Skip to content

Unsur Halogen

BAB I PENDAHULUAN

Istilah halogen adalah unsur yang menghasilkan garam, bila bergabung dengan logam. Kata halogen berasal dari tatanama saintifik Perancis pada abad ke-18.

Halogen adalah kelompok unsur kimia yang berada pada golongan 7 (VII atau VIIA pada sistem lama) di tabel periodik. Halogen merupakan golongan yang sangat reaktif dalam menerima elektron dan bertindak sebagai elektron kuat.

Halogen tidak menunjukan sifat logam. Jumlah electron pada kulit terluarnya adalah 7 elektron, mampu menerima sebuah electron dalam membentuk ion Halida, atau membentuk pasangan elektron dengan atom lain membentuk ikatan kovalen tunggal.

Unsur-unsur halogen secara alamiah berbentuk molekul diatomik. Mereka membutuhkan satu tambahan elektron untuk mengisi orbit elektron terluarnya, sehingga cenderung membentuk ion negatif bermuatan satu. Ion negatif ini disebut ion halida, dan garam yang terbentuk oleh ion ini disebut halida.

Halogen merupakan golongan non-logam yang sangat reaktif, sehingga unsur-unsurnya tidak dijumpai pada keadaan bebas. Pada umumnya ditemukan dialam dalam bentuk senyawa garam-garamnya. Garam yang terbentuk disebut Halida. Flourin ditemukan dalam mineral-mineral pada kulit bumi: fluorspar (CaF2) dan kriolit (Na3AlF6). Klorin, Bromin, dan Iodin terkandung pada air laut dalam bentuk garam-garam halida dari natrium, magnesium, kalium, dan kalsium. Garam halida yang paling banyak adalah NaCl 2,8% berat air laut. Banyaknya ion halida pada air laut : 0,53 M Cl­- ; 8X10-4 M Br- ; 5X10-7 M I-. Selain itu, klorin ditemukan di alam sebagai gas Cl2, senyawa dan mineral seperti kamalit dan silvit.

Iodin ditemukan dalam jumlah berlimpah sebagai garan (NaIO3) di daerah Chili, Amerika Serikat. Iodin yang ditemukan dalam senyawa NaI banyak terdapat pada sumber air diwatudakon ( Mojokerto).

Selain di alam, ion halida juga terdapat dalam tubuh manusia. Ion clorida merupakan anion yang terkandung dalam plasma darah, cairan tubuh, air susu, air mata, air ludah, dan cairan ekskresi. Ion iodida terdapat dalam kelenjar tiroid. Ion flourida merupakan komponen pembuat bahan perekat flouroaptit [Ca5(PO­4)3F] yang terdapat pada lapisan email gigi.

Unsur-unsur ini tidak ditemukan di alam dalam keadaan bebas, melainkan dalam bentuk garamnya. Oleh karena itu unsur-unsur nonlogam ini dinamakan HALOGEN, yang berasal dari kata halos=garam genes=pembentuk jadi artinya pembentuk garam. Unsur nonlogam yang termasuk ke dalam golongan Halogen yaitu Fluor (F2), Klor (Cl2), Brom (Br2), Iodium (I2), dan Astatin (At2).

1. Fluor

Ditemukan dalam fluorspar oleh Schwandhard pada tahun 1670 dan baru pada tahun 1886 Maisson berhasil mengisolasinya. Merupakan unsur paling elektronegatif dan paling reaktif. Dalam bentuk gas merupakan molekul diatom (F2), berbau pedas, berwarna kuning mudan dan bersifat sangat korosif. Serbuk logam, glass, keramik, bahkan air terbakar dalam fluorin dengan nyala terang. Adanya komponen fluorin dalam air minum melebihi 2 ppm dapat menimbulkan lapisan kehitaman pada gigi.

2. Klor

Ditemukan oleh Scheele pada tahu 1774 dan dinamai oleh Davy pada tahun 1810. Klor ditemukan di alam dalam keadaan kombinasi sebagai gas Cl2, senyawa dan mineral seperti kamalit dan silvit. Gas klor berwarna kuning kehijauan, dapat larut dalam air, mudah bereaksi dengan unsur lain. Klor dapat mengganggu pernafasan, merusak selaput lender dan dalam wujud cahaya dapat membakar kulit.

 

 

3. Brom

Ditemukan oleh Balard pada tahun 1826. merupakan zat cair berwarna coklat kemerahan, agak mudah menguap pada temperatur kamar, uapnya berwarna merah, berbau tidak enak dan dapat menimbulkan efek iritasi pada mata dan kerongkongan. Bromin mudah larut dalam air dan CS2 membentuk larutan berwarna merah, bersifat kurang aktif dibandingkan dengan klor tetapi lebih reaktif dari iodium.

4. Iodium

Ditemukan oleh Courtois pada tahun 1811. Merupakan unsur nonlogam. Padatan mengkilap berwarna hitam kebiruan. Dapat menguap pada temperatur biasa membentuk gas berwarna ungu-biru berbau tidak enak (perih). Di alam ditemukan dalam air laut (air asin) garam chili, dll. Unsur halogen ini larut baik dalam CHCl3, CCl4, dan CS2 tetapi sedikit sekali larut dalam air. Dikenal ada 23 isotop dan hanya satu yang stabil yaitu 127I yang ditemukan di alam. Kristal iodin dapat melukai kulit, sedangkan uapnya dapat melukai mata dan selaput lendir.

5. Astatin

Merupakan unsur radioaktif pertama yang dibuat sebagai hasil pemboman Bismuth dengan partikel-partikel alfa (hasil sintesa tahun 1940) oleh DR. Corson, K.R. Mackenzie dan E. Segre. Dikenal ada 20 isotop dari astatin, dan isotop At(210) mempunyai waktu paruh 8,3 jam (terpanjang). Astatin lebih logam disbanding iodium. Sifat kimianya mirip iodium, dapat membentuk senyawa antar halogen (AtI, AtBr, AtCl), tetapi belum bisa diketahui apakah At dapat membentuk molekul diatom seperti unsur halogen lainnya. Senyawa yang berhasil dideteksi adalah HAt dan CH3At.

 

 

 

SIFAT-SIFAT HALOGEN

Sifat fisika dan kimia halogen

X2

Fluor (F2)

Klor (Cl2)

Brom (Br2)

Iodium (I2)

1. Molekulnya

Diatom

2. Wujud zat (suhu kamar)

Gas

Gas

Cair

Padat

3. Warna gas/uap

Kuning muda

Kuning hijau

Coklat merah

Ungu

4. Pelarutnya (organik)

CCl4, CS2

5. Warna larutan (terhadap pelarut 4)

Tak berwarna

Tak berwarna

Coklat

Ungu

6. Kelarutan oksidator

(makin besar sesuai dengan arah panah)

7. Kereaktifan terhadap gas H2

8. Reaksi pengusiran pada senyawa halogenida

X = Cl, Br, I
F2 + 2KX 2KF X2

X = Br dan I
Cl2 + 2KX 2KCl + X2

X = I
Br2 + KX 2KBr + X2

Tidak dapat mengusir F, Cl, Br

9. Reaksi dengan logam (M)

2 M + nX2 2MXn (n = valensi logam tertinggi)

10. Dengan basa kuat MOH (dingin)

X2 + 2MOH MX + MXO + H2O (auto redoks)

11. Dengan basa kuat (panas)

3X2 + 6MOH 5MX + MXO3 + 3H2O (auto redoks)

12. Pembentukan asam oksi

Membentuk asam oksi kecuali F

Catatan :

I2 larut dalam KI membentuk garam poli iodida
I2+K Kl3
I2 larut terhadap alkohol coklat

 

Sifat Fisik

Sifat-sifat fisik halogen berubah secara beransur-ansur dari atas ke bawah dalam satu golongan. Beberapa sifat fisik halogen ialah seperti:

  • Semua halogen adalah bukan logam.
  • Semua halogen wujud sebagai molekul diatomik pada suhu kamar.
  •  Warna elemen-elemen kumpulan VII semakin dari Fluor ke Iodium.

§ F = gas kuning pucat

§ Cl= gas kuning kehijauan

§ Br= cair merah gelap (dengan asap merah)

§ I = padatan kelabu kehitaman (menjalani pemejalapan kepada asap ungu)

  •  Ukuran atom (jari-jari atom) halogen semakin bertambah.
  • Sangat reaktif dan cenderung menjadi garam. Kereaktifan berkurang dari Fluor ke Iodium .
  • Semua halogen mempunyai kekuatan yang rendah. Walau bagaimanapun, kekuatan halogen semakin bertambah apabila semakin menurun dalam system periodik unsur.
  • Semua halogen mempunyai titik lebur dan titik didih yang rendah kerana molekul-molekul halogen ditarik bersama oleh daya Van der Waals yang lemah dan hanya sedikit tenaga diperlukan untuk memutuskannya. Semakin ke bawah, titik lebur dan titik didih halogen meningkat.
  •  Kekuatan pengoksidaan halogen berkurang menuruni kumpulan.
  •  Semua halogen tidak boleh mengalirkan listrik.

Unsur

F

Cl

Br

I

Jari-iari atom (nm)

0.071

0.099

0.144

0.133

Jari-jari ion (nm)

0.133

0.180

0.195

0.215

Keelektronegatifan

4.0

3.0

2.8

2.5

Titik lebur (oC)

-220

-220

-7

114

Titik didih (oC)

-188

-35

59

184

No atom

9

17

35

53

Konfigurasi elektron

[He]2S22P5

[Ne]3S23P5

[Ar]4S24P5

[Kr]5S25P5

Potensial pengion

17,42

18,01

11,84

11,84

Potensial reduksi

+2,87

+2,86

+1,09

+0,54

Bilok

-1;0

-1;0;1;3;5;7

-1;0;1;5

-1;0;1;5

Afinitas elektron

19,5

83,4

77,3

70,5

Massa atom relatif

18,9984

35,453

79,904

126,9045

Kerapatan cairan(gcm-3)

1,1

1,5

3,2

4,9

Entalpi penguapan(kjmol-1)

3,3

10

15

21

Energi ionisasi

1686

1266

1146

1016

Keelektronegatifan

4

3

2,8

2,5

Jari-jari kovalen/pm

72

99

114

133

Entalpi hidrasi X-(kjmol-1)

401

279

243

201

Daya hantar molarion X-

44,4

76,4

78,3

76,8

Kalor disosiasi(kj/mol)

158

242

193

151

 


BAB II REAKSI HALOGEN DAN PEMBUATAN HALOGEN

 

Dalam membahas sifat kimia halogen, kadangkala fluorin dan astatin diabaikan. Hal ini demikian karena astatin adalah bahan radioaktif. Fluorin juga mempunyai sifat-sifat anomali karena ukurannya yang kecil dan keelektronegatifannya yang tinggi.

Reaksi Pendesakan

Dalam halogen terdapat istilah reaksi pendesakan, reaksi pendesakkan ini terjadi jika halogen yang terletak lebih atas dalam golongan VII A dalam keadaan diatomik mampu mendesak ion halogen dari garamnya yang terletak dibawahnya.

Dan berlangsung atau tidaknya suatu reaksi dapat dilihat dari reaksi pendesakkan halogen.

Contoh:                                   F2 + 2KCl → 2KF +Cl2

Br- + Cl2 → Br2 + Cl

Br2 + 2I- → Br- + I2

Br2 + Cl- → (tidak bereaksi)

I2 + Br- → (tidak bereaksi)

Reaksi dengan Logam

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

Contoh :

2Na + Cl2 → NaCl

2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3

Sn + 2Cl2 → SnCl4

Mg + Cl2 → MgCl2

2Al + 3Cl2 → 2AlCl3

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

Reaksi dengan Non Logam

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

Contoh :

Xe + F2 → XeF2

2Kr + 2F2 → KrF4

2P + 3Cl2 → 2PCl3

Reaksi dengan Metaloid

Halogen bereakksi dengan metaloid. Contoh:

2B +3Cl2 → 2BCl3

2Si + 2Cl2 → SiCl4

 

 

 

Reaksi Halogen dengan Air

Semua halogen larut dalam air. Unsur halogen yang dapat mengoksidasi air adalah fluorin dan klorin (berlangsung lambat). Hal ini disebabkan potensial oksidasi air adalah -1.23 V, sedangkan fluorin -2.87 V, dan klorin -1.36 V. Reaksinya adalah sebagai berikut :

 

 

Dari data energi potensial pada reaksi di atas (E0=+0.13V) menunjukkan bahwa klorin bereaksi dengan air sangat lambat. Hal ini disebabkan karena klorin terlebih dahulu membentuk asam hipoklorit, kemudian terurai menjadi asam klorida dan oksigen. Persamaan reaksinya dapat ditulis sebagai berikut:

 

Reaksi tersebut dapat dipercepat dengan bantuan sinar matahari atau memakai katalis. Larutan klorin dalam air disebut aqua klorata sedangkan larutan bromin dalam air disebut aqua bromata.

 

PROSES PEMBUATAN HALOGEN

Sebagian proses pembuatan halogen dilakukan dengan metode elektrolisis namun tidak dengan cara elektrolisis saja, banyak cara digunakan dalam proses pembuatan halogen baik dalam lingkup industri maupun labolatorium, berikut beberapa proses pembuatan halogen

Pembuatan Halogen dalam Industri

  • Fluor (F2)

Elektrolisis KHF2, dalam HF bebas air.

Fluor yang terbentuk dikompres kedalam tabung baja.

Flourin diperoleh melalui proses elektrolisis garam kalium hydrogen flourida (KHF2) dilarutkan dalam HF cair, ditambahkan LiF 3% untuk menurunkan suhu sampai 100oC. Elektrolisis dilaksanakan dalam wajah baj dengan katode baja dan anode karbon. Campuran tersebut tidak boleh mengandung air karena F2yang terbentukakan menoksidasinya.

KHF2 → K+ + HF2-

HF2 → H+ + 2F-

Katode : 2H+ + 2e- → H2

Anode : 2F- → F2 + 2e-

 

Untuk mencegah kontak (reaksi) antara logam Na dan gas Cl2 yang terbentuk digunakan diafragma berupa monel ( sejenis campuran logam ).

  • Klor(Cl2)

a. Sel down : elektrolisi leburan natrium klorida

Proses downs yaitu elektrolisis leburan NaCl (NaCl cair). Sebelum dicairkan, NaCl dicampurkan dahulu dengan sedikit NaF agar titik lebur turun dari 800oC menjadi 600oC.

Katode : Na+ 2e- → Na

Anode : 2Cl- → Cl2 + 2e-

Untuk mencegah kontak (reaksi) antara logam Na dan Cl2 yang tebentuk, digunakan diafragma lapisdan besi tipis.

b. Sel Castner-Kellner atau sel Billitar, elektrolisis larutan pekat NaCl.

c. Proses gibbs, yaitu elektrolisis larutan NaCl.

Katode : 2H2O + 2e- → 2OH- + H2

   Anode : 2Cl- → Cl2 + 2e-

d. Modifilasi proses Deacon

Oksidasi gas HCl yang mengandung udara dengan menggunakan katalis tembaga.

4 HCl + O2 2 Cl2 + 2 H2O

Berlangsung pada suhu ± 430oC dan tekanan 200 atm. Hasil reaksinya teercampur ± 44% N2.

  • Brom (Br2)

a) Dalam ekstra KCl dan MgCl2 dari carnalite terdapat MgBr2 0,2%

MgBr2 + Cl2 MgCl2 + Br2

b) Air laut disamakan dengan H2SO4 encer dan direaksikan dengan klor, penambahan asam dilakukan agar tidak terjadi hidrolisis. Dengan penghembusan udara diperoleh volume yang cukup besar yang mengandung brom kemudian dicampur dengan SO2 dan uap air.

SO2 + Br2 + H2O 2 HBr + H2S04

Kemudian direaksikan dengan Cl2

2 HBr + Cl2 2 HCl + Br2

Penyulingan dengan KBr dapat menghilangkan klor dan dengan penambahan KOH dapat menghilangkan I2.

Cl2 + 2 KBr 2 KCl + Br2

I2 + OH- I- + OI- + H2O

  • Yod(I2)

a) Garam chili mengandung NaIO3 0,2 %

Setelah mengkristalkan NaNO3, filtrat yang mengandung IO-3 di tambah NaHSO3 lalu di asamkan.

IO-3 +3 HSO-3 I- + 3 HSO-4

5 I- + IO-3 + 6 H+ 3 I2 + 3 H2O

b) Dari ganggang laut.

c) 2NaIO3 + 5NaHSO3 → 3NaHSO4 + 2Na2SO4 + H2O + I2 Atau :2IO3- + 5HSO3- → 5SO42- + 3H+ + H2O +I2

Endapan I2 yang terbentuk disaring dan dimurnikan dengan cara sublimasi.

Pembuatan Halogen di Laboratorium

Di laboratorium, zat-zat kimia dibuat dalam jumlah seperlunya untuk digunakan eksperimen/praktikum dengan cara yang cepat dan alat yang sederhana. Klorin, bromin, dan iodine dapat dihasilkan dari oksidasi terhadap senyawa halida dengan oksidator MnO2 atau KMnO2 dalam lingkungan asam. Senyawa halide dicampurkan dengan MnO2 atau KMnO2 ditambahkan H2SO4 pekat, kemudian dipanaskan. Reaksi yang berlangsung secara umum :

2X- + MnO2 + 4H+ → X2 + Mn2+ + 2H2O

10X- + 2MnO4- + 16H+ → 5X2 + 2Mn2+ + 8H2O

 

 

 

  • Klorin

Senyawa klorin juga dapat dibuat dalam skala labooratorium dengan cara :

o Proses Weldon

Dengan memanaskan campuran MnO2, H2SO4, dan NaCl

Reaksi : MnO2 + 2H2SO4 + 2 NaCl → Na2SO4 + MnSO4 + H2O + Cl2

o Mereaksikan CaOCl2 dan H2SO4

CaOCl2 + H2SO4 → CaSO4 + H2O + Cl2

o Mereaksikan KMnO4 dan HCl

KMnO4 + HCl → 2KCl + MnCl2 + 8H2O + 5Cl2

  • Bromin

Sifat oksidator bromin yang tidak terlalu kuat. Dalam proses industri, bromine dibuat dengan cara mengalirkan gas klorin ke dalam larutan bromide.

Reaksi : Cl2 + 2Br- → Br2 +2Cl-

Dalam skala laboratorium, bromin dibuat dengan cara :

o Mencampurkan CaOCl2, H2SO4, dengan bromida.

