarna hijau (Achmad, 1990).
Besi yang murni adalah logam berwarna putih-perak, yang kukuh dan liat. Besi melebur pada 1535oC. Jarang terdapat besi komersial yang murni, biasanya besi mengandung sejumlah kecil karbida, silisida, fosfida dan sulfida dari besi, serta sedikit grafit. Zat-zat pencemar ini berperanan penting dalam kekuatan struktur besi. Besi dapat dimagnitkan. Asam klorida encer atau pekat dan asam sulfat encer melarutkan besi, dimana dihasilkan garam-garam besi(II) dan gas hidrogen (Vogel, 1979).
Besi yang merupakan logam yang reaktif dan dapat bereaksi dengan senyawa lain. Beberapa reaksi terhadap besi.
1.      Dengan uap air panas dapat bereaksi menghasilkan gas hydrogen, tetapi dengan air dingin tidak bereaksi.
3Fe(s) + 4H2O(g) → Fe3O4(s) + 4H2(g)
2.      Dengan udara basah, besi akan berkarat dan warnanya menjadi coklat.
4Fe(s) + 3O2(g) + ZnH2O → 2Fe2O3.n H2O
3.      Jika dibakar dengan belerang akan terbentuk senyawa besi (II) sulfide (FeS)
Fe(s) + S(s) → FeS(s)
4.      Dengan unsur halogen dapat membentuk senyawa FeX3 (X=F, Cl, Br, dan I) kecuali dengan iodium membentuk FeI2
5.      Reaksi dengan asam
a.       Reaksi dengan asam klorida akan menghasilkan gas hydrogen dan senyawa besi (II). 
Fe(s) + HCl(aq) → FeCl2(aq) + H2(g)
b.      Reaksi dengan asam sulfat encer akan terbentuk gas H2 tetapi dengan asam sulfat pekat akan terbentuk gas SO2. Ini bisa terjadi karena disamping bersifat asam, asam sulfat juga bersifat sebagai oksidator.
Fe(s) + 2H+(aq) → Fe2+(aq) + H2(g) (sebagai asam)
Fe(s) + SO42-(aq) + 4H+(aq) → Fe2+(aq) + SO2(g) + 2H2O(l)
c.       Reaksi dengan asam nitrat encer akan membentuk gas NO dan NO2, tetapi dengan asam nitrat pekat akan membentuk gas NO2. Ini bisa terjadi karena asam nitrat pekat bersifat oksidator.
(Sumber: Sudria, 2002)
Beberapa Senyawa Besi
Hidroksida besi (II) dan besi (III)
Hidroksida ini dapat terbentuk melalui reaksi larutan besi (II) atau besi (II) dengan basa
Fe2+(aq) + 2OH-(aq) → Fe(OH)2(s)    (warna kehijauan)
Fe2+(aq) + 3OH-(aq) → Fe(OH)3(s)    (warna coklat)
Hidroksid abesi (II) akan berubah menjaid coklat karena teroksidasi menjaid besi (III) hidrosida.
Fe(OH)2(s) + O2(g) + 2H2O(l) → Fe(OH)3(s)           

Garam besi
Garam-garam besi (II) atau fero diturunkan dari besi (II) oksida, FeO dalam larutan. Garam-garam ini mengandung kation Fe2+ dan berwarna sedikit hijau. Ion besi (II) dapat mudah dioksidasikan menjadi besi (III), sehingga merupakan zat pereduksi yang kuat. Larutan besi (II) harus sedikit asam bila ingin disimpan untuk waktu yang lama.
Garam besi (II) yang terpenting adalah garam besi (II) sulfat. Garam ini dapat diperoleh dengan cara melarutkan besi atau besi (II) sulfida dalam asam sulfat encer. Setelah larutan disaring, diuapkan akan mengkristal FeSO4. 7H2O yang berwarna hijau. Dalam skala besar, garam ini dibuat dengan cara mengoksidasi perlahan –lahan FeS oleh udara yang mengandung air. Bentuk yang umum adalah vitriol hijau FeSO4. 7H2O,mengkristal dalam bentuk monoklin. Garam ini isomorf dengan garam Epsom MgSO4. 7H2O (Achmad, 1990).
Garam besi (II) sulfat dapat bergabung dengan garam-garam sulfat dari garam alkali, membentuk suatu garam rangkap dengan rumus umum yang dapat digambarkan sebagai M2Fe(SO4)6H2O, dimana M merupakan simbol dari logam-logam, seperti  K, Rb, Cs dan NH4. Rumus ini merupakan gabungan dua garam dengan anion yang sama atau identik yaitu M2SO4FeSO4.6H2O. Untuk garam rangkap dengan M adalah NH4, yang dibuat dengan jumlah mol besi (II) sulfat dan ammonium sulfat sama, maka hasil ini dikenal dengan garam mohr. Garam mohr dibuat dengan mencampurkan kedua garam sulfat dari besi (II) dan ammonium, dimana masing-masing garam dilarutkan sampai jenuh dan pada besi (II) ditambahkan sedikit asam. Pada saat pendinginan hasil campuran pada kedua garam di atas akan diperoleh kristal yang berwarna hijau kebiru-biruan dengan bentuk monoklin. Garam mohr tidak lain adalah garam rangkap besi (II) ammonium sulfat dengan rumus molekul (NH4)2FeSO46H2O atau (NH4)2(SO4)26H2O.
Garam mohr, besi ammonium sulfat, merupakan garam rangkap dari besi sulfat dan ammonium sulfat dengan rumus molekul [NH4]2[Fe][SO4]2·6H2O. Garam mohr lebih disukai dari pada besi (II) sulfat untuk proses titrasi karena garam mohr tidak mudah terpengaruh oleh oksigen bebas di uadara/ tidak mudah teroksidasi oleh udara bebas dibandingkan besi (II) sulfat. Zat-zat pereduksi mengubah ion besi (III) menjadi besi (II). Ion ferro [Fe(H2O)6]2+ memberikan garam berkristal. Garam Mohr digunakan dalam analisis volumetric untuk menstandarkan kalium permanganat atau kalium dikromat.
Senyawa kompleks besi (II) dan besi (III)
Dalam air senyawa besi (II) dan besi (III) dapat membentuk ion kompleks heksa aquo besi (II) [Fe(H2O)6]2- dan ion komples heksa aquo besi (III) [Fe(H2O)6]3+. Dalam larutan asam, kompleks heksaaquo besi (I) relative stabil tetapi dalam larutan netral atau basa tidak stabil. Dengan udara ion kompleks heksaaquo besi (II) akan teroksidasi menjadi heksaaquo besi (III). Senyawa kompleks besi yang banyak dikenal adalah senyawa kalium heksasianoperat (II) dapat diperoleh melalui reaksi :
Fe2+(aq) + 6CN-(aq) → Fe(CN)64-    
Jika kedalam larutan ini ditambahkan larutan Fe3+ maka akan terbentuk endapan berwarna biru gelap (biru prusial).
3Fe(CN)64-(aq) + 4Fe3+(aq) → Fe4[Fe(CN)6]3          
Kalium heksasianoferat (III) dapat diperoleh melalui reaksi larutan besi (III) dengan larutan KCN berlebih.
Fe3+(aq) + 6CN-(aq) → Fe(CN)62-(aq)            
Jika kedalam larutan ini ditambahkan dengan larutan Fe2+ akan terbentuk endapan berwarna
biru tumbul.
2Fe(CN)6 2-(aq) + 3Fe2+(aq) → Fe3[Fe(CN)6]2
                                                                                                     (Sumber : Cotton, 1989)
Besi yang murni merupakan logam yang berwarna putih perak yang kukuh dan liat. Besi murni melebur pada suhu 1535oC. jarang terdapat besi komersial yang murni, biasanya besi mengandung sejumlah kecil karbida, silika fosfida dan sulfide dari besi, serta sedikit grafit. Zat-zat pencemar ini memainkan peranan penting dalam kekuatan struktur besi (Sugiyanto, 2002).
Untuk menghemat zat dan mengantisipasi limbah yang dihasilkan sedikit, maka dibuat lingkaran rantai tertutup pada kimia besi yang dapat dilihat pada bagan dibawah ini.


download file selengkapnya



KIMIA HALOGEN
dasar teori
Halogen (golongan 17 atau VIIA) merupakan golongan terdekat dengan unsur-unsur gas mulia yang stabil. Unsur-unsur halogen mempunya 7 elektron valensi. Unsur-unsur yang termasuk halogen adalah fluorin (F), klorin (Cl), bromin (Br), iodin (I), dan astatin (At). Dari kelima unsur halogen ini hanya astatin yang bersifat radioaktif. Halogen merupakan unsur yang sangat reaktif sehingga tidak terdapat dalam keadaan bebas di alam (Parning dan Horale, 2005). Halogen hanya memerlukan satu elektron untuk mencapai keadaan yang stabil. Senyawa-senyawa ionik dan kovalen merupakan senyawa dari halogen yang paling penting dan paling umum. Hal yang paling menonjol dalam halogen adalah kemiripan bilangan oksidasi yang mungkin dicapai dalam senyawa-senyawa. Anion oksi dari halogen juga merupakan oksidator kuat (Manimpan dan Sudria, 1999).
Halida dapat membentuk banyak jenis senyawa. Halida biner dapat terbentuk molekul sederhana, atau komplek, dan array tak terbatas. Jenis senyawa halide yang lain mencakup oksi halida seperti VOCl3, hidroksi halida, organohalida. Unsur-unsur halogen dapat membentuk oksida halogen. Oksigen diflorida ditemukan sebagai gas kuning agak lemah pada pengaliran gas F2 secara cepat ke dalam larutan NaOH 2%. Dioksida difluorida (O2F2) adalah sebuah padatan kuning-oranye yang tidak stabil, dibuat dengan perlakuan loncatan bunga api listrik dalam campuran F2-O2. Dioksia fluorida adalah agen fluorinasi dan pengoksidasi yang sangat kuat.
Oksida klor adalah reaktif dan cenderung menghasilkan ledakan. Oksidanya, Cl2O2, adalah pengoksidasi yang kuat dan digunakan secara komersial setelah diencerkan dengan udara, misalnya untuk memutihkan bubur kayu, selalu dibuat bila diperlukan oleh reaksi sebagai berikut.
         2NaClO2 + SO2 + H2SO4               2 ClO2 + 2NaHSO4
atau oleh reduksi KClO3 dengan asam oksalat basah pada 900C, yang reaksinya juga memproduksi CO2 sebagai pengencer. Iod pentoksida (diiodium pentaoksida) dibuat dengan menguapkan asam iodat, dimana ia merupakan anhidratnya.
240oC
 
 2HIO3                   I2O5 + H2O
                             H2O
                             cepat
Asam oksi halogen dapat diperoleh dari larutan asam dan beberapa anion dapat diperoleh reaksi interaksi antara halogen dengan air atau larutan basa dalam air. Semua unsur halogen larut dalam air dengan tingkat kelarutan tertentu, tetapi dalam larutan ada spesi lain selain molekul halogen yang tersolvasi karena  reaksi disproporsionasi terjadi dengan cepat menurut  persamaan reaksi :
X2(g,l,s)                     X2 (aq)
X2(aq) + 2 H2O (l)                        H3O+ (aq) + X-(aq) + HxO (aq)
Salah satu aspek yang penting dalam kimia halogen adalah reaksi pembentukkan senyawa interhalogen dari unsur-unsurnya. Salah satu contoh pembentukkan senyawa interhalogen adalah sebagai berikut.
         I2 + 3Cl2 → 2ICl3
Senyawa interhalogen iodtriklorida dapat dibuat secara “ in situ”, yaitu dengan mereaksikan kalium klorat dengan asam klorida dan iod.
         I2 + KClO3 + 6 HCl → 2ICl3 + KCl + 3H2O
Aspek lain yang penting dalam kimia halogen adalah senyawa asam oksihalogen, salah satunya adalah asam iodat, HIO3. Asam iodat (HIO3) adalah padatan putih stabil yang diperoleh dari oksidasi I2 dengan asam nitrat pekat, atau hidrogen peroksida, ozon dan sebagainya (Manimpan dan Sudria, 1999). Asam iodat dapat disintesis melalui reaksi :
         I2 + Ba(ClO3)2 + H2SO4 → 2HIO3 + BaSO4 + Cl2
Dengan memperhatikan daya tereduksi dari asam iodat menjadi unsur iod, maka dapat digambarkan sebuah reaksi bersiklus kimia iod sebagai berikut.

 
 

No comments:

Post a Comment

daftar langsung dapat modal