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 :
|
[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)
|
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.
|
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