CaOCl2 + H2SO4 → CaSO4 + H2O + Cl2

Cl2 + 2Br- → Br2 + 2Cl-

o Mencampurkan KMnO4 dan HBr pekat.

o Mencampurkan bromide, H2SO4, dan MnO­2.

  • Iodine

Unsur iodine dapat dibuat dengan cara.

o Dengan mereaksikan NaIO3 dan natrium bisilfit.

2NaIO3 + 5N4H2SO3 → 3NaHSO4 + 2Na2SO4 + H2O + I2

o Dalam skala laboratorium pembuatan iodin analog dengan pembuatan bromin, hanya saja bromida diganti dengan iodida.

Senyawa HF dan HCl dapat dibuat juga di laboratorium dengan mereaksikan garam halide (NaF dan CaCl2) dengan asam sulfat pekat dan dipanaskan sesuai dengan persamaan reaksiberikut :

2NaF + H2SO4 → Na2SO4 + 2HF

CaCl2 + H2SO4 → CaSO4 +2HCl

Senyawa HI dan HBr tidak dapat dibuat seperti itu karena Br- atau I- akan dioksidasi oleh H2SO4.

2NaBr + H2SO4 → Na2SO3 + Br2 + H2O

MgI2 + H2SO4 → MgSO3 + I­2 + H2O

HBr dan HI biasanya dibuat dengan pereaksi H3PO4.

3NaBr +H3PO4 → Na3PO4 + 3HBr

3MgI2 + 2H3PO4 → Mg3(PO4)2 + 6HI

Cl2, Br2 dan I2 dapat di buat dengan mereaksikan suatu halide alkali dengan asam sulfat encer dan MnO2.

MnO2 + 4 H+ + 2X- Mn2+ + 2 H2O + X2

Klor dapat di buat juga dengan reaksi

2 MnO-4 + 10 Cl- + 16 H+ 2 Mn2+ + 8 H2O + Cl2

Brom dan yod dapat di buat dengan cara oksidasi bromide dan yodida dengan gas klor.

Cl2 + 2 Br- 2 Cl- + Br2

Cl2 + 2 I- 2 Cl- + I2

Kegunaan Halogen

  • Penggunaan fluor

1. pembuatan UF6 agar dapat memisahkan 235U dan 238U dengan cara difusi atau sentrifuga.

2. pembuatan Teflon (-CF2-CF-)n , freon (CCl2F2), dan insektisida (CCl3F)

3. pembuatan sulfur heksafluorida

  • Penggunaan klor

1. pembuatan plastic (PVC

2. pembuatan pelarut untuk cat, untuk membersihkan logan dari lemak, dry cleaning,

3. pembuatan unsur (Mg, Ti, Br2)

  • Penggunaan brom

1. pembuatan 1-2 dibromometna untuk ditambah kedalam bensin

2. pembuatab senyawa organik

3. obat-obatan

 

  • Penggunaan Iodin

1. obat-obatan

2. pembuatan zat warna

3. Quartz-Yod untuk bola lampu, NH4I untuk lensa Polaroid, AgI intuk fotografi.


BAB III SENYAWA HALOGEN

Senyawa Antarhalogen

Halogen dengan keelektronegatifan besar + Halogen dengan Keeloktronegatiafan kecil

Contoh senyawa antar halogen :

Fluor lebih negative dibandingkan dengan Iodium

F- + I+ à IF

3F- + I3+ à IF3

Contoh lain :

IF­5, BrCl, BrCl3, CIF3, CIF, IF7

Oksida halogen

Semua halogen dapat membentuk senyawa oksida. Fluorin dapat membentuk oksida OF2 dan O2F2 yang dikenal sebagai oksigen fluoride. Senyawa O2F2 dibuat dengan mengalirkan gas F2 secara cepat melalui larutan NaOH 2%. Senyawa O2F2 merupakan zat padat kuning jingga yang digunakan sebagai bahan bakar roket.

            Oksida klorin lebih banyak jenisnya, yaitu Cl2O, Cl2O3, ClO2, Cl2O4, Cl2O6, dan Cl2O7. Oksida klorin tidak stabil dan cenderung meledak. ClO2 merupakan oksidator sangat kuat dan digunakan untuk pemutih bubur kertas (pulp). ClO2 dibuat sesaat akan digunakan dengan reaksi :

                        2NaClO3 + SO­2 + H2SO­4 à 2ClO­2 + 2NaHSO4

 

                Iodin dapat membentuk I2O5 dengan memanaskan asam iodat pada suhu 2400 C menurut reaksi :

                                         2HIO3            I2O5 + H2O

      

Senyawa Halida

            Senyawa halida merupakan senyawa halogen dengan bilangan oksidasi -1, dan merupakan senyawa yang paling banyak di antara senyawa halogen. Secara umum dapat dikelompokkan menjadi senyawa hidrogen halida dan garam halida.

 

a. Hidrogen halida

Hidrogen halida (HX) pada suhu kamar merupakan gas yang mudah larut dalam air. Larutannya dalam air bersifat asam, sehingga sering disebut asam halide. HF dikelompokkan sebagai asam lemah, sedangkan HCl, HBr, dan HI merupakan asam kuat, dan kekuatan asamnya meningkat dari HF ke HI. Peningkatan kekuatan asam ini berhubungan dengan jari-jari atom yang semakin panjang, sehingga kekuatan ikatan H-X semakin lemah. Semakin lemahnya kekuatan ikatan tersebut mengakibatkan ion H+ semakin mudah terlepas bila berinteraksi dengan H2O dalam larutan.

      Titik didih dan titik lebur HX semakin besar dari HCl ke HI. Hal itu disebabkan semakin kuatnya gaya Van der Waals, sedangkan titik didih HF paling tinggi di antara hidrogen halide yang lain karena pada HF bekerja gaya ikatan hidrogen. 

 

b. Garam halida

Garam halida dapat terbentuk dari interaksi langsung antara logam dengan halogen. Semua garam halide mudah larut dalam air, kecuali garam halide dari perak (I), timbal (II), raksa (I), dan tembaga (I). Warna endapan perak halida dan timbal (II) halide dari reaksiion halide dengan ion perak dan ion timbal (II) digunakan untuk identifikasi adanya ion halide di dalam suatu larutan.

Larutan perak klorida dapat larut dalam ammonia encer. Perak bromida tidak larut dalam ammonia encer, tetapi larut dalam ammonia pekat, sedangkan perak iodide tidak dapat larut dalam ammonia encer pekat. Perak klorida dan perak bromida dapat larut dalam ammonia dikarenakan membentuk ion kompleks dengan reaksi sebagai berikut.

                        AgCl(s) + NH3(aq) à [Ag(NH3)2]+(aq) + Cl-(aq)

     

Untuk mengidentifikasi adanya ion halida dapat dilakukan dengan menambahkan larutan Pb2+ (misalnya sebagai Pb(NO2)2). Apabila terjadi endapan putih maka kemungkinan ion halidanya adalah F- atau Cl-‑, tetapi bila endapannya berwarna kuning yang berarti yang ada Br- atau I-, dan bila tidak ada endapan berarti tidak ada ion halide dalam larutan.

Untuk membedakan ion F- atau Cl- maka larutan ditambahkan Ag+ (misalnya AgNO3). Apabila tidak ada endapan, berarti halidanya adlah F- dan bila ada endapan putih berarti Cl-. Untuk membedakan ion Br- dan I- maka larutan direaksikan dengan Ag+ dan endapan didekantasi kemudian ditambahkan NH3 pekat, bila larut berarti yang ada dalam larutan Br- dan bila tidak larut berarti yang ada dalam larutan ion F-.

Halide padat dapat dioksidasi oleh oksidator kuat (misalnya MnO2, KMnO4, K2Cr2O7, dalam H2SO4 pekat) menghasilkan gas halogen, kecuali fluoride.

Senyawa Oksihalogen

Selain membentuk oksida dan halide, halogen dapat membentuk senyawa-senyawa oksihalida. Garam oksihalogen lebih stabil daripada asamnya. Asam oksihalogen sedikit larut dalam air.

Asam oksi mempunyai struktur umum: H-O-X

Kekuatan asam oksi halogen ditentukan oleh kekuatan ikatan H-O dan ikatan O-X. jika ikatan O-X kuat maka ikatan H-O lemah. Semakin lemah ikatan H-O semakin mudah asam tersebut terionisasi,dan berarti semakin kuat asamnya.

Kekuatan ikatan X-O dipengaruhi oleh dua factor, pertama keelektronegatifan dari X dan banyak sedikitnya atom oksigen yang mengelilingi X.

Semua halogen dapat membentuk senyawa oksihalogenida, kecuali fluorin. Larutan ion oksihalogenida dapat diperoleh dengan meraksikan halogen dengan basa.

 


BAB IV ASAM OKSIHALOGEN

            Kecuali Fluor, unsur halogen dapat membentuk asam yang mengandung oksigen dimana bilangan oksida halogen adalah +1, +3. +5, dan +7. Penaman asam okso halogen tergantung dari jumlah biloks halogennya:

Biloks +1 : asam hipohalit {trivial} atau asam halat (I) {IUPAC} (rumus: HXO)

Biloks +3 : asam halit {trivial} atau asam halat (III) {IUPAC}( rumus: HXO2)

Biloks +5 : asam halat {trivial} atau asam halat (V) {IUPAC}(rumus: HXO3)

Biloks +7 :asam perhalat {trivial} atau asam halat (VII) {IUPAC}( rumus: HXO4)

            Keterangan: X = Cl/Br/I

Ganti suku kata “hal” pada kedua metode tata nama di atas dengan nama halogennya (klor untuk Cl, brom untuk Br, iod untuk I). Fluor F tidak memembentuk asam oksihalogen karena paling elektronegatif dengan kata lain hanya mempunyai satu bilangan oksidasi yaitu -1.

Kekuatan asam oksi halogen bertambah sesuai kenaikan biloks. Jadi, kekuatan asam perhalat > asma halat > asam halit > asam hipohalit. Hal ini disebabkan atom halogen pada asam perhalat lebih positif daripada atom halogen pada asam halat, sehingga ikatan OH pada HClO4 lebih polar dan lebih mudah mengion.

Untuk biloks yang sama, asam oksiklorin lebih kuat daripada asam oksibromin dan lebih kuat daripada asam oksiiodin. Dengan demikian, asam perklorat (HClO4) merupakan asam oksihalogen palingkuat, bahkan merupakan asam terkuat dari segala jenis asam. Asam oksihalogen maupun garam-garamnya merupakan zat pengoksidasi yang kuat. Sebagai pengoksidasi, zat-zat itu umumnya direduksi menjadi ion halida (X-).

 

 

 

Asam Hipohalit (HXO)

            Semua asam hipohalit adalah asam lemah karena tidak mengion sempurna dalam air. Sifat ini disebabkan atom halogen pada asam hipohalit lebih bersifat elektronegatif dibandingkan  asam oksihalogen lainnya. Walaupun bersifat asam lemah, asam hipohalit tetap bersifat oksidator.

            Asam ini tidak stabil dan tidak dapat diperoleh dalam keadaan murni. Kestabilan bertambah jika keelektronegatifan bertambah, karena itu kestabilan HIO > HBrO > HClO. Dalam bentuk garam, hanya turunan dari hipoklorit yang dapat diisolasi dalam keadaan padat. Pada dasarnya ion hipohalit dapat dihasilkan dengan melarutkan halogen dalam basa menurut reaksi umum:

X2 + 2OH à X0- + H20.

  1. Asam Hipoklorit:

            Diantara asam hipohalit, asam hipoklorit (HClO) adalah senyawa yang sering ditemukan. Senyawa ini dibuat dengan reaksi air dengan gas klorin (reaksinya reversibel).

Cl2 + H2O ↔ HOCl + HCl

Senyawa ini mudah terurai jika terkena sinar matahari

2ClO-(aq) à 2Cl-(aq) + O2 (g)

Asam hipoklorit adalah asam sangat lemah; jadi larutan hipoklorit sangat bersifat basa sebagai akibat proses hidrolisis menurut persamaan reaksi:

ClO-(aq) + H2O(l) à HClO(aq) + OH-(aq)

Senyawa hipoklorit yang penting adalah natrium hipoklorit dan kalsium hipoklorit. Natrium hipoklorit dibuat dengan cara elektrolisis garam dapur, NaCl, dengan keedua electrode berada dalam satu bilik tanpa pemisah dan terus diaduk agar diperoleh campuran yang merata antara natrium hidroksida yang dihasilkan oleh katode dengan diklorin yang dihasilkan oleh anode.

Reaksi dalam bilik elektrolisis harus dilaksanakan dalam keadaan dingin, karena pada keadaan panas akan diperoleh hasil yang berbeda. Natrium hipoklorit tidak stabil dalam fase padatan, oleh karena itu kalsium hipoklorit digunakan sebagai sumber bahan ion hipoklorit. Cara pembuatan kalsium hipoklorit yang terbaik adalah mereaksikan suspensi kalsium hidroksida dengan gas diklorin, persamaan reaksinya adalah :

2Ca(OH)2(s) + 2Cl2(g) à Ca(ClO)2.2H2O(s) + CaCl2(aq)

Kalsium klorida larut dalam air sedangkan kalsium hipoklorit dihidrat tidak, dan oleh karena itu dipisahkan dengan penyaringan. Natrium dan kalsium hipoklorit keduanya dipakai pula sebagai disinfektan. Larutan hipoklorit yang diperdagangkan seperti Clorox® atau Javex® merupakan campuran hamper ekimolekular antara natrium hipoklorit dan natrium klorida. Oleh karena itu dalam proses pencampuran dengan pembersih, ion hipoklorit menjadi berbahaya apabila bereaksi dengan ion hidromium (asam) seperti yang terdapat pada pembersih basa cleanser-natrium hidrogen sulfat, karena kemudian asam hipoklorit bereaksi dengan ion klorida membebaskan gas klorin.

  1. Asam Hipobromit

Asam Hipobromit (HBrO) merupakan cairan berwarna kuning. Asam ini termasuk asam lemah, tetapi merupakan oksidator kuat. Asam hipobromit tidak stabil dan mudah terdisproporsionasi menjadi ion bromat(V) dan ion bromida.

3BrO-(aq) à BrO3-(aq) + 2Br-(aq)

  1. Asam Hipoiodit.

Asam Hipiodit (HIO) merupakan asam lemah, tetapi memiliki sifat oksidator yang baik. Asam ini tidak stabil dan mudah terdisproporsionasi menjadi ion iodat(V) dan ion iodida.

3IO-(aq) à IO3-(aq) + 2I-(aq)

 

 

Asam Halit (HXO2)

            Asam halit yang dikenal hanyalah asam klorit (HClO2). Hal ini disebabkan hanya klor yang dapat memiliki bilangan oksidasi +3. Kekuatan asam klorit lebih besar daripada asam hipoklorit. Asam ini juga merupakan oksidator kuat.

Asam Halat (HXO3)

            Asam halat adalah asam halogen yan mengandung oksigen, biloks halogen dalam asam halat adalah +5. Asam halat yang paling stabil adalah asam iodat (HIO3). Asam iodat terdapat dalam zat padat berwarna putih. Sedangkan HClO3 dan HBrO3 terdapat dalam bentuk larutan.

  1. Asam Klorat

Semua klorat larut dalam air. Garam-garam klorat, adalah garam yang dapat dikristalkan dari suatu larutan. Garam ini apabila dipanaskan pada suhu <400oC akan berubah menjadi daram perklorat.

4KClO3(s) à 3KClO4(s) + KCl(s)

Jika suhu pemanasan lebih tinggi, garam halat akan akan terurai menjadi klorida dan oksigen.

 

  1. Asam Bromat

Asam bromat adalah cairan tak berwarna dengan rumus kimia (HBrO3). Asam ini termasuk asam kuat dan bersifat oksidator Asam ini dibuat dengan menambahkan asam sulfat pada barium bromat.

Ba(BrO3)2 + H2SO4 à 2HBrO3 + BaSO4

                Kebanyakan garam bromat larut dalam air kecuali Perak Bromat (AgBrO3), Barium Bromat (Ba(BrO3)2), dan Timbal Bromat (Pb(BrO3)2).

 

 

  1. Asam Iodat

Asam iodat memiliki rumus (HIO3). Bentuknya berupa padatan tak berwarna atau kuning pucat. Asam Iodat dan garam alkalinya mudah larut dalam air, tetapi tidak larut dalam etanol murni dan pelarut organik lainnya. Dalam analisa kuantitatif, dipakai dalam titrasi iodimetri sebagai bahan baku primer untuk menstandarisasi larutan Iod. Pada yodimetri, Iodat mengoksidasi iodida secara kuantitatif menjadi Iodin dalam suasana asam.

IO3- + 5I- + 6H+ à 3I2+ 3H2O

Asam Perhalat

            Asam perhalat adalah asam halogen yan mengandung oksigen, biloks halogen dalam asam halat adalah +7. Hanya asam perklorat (HClO4) dan asam periodat (HIO4) yang dapat diperoleh dalam keadaan murni.

  1. Asam Perklorat

Asam perklorat (HClO4) adalah cairan yak berwarna yang mendidih pada suhu 82oC. dalam bentuk anhidratnya asam ini merupakan zat pengoksidasi kuat, tetapi dalam larutan yang konsentrasinya sedang, asam ini tidak menunjukkan kemampuan mengoksidasi.

Asam perklorat dapat diperoleh melalui pemanasan kalium perklorat dengan asam sulfat pekat.

KClO4 + H2SO4 à 2H­ClO4 + K2SO4

Reaksi ini agak berbahaya karena cenderung meledak. Prosedur yang lebih aman ialah mengoksidasi larutan berair alkali klorat pada anoda sel elektrolitik.

ClO3- + 3H2O à ClO4- + 2H3O+ + 2 e-

  1. Asam perbromat

Asam perbromat (HBrO4) adalah zat pengoksidasi kuat yang juga terbentuk secara elektrolisis.

 

  1. Asam Periodat

Asam periodat (HIO4) berair merupakan zat pengoksidasi yang lebih berguna daripada asam perbromat atau perklorat, sebab perilakunya lebih mudah dikendalikan. Asam periodat terdapat dalam beberapa bentuk, yang paling sederhana ialah asam metaperiodat (HIO4). Seperti halnya asam iodat, asam metaperiodat adalah padatan kristalin putih pada suhu kamar. Dimungkinkan untuk mengembangkan lengkung koordinasi (coordination sphere) iodin(VII) dari empat menjadi enam ligan dengan menambahkan dua molekul air, dan asam ortoperiodat yang dihasilkan memiliki rumus H5IO6. Zat ini berupa padatan kristalin yang terurai pada suhu 140oC.

 

 

DAFTAR PUSTAKA

 

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_anorganik1/unsur-unsur_periode_3/sifat_asam_basa_dari_oksida_oksida_periode_3/

http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kuliah_web/2009/0704127/materi_senyawa_halogen.htm

http://kamuspengetahuan.com/2009/03/kimia-unsur-sifat-sifat-halogen.html

http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kuliah_web/2009/0704127/materi_senyawa_halogen.htm

http://miracleofhalogen.wordpress.com/

http://kimia.upi.edu/staf/nurul/web2010/0806502/Air.html

http://jejaringkimia.com/2011/04/reaksi-reaksi-halogen.html

http://kimia.upi.edu/staf/nurul/web2010/0806502/Kimia.html

http://kimia.upi.edu/staf/nurul/web2010/0806502/Kelimpahan.html

http://kimia.upi.edu/staf/nurul/web2010/0806502/Pembuatan.html

http://belajarkimia.com/2010/06/hidrogen/

Unsur dan Senyawaan Belerang

BAB I PENDAHULUAN

 

 

BAB II TURUNAN BELERANG

 

Sulfur Dioksida (SO2)

Pembuatan komersial SO2

  • Pembakaran belerang dari batu bara

S(s) + O2(g)  → SO2

 

  • Pembakaran bijih logam yang mengandung

4 FeS + 11O2   → 2 Fe2O3  + SO2

 

  • Anhidrit CaSO4

CaSO4  + 2C →2CO2 + 4SO2

 

Suatu cara untuk menghilangkan SOyaiutu mengalirkan gas SO2 melalui kapur

  • CaCO3  +  SO2(g)  → CaSO3(aq) + CO2(g)

     SO3 dan H2SO4

      SO3(g)  dibuat dengan cara oxidasi SO2

  • SO2(g) + O2(g)     →  SO3(g)
  • ·         SO3(g) + H2O(l)    →     H2SO4(aq)

 

 

 

 

Asam Sulfat ( H2SO4)

              Asam sulfat sangat korosif dan reaksi hidrasi dengan air sangat eksotermis. Selalu tambahkan asam ini ke air untuk mengencerkannya, jangan sekali-kali menuang air ke dalam asam sulfat. Asam sulfat juga sangat kuat sebagai dehidrator dan harus dilakukan dengan sangat hati-hati. Asam sulfat murni mempunyai sifat hantaran listrik yang signifikan sebagai akibat sifat swaionisasi menurut persamaan reaksi :

2H2SO4(l) → H2O(H2SO4) + H2S2O7(H2SO4)

H2O(H2SO4) + H2SO4(l)  H3O+ (H2SO4) + HSO4- (H2SO4)

H2O(H2SO4) + H2S2O7(H2SO4) → H3O+ (H2SO4) + HS2O7- (H2SO4)

Sifat korosif asam sulfat dapat merusak benda-benda dari logam, karena logam akan teroksidasi baik dengan asam sulfat encer maupun pekat. Contoh reaksi logam dengan asam sulfat encer,

Mg(s) + H2SO4(aq) → MgSO4(aq) + H2(g)

Reaksi logam dengan asam sulfat pekat,                   

Mg(s) + H2SO4(aq) → MgSO4(aq) + SO2(g) + H2O(l)

Asam sulfat pekat dapat menarik molekul air dari senyawa-senyawa lain dalam proses dehidrasi. Ketika asam sulfat pekat diteteskan ke kertas tissue, akan terjadi dehidrasi dan kertas itu menjadi gosong, warnanya menjadi hitam karena terbentuk arang dan berlubang-lubang.

Biasanya asam sulfat dipikirkan hanya sebagai asam saja, namn sesungguhnya asam sulfat dapat bereaksi menurut lima cara yang berbeda, yaitu sebagai suatu asam, pengering terhadap air, pengoksidasi, agen sulfonasi dan sebagai suatu basa.

Asam sulfat sebagai suatu asam

 Asam sulfat encer sering digunakan sebagai suatu asam. Asam sulfat encer adalah asam kuat diprotik membentuk dua anion, ion hidrogen sulfat, H2O4- dan ion sulfat, SO42-, menurut persamaan ionisasi sebagai berikut :

H2SO4(aq)+ H2O(l) → H3O+(aq) + HSO4-(aq)

HSO4-(aq) )+ H2O(l)→ H3O+(aq) + SO42-(aq)

Persamaan keseimbangan pertama terletak jauh lebih menggeser ke arah kanan daripada persamaan keseimbangan ke dua. Jadi spesies yang dominan dalam larutan encer asam sulfat adalah ion hidronium, H3O+ dan ion hidrogen sulfat, HSO4-.

 Asam sulfat sebagai pengering terhadap air

Asam sulfat pekat mempunyai kemampuan melenyapkan komponen air dari struktur formula suatu senyawa. Sebagai contoh, gula dapat diubah menjadi karbon dan air oleh asam sulfat melalui suatu reaksi eksotermik yang spektakuler sebagai berikut :

C12H22O11(s) + H2O(l)→ 12 C(s) + 11 H2O(g) + H2SO4(aq)

Fungsi asam sulfat yang demikian ini sangat penting dalam banyak reaksi kmia organik. Sebagai contoh, penambahan asam sulfat pekat pada etanol akan menghasilkan etena, C2H4 , atau etoksietena atau dietil eter , (C2H5)2O, bergantung pada kondisi reaksi yang bersangkutan menurut persamaan reaksi :

C2H5OH(l) + H2SO4(aq) →  C2H5OSO3H(aq) + H2O(l)

C2H5OSO3H(aq)   →   C2H4(g) + H2SO4(aq) ( dalam asam berlebih )

C2H5OSO3H(aq)   + C2H5OH(l)  → (C2H5)2O(l)  + H2SO4(aq) (dalam etanol berlebih)

 

Asam sulfat sebagai pengoksidasi

Walaupun asam sulfat bukan oksidator sekuat asam nitrat, namun asam sulfat pekat-panas merupakan agen pengoksidasi yang baik. Sebagai contoh, asam sulfat pekat-panas bereaksi dengan logam tembaga menghasilkan ion tembaga (II) dan asam sulfat tereduksi menjadi belerang dioksida dan air menurut persamaan reaksi redoks :

Cu(s) →  Cu2+(aq) + 2 e

2 H2SO4(aq) + 2 →  SO2(g)  + 2H2O(l) + SO42-(aq)

Asam sulfat sebagai agen sulfonasi

Asam sulfat pekat mempunyai kemampuan menggantikan satu atom hidrogen dalam suatu senyawa organik dengan gugus asam sulfonik,-SO3H, seperti contoh berikut ini :

2H2SO4(aq) +  CH3C6H5(l)  →   CH3C6H4SO3H(s)  +  H2O(l)

Asam sulfat sebagai suatu basa

Suatu asam Bronsted-Lowry hanya dapat bertindak sebagai basa apabila ditambahkan pada suatu donor proton yang lebih kuat. Asam sulfat adalah asam yang kuat, oleh karena itu hanya asam yang sangat lebih kuat saja seperti asam fluorosulfonat yang mampu memaksa asam sulfat bertindak sebagai basa menurut persamaan reaksi :

H2SO4(aq) + HSO3F(l) →   H3SO4+ (H2SO4) + SO3F- (H2SO4)

 

 

 

 

Pembuatan Asam Sulfat (Proses Kontak)

Pembuatan asam sulfat menurut proses kontak industri lainnya yang berdasarkan reaksi kesetimbangan yaitu pembuatan asam sulfat yang dikenal dengan proses kontak. Reaksi yang terjadi dapat diringkas sebagai berikut:

a. Belerang dibakar dengan udara membentuk belerang dioksida

 

b. Belerang dioksida dioksidasi lebih lanjut menjadi belerang trioksida.

 

c. Belerang trioksida dilarutkan dalam asam sulfat pekat membentuk asam pirosulfat.

 

d. Asam pirosulfat direaksikan dengan air membentuk asam sulfat pekat.

 

Tahap penting dalam proses ini adalah reaksi (2). Reaksi ini merupakan reaksi kesetimbangan dan eksoterm. Sama seperti pada sintesis amonia, reaksi ini hanya berlangsung baik pada suhu tinggi. Akan tetapi pada suhu tinggi justru kesetimbangan bergeser ke kiri. Pada proses kontak digunakan suhu sekitar 500oC dengan katalisator V2O5. Sebenarnya tekanan besar akan menguntungkan produksi SO3, tetapi penambahan tekanan ternyata tidak diimbangi penambahan hasil yang memadai. Oleh karena itu, pada proses kontak tidak digunakan tekanan besar melainkan tekanan normal, 1 atm. Dalam industri kimia, jika campuran reaksi kesetimbangan mencapai kesetimbangan maka produk reaksi tidak bertambah lagi. Akan tetapi produk reaksinya diambil atau disisihkan, maka akan menghasilkan lagi produk reaksi.

 

Amonia yang terbentuk dipisahkan dari campuran kesetimbangan dengan cara pencarian dari gas nitrogen di daur ulang ke wadah reaksi untuk menghasilkan produk reaksi. Dari proses kontak ini lalu akan terbentuk asam sulfat pekat dgn kadar 98%

 

 

 

 

 

 

 

 

BAB III PERANAN  BELERANG DALAM SENYAWA KARBON

 

Terdapat asam amino yang mengandung belerang, yaitu Sisteina. Sisteina merupakan asam amino bukan esensial bagi manusia yang memiliki atom S, bersama-sama dengan metionina. Atom S ini terdapat pada gugus tiol (dikenal juga sebagai sulfhidril atau merkaptan). Karena memiliki atom S, sisteina menjadi sumber utama dalam sintesis senyawa-senyawa biologis lain yang mengandung belerang. Sisteina dan metionina pada protein juga berperan dalam menentukan konformasi protein karena adanya ikatan hidrogen pada gugus tiol.

Sisteina mudah teroksidasi oleh oksigen dan membentuk sistina, senyawa yang terbentuk dari dua molekul sisteina yang berikatan pada atom S masing-masing. Reaksi ini melepas satu molekul air (reaksi dehidrasi).

                               

Sumber utama sisteina pada makanan adalah cabaibawang putihbawang bombaybrokolihaver, dan inti bulir gandum (embrio). L-sistein juga diproduksi secara industri melalui hidrolisis rambut manusia dan babi serta bulu unggas, namun sejak tahun 2001 juga telah dapat diproduksi melalui fermentasi mikroorganisme.

Pada manusia, protein yang mengandung belerang terdapat pada kulit, ambut, dan bulu. Indikasi dari proetein tersebut ialah jika terbakar, mengeluarkan bau sangit.

 

 

 

Serat wol dari domba juga banyak mengandung sisteina. Bagi domba, sisteina esensial yang harus dipasok dari rumput-rumputan yang dimakannya. Karena itu, jika rumput tidak tersedia domba tidak memproduksi wol. Namun demikian, domba transgenik yang memiliki enzim penghasil sisteina (dari metionin) telah berhasil dikembangkan sehingga ketergantungan akan rumput menjadi berkurang.

 

Permanent Waving

Proses permanent waving rambut merupakan pemutusan ikatan S-S menghasilkan gugus –SH. Kemudian rambut yang tidak teratur ditata kembali dengan alat pengeriting (roll rambut), ditambah oksidator, misalnya hidrogen peroksida. Proses ini akan membuat ikatan S-S terbentuk kembali sehingga menghasilkan tatanan rambut yang baru.

 

Pembuatan Lipatan Pantalon atau Rok

            Pembuatan Lipatan Pantalon merupakan proses penyusunan ulang ikatan disulfida. Protein dalam wol distabilkan oleh ikatan hidrogen yang menjembatani rantai Polipeptida. Bahan pakaian diberi zat pereduksi kemudian dipanaskan. Setelah itu iberi uap air yang akan memecah ikatan hidrogen dalam serat pakaian. Kemudian terjadi penyusunan ulang ikatan S-S secara simultan.

 

Vulkanisasi Karet

Belerang juga digunakan untuk proses vulkanisasi karet. Karet merupakan hasil bumi yang bila diolah dapat menghasilkan berbagai macam produk yang amat dibutuhkan dalam kehidupan. Teknologi karet sendiri semakin berkembang dan akan terus berkembang seiring berjalannya waktu dan akan semakin banyak produk yang dihasilkan dari industri ini. Ada dua jenis karet yang biasa digunakan dalam industri yaitu karet alam dan karet sintesis. Karet alam (natural rubber) merupakan air getah dari tumbuhan Hevea brasiliensis, yang merupakan polimer alam dengan monomer isoprena, sedangkan karet sintetis sebagian besar dibuat dengan mengandalkan bahan baku minyak bumi.

Saat ini jumlah produksi dan konsumsi karet alam jauh di bawah karet sintetis. Kedua jenis karet ini memiliki kelebihan dan kekurangannya masing-masing. Karet alam memiliki daya elastis atau daya lenting yang sempurna, memiliki plastisitas yang baik, tidak mudah panas dan memiliki daya tahan yang tinggi terhadap keretakan. Karet sintetis lebih tahan terhadap berbagai bahan kimia dan harganya relatif stabil. Contoh karet sintetis yang banyak digunakan yaitu styrene butadiene rubber (SBR).

Untuk mengubah sifat fisik dari karet dilakukan proses vulkanisasi. Vulkanisasi adalah proses pembentukan ikatan silang kimia dari rantai molekul yang berdiri sendiri, meningkatkan elastisitas dan menurunkan plastisitas. Suhu adalah faktor yang cukup penting dalam proses vulkanisasi, namun tanpa adanya panas pun karet tetap dapat divulkanisasi.

Proses Vulkanisasi

Sejak Goodyear melakukan percobaan memanaskan karet dengan sejumlah kecil sulfur, proses ini menjadi metode terbaik dan paling praktis untuk merubah sifat fisik dari karet. Proses ini disebut vulkanisasi. Fenomena ini tidak hanya terjadi pada karet alam, namun juga pada karet sintetis. Telah diketahui pula bahwa baik panas maupun sulfur tidak menjadi faktor utama dari proses vulkanisasi. Karet dapat divulkanisasi atau mengalami proses curing tanpa adanya panas. Contohnya dengan bantuan sulfur klorida. Banyak pula bahan yang tidak mengandung sulfur tapi dapat memvulkanisasi karet. Bahan ini terbagi dua yaitu oxidizing agents seperti selenium, telurium dan peroksida organik. Serta sumber radikal bebas seperti akselerator, senyawa azo dan peroksida organik.

Banyak reaksi kimia yang berhubungan dengan vulkanisasi divariasikan, tetapi hanya melibatkan sedikit atom dari setiap molekul polimer. Definisi dari vulkanisasi dalam kaitannya dengan sifat fisik karet adalah setiap perlakuan yang menurunkan laju alir elastomer, meningkatkan tensile strength dan modulus serta preserve its extensibility. Meskipun vulkanisasi terjadi dengan adanya panas dan sulfur, proses itu tetap berlangsung secara lambat. Reaksi ini dapat dipercepat dengan penambahan sejumlah kecil bahan organik atau anorganik yang disebut akselerator. Untuk mengoptimalkan kerjanya, akselerator membutuhkan bahan kimia lain yang dikenal sebagai aktivator, yang dapat berfungsi sebagai aktivator adalah oksida-oksida logam seperti ZnO.

Vulkanisasi dapat dibagi menjadi dua kategori, vulkanisasi nonsulfur dengan peroksida, senyawa nitro, kuinon atau senyawa azo sebagai curing agents; dan vulkanisasi dengan sulfur, selenium atau telurium.

 

Bahan-bahan tambahan

Akselerator :

Hingga tahun 1900-an, vulkanisasi karet masih merupakan proses yang lambat, sehingga lebih banyak sulfur yang digunakan daripada jumlah optimumnya. Waktu curing beberapa jam, oleh karena itu dibutuhkan bahan yang mampu mempercepat proses vulkanisasi. Kalsium, magnesium atau seng oksida (akselerator anorganik) dapat mempercepat proses vulkanisasi. Industri karet mengalami perubahan besar ketika diperkenalkan akselerator organik untuk vulkanisasi. Diantaranya ialah senyawa-senyawa yang mengandung sulfur seperti tiourea, tiofenol, merkaptan, ditiokarbamat, tiuram disulfida ditambah akselerator nonsulfur seperti urea. Selain dengan cara mengawali pembentukan radikal bebas atau dengan mengikat proton, beberapa akselerator dapat bekerja dengan bantuan panas. Beberapa akselerator memerlukan aktivator dalam kerjanya.

 

Aktivator :

Keberadaan oksida logam atau garam dari kalsium, seng atau magnesium diperlukan untuk mencapai efek penuh dari hampir semua jenis akselerator. Kelarutan dari bahan sangat penting. Oleh karena itu, oksida-oksida logam banyak digunakan bersama asam organik seperti asam stearat atau sabun dari logam yang digunakan (stearat, laurat). Disamping kebutuhan akan aktivator, dengan akselerator seperti merkaptobenzotiazol, adanya oksida logam menjadi sangat penting dalam menentukan jenis reaksi ikatan silang yang terjadi. Ikatan yang terbentuk adalah jembatan ion yang kuat yang terbentuk ketika vulkanisasi.

 

Bahan Pengisi (filler) : 

Vulkanisat dengan komposisi karet, sulfur, akselerator, aktivator dan asam organik relatif bersifat lembut. Nilainya dalam industri modern pun relatif rendah. Untuk memperbaiki nilai di industri perlu ditambahkan bahan pengisi. Penambahan ini meningkatkan sifat-sifat mekanik seperti tensile strength, stiffness, tear resistance, dan abrasion resistance. Bahan yang ditambahkan disebut reinforcing fillers dan perbaikan yang ditimbulkan disebutreinforcement. Hanya sedikit bahan pengisi yang bersifat memperbaiki satu atau dua sifat karet alam. Sementara yang lainnya melemahkan vulkanisat pada satu atau dua sifat. Bahan tersebut dikenal sebagai inert fillers. Kemampuan filler untuk memperbaiki sifat vulkanisat dipengaruhi oleh sifat alami filler, tipe elastomer dan jumlah filler yang digunakan. Komposisi kimia dari filler menentukan kemampuan kerja dari filler. Karbon hitam adalah filler yang paling efisien meskipun ukuran partikel, kondisi permukaan dan sifat lain dapat dikombinasikan secara luas. Sifat elastomer juga turut menentukan daya kerja dari filler. Bahan yang baik untuk memperbaiki sifat karet tertentu, belum tentu bekerja sama baiknya untuk jenis karet lain. Peningkatan jumlah filler menyebabkan perbaikan sifat vulkanisat. Karbon hitam adalah satu-satunya bahan murah yang dapat memperbaiki ketiga sifat penting vulkanisat yaitu tensile strengthtear resistance danabrasion resistance.

 

Uji Kualitatif untuk Senyawa Belerang

SO2:

            SO2 merupakan gas tak berwarna yang dapat menghilangkan warna larutan Fuksin atau mengubaj kertas saring yang telah dibasahi dengan Kaliumdikromat menjadi biru. Larutan fuksin adalah zat warna tri-Fenil Metana.

 

 

SO32-

            Ion sulfit dapat dideteksi dengan larutan Barium Klorida menghasilkan endapan putih yang larut dalam HCl encer.

BaCl2(aq) + SO32-(aq) à BaSO3(s) ↓(putih) + 2Cl-(aq)

BaSO3(s) +  HCl(aq) à BaCl2(aq) + H2O(l) + SO2(g)

 

 

SO42-

Ion sulfat dapat dideteksi dengan larutan Barium Klorida menghasilkan endapan putih yang tidak larut dalam HCl encer.

BaCl2(aq) + SO42-(aq) à BaSO4(s) ↓(putih) + 2Cl-(aq)

 

S2-

            Ion Sulfida baunya seperti telur busuk. Sulfida dengan kertas yang dibasahi dengan Pb-asetat akan membuat kertas tersebur menjadi hitam karena terbentuk PbS.

Pb(CH3COO)2 + S2- à PbS ↓ (hitam) + 2CH3COO-

 

 

DAFTAR PUSTAKA

 

http://www.chem-is-try.org/artikel_kimia/kimia_material/vulkanisasi_karet/

 

http://www.lookchem.com/Carbol-fuchsin/

 

http://www.wacker.com/cms/en/productsmarkets/products/product.jsp?product=9372

http://www.scribd.com/doc/44204417/Pembuatan-Asam-Sulfat

Unsur dan Senyawaan Oksigen

BAB I

PENDAHULUAN

Oksigen atau zat asam adalah unsur kimia dalam sistem tabel periodik yang mempunyai lambang O dan nomor atom 8.  Istilah oxygen diciptakan oleh Antoine Lavoisier pada tahun 1777. Oksigen merupakan unsur golongan kalkogen dan dapat dengan mudah bereaksi dengan hampir semua unsur lainnya (utamanya menjadi oksida). Pada Temperatur dan tekanan standar, dua atom unsur ini berikatan menjadi dioksigen, yaitu senyawa gas diatomik dengan rumus O2 yang tidak berwarna, tidak berasa, dan tidak berbau. Oksigen merupakan unsur paling melimpah ketiga di alam semesta setelah hidrogen dan helium.

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 sifat-sifatnya dan tidak mengenali  oksigen sebagai unsur dasar.

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.

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. Oksigen tidak berbau, tidak berasa dan tidak berwarna. Dalam bentuk cair dan padat, oksigen berwarna biru pucat dan merupakan paramagnetik yang kuat.

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.

Semua kelompok molekul struktural yang terdapat pada organisme hidup, seperti protein, karbohidrat, dan lemak, mengandung oksigen. Demikian pula senyawa anorganik yang terdapat pada cangkang, gigi, dan tulang hewan. Oksigen dalam bentuk O2 dihasilkan dari air oleh sianobakteri, ganggang, dan tumbuhan selama fotosintesis, dan digunakan pada respirasi sel oleh hampir semua makhluk hidup. Oksigen beracun bagi organisme anaerob, yang merupakan bentuk kehidupan paling dominan pada masa-masa awal evolusi kehidupan.

Oksigen, yang sangat reaktif, adalah komponen ratusan ribu senyawa organik dan dapat bergabung dengan kebanyakan unsur. Tanaman dan hewan sangat tergantung pada oksigen untuk bernafas. Rumah sakit sering menulis resep oksigen untuk pasien dengan penyakit pernafasan ringan.

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.

Oksigen secara industri dihasilkan dengan distilasi bertingkat udara cair, dengan munggunakan zeolit untuk memisahkan karbon dioksida dan nitrogen dari udara, ataupun elektrolisis air, dll. Oksigen digunakan dalam produksi baja, plastik, dan tekstil, ia juga digunakan sebagai propelan roket, untuk terapi oksigen, dan sebagai penyokong kehidupan pada pesawat terbang, kapal selam, penerbangan luar angkasa, dan penyelaman.

Sifat Fisik Oksigen

Oksigen lebih larut dalam air daripada nitrogen. Air mengandung sekitar satu molekul O2 untuk setiap dua molekul N2, bandingkan dengan rasio atmosferik yang sekitar 1:4. Kelarutan oksigen dalam air bergantung pada suhu. Pada suhu 0 °C, konsentrasi oksigen dalam air adalah 14,6 mg·L−1, manakala pada suhu 20 °C oksigen yang larut adalah sekitar 7,6 mg·L−1. Pada suhu 25 °C dan 1 atm udara, air tawar mengandung 6,04 mililiter (mL) oksigen per liter, manakala dalam air laut mengandung sekitar 4,95 mL per liter.[26] Pada suhu 5 °C, kelarutannya bertambah menjadi 9,0 mL (50% lebih banyak daripada 25 °C) per liter untuk air murni dan 7,2 mL (45% lebih) per liter untuk air laut.

 

 

 

Oksigen mengembun pada 90,20 K (−182,95 °C, −297,31 °F), dan membeku pada 54.36 K (−218,79 °C, −361,82 °F).[27] Baik oksigen cair dan oksigen padat berwarna biru langit. Hal ini dikarenakan oleh penyerapan warna merah. Oksigen cair dengan kadar kemurnian yang tinggi biasanya didapatkan dengan distilasi bertingkat udara cair;[28] Oksigen cair juga dapat dihasilkan dari pengembunan udara, menggunakan nitrogen cair dengan pendingin. Oksigen merupakan zat yang sangat reaktif dan harus dipisahkan dari bahan-bahan yang mudah terbakar.

 

Keterangan Umum Unsur

Nama, Lambang, Nomor atom

oksigen, O, 8

Deret kimia

non-logam

Golongan, Periode, Blok

16, 2, p

Penampilan

tak berwarna

Massa atom

15,9994(3)  g/mol

Konfigurasi elektron

1s2 2s2 2p4

Jumlah elektron tiap kulit

2, 6

 

Ciri-ciri fisik

Fase

gas

Massa jenis

(0 °C; 101,325 kPa)
1,429 g/L

Titik lebur

54,36 K
(-218,79 °C, -361,82 °F)

Titik didih

90,20 K
(-182,95 °C, -297,31 °F)

Kalor peleburan

(O2) 0,444 kJ/mol

Kalor penguapan

(O2) 6,82 kJ/mol

Kapasitas kalor

(25 °C) (O2)
29,378 J/(mol·K)

 

 


 

BAB III

OZON

Ozon( berasal dari bahasa Yunani Ozein, untuk membaui), bentuk alotropik oksigen mempunyai tiga atom pada setiap molekul, rumusan O3. Merupakan suatu gas biru, beracun sangat pucat dengan suatu bau kuat. Ozon mendidih pada – 111.9° C (- 169.52° F), meleleh pada – 192.5° C (- 314.5° F), dan mempunyai bobot jenis 2.144. Ozon dalam bentuk cairan berwarna kebiruan, betul-betul cairan magnetis. Ozon dibentuk ketika suatu cetus api elektrik dilewati oksigen. Kehadiran ozon dapat dideteksi dengan adanya bau yang ditemukan dekat mesin elektrik. Ozon jauh lebih aktif secara kimiawi dibanding oksigen biasa dan lebih baik dalam mengoksidasi.

Ozon digunakan untuk membersihkan air, mensterilkan udara, dan mengelantang makanan tertentu. Ozon membentuk atmosfir dari oksida zat lemas dan gas organik yang dipancarkan oleh mobil dan sumber industri, bagaimanapun, adalah suatu resiko kesehatan, dan mungkin menyebabkan kerusakan panen serius dalam beberapa area. Di tahun 1998, di Amerika Serikat Agen Perlindungan Lingkungan ( EPA) menerapkan suatu aturan udara baru dalam usaha untuk menahan oksida zat lemas yang dilepaskan oleh stasiun pembangkit listrik coal-fired. Zat Oksida lemas berkombinasi dengan campuran organik mudah menguap untuk membentuk ozon, yang dipercaya dapat menyebabkan penyakit yang berhubungan dengan pernapasan seperti bronkitis dan sakit asma.

 
   

Nama IUPAC

Trioksigen

Identifikasi

Nomor CAS

[10028-15-6]

Sifat

Rumus molekul

O3

Massa molar

47,998 g·mol−1

Penampilan

gas berwarna kebiruan

Densitas

2,144 g·L−1 (0 °C), gas

Titik leleh

- 314.5° F, −192,5 °C

Titik didih

161,3 K, −111,9 °C

Kelarutan dalam air

0,105 g·100mL−1 (0 °C)

Termokimia

Entalpi
pembentukan
standar
fHo298)

+142,3 kJ·mol−1

Entropi molar
standar
So298

237,7 J·K−1.mol−1

Bahaya

Klasifikasi EU

tidak terdaftar

 

Ozon di muka bumi

Ozon di muka bumi terbentuk oleh sinar ultraviolet yang menguraikan molekul O3 membentuk unsur oksigen. Unsur oksigen ini bergabung dengan molekul yang tidak terurai dan membentuk O3. Kadangkala unsur oksigen akan bergabung dengan N2 untuk membentuk nitrogen oksida; yang apabila bercampur dengan cahaya mampu membentuk ozon.

Lapisan ozon

Pengertian Lapisan Ozon Dalam Atmosfer dan Strukturnya) ± Ozon adalah zat oksidanyang kuat, beracun, dan zat pembunuh jasad renik yang kuat juga. Ozon biasanya digunakan untuk mensterilkan air isi ulang, serta dapat juga digunakan untuk menghilangkan warna dan bauyang tidakenakpada air.Ozon terbentuk secara alamiah di stratosfer. Pembentukan dan perusakan ozon di stratosfer merupakan mekanisme perlindungan bumi dari sinar UV dari matahari. Di troposfer ozon terbentuk melalui reaksi fotokimia pada berbagaizat pencemar udara.Ozon terdapat dalam lapisan stratosfer dan juga dalam lapisan troposfer.Ozon yang terdapat dalam stratosfer berfungsi melindungi manusia dan mahluk hidup di bumidari penyinaran sunar UV. Sedangkan ozon yang terdapat pada lapisan troposfer memiliki efek yang berbeda terhadap bumi dan mahluk hidup di dalamnya, walaupun susunan kimianya sama.Ozon di troposfer ini bersifat racun dan merupakan salah satu dari gas rumah kaca. Selain itu,ozon di troposfer juga menyebabkan kerusakan pada tumbuhan, cat, plastik dan kesehatan manusia.

Dari molekol O2, melalui reaksi. Ozon (O3) yang terbentuk akan kembali pecah menjadi molekul oksigen. Dalam alam, pembentukan dan destruksi ozon ada dalam keadaan seimbang, sehingga kadar ozonterdapat dalam keseimbangan dinamik. Kedua reaksi ini secara efektif dapat menghalangi sinar UV ekstrem dan UV-C serta sebagian besar sinar UV-B untuk sampai ke bumi. Inilah mekanisme alam yang melindungi bumi dan penghuninya dari penyinaran UV gelombang pendek yang berbahaya bagi kehidupan. Kedua reaksi ini juga mengakibatkannaiknya suhu di dalam stratosfer dibandingkan suhu di troposfer.Kira-kira 3 milyar tahun yanglalu, sebagai hasil evolusi di bumi muncul mahluk hidup yang berklorofil, mulailah terjadi prosesfotosintesis yang salah satu hasilnya adalah O2. Semakin lama, kadar O2 semakin tinggi,sehingga semakin meningkat kadar ozon yang terbentuk. Dengan demikian, semakin banyak  pula sinar UV gelombang pendek yang terhalang oleh lapisan ozon untuk sampai ke permukaan bumi. Dan inilah cikal bakal kehidupan di daratan. Akan tetapi, seiring berjalannya waktu, pertambahan jumlah penduduk dan kemajuan industri serta pembangunan mengakibatkan lapisan ozon ini mulai berlubang. Lubang ozon ini sangat merisaukan karena dengan berkurangnya kadar ozon berarti semakin bertambah sinar UV-B yang akan sampai ke bumi. Dampak bertambahnya sinar UV-B ini akan sangat besar terhadap mahluk hidup di bumi. Terjadinya lubang ozon ini diakibatkan adanya peningkatan kadar NOx dari pembakaran bahan bakar pesawat, naiknya kadar N2O karena akibat pembakaran biomassa dan kenggunaan pupuk, dimana N2O ini merupakan sumber terbentuknya NO. Selain itu, zat kimia yang kita kenal clorofuorocarbon atau CFC berpengaruh sangat besar terhadap perusakan ozon. CFC ini adalah segolongan zat kimia yang terdiri atas tiga jenis unrus, yaitu klor (Cl), fluor (F) dankarbon (C). CFC inilah yang mendominasi permasalahan perusakan ozon dan menjadi zat yang sangat dicurigai sebagai penyebab terjadinya kerusakan ozon. CFC ini tidak ditemukan di alam,melainkan merupakan zat hasil rekayasa manusia. CFC tidak beracun, tidak terbakar dan sangatstabil karena tidak mudah bereaksi. Karenanya menjadi zat yang sangat ideal untuk industri. CFC banyak digunakan sebagai zat pendingin dalam kulkas dan AC mobil (CFC-12), sebagai bahan untuk membuat plastik busa, bantal kursi dan jok mobil (CFC-11), campuran CFC-11 dan

CFC-12 digunakan untuk pendorong aerosol, serta CFC-13 yang biasa digunakan dalam drycleanin

Kepentingan ozon

Ozon tertumpu di bawah stratosfer di antara 15 dan 30 km di atas permukaan bumi yang dikenal sebagai ‘lapisan ozon’. Ozon terhasil dengan berbagai percampuran kimiawi, tetapi mekanisme utama penghasilan dan perpindahan dalam atmosfer adalah penyerapan tenaga sinar ultraviolet (UV) dari matahari.

Ozon (O3) dihasilkan apabila O2 menyerap sinar UV pada jarak gelombang 242 nanometer dan disingkirkan dengan fotosintesis dari sinar bagi jarak gelombang yang besar dari 290 nm. O3 juga merupakan penyerap utama sinar UV antara 200 dan 330 nm. Penggabungan proses-proses ini efektif dalam meneruskan ketetapan bilangan ozon dalam lapisan dan penyerapan 90% sinar UV.

 

 

UV dikaitkan dengan pembentukan kanker kulit dan kerusakan genetik. Peningkatan tingkat UV juga mempunyai dampak kurang baik terhadap sistem imunisasi hewan, organisme akuatik dalam rantai makanan, tumbuhan dan tanaman. Penyerapan sinaran UV berbahaya oleh ozon stratosfer amat penting untuk semua hidupan di bumi.

Keseimbangan ozon

Jumlah ozon dalam atmosfer berubah menurut lokasi geografi dan musim. Ozon ditentukan dalam satuan Dobson (Du) di mana, sebagai contoh, 300 Du setara dengan 3 mm tebal lapisan ozon yang tulen jika dimampatkan ke tekanan permukaan laut.

Sebagian besar ozon stratosfer dihasilkan di kawasan tropis dan diangkut ke ketinggian yang tinggi dengan skala-besar putaran atmosfer semasa musim salju hingga musim semi. Umumnya kawasan tropis memiliki ozon yang rendah. –49.128.177.140 9 November 2011 13.43 (UTC).

Kerusakan Ozon

            Kerusakan lapisan ozon adalah istilah yang sering digunakan untuk mendeskripsikan berkurangnya atau hilangnya lapisan ozon yang terdapat pada lapisan atmosfir. Berdasarkan laporan dari NASA bahwa lubang ozon di Antartika telah mencapai 29 juta Km². Konsentrasi rata – rata lapisan ozon kurang dari 200 DU dikategorikan sebagai lubang ozon (Ozone Hole). Penyebab rusaknya atau menipisnya lapisan ozon yaitu oleh Bahan Perusak Ozon (BPO) yang diemisikan dari berbagai kegiatan, baik dalam menggunakan atau memproduksi barang mengandung BPO. Ancaman yang diketahui terhadap keseimbangan ozon adalah kloroflorokarbon (CFC) yang mengakibatkan menipisnya lapisan ozon. CFC digunakan oleh masyarakat modern dengan cara yang tidak terkira banyaknya, misalnya dengan AC, Kulkas, bahan dorong dalam penyembur (aerosol), kaleng semprot untuk pengharum ruangan, penyemprot rambut atau parfum, pembuatan busa, dan bahan pelarut terutama bagi kilang-kilang elektronik.

 

Senyawa CFC merusak ozon secara bertahap. Pada tahap pertama, gas CFC berdifusi SP di stratosfer dan oleh radiasi sinar UV, ikatan C-Cl putus sehingga terbentuk atom Cl (klorin).

 

 Kemudian pada tahap dua, atom Cl akan menguraikan ozon. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut:

Cl + O3  O2 + ClO

            Selanjutnya akan terjadi efek domino dimana atom O yang terbentuk dari penguraian O2 oleh sinar UV akan bereaksi dengan ClO membentuk atom klorin.

 

ClO + O  O2 + Cl

            Reaksi keseluruhan:

O+ O3  2 O2

 

 

Satu buah molekul CFC memiliki masa hidup 50 hingga 100 tahun dalam atmosfer sebelum dihapuskan. Penipisan lapisan ozon akan menyebabkan lebih banyak sinar UV memasuki bumi. Lubang ozon di Antartika disebabkan oleh penipisan lapisan ozon antara ketinggian tertentu seluruh Antartika pada musim semi. Pembentukan ‘lubang’ tersebut terjadi setiap bulan September dan pulih ke keadaan normal pada lewat musin semi atau awal musim panas.

Di samping klorin, NO juga akan merusak ozon. NO ini diperkirakan berasal dari pesawat Concorde. Proses perusakan ozon oleh NO dapat dijelaskan dalam reaksi berikut:

NO + O3  O2 + NO2

 

O + NO2  O2 + NO

 

 

Dalam bulan Oktober 1987, 1989, 1990 dan 1991, lubang ozon yang luas telah dilacak di seluruh Antartika dengan kenaikan 60% pengurangan ozon berbanding dengan permukaan lubang pra-ozon. Pada bulan Oktober 1991, permukaan terendah atmosfer ozon yang pernah dicatat telah terjadi di seluruh Antartika.

Tahun 1975, dikhawatirkan aktivitas manusia akan mengancam lapisan ozon. Oleh karena itu atas permintaan “United Nations Environment Programme” (UNEP), WMO memulai Penyelidikan Ozon Global dan Proyek Pemantauan untuk mengkoordinasi pemantauan dan penyelidikan ozon dalam jangka panjang. Semua data dari tapak pemantauan di seluruh dunia diantarkan ke Pusat Data Ozon Dunia di Toronto, Kanada, yang tersedia kepada masyarakat ilmiah internasional.

Tahun 1977, pertemuan pakar UNEP mengambil tindakan Rencana Dunia terhadap lapisan ozon; 1987, ditandatangani Protokol Montreal, suatu perjanjian untuk perlindungan terhadap lapisan ozon. Protokol ini kemudian diratifikasi oleh 36 negara termasuk Amerika Serikat. 1990 Pelarangan total terhadap penggunaan CFC sejak diusulkan oleh Komunitas Eropa (sekarang Uni Eropa) pada tahun 1989, yang juga disetujui oleh Presiden AS George Bush.

Pada tahun 1991 Untuk memonitor berkurangnya ozon secara global, National Aeronautics and Space Administration (NASA) meluncurkan Satelit Peneliti Atmosfer. Satelit dengan berat 7 ton ini mengorbit pada ketinggian 600 km (372 mil) untuk mengukur variasi ozon pada berbagai ketinggian dan menyediakan gambaran jelas pertama tentang kimiawi atmosfer di atas. Tahun 1995, lebih dari 100 negara setuju untuk secara bertahap menghentikan produksi pestisida metil bromida di negara-negara maju. Bahan ini diperkirakan dapat menyebabkan pengurangan lapisan ozon hingga 15 persen pada tahun 2000.

 

 

Tahun 1995, CFC tidak diproduksi lagi di negara maju pada akhir tahun dan dihentikan secara bertahap di negara berkembang hingga tahun 2010.
Hidrofluorokarbon atau HCFC, yang lebih sedikit menyebabkan kerusakan lapisan ozon bila dibandingkan CFC, digunakan sementara sebagai pengganti CFC.

Penipisan lapisan ozon akan menyebabkan lebih banyak sinar radiasi ultra ungu memasuki bumi. Radiasi ultra ungu ini dapat membuat efek pada kesehatan manusia, memusnahkan kehidupan laut, ekosistem, mengurangi hasil pertanian dan hutan. Efek utama pada manusia adalah peningkatan penyakit kanker kulit karena selain itu dapat merusak mata termasuk kataraks dan juga mungkin akan melemahkan sistem imunisasi badan.

Pada bidang pertanian, penerimaan sinar ultra violet pada tanaman dapat memusnahkan hasil tanaman utama dunia. Hasil kajian menunjukkan hasil tanaman seperti ‘barli’ dan ‘oat’ menunjukkan penurunan karena penerimaan sinar radiasi yang semakin tinggi. Tanaman diperkirakan akan mengalami kelambatan pertumbuhan, bahkan akan cenderung kerdil, sehingga merusak hasil panen dan hutan-hutan yang ada. Radiasi penuh ini juga dapat mematikan anak-anak ikan, kepiting dan udang di lautan, serta mengurangi jumlah plankton yang menjadi salah satu sumber makanan kebanyakan hewan-hewan laut. Kerusakan lapisan ozon juga memiliki pengaruh langsung pada pemanasan bumi yang sering disebut sebagai “efek rumah kaca”. Usaha-usaha untuk mencegah penipisan ozon menjadi mulai dilakukan bersama oleh semua negara di dunia. Usaha itu pun telah di galakkan secara serius melalui UNEP, salah satu organisasi PBB yang bergerak dibidang program perlindungan lingkungan dan alam.

Menipisnya lapisan ozon dalam atmosfer bagian atas menjadi penyebab meningkatnya karbondioksida (lihat pemanasan global) akibat berkurangnya tanaman dan plankton. Sebaliknya, terlalu banyak ozon di bagian bawah atmosfer membantu terjadinya kabut campur asap, yang berkaitan dengan iritasi saluran pernapasan dan penyakit pernapasan akut bagi mereka yang menderita masalah kardiopulmoner.

Oleh karena itu, kita semua harus memandang serius masalah ini dan berupaya untuk mencegah atau meminimalkan penipisan lapisan ozon di alam ini dengan cara meminimalkan penggunaan bahan-bahan yang dapat mempertipis ozon agar generasi yang akan datang dapat mewarisi alam sekitar yang masih baik.

Sehubungan dengan pengendalian kerusakan ozon, Pemerintah Indonesia pasti telah menetapkan berbagai kebijakan terkait dengan langkah-langkah yang harus ditempuh seperti kebijakan pengurangan pemakaian BPO terutama CFC sampai penghentian impor BPO pada akhir 2007. Namun demikian, kebijakan itu tidak akan efektif jika tidak diikuti kegiatan penyebarluasan permasalahan ozon ini kepada seluruh tingkatan pada masyarakat. Kota-desa, suami-isteri, orang tua-anak, guru-murid, kelompok pekerja formal-non formal, teknisi lemari es dan AC, petani, nelayan, dan lainnya, kalau bisa semua mendapatkan pengenalan pentingnya ozon dan bahayanya jika lapisan ozon ini rusak.

Ibu-ibu rumah tangga dan anak sekolah merupakan sasaran yang utama dalam kegiatan penyadartahuan semacam ini. Terlebih lagi jika menggunakan sarana multimedia akan memberikan hasil yang lebih efektif, misalnya dengan pemutaran film Ozzy Ozone kepada siswa sekolah dasar dan ibu-ibu mereka. Film yang sangat bagus dan menumbuhkan antusiasme yang besar pada siswa sekolah.

Beberapa kegiatan ramah ozon (ozone friendly) harus digalakkan dan disosialisasikan untuk mengubah secara bertahap perilaku manusianya. Upaya ini harus selalu menerapkan prinsip 4R (reduce, reuse, recycle, replace/replant). Kurangi pemakaian barang-barang yang memiliki bahan BPO. Di rumah dan perkantoran, minimalkan jumlah Air Conditioner yang digunakan.

 

 

 

 

BAB IV

TURUNAN OKSIGEN

Hidrogen Peroksida

 

 

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. Dalam kondisi normal (kondisi ambient), hidrogen peroksida sangat stabil dengan laju dekomposisi kira-kira kurang dari 1% per tahun.

Mayoritas pengunaan hidrogen peroksida adalah dengan memanfaatkan dan merekayasa reaksi dekomposisinya, yang intinya menghasilkan oksigen. Pada tahap produksi hidrogen peroksida, bahan stabilizer kimia biasanya ditambahkan dengan maksud untuk menghambat laju dekomposisinya. Termasuk dekomposisi yang terjadi selama produk hidrogen peroksida dalam penyimpanan. Selain menghasilkan oksigen, reaksi dekomposisi hidrogen peroksida juga menghasilkan air (H2O) dan panas. Reaksi dekomposisi eksotermis yang terjadi adalah sebagai berikut:

 

H2O2 -> H2O + 1/2O2 + 23.45 kcal/mol

 

 

 

Faktor-faktor yang mempengaruhi reaksi dekomposisi hidrogen peroksida adalah:

1. Bahan organik tertentu, seperti alkohol dan bensin

2. Katalis, seperti Pd, Fe, Cu, Ni, Cr, Pb, Mn

3. Temperatur, laju reaksi dekomposisi hidrogen peroksida naik sebesar 2.2 x setiap kenaikan

    10oC (dalam range temperatur 20-100oC)

4. Permukaan container yang tidak rata (active surface)

5. Padatan yang tersuspensi, seperti partikel debu atau pengotor lainnya

6. Makin tinggi pH (makin basa) laju dekomposisi semakin tinggi7. Radiasi, terutama radiasi        dari sinar dengan panjang gelombang yang pendek

 

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).

Salah satu keunggulan hidrogen peroksida dibandingkan dengan oksidator yang lain adalah sifatnya yang ramah lingkungan karena tidak meninggalkan residu yang berbahaya. Kekuatan oksidatornya pun dapat diatur sesuai dengan kebutuhan. Sebagai contoh dalam industri pulp dan kertas, penggunaan hidrogen peroksida biasanya dikombinasikan dengan NaOH atau soda api. Semakin basa, maka laju dekomposisi hidrogen peroksida pun semakin tinggi. Kebutuhan industri akan hidrogen peroksida terus meningkat dari tahun ke tahun. Walaupun saat ini di Indonesia sudah terdapat beberapa pabrik penghasil hidrogen peroksida seperti PT Peroksida Indonesia Pratama, PT Degussa Peroxide Indonesia, dan PT Samator Inti Peroksida, tetapi kebutuhan di dalam negeri masih tetap harus diimpor.

 

 

 

Air (H2O)

Air adalah senyawa yang penting bagi semua bentuk kehidupan yang diketahui sampai saat ini di bumi, tetapi tidak di planet lain. Air menutupi hampir 71% permukaan bumi. Terdapat 1,4 triliun kilometer kubik (330 juta mil³) tersedia di bumi. Air sebagian besar terdapat di laut (air asin) dan pada lapisan-lapisan es (di kutub dan puncak-puncak gunung), akan tetapi juga dapat hadir sebagai awan, hujan, sungai, muka air tawar, danau, uap air, dan lautan es. Air dalam obyek-obyek tersebut bergerak mengikuti suatu siklus air, yaitu: melalui penguapan, hujan, dan aliran air di atas permukaan tanah (runoff, meliputi mata air, sungai, muara) menuju laut. Air bersih penting bagi kehidupan manusia. Di banyak tempat di dunia terjadi kekurangan persediaan air. Selain di bumi, sejumlah besar air juga diperkirakan terdapat pada kutub utara dan selatan planet Mars, serta pada bulan-bulan Europa dan Enceladus. Air dapat berwujud padatan (es), cairan (air) dan gas (uap air). Air merupakan satu-satunya zat yang secara alami terdapat di permukaan bumi dalam ketiga wujudnya tersebut. Pengelolaan sumber daya air yang kurang baik dapat menyebakan kekurangan air, monopolisasi serta privatisasi dan bahkan menyulut konflik. Indonesia telah memiliki undang-undang yang mengatur sumber daya air sejak tahun 2004, yakni Undang Undang nomor 7 tahun 2004 tentang Sumber Daya Air

Sifat-sifat kimia dan fisika

Air

 

Informasi dan sifat-sifat

Nama sistematis

air

Nama alternatif

aqua, dihidrogen monoksida,
Hidrogen hidroksida

Rumus molekul

H2O

Massa molar

18.0153 g/mol

Densitas dan fase

0.998 g/cm³ (cariran pada 20 °C)
0.92 g/cm³ (padatan)

Titik lebur

0 °C (273.15 K) (32 °F)

Titik didih

100 °C (373.15 K) (212 °F)

Kalor jenis

4184 J/(kg·K) (cairan pada 20 °C)

Halaman data tambahan

Disclaimer and references

Air adalah substansi kimia dengan rumus kimia H2O: satu molekul air tersusun atas dua atom hidrogen yang terikat secara kovalen pada satu atom oksigen. Air bersifat tidak berwarna, tidak berasa dan tidak berbau pada kondisi standar, yaitu pada tekanan 100 kPa (1 bar) and temperatur 273,15 K (0 °C). Zat kimia ini merupakan suatu pelarut yang penting, yang memiliki kemampuan untuk melarutkan banyak zat kimia lainnya, seperti garam-garam, gula, asam, beberapa jenis gas dan banyak macam molekul organik.

Keadaan air yang berbentuk cair merupakan suatu keadaan yang tidak umum dalam kondisi normal, terlebih lagi dengan memperhatikan hubungan antara hidrida-hidrida lain yang mirip dalam kolom oksigen pada tabel periodik, yang mengisyaratkan bahwa air seharusnya berbentuk gas, sebagaimana hidrogen sulfida. Dengan memperhatikan tabel periodik, terlihat bahwa unsur-unsur yang mengelilingi oksigen adalah nitrogen, flor, dan fosfor, sulfur dan klor. Semua elemen-elemen ini apabila berikatan dengan hidrogen akan menghasilkan gas pada temperatur dan tekanan normal. Alasan mengapa hidrogen berikatan dengan oksigen membentuk fasa berkeadaan cair, adalah karena oksigen lebih bersifat elektronegatif ketimbang elemen-elemen lain tersebut (kecuali flor). Tarikan atom oksigen pada elektron-elektron ikatan jauh lebih kuat dari pada yang dilakukan oleh atom hidrogen, meninggalkan jumlah muatan positif pada kedua atom hidrogen, dan jumlah muatan negatif pada atom oksigen. Adanya muatan pada tiap-tiap atom tersebut membuat molekul air memiliki sejumlah momen dipol. Gaya tarik-menarik listrik antar molekul-molekul air akibat adanya dipol ini membuat masing-masing molekul saling berdekatan, membuatnya sulit untuk dipisahkan dan yang pada akhirnya menaikkan titik didih air. Gaya tarik-menarik ini disebut sebagai ikatan hidrogen.

Air sering disebut sebagai pelarut universal karena air melarutkan banyak zat kimia. Air berada dalam kesetimbangan dinamis antara fase cair dan padat di bawah tekanan dan temperatur standar. Dalam bentuk ion, air dapat dideskripsikan sebagai sebuah ion hidrogen (H+) yang berasosiasi (berikatan) dengan sebuah ion hidroksida (OH-).

Kelarutan (solvasi)

Air adalah pelarut yang kuat, melarutkan banyak jenis zat kimia. Zat-zat yang bercampur dan larut dengan baik dalam air (misalnya garam-garam) disebut sebagai zat-zat “hidrofilik” (pencinta air), dan zat-zat yang tidak mudah tercampur dengan air (misalnya lemak dan minyak), disebut sebagai zat-zat “hidrofobik” (takut-air). Kelarutan suatu zat dalam air ditentukan oleh dapat tidaknya zat tersebut menandingi kekuatan gaya tarik-menarik listrik (gaya intermolekul dipol-dipol) antara molekul-molekul air. Jika suatu zat tidak mampu menandingi gaya tarik-menarik antar molekul air, molekul-molekul zat tersebut tidak larut dan akan mengendap dalam air.

Kohesi dan adhesi

Air menempel pada sesamanya (kohesi) karena air bersifat polar. Air memiliki sejumlah muatan parsial negatif (σ-) dekat atom oksigen akibat pasangan elektron yang (hampir) tidak digunakan bersama, dan sejumlah muatan parsial positif (σ+) dekat atom oksigen. Dalam air hal ini terjadi karena atom oksigen bersifat lebih elektronegatif dibandingkan atom hidrogen—yang berarti, ia (atom oksigen) memiliki lebih “kekuatan tarik” pada elektron-elektron yang dimiliki bersama dalam molekul, menarik elektron-elektron lebih dekat ke arahnya (juga berarti menarik muatan negatif elektron-elektron tersebut) dan membuat daerah di sekitar atom oksigen bermuatan lebih negatif ketimbang daerah-daerah di sekitar kedua atom hidrogen. Air memiliki pula sifat adhesi yang tinggi disebabkan oleh sifat alami ke-polar-annya.

Tegangan permukaan

Air memiliki tegangan permukaan yang besar yang disebabkan oleh kuatnya sifat kohesi antar molekul-molekul air. Hal ini dapat diamati saat sejumlah kecil air ditempatkan dalam sebuah permukaan yang tak dapat terbasahi atau terlarutkan (non-soluble); air tersebut akan berkumpul sebagai sebuah tetesan. Di atas sebuah permukaan gelas yang amat bersih atau bepermukaan amat halus air dapat membentuk suatu lapisan tipis (thin film) karena gaya tarik molekular antara gelas dan molekul air (gaya adhesi) lebih kuat ketimbang gaya kohesi antar molekul air.

Dalam sel-sel biologi dan organel-organel, air bersentuhan dengan membran dan permukaan protein yang bersifat hidrofilik; yaitu, permukaan-permukaan yang memiliki ketertarikan kuat terhadap air. Irvin Langmuir mengamati suatu gaya tolak yang kuat antar permukaan-permukaan hidrofilik. Untuk melakukan dehidrasi suatu permukaan hidrofilik — dalam arti melepaskan lapisan yang terikat dengan kuat dari hidrasi air — perlu dilakukan kerja sungguh-sungguh melawan gaya-gaya ini, yang disebut gaya-gaya hidrasi. Gaya-gaya tersebut amat besar nilainya akan tetapi meluruh dengan cepat dalam rentang nanometer atau lebih kecil. Pentingnya gaya-gaya ini dalam biologi telah dipelajari secara ekstensif oleh V. Adrian Parsegian dari National Institute of Health. Gaya-gaya ini penting terutama saat sel-sel terdehidrasi saat bersentuhan langsung dengan ruang luar yang kering atau pendinginan di luar sel (extracellular freezing).

 

 

 

Pelarut

Pelarut digunakan sehari-hari untuk mencuci, contohnya mencuci tubuh manusia, pakaian, lantai, mobil, makanan, dan hewan. Selain itu, limbah rumah tangga juga dibawa oleh air melalui saluran pembuangan. Pada negara-negara industri, sebagian besar air terpakai sebagai pelarut.

Air dapat memfasilitasi proses biologi yang melarutkan limbah. Mikroorganisme yang ada di dalam air dapat membantu memecah limbah menjadi zat-zat dengan tingkat polusi yang lebih rendah.

Air berikat dapat segera melarutkan ion, oleh karena tiap jenis ion akan segera tertarik oleh masing-masing muatan fraksional molekul air, sehingga kation dan anion dapat berada berdekatan tanpa harus membentuk garam. Ion lebih mudah terhidrasi oleh air yang reaktif, padat dengan ikatan lemah, daripada air inert tidak padat dengan daya ikat kuat. Hal ini menciptakan zona air, sebagai contoh, kation kecil yang sangat terhidrasi akan cenderung terakumulasi pada fasa air yang lebih padat, sedangkan kation yang lebih besar akan cenderung terakumulasi pada fasa air yang lebih renggang, dan menciptakan partisi ion seperti serial Hofmeister sebagai berikut:

Mg2+ > Ca2+ > H+ >> Na+

NH+ > Cs+ > Rb+ > K+

ATP3- >> ATP2- = ADP2- = HPO42-

I- > Br- > Cl- > H2PO4-

catatan: densitas air berikat semakin tinggi ke arah kanan.

Interaksi antara molekul air berikat dan gugus ionik diasumsikan terjadi pada rentang jarak yang pendek, sehingga atom hidrogen terorientasi ke arah anion dan menghambat interaksi antara populasi air berikat dengan air bebas. Orientasi molekul air berikat semakin terbatas permukaan molekul polielektrolit bermuatan negatif antara lain DNA, RNA, asam hialorunat, kondroitin sulfat, dan jenis biopolimer bermuatan lain. Energi elektrostatik antara molekul biopolimer bermuatan sama yang berdesakan akan menciptakan gaya hidrasi yang mendorong molekul air bebas keluar dari dalam sitoplasma.

Pada umumnya, konsenstrasi larutan polielektrolit yang cukup tinggi akan membentuk gel. Misalnya gel agarose atau gel dari asam hialuronat yang mengandung 99,9% air dari total berat gel. Tertahannya molekul air di dalam struktur kristal gel merupakan salah satu contoh kecenderungan alami setiap komponen dari suatu sistem untuk bercampur dengan merata. Molekul air dapat terlepas dari gel sebagai respon dari tekanan udara, peningkatan suhu atau melalui mekanisme penguapan, namun dengan turunnya rasio kandungan air, daya ikat ionik yang terjadi antara molekul zat terlarut yang menahan molekul air akan semakin kuat.

Meskipun demikian, pendekatan ionik seperti ini masih belum dapat menjelaskan beberapa fenomena anomali larutan seperti,

Fenomena anomali larutan ini dianggap terjadi pada rentang jarak jauh yang berada di luar domain pendekatan ionik.

 

 

 

Energi pada molekul air menjadi tinggi ketika ikatan hidrogen yang dimiliki menjadi tidak maksimal, seperti saat molekul air berada dekat dengan permukaan atau gugus hidrokarbon. Senyawa hidrokarbon kemudian disebut bersifat hidrofobik sebab tidak membentuk ikatan hidrogen dengan molekul air. Daya ikat hidrogen pada kondisi ini akan menembus beberapa zona air dan partisi ion, sehingga dikatakan bahwa sebagai karakter air pada rentang jarak jauh. Pada rentang ini, molekul garam seperti Na2SO4, sodium asetat dan sodium fosfat akan memiliki kecenderungan untuk terurai menjadi kation Na+ dan anionnya.

 

 

 

DAFTAR PUSTAKA

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

 

Unsur dan Senyawaan Nitrogen

BAB I PENDAHULUAN

Nitrogen secara resmi ditemukan oleh Daniel Rutherford pada 1772, yang menyebutnya udara beracun atau udara tetap. Dia memisahkan oksigen dan karbon dioksida dari udara dan menunjukkan gas yang tersisa tidak menunjang pembakaran atau mahluk hidup.  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. Mereka menamakan gas ini udara tanpa oksigen.

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 bahasa-bahasa lain.

Senyawa nitrogen diketahui sejak Zaman Pertengahan Eropa. Ahli alkimia mengetahui asam nitrat sebagai aqua fortis. Campuran asam hidroklorik dan asam nitrat dinamakan akua regia, yang diakui karena kemampuannya untuk melarutkan emas. Kegunaan senyawa nitrogen dalam bidang pertanian dan perusahaan pada awalnya ialah dalam bentuk kalium nitrat,terutama dalam penghasilan serbuk peledak (garam mesiu), dan kemudiannya, sebagai baja dan juga stok makanan ternak kimia.

Nitrogen cair mengalami suatu efek yang dikenal dengan efek Leidenfrost. Efek Leidenfrost adalah suatu fenomena yang hanya terjadi ketika suatu cairan kontak dengan benda yang temperaturnya jauh di atas titik didih cairan tersebut, yakni di antara cairan dan permukaan benda tersebut terbentuk suatu lapisan gas insulator yang menjaga cairan dari segera mendidih atau menguap. Contoh lain dari efek Leidenfrost adalah, celupkan jari anda ke dalam air, dan dalam keadaan basah tersebut, celupkan jari anda ke timbal cair (kira-kira temperaturnya 327,46 oC), maka jari anda tidak akan apa-apa. Tapi ingat, efek ini hanya berlaku pada cairan, tidak berlaku pada padatan atau cairan kental seperti lumpur, dan dalam tempo yang sebentar saja. Kalau lama-lama, tetap saja terasa dingin (dalam kasus nitrogen cair, cryogenic) dan panas (dalam kasus timbal cair) dan mematikan.

Nitrogen adalah salah satu unsur golongan VA yang merupakan unsur non logam dan gas yang paling banyak di atmosfir bumi. Nitrogen merupakan unsur yang relatif stabil, tetapi membentuk isotop-isotop yang 4 empat di antaranya bersifat radioaktif. Nitrogen tidak menopang kehidupan, nitrogen tidak beracun. Nitrogen tidak mudah terbakar dan tidak memperbesar pembakaran. Pada suhu yang rendah nitrogen dapt berbentuk cairan atau bahkan kristal padat yang tidak berwarna (bening).

Nitrogen merupakan molekul diatomik yang memiliki ikatan rangkap tiga Energi ikatnya cukup tinggi sehingga sangat sabil 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. Nitrogen sangat diperlukan digunakan sebagai pembuatan senyawa penting seperti amonia dan urea. Karena kestabilan 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.

Komponen utama udara adalah nitrogen yang memiliki sifat – sifat fisik sangat dekat dengan oksigen sehingga menyulitkan dalam proses pemisahan oksigen dan nitrogen. Nitrogen tidak mendukung pemakaran, dan karena nitrogen adalah suatu gas yang tergolong asphyxiant, maka seseorang dalam lingkungan yang kaya akan nitrogen akan sangat cepat kehilangan kesadaran dan dapat meninggal dunia.

Sumber-sumber Nitrogen

Gas nitrogen (N2) terkandung sebanyak 78,1% di udara. Sebagai perbandingan, atmosfir Mars hanya mengandung 2,6% nitrogen. Dari atmosfir bumi, gas nitrogen dapat dihasilkan melalui proses pencairan (liquefaction) dan distilasi fraksi. Nitrogen ditemukan pada mahluk hidup sebagai bagian senyawa-senyawa biologis.

 

Kelimpahan Nitrogen

Nitrogen terdapat di alam sebagai unsur bebas berupa molekul diatomik (N2) kira-kira 78,09% volume atmosfir. Dijumpai dalam mineral penting seperti (KNO3), dan sendawa Chili (NaNO3).

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 Fisika dan Kimia Nitrogen

 

  • Mempunyai massa atom = 14,0067 sma
  • Mempunyai nomor atom =7
  • Titik didih = -1960C
  • Titik beku = -2100C
  • Mempunyai jari-jari atom = 0,920 A
  • Mempunyai Konfigurasi [He]2s2 2p3
  • Dalam senyawa memiliki bilangan oksidasi -3, +5, +4, dan +2.
  • Mempunyai volume atom = 17,30 mol/cm3
  • Mempunyai struktur heksagonal
  • Mempunyai massa jenis = 1,2151 gram/cm3
  • Mempunyai kapasitas panas = 1,042 J/g0K
  • Mempunyai energi ionisasi ke-1 = 1402,3 kJ/mol
  • Mempunyai energi ionisasi ke-2 = 2856 kJ/mol
  • Mempunyai energi ionisasi ke-3 = 45781 kJ/mol
  • Mempunyai nilai elektronegativitas = 3,04
  • Mempunyai konduktivitas kalor = 0,02598 W/moK
  • Mempunyai harga entalpi pembentukan = 0,36 kJ/mol
  • Mempunyai harga bentalpi penguapaan = 2,7928kJ/mol
    • Berat Jenis Relatif  = 0,967
    • Berat Molekul = 28,013
    • Suhu Kritis = -147,1 ° C
    • Berat Jenis Gas (@101,3 kPa dan 15 °C) = 1,170 kg/m3
    • Daya larut dalam air (@101,3 kPa dan 20 °C) =  0,016 cm3/cm3
    • Berupa gas tidak berwarna, tidak berasa, tidak berbau, dan tidak beracun.
    • Mudah menguap
    • Tidak reaktif
    • Bersifat diamagnetik
    • Elektronegatifannya paling tinggi dalam satu golongan.

 

 

 

BAB II SENYAWAAN NITROGEN

Kimiawan Perancis Antoine Laurent Lavoisier menamakan nitrogen azote, yang artinya tanpa kehidupan. Walaupun begitu, senyawa-senyawa nitrogen ditemukan di makanan, pupuk, racun dan bahan peledak. Sebagai gas nitrogen tidak bewarna, tidak memiliki aroma dan dianggap sebagai inert element (elemen yang tak bereaksi). Sebagai benda cair, ia juga tidak bewarna dan beraroma dan memiliki ketampakan yang sama dengan air. Gas nitrogen dapat dipersiapkan dengan memanaskan solusi amonium nitrat (NH4NO3) dalam air.

Senyawa Nitrogen

Natrium nitrat (NaNO3) dan kalium nitrat (KNO3) terbentuk oleh dekomposisi bahan-bahan organik dengan senyawa-senyawa logam tersebut. Dalam kondisi yang kering di beberapat tempat, saltpeters (garam) ini ditemukan dalam jumlah yang cukup dan digunakan sebagai pupuk. Senyawa-senyawa inorganik nitrogen lainnya adalah asam nitrik (HNO3), ammonia (NH3) dan oksida-oksida (NO, NO2, N2O4, N2O), sianida (CN-), dsb. Siklus nitrogen adalah salah satu proses yang penting di alam bagi mahluk hidup. Walau gas nitrogen tidak bereaksi, bakteri-bakteri dalam tanah dapat memperbaiki nitrogen menjadi bentuk yang berguna (sebagai pupuk) bagi tanaman. Dengan kata lain, alam telah memberikan metode untuk memproduksi nitrogen untuk pertumbuhan tanaman. Binatang lantas memakan tanaman-tanaman ini dimana nitrogen telah terkandung dalam sistim mereka sebagai protein. Siklus ini lengkap ketika bakteria-bakteria lainnya mengubah sampah senyawa nitrogen menjadi gas nitrogen. Sebagai komponen utama protein, nitrogen merupakan bahan penting bagi kehidupan.

Amonia

Amonia (NH3) merupakan senyawa komersil nitrogen yang paling penting. Ia diproduksi menggunakan proses Haber. Gas natural (metana, CH4) bereaksi dengan uap panas untuk memproduksi karbon dioksida dan gas hidrogen (H2) dalam proses dua langkah. Gas hidrogen dan gas nitrogen lantas direaksikan dalam proses Haber untuk memproduksi amonia. Gas yang tidak bewarna ini bau yang menyengat dapat dengan mudah dicairkan. Bahkan bentuk cair senyawa ini digunakan sebagai pupuk nitrogen. Amonia juga digunakan untuk memproduksi urea (NH2CONH2), yang juga digunakan sebagai pupuk dalam industri plastik, dan dalam industri peternakan sebagai suplemen makanan ternak. Amonia sering merupakan senyawa pertama untuk banyak senyawa nitrogen.

Oksida Nitrogen (NO dan NO2)

Gas nitrogen monoksida (NO) memiliki sifat tidak berwarna, yang pada konsentrasi tinggi juga dapat menimbulkan keracunan. Di samping itu, gas oksida nitrogen juga dapat menjadi penyebab hujan asam. Keberadaan gas nitrogen monoksida (NO) di udara disebabkan karena gas nitrogen ikut terbakar bersama dengan oksigen (O2), yang terjadi pada suhu tinggi.

Pada saat kontak dengan udara, maka gas nitrogen monoksida (NO) akan membentuk gas NO2 dengan reaksi sebagai berikut

Gas NO2 merupakan gas yang beracun, berwarna merah cokelat, dan berbau seperti asam nitrat yang sangat menyengat dan merangsang. Keberadaan gas NO2 lebih dari 1 ppm dapat menyebabkan terbentuknya zat yang bersifat karsinogen atau penyebab terjadinya kanker. Jika menghirup gas NO2 dalam kadar 20 ppm akan dapat menyebabkan kematian. Sebagai pencegahan maka di pabrik atau motor, bagian pembuangan asap ditambahkan katalis logam nikel yang berfungsi sebagai konverter. Prinsip kerjanya adalah mengubah gas buang yang mencemari menjadi gas yang tidak berbahaya bagi lingkungan maupun kesehatan manusia. Proses pengubahan tersebut dapat dilihat pada reaksi berikut.

 

Nitrogen adalah unsur yang paling berlimpah di atmosfer (78% gas di atmosfer adalah nitrogen). Meskipun demikian, penggunaan nitrogen pada bidang biologis sangatlah terbatas. Nitrogen merupakan unsur yang tidak reaktif (sulit bereaksi dengan unsur lain) sehingga dalam penggunaan nitrogen pada makhluk hidup diperlukan berbagai proses, yaitu : fiksasi nitrogen, mineralisasi, nitrifikasi, denitrifikasi.

Siklus nitrogen sendiri adalah suatu proses konversi senyawa yang mengandung unsur nitrogen menjadi berbagai macam bentuk kimiawi yang lain. Transformasi ini dapat terjadi secara biologis maupun non-biologis. Siklus nitrogen secara khusus sangat dibutuhkan dalam ekologi karena ketersediaan nitrogen dapat mempengaruhi tingkat proses ekosistem kunci, termasuk produksi primer dan dekomposisi. Aktivitas manusia seperti pembakaran bahan bakar fosil, penggunaan pupuk nitrogen buatan, dan pelepasan nitrogen dalam air limbah telah secara dramatis mengubah siklus nitrogen global.

 

Identifikasi Unsur dan Senyawa Nitrogen

Unsur N dalam larutan Castellana dianalisis keberadaannya sebagai anion CN- (sianida), yang diidentifikasi dengan cara :

1.  Filtrat+larutan AgNO3, amati terbentuknya endapan putih.

2.  Filtrat+larutan FeSO4 jenuh/kristal, dipanaskan sampai mendidih, tanpa didinginkan + H2SO4 encer secukupnya, amati terbentuknya warna biru prusian.

 

 

3 mL filtrat Lasaigne

+ beberapa tetes Fe2SO4

+ 1-3 tetes FeCl3

 

Jika perlu asamkan dengan H2SO4, adanya unsur N, larutan berwarna biru.

 

 

 

Percobaan Kjeldahl

10 mg sampel urea dalam tabung reaksi

+ 1 tetes H2SO4 pekat

larutan jernih

+ air 1 mL dibasakan dengan NaOH

+ beberapa tetes pereaksi Nessler

Hasil akan menunjukkan adanya unsur N jika terjadi endapan coklat setelah ditambahkan pereaksi Nessler.

Identifikasi senyawaan Nitrogen:

 

NO2-

Ion nitrit dapat diidentifikasi degan uji Giess-Ilosvay.uji ini berdasarkan reaksi diazotisasi asam sulfanilat oleh asam nitrit, yang diikuti dengan reaksi kopling dengan α-naftilamina membentuk suatu zat pewarna azo yang berwarna merah.

 

NO3-

Identifikasi ion nitrat menggunakan pereaksi difenilamina. Sampel yang diduga mengandung nitrat dituangkan dengan hati-hati sepanjang sisi tabung uji, sehingga membentuk suatu lapisan di atas larutan pereaksi. Sebuah cincin biru terbentuk pada zona persentuhan antara kedua cairan/

 

CN-

Uji dilakukan dengan pereaksi tembaga sulfida. Larutan-larutan sianida mudah melarutkan tembaga(II) sulfida membentuk ion tetrasianokuprat(I) yang tak berwarna. Reaksi tang terjadi:

2CuS(s) + 10 CN-(aq) à 2[Cu(CN)4]3-(aq) + 2S2-(aq) + (CN)2(g)

 

SCN-

Identifikasi ion tiosianat dilakukan dengan penambahan larutan besi(III) klorida. Akan terbentuk warna merah karena terbentuk senyawa kompleks.

SCN-(aq) + Fe3+(aq) ↔ Fe(SCN)3(aq)­

BAB III KEGUNAAN NITROGEN

Nitrogen cair banyak digunakan sebagai sumber pendingin dan dengan demikian mempunyai peranan dalam akumulator pendingin.

Nitrogen digunakan di berbagai bidang :

  • Dalam bentuk amonia nitrogen digunaksn sebagai bahan pupuk, obat-obatan, asam nitrat, urea, hidrasin, amin, dan pendingin
  • Asam nitrat digunakan dalam pembuatan zat pewarna dan bahan peledak.
    Nitrogen sering digunakan jika diperlukan lingkungan yang inert, misalnya dalam bola lampu listrik untuk mencegah evaporasi filamen
  • Sedangkan nitrogen cair banyak digunakan sebagai refrigerant (pendingin) yang sangat efektif karena relatif murah
  • 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, dan sebagainya
  • Penyimpanan bahan-bahan yang mudah busuk : freezing, cooling, mengawetkan produk makanan dan minuman yang belum diolah pada suhu rendah, pengiriman dengan menggunakan truk pendingin
  • Penyimpanan produk-produk biologi: freezing, cooling, penyimpanan bersuhu rendah untuk darah, lapisan kulit ari dan sperma untuk inseminasi buatan
  • Bedah otak dan mata
  • Membuat tanda pengenal pada hewan
  • Metalurgi: shrink fitting, die inerting, impact test, rolling mill
  • Pekerjaan umum : soil freezing
  • Industri daur ulang : pendinginan badan mobil yang dibongkar, elektrik motor, bagian tengah kabel listrik
  • Pengerasan plastik sebelum dihancurkan atau digiling (cyro-grinding)
  • Pembuatan pesawat terbang : simulasi penerbangan
  • Industri nuklir : cryopumping, Penelitian ilmiah : research center Meteorologi
  • Industri elektronik : packaging, moisture control
  • Industri kimia : blanketing, inerting, purging, flushing.

 

Manfaat Nitrogen 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.

Fenomena alam, menyatakan bahwa atmosfir terdiri dari 79% Nitrogen (berdasarkan volume) sebagai gas padat N2. Namun meskipun demikian, penyediaan makanan untuk kehidupan manusia dan hewan-hewan lainnya lebih dibatasi oleh nitrogen daripada unsur-unsur lainnya. Sebagai gas padat, N2 tidak bereaksi dengan unsur-unsur lainnya untuk menghasilkan suatu bentuk nitrogen yang dapat digunakan oleh sebagian besar tanaman.

Peningkatan penyediaan nitrogen tanah untuk tanaman terdiri terutama dari meningkatnya jumlah pengikatan nitrogen secara biologis atau dengan penambahan pupuk baik sintetis juga non sintetis. Hal ini seolah-olah bertentangan, dimana unsur hara yang diabsorsi dari tanah dalam jumlah terbesar oleh tanaman adalah unsur hara yang sebagian besar sangat terbatas penyediaannya.

Adanya penambahan kesuburan alami dengan pupuk-pupuk komersil merupakan praktik pertanian modern. Walaupun demikian sebagian besar masyarakat modern menolak konsep komersial tersebut dengan alasan bahwa pupuk komersial mengandung bahan-bahan kimia beracun yang berbahaya bagi manusia, hewan dan lingkungan. Kenyataan bahwa nutriea itu memasuki tumbuhan dalam bentuk ion-ion, tidak perduli apakah asal pupuk itu organik atau anorganik.
1.         Ketersediaan dan Siklus Nitrogen

Nitrogen terdapat di dalam tanah dalam bentuk organik dan anorganik. Bentuk-bentuk organik meliputi NH4+, NO3-, NO2-, NO2, NO dan unsur N. Juga terdapat bentuk lain yaitu hidroksi amin (NH2OH), tetapi bentuk ini merupakan bentuk antara, yaitu bentuk peralihan dari NH4+, menjadi NO2- dan bentuk ini tidak stabil.

Penyediaan ion dalam tanah dapat dipandang dari sudut mineral dengan masukan dan kehilangan dari ekosistem dan laju transfer diantara komponen sistem.

Pendekatan ini berharga bagi nitrogen, dimana masukan karena curah hujan dan fiksasi serta kehilangan akibat pencucian dan denitrifikasi merupakan sebagian besar dari jumlah seluruhnya yang ada dengan siklus sistem tersebut. Untuk ion yang di absorbsi, masukan ini tidak berarti dibandingkan dengan dengan jumlah seluruhnya yang ada, termasuk kehilangana karena pencucian dalam tanah-tanah subur.

Siklus nitrogen adalah kompleks dan kompertemen organik merupakan bagian yang dominan, beberapa macam bakteri terlihat dalam pengubahan NH4+ menjadi NO3+ (Nitrobacter, Nitrosomonas, Nitrosococcus adalah yang paling penting), tetapi kedua bentuk itu dapat diambil oleh banyak tanaman dengan fasilitas yang sama.

Lebih penting lagi adalah produksi NH4+ yang dihasilkan dari bahan organik yang dibawa oleh bermacam-macam fungsi dan bakteri. Perombak dekomposisi ini juga membutuhkan N, tetapi jika bahan mempunyai kandungan N rendah, bahan itu akan dipesatukan ke dalam biomassa dan tidak dibebaskan, sampai penyediaan karbon berkurang.

Rasio Carbon-Nitrogen (C/N) merupakan cara untuk menunjukkan gambaran kandungan Nitrogen relatif . Rasio C/N dari bahan organik merupakan petunjuk kemungkinan kekurangan nitrogen dan persaingan di antara mikroba-mikroba dan tanaman tingkat tinggi dalam penggunaan nitrogen yang tersedia dalam tanah.

Didalam siklusnya nitrogen di dalam tanah mengalami mineralisasi, sedangkan bahan mineral mengalami imobilisasi. Hasil yang diperoleh menunjukan bahwa N yang hilang ke atmosfir merupakan bagian terbesar. Secara teoritis, di simpulkan bahwa N yang terdapat di dalam tanah akan habis terangkut dalam waktu yang sangat lama dan sebagian besar N yang tertinggal didalam tanah sesudah tahun pertama bukan dalam bentuk nitrat tetapi dalam bentuk bahan organik .

Ketersediaan N tanah dipengaruhi oleh faktor-faktor lingkungan seperti iklim dan macam vegetasi yang kesemuanya dipengaruhi oleh keadaan setempat seperti topogrifi, batuan induk, kegiatan manusia dan waktu.

 

2.  Beberapa Aplikasi Untuk Mempertahankan Ketersediaan Nitrogen

Bahan organik meningkatkan produktifitas tanah melalui mineralisasi zat-zat hara. Bahan organik mempunyai kapasitas tukar kation yang tinggi, daya ikat air yang tinggi dan mampu meningkatkan sifat fisik tanah.

Penambahan sebagian besar nitrogen secara alami ketanah ditambahkan melalui fiksasi biologis simbiotik dan non simbiotik seperti melalui penamaan tanaman leguminosa dan pemberian Azolla. Bakteri Rhizobium yang hidup secara simbiotik pada bintil akar tanaman leguminosa memfiksasi nitrogen dengan enzim nitrogenase yang berkombinasi dengan molekul dinitrogen (N2).

Nitrogen di dalam tanah terdapat dalam bentuk organik dan anorganik. Dengan komposisi nitrogen di atmosfir (79%), nitrogen masih merupakan faktor pembatas bagi penyediaan makanan bagi manusia dan hewan. Hal ini disebabkan karena sebagai gas padat, nitrogen tidak bereaksi dengan unsur-unsur lainnya agar dapat digunakan..

Faktor utama yang mempengaruhi keputusan pengelolaan mengenai penggunaan dan pemakaian pupuk adalah kehilangan nitrat karena pencucian denitrifikasi dan kehilangan nitrogen sebagai N2, kehilangan amonia karena penguapan.

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.

 

 

 

 

 

 

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 + 8H+ + 8e−                  2NH3 + 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 :

  1. 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 6000C, 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

 

 

catatan :

“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 (g)

Proses denitrifikasi lengkap dapat dinyatakan sebagai reaksi redoks:

2NO3 + 10e + 12H+ → N2 + 6H2O

 

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

 

 

 

 


 

BAB IV PEMBUATAN NITROGEN

 

Proses Pembuatan Nitrogen

1. Filtrasi

Udara bebas yang menjadi feed atau umpan sebagai bahan baku pembuatan gas nitrogen terlebih dahulu disaring dengan menggunakan filter dengan kerapatan (mesh) tertentu sesuai dengan spesifikasi tekanan dan flow compressor.

Contoh gas pengotor / debris (partikel kasar yang tidak dikehendaki) : uap air, karbondioksida, debu juga bisa menjadi zat pengotor pada udara bebas. Zat pengotor ini harus dihilangkan karena dapat menyebabkan penyumbatan pada peralatan,  tingkat bahaya yang dapat ditimbulkan, korosi, dan juga dalam batas – batas tertentu dilarang terkandung dalam spesifikasi produk akhir.

 

2. Kompressi

Udara yang telah difilter diumpankan ke inlet kompresor untuk dinaikkan tekanannya. Efisiensi kompresor sangatlah penting, oleh karena itu dibutuhkan pemilihan jenis kompresor yang tepat. Umumnya digunakan kompresor tipe turbo (sentrifugal) multi stage dengan pendingin diantara stagenya.
Energi yang digunakan akan sebanding dengan besar energi output produk ditambah cold production.

 

3. Cooling Water

Air umumnya digunakan sebagai pendingin pada industry sebab air tersedia jumlahya dan mudah ditangani. Air juga mampu menyerap sejumlah besar enegi per satuan volume dan tidak mengalami ekspansi maupun pengerutan dalam rentang temperature yang biasanya dialaminya. System penguapan terbuka merupakan tipe system pendingin yang umumnya digunakan dalam plant pemisahan udara.

Outlet compressor akan sangat panas, ini akan mengurangi efisiensi pada proses selanjutnya, maka dibutuhkan pendinginan sampai pada temperature desain (tergantung dari spesifikasi alat dan bahan yang digunakan pada proses).

Pada sebagian industry menggunakan system direct cooler pada proses pendinginannya, dimana terjadi kontak langsung antara udara dengan air pada sepanjang tray direct cooler. Direct cooler mempunyai kelebihan dari pada proses pendinginan yang menggunakan tube atau shell cooler, dimana temperature yang bisa dicapai yaitu 2ºC, sedang pada tube atau shell cooler hanya sekitar 8ºC, efek pengguyuran (scrubbing) dari air juga dapat membantu menurunkan kandungan partikel dan menyerap pengotor yang terbawa udara. Namun jika direct cooler tidak terjaga,seperti ∆P tinggi (pada aliran dan udara masuk) dan tinggi cairan (pada aliran air). Oleh karena tingginya perbedaan temperature yang melalui tray bawah unit, maka pada tray ini sangat mungkin terjadi pembentukan kerak. Untuk alasan itu, water treatment harus bekerja efektif dan tray harus dibersihkan dan diperiksa jika memungkinkan.

 

4. Purrification (Pemurnian)

Air, CO2, Hidrokarbon adalah unsur pengotor udara yang akan menggangu proses, air dan CO2 akan membeku lebih awal (titik beku lebih tinggi dari pada Nitrogen sehingga berpotensi menyumbat di bagian-bagian tertentu dalam proses). Sedangkan Hidrokarbon berpotensi menyebabkan ledakan di daerah bagian bawah kolom distilasi (tempat terjadinya penumpukan hidrokarbon).

Di PPU (pre purification unit) terdapat beberapa lapisan, umumnya terdiri dari molecular shieve (butiran-butiran ukuran mikro berlubang yang seukuran dengan dimensi partikel CO2, H2O dan beberapa jenis hidrokarbon), tujuannya untuk memerangkap CO2, H2O dan hidrokarbon. lapisan lainnya adalah alumina yang bertujuan untuk memerangkap H2O yang lolos dari lapisan pertama.

 

5. Heat Exchanger (Pemindah Panas)

Udara yang telah murni dimasukkan ke kolom distilasi melewati heat exchanger (untuk pendinginan awal, yg disilangkan dengan keluaran expander) sebagai feed gas (untuk terjadinya distilasi dibutuhkan feed gas dari bawah kolom dan reflux dari atas kolom dengan rasio 10:7 untuk tipe packed tray).

 

6. Ekspansi

Sebagian udara diumpankan ke expander untuk memproduksi dingin yang dibutuhkan proses (reflux dan heat loss recovery) sehingga keluarannya berbentuk cairan yang di umpankan ke atas kolom melewati heat exchanger sebagai reflux. Untuk ini, expander membutuhkan penyerap energi sebesar cold production yang diinginkan, bisa dicouple dengan alat oil brake, generator, kompressor atau yang lainnya.

 

7. Distilasi

Pada proses ini final terjadi proses pemisahan antara gas – gas yang terkandung pada udara bebas sebagai umpan melalui perbedaan titik didih (relative volatilitas).

Kolom yang telah diumpani oleh feedgas dan reflux dengan proporsional akan menghasilkan homogenitas di area-area tertentu, bagian atas kolom akan homogen dengan Nitrogen, bawah kolom dengan oksigen, ini dikarenakan beda titik cair, pada temperatur kolom sebesar -1700C, oksigen lebih cenderung untuk berubah menjadi cairan (titik cair O2 = -1830C pada atm pressure) dan menuju bawah kolom, sedangkan nitrogen cenderung bertahan pada bentuk gas (titik cair N2 = -195,80C pada atm pressure) dan menuju bagian atas kolom.

Pada kolom terdapat tray bertingkat yang memungkinkan terjadinya lebih banyak pergesekan antara feed gas dan reflux sehingga lebih memungkinkan bagi kedua jenis stream untuk bertukar properti. Feed gas akan diserap sebagian energinya sehingga menjadi lebih dingin dan membuat O2 melambat dan cenderung mencair, sedangkan N2 karena masih jauh dari titik cairnya akan tetap berupa gas.

 

 

 

DAFTAR PUSTAKA

 

http://www.suryabiru.co.id/nitrogen.htm

http://djeecintalaut.files.wordpress.com/2010/04/siklus-nitrogen2.jpg

http://www.scribd.com/doc/24553568/Makalah-Unsur-Nitrogen

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-sma-ma/minyak-bumi-kimia-sma-ma/oksida-nitrogen-no-dan-no2/

http://kamuspengetahuan.blogspot.com/2011/08/daur-siklus-nitrogen.html

www.chem-is-try.org/tabel_periodik/nitrogen/

http://www.scribd.com/doc/45928392/identifikasi-nsp

http://www.scribd.com/doc/53406577/Rudi-Analisis-Unsur

 

ini file lengkapnya, langsung bis di donlot gan..

Unsur dan Senyawaan Nitrogen

Unsur dan Senyawaan Hidrogen

BAB I PENDAHULUAN  

Hidrogen berasal dari bahasa yunani kuno (hydro=air, dan genes=pembentukan). Hidrogen telah digunakan bertahun-tahun sebelum akhirnya dinyatakan sebagai unsur yang unik oleh Cavendish di tahun 1776.

Dinamakan hidrogen oleh Lavoisier, hidrogen adalah unsur yang terbanyak dari semua unsur di alam semesta. Elemen-elemen yang berat pada awalnya dibentuk dari atom-atom hidrogen atau dari elemen-elemen yang mulanya terbuat dari atom-atom hidrogen.

Hidrogen diperkirakan membentuk komposisi lebih dari 90% atom-atom di alam semesta (sama dengan tiga perempat massa alam semesta). Di bumi hidrogen terdapat sebagai air (11,1%), hidrocarbon atau yang disebut gas alam (25%), minyak bumi (14%), karbo hidrat (6%). Unsur ini ditemukan di bintang-bintang dan memainkan peranan yang penting dalam memberikan sumber energi jagat raya melalui reaksi proton-proton dan siklus karbon-nitrogen. Proses fusi atom-atom hidrogen menjadi helium di matahari menghasilkan jumlah energi yang sangat besar.

Hidrogen dapat dipersiapkan dengan berbagai cara:

  • Uap dari elemen karbon yang dipanaskan
  • Dekomposisi beberapa jenis hidrokarbon dengan energi kalor
  • Reaksi-reaksi natrium atau kalium hidroksida pada aluminium
  • Elektrolisis air
  • Pergeseran asam-asam oleh metal-metal tertentu

Hidrogen dalam bentuk cair sangat penting untuk bidang penelitian suhu rendah (cryogenics) dan studi superkonduktivitas karena titik cairnya hanya 20 derajat di atas 0 Kelvin.

 

Hidrogen adalah komponen utama planet Jupiter dan planet-planet gas raksasa lainnya. Karena tekanan yang luar biasa di dalam planet-planet tersebut, bentuk padat hidrogen molekuler dikonversi menjadi hidrogen metalik.

Di tahun 1973, ada beberapa ilmuwan Rusia yang bereksperimen memproduksi hidrogen metalik pada tekanan 2.8 megabar. Pada titik transisi, berat jenisnya berubah dari 1.08 menjadi 1.3 gram/cm3. Satu tahun sebelumnya di Livermore, California, satu grup ilmuwan juga memberitakan eksperimen yang hampir sama di mana fenomena yang mereka amati terjadi pada titik tekanan-volume yang berpusar pada 2 megabar. Beberapa prediksi mengemukakan bahwa hidrogen metalik mungkin metastable. Yang lainnya memprediksikan hidrogen mungkin berupa superkonduktor di suhu ruangan.

Walau hidrogen adalah benda gas, kita sangat jarang menemukannya di atmosfer bumi. Gas hidrogen yang sangat ringan, jika tidak terkombinasi dengan unsur lain, akan berbenturan dengan unsur lain dan terkeluarkan dari lapisan atmosfer. Di bumi hidrogen banyak ditemukan sebagai senyawa (air) di mana atom-atomnya bertaut dengan atom-atom oksigen. Atom-atom hidrogen juga dapat ditemukan di tetumbuhan, petroleum, arang, dan lain-lain. Sebagai unsur yang independen, konsentrasinya di atmosfer sangat kecil (1 ppm by volume). Sebagai gas yang paling ringan, hidrogen berkombinasi dengan elemen-elemen lain,  kadang-kadang secara eksplosif  untuk membentuk berbagai senyawa.

Hidrogen banyak digunakan untuk mengikat nitrogen dengan unsur lain dalam proses Haber (memproduksi amonia) dan untuk proses hidrogenasi lemak dan minyak. Hidrogen juga digunakan dalam jumlah yang banyak dalam produksi methanol, di dealkilasi hidrogen (hydrodealkylation), katalis hydrocracking, dan sulfurisasi hidrogen. Kegunaan-kegunaan lainnya termasuk sebagai bahan bakar roket, memproduksi asam hidroklorida, mereduksi bijih-bijih besi dan sebagai gas pengisi balon. Daya angkat 1 kaki kubik gas hidrogen sekitar 0.07 lbf pada suhu 0 derajat Celsius dan tekanan udara 760 mm Hg.

Hidrogen berbentuk gas. Dalam keadaan yang normal, gas hidrogen merupakan campuran antara dua molekul, yang dinamakan ortho- dan para- hidrogen, yang dibedakan berdasarkan spin elektron-elektron dan nukleus.

Hidrogen normal pada suhu ruangan terdiri dari 25% parahidrogen dan 75% ortho-hidrogen. Bentuk ortho tidak dapat dipersiapkan dalam bentuk murni. Karena kedua bentuk tersebut berbeda dalam energi, sifat-sifat kebendaannya pun juga berbeda. Titik-titik lebur dan didih parahidrogen sekitar 0.1 derajat Celcius lebih rendah dari hidrogen normal.


 

BAB II SIFAT FISIKA DAN SIFAT KIMIA GAS HIDROGEN

Sifat Fisika

Nomor Atom

1

Massa Atom

1,008

Titik Didih (oC)

-252.6oC

Titik Lebur (oC)

-259.2oC

Energi Ionisasi (KJ/Mol)

1310

Susunan Atom

1 proton + 1 elektron

Jari-jari Atom (nm)

0,037

Isotop

11H , 12H , 13H

Potensial Elektroda

0

Potensial Iobisasi (kJ/mol)

56.9 kJ/mol

          

 Sifat Kimia

Pada suhu dan tekanan standar, hidrogen tidak berwarna, tidak berbau, bersifat non logam, bervalensi tunggal, dan merupakan gas diatomik yang sangat mudah terbakar.  Dengan massa atom 1,00794 amu, hidrogen adalah unsur teringan di dunia.

Kelarutan dan karakteristik hidrogen dengan berbagai macam logam merupakan subyek yang sangat penting dalam bidang metalurgi (karena perapuhan hidrogen dapat terjadi pada kebanyakan logam ) dan dalam riset pengembangan cara yang aman untuk meyimpan hidrogen sebagai bahan bakar. Hidrogen sangatlah larut dalam berbagai senyawa yang terdiri dari logam tanah nadir dan logam transisidan dapat dilarutkan dalam logam kristal maupun logam amorf. Kelarutan hidrogen dalam logam disebabkan oleh distorsi setempat ataupun ketidakmurnian dalam kekisi hablur logam.

 

 

Hidrida

Istilah hidrida dipakai untuk menyatakan bahwa bilangan oksidasi hydrogen yang bereaksi dengan unsur yang lain adalah -1 dan dinotasikan sebagai H-. Beberapa contoh senyawa hidrida adalah LiH, NaH, LiAlH4, BeH2 dan lainnya. Ikatan dalam senyawa hidrida dapat bersifat kovalen hingga sangat bersifat ionic dan hidrida ini bisa menjadi bagian molekul, oligomer, polimer, padatan ion, layer dalam absorbsi kimia, atau bahkan menjadi bagian dari suatu logam. Hidrida bereaksi sebagai basa lewis dan bersifat sebagai reduktor dan bisa juga bisa bereaksi dengan radikal hydrogen dan proton. Berbagai macam unsur dapat membentuk hidrida dan sekarang menjadi subyek penelitian yang penting untuk menemukan logam yang dapat menyimpan hydrogen untuk pembangkit listrik atau baterai. Hidrida juga memerankan peranan yang penting dalam sintesis senyawa organic disebabkan bersifat sebagai reduktor.

Hidrida merupakan nama yang diberikan untuk ion negatif hidrogen H. Walaupun ion ini tidak akan ada tanpa kondisi yang khusus, istilah hidrida digunakan secara luas untuk menyebut sebuah senyawa hidrogen dengan unsur lain, terutama untuk unsur golongan 1–16. Senyawa-senyawa yang dibentuk oleh hidrogen sangatlah banyak, melebihi senyawa yang dapat dibentuk oleh unsur lain.

Berbagai macam hidrida logam sedang dikaji untuk digunakan sebagai penyimpan hidrogen dalam sel bahan bakar mobil listrik dan dalam baterai. Golongan hidrida 14 sangatlah penting dalam teknologi penyimpanan energi listrik dalam baterai. Ia juga memiliki peran yang penting dalan kimia organik sebagai reduktor kuat.

Setiap unsur dalam tabel periodik (kecuali beberapa gas mulia) dapat membentuk satu atau lebih hidrida. Senyawa-senyawa ini dapat diklasifikasikan ke dalam tiga kelompok menurut sifat-sifat ikatan kimianya:

  • Hidrida salin, yang mempunyai sifat-sifat ionik secara signifikan
  • Hidrida kovalen, yang meliputi hidrokarbon dan senyawa lainnya
  • Hidrida interstitial (selitan), yang mempunyai ikatan logam.

 

Terkecuali elektrida, ion hidrida merupakan anion paling sederhana yang dapat terbentuk, yakni terdiri dari dua elektron dan sebuah proton. Hidrogen memiliki afinitas elektron yang cukup rendah, 72.77 kJ/mol, sehingga hidrida bersifat sangat basa dan tidak akan ditemukan dalam larutan. Walaupun demikian, reaksi yang melibatkan hidrida dalam larutan tetap ada, sama seperti proton yang sangat asam sehingga tidak bisa ditemukan dalam larutan. Reaktivitas ion hidrida hipotetis didominasi oleh protonasi eksotermik, menghasilkan dihidrogen:

H + H+ → H2; ΔH = −1676 kJ/mol

Oleh karena itu, ion hidrida merupakan salah satu basa paling kuat yang dikenal. Ia akan menarik proton dari hampir seluruh senyawa yang mengandung hidrogen. Afinitas elektron hidrogen yang rendah dan ikatan H–H bond (∆HBE = 436 kJ/mol) yang kuat berarti ion hidrida juga merupakan reduktor yang kuat:

H2 + 2e ⇌ 2H; Eo = −2.25 V

 

Hidrokarbon

Dalam bidang organic senyawa hidrokarbon didefinisikan sebagai senyawa yang pada dasarnya terdiri dari hydrogen dan karbon, akan tetapi pengertian ini semakin meluas disebabkan beberapa hidrokarbon juga mengandung unsur lain seperti fosfor, nitrogen, belerang dan bahkan logam (organometalik). Golongan hidrokarbon sangat luas diantaranya alkana, alkena, alkuna, alkohol, ester, asam karboksilat, aldehid, keton, amida, senyawa aromatic dan berbabagai macam makromolekul seperti golongan proten, dan karbohidrat.

Umumnya hidrokarbon merupakan sumber energi utama yang ada di bumi akan tetapi dengan pertimbangan kondisi bumi saat ini maka penggunaan energi ini mulai sedikit-demi sedikit dialihkan ke sumber energi yang ramah lingkunga. Hidrokarbon juga merupakan sumber atau bahan dasar untuk membuat berbagai macam senyawa organic yang lain misalnya industru petrokimia menjadi dasar untuk pembuatan senyawa kimia yang lain.

 

 

 

Hidrogen Halida

Hidrogen halida adalah senyawa kimia yang dihasilkan dari reaksi antara hydrogen dengan unsur halide yaitu golongan 7 misalnya HF, HCl, HBr, dan HI. Senyawa HAt jarang ditemukan di alam dan bersifat tidak stabil. Senyawa hydrogen halide (HX) bersifat asam disebabkan kecenderungan mereka melepaskan H+ dalam larutan. Kecuali HF maka hydrogen halide yang lain adalah asam kuat. Dalam larutan sesama molekul halide dapat membentuk ikatan hydrogen dimana ikatan ini menyebabkan beberapa senyawa memiliki titik didih yang lebih tinggi dari yang diperkirakan. Kecenderungan hidrogen bereaksi dengan halide ini disebakan mereka memiliki perbedaan kelektronegatifitas yang cukup besar. Berikut perbandingan ukuran atom dan momen dipole beberapa hydrogen halide.

Air merupakan oksida dari hydrogen dengan rumus H2O dan air menjadi molekul yang paling banyak terdapat di bumi. Di alam air terdapat dalam tiga wujud yaitu cair, padat, dan gas, tidak bewarna, dan berbau. Terdapat banyak sekali senyawa kimia yang larut dalam air sehingga tidak dipungkiri air merupakan pelarut yang paling banyak dipakai. Air juga merupakan senyawa yang penting bagi kehidupan manusia dan makhluk lain yang ada dibumi bisa dibayangkan kehidupan makhluk hidup tanpa air bukan?

Molekul air memiliki dua atom hydrogen dan satu atom Oksigen yang terikat secara kovalen. Oksigen mengikat hydrogen dengan kuat disebabkan oksigen memiliki elektronegatifitas yang tinggi sehingga dihasilkan kutub positif dan negative dalam molekul air sehingga hal ini menyumbangkan bahwa molekul air memiliki momen dipole. Sesama molekul air dapat membentuk ikatan hydrogen sehingga meningkatkan titik didih air. Air dapat didiskripsikan sebagai molekul yang memiliki kepolaran sehingga dapat terdeprotonasi dengan reaksi:

2 H2O (l)  H3O+ (aq) + OH? (aq)

Konstanta disosiasi ini atau Kw adalah 10-14 pada 25 C.

 

 

 

 

Senyawa kovalen dan Senyawa Organik

Hidrogen dapat membentuk saenyawa yang lebih elektronegatif seperti halogen (F, Cl, Br, I); dalam senyawa ini hidrogen memiliki muatan parsial positif. Ketika berikatan dengan fluoroksigen ataupun nitrogen, hidrogen dapat berpartisipasi dalam bentuk ikatan non-kovalen yang kuat, yang disebut dengan ikatan hidrogen yang sangat penting untuk menjaga kestabilan kebanyakan molekul biologi. Hidrogen juga membentuk senyawa dengan unsur yang kurangelektronegatif seperti logam dan metaloid, yang mana hidrogen memiliki muatan parsial negatif. Senyawa ini dikenal dengan nama hidrida.

Hidrogen membentuk senyawa yang sangat banyak dengan karbon. Oleh karena asosiasi senyawa itu dengan kebanyakan zat hidup, senyawa ini disebut sebagai senyawa organik. Studi sifat-sifat senyawa tersebut disebut kimia organic dan studi dalam konteks kehidupan organisme dinamakan biokimia.Pada beberapa definisi, senyawa “organik” hanya memerlukan atom karbon untuk disebut sebagai organik. Namun kebanyakan senyawa organik mengandung atom hidrogen. Dan oleh karena ikatan ikatan hidrogen-karbon inilah yang memberikan karakteristik sifat-sifat hidrokarbon, ikatan hidrogen-karbon diperlukan untuk beberapa definisi dari kata “organik” di kimia.

Dalam kimia anorganik, hidrida dapat berperan sebagai ligan penghubung yang menghubungkan dua pusat logam dalam kompleks berkoordinasi. Fungsi ini umum ditemukan pada unsur golongan 13, terutama pada kompleks borana (hidrida boron) dan aluminium serta karborana yang bergerombol.

 

Proton dan Asam

Oksidasi H2 secara formal menghasilkan proton H+. Spesies ini merupakan topik utama dari pembahasan asam, walaupun istilah proton digunakan secara longgar untuk merujuk pada hidrogen kationik yang positif dan ditandai dengan H+. Proton H+ tidak dapat ditemukan berdiri sendiri dalam laurtan karena ia memiliki kecenderungan mengikat pada atom atau molekul yang memiliki elektron. Untuk menghindari kesalahpahaman akan “proton terlarut” dalam larutan, larutan asam sering dianggap memiliki ion hidronium (H3O+) yang bergerombol membentuk H9O4+. Ion oksonium juga ditemukan ketika air berada dalam pelarut lain.

Walaupun sangat langka di bumi, salah satu ion yang paling melimpah dalam alam semesta ini adalah H3+, dikenal sebagai molekul hidrogen terprotonasi ataupun kation hidrogen triatomik.

 

Hidrida ionik

Pada hidrida ionik atau salin, hidrogen dianggap sebagai pseudohalida. Hidrida salin tidak larut dalam pelarut konvensional, yang merefleksikan struktur nonmolekul senyawa ini. H mempunyai konfigurasi elektron helium yang stabil dengan orbital 12 yang penih. Hidrida ionik juga mempunyai sifat logam elektropositif, biasanya logam alkali atau logam alkali tanah.

Hidrida-hidrida ini disebut sebagai biner jika ia melibatkan dua unsur termasuk hidrogen. Rumus kimia untuk hidrida biner ionik umumnya adalah MH (seperti pada LiH). Semakin tinggi muatan logam meningkat, semakin kovalen ikatan M-H, seperti yang terdapat pada MgH2 dan AlH3. Hidrida ionik umumnya ditemukan sebagai reagen basa dalam sintesis organik:

C6H5C(O)CH3 + KH → C6H5C(O)CH2K + H2

Reaksi seperti ini heterogen karena KH tidak larut. Pelarut yang umumnya digunakan dalam reaksi seperti ini adalah eter. Air tidak dapat digunakan sebagai media hidrida ionik murni atau LAH karena ion hidrida merupakan basa yang lebih kuat daripada hidroksida. Gas hidrogen dilepaskan pada reaksi asam-basa ini:

NaH + H2O → H2 (gas) + NaOH ΔH = −83.6 kJ/mol, ΔG = −109.0 kJ/mol

Hidrida logam alkali bereaksi dengan logam halida. Litium aluminium hidrida (sering disingkat sebagai LAH) didaptakan dari reaksi LiH dengan aluminium klorida.

4 LiH + AlCl3 → LiAlH4 + 3 LiCl

 

 

Hidrida kovalen

Pada hidrida kovalen, hidrogen berikatan secara kovalen dengan unsur yang lebih positif, seperti pada unsur boron, aluminium, dan unsur golongan 4-7 serta berilium. Senyawa yang umumnya ditemukan meliputi hidrokarbon dan amonia. Hidrida kovalen netral yang berupa molekul biasanya mudah menguap pada suhu kamar dan tekanan atmosfer. Beberapa hidrida kovelan tidak mudah menguap karena hidrida tersebut bersifat polimerik, seperti pada hidrida aluminium dan berilium. Dengan menggantikan beberap atom hidrogen pada senyawa ini dengan ligan yang lebih besar, bisa didapatkan turunan senyawa molekuler. Sebagai contoh, diisobutilaluminium hidrida (DIBAL) terdiri dari duan pusat aluminium yang berjembatan dengan ligan hidrida. Hidrida yang larut dalam pelarut umum sering digunakan dalam sintesis organik, misalnya natrium borohidrida (NaBH4), litium aluminium hidrida.

 

Kompleks hidrido logam transisi

 

Hidrida logam transisi

Kebanyakan kompleks logam transisi membentuk senyawa yang mengandung satu atau lebih ligan hidrida. Biasanya senyawa ini dibahas dalam konteks kimia organologam. Senyawa ini merupakan zat antara dalam banyak proses industrik yang bergantung pada katalis logam, seperti pada hidroformilasi, hidrogenasi, dan hidrodesulfurisasi.

Deprotonasi kompleks dihidrogen menghasilkan hidrida logam.

Dua contoh terkenal dari hidrida logam transisi adalah HCo(CO)4 dan H2Fe(CO)4. Kedua hidrida tersebut bersifat asam. Anion [ReH9]2− adalah contoh langka hidrida logam molekuler.

 

Hidrida interstitial logam transisi

Secara struktural berhubungan dengan hidrida salin, logam transisi membentuk hidrida biner yang sering kali bersifat non-stoikiometrik, dengan jumlah atom hidrogen yang bervariasi dalam kekisi kristalnya, di mana mereka dapat bermigrasi melalui kekisi ini. Dalam teknik material, fenomena perapuhan hidrogen disebabkan oleh hidrida interstitial. Paladium menyerap sejumlah volume hidrogen yang 900 kali lebih besar dari dirinya sendiri pada suhu kamar, membentuk paladium hidrida. Gas hidrogen yang dilepaskan proposional terhadap temperatur dan tekanan, namun tidak terhadap komposisi kimia.

Hidrida interstitial menunjukkan beberapa potensi sebagai penyimpan hidrogen yang aman. Selama 25 tahun, banyak hidrida interstitial yang dikembangkan yang dapat menyerap dan melepaskan hidrogen pada temperatur kamar dan tekanan atmosfer. Namun aplikasi hidrida ini sangatlah terbatas, karena hanya dapat menyimpan hidrogen sekitar 2% beratnya.


 

BAB III ISOTOP HIDROGEN DAN IKATAN HIDROGEN

 

Isotop Hidrogen

Isotop adalah unsur yang memiliki nomor atom yang sama, tatapi massanya berbeda. Perbedaan tersebut terjadi karena jumlah neutron berbeda.

Hidrogen di alam memiliki 3 isotop yaitu 1H, 2H, dan 3H.

  • 1H adalah isotop hidrogen dengan kelimpahan yang paling melimpah dimana kelimpahannya adalah 99,98%. Oleh karena isotop ini memiliki 1 proton dan 1 elektron maka nama lainnya adalah protium.
  •  2H, yang dikenal dengan nama Deuterium dengan intinya terdiri dari 1 proton dan 1 neutron. Deuterium bukanlah radioaktif dan tidak berbahaya. Isotop ini dipakai sebagai penanda dalam sintesis senyawa organik. Deuterium dalam bentuk 2H2O sering juga dipakai sebagai pendingin dalam reaktor nuklir dan juga dipakai untuk reaksi fusi.
  • 3H disebut sebagai Tritium yang mengandung 2 neutron dan 1 proton dalam intinya dan bersifat radioaktif dan meluruh menjadi Helium-3 dengan memancarkan sinar beta. Tritium banyak digunakan sebagai pelacak dalam bidang geokimia dan juga sebagai penanda dalam eksperimen kimia maupun biologi.

 

Hidrogen molekuler merupakan diatomik dan ada di dua bentuk dimana disebut dengan ortho dan para. Dalam ortho, spin inti hidrogen mempunyai direksi yang sama, dimana hidrogen para spin inti hidrogen saling bertolak belakang. Dalam temperatur ruang dan diatas temperatur ruang hidrogen luar biasa, perbandingan ortho dan para dalamn campuran yang seimbang adalah 3:1. Variasi perbandingan keseimbangan dengan temperatur, persentasi dari bentuk para meningkat dengan menurunnya temperatur. Konversi satu bentuk ke bentuk yang lain sangat lambat, kecuali bila ditambahkan dengan adanya suatu katalis tertentu. Kekurangan dari katalis, hidrogen para berupa seperti gas tidak berubah untuk beberapa minggu pada temperatur yang tetap, perubahan bentuk pada campuran yang seimbang dikatalis dengan substansi paramagnetik. Sifat fisik dari 2 macam hidrogen berbeda, seperti ditunjukkan pada tabel berikut:

 

H2 biasa

Para

Ortho

m.p (oK)

13,95

13,83

13,99

b.p (oK) pada 760mm

20,39

20,26

20,43

     

Ikatan Hidrogen

Ikatan hidrogen adalah sejenis gaya tarik antarmolekul yang terjadi antara dua muatan listrik parsial dengan polaritas yang berlawanan. Walaupun lebih kuat dari kebanyakan gaya antarmolekul, ikatan hidrogen jauh lebih lemah dari ikatan kovalen dan ikatan ion. Dalam makromolekul seperti protein dan asam nukleat, ikatan ini dapat terjadi antara dua bagian dari molekul yang sama. dan berperan sebagai penentu bentuk molekul keseluruhan yang penting.

Ikatan hidrogen terjadi ketika sebuah molekul memiliki atom N, O, atau F yang mempunyai pasangan elektron bebas (lone pair electron). Hidrogen dari molekul lain akan berinteraksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi mulai dari yang lemah (1-2 kJ mol-1) hingga tinggi (>155 kJ mol-1).

Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh perbedaan elektronegativitas antara atom-atom dalam molekul tersebut. Semakin besar perbedaannya, semakin besar ikatan hidrogen yang terbentuk.

Ikatan hidrogen mempengaruhi titik didih suatu senyawa. Semakin besar ikatan hidrogennya, semakin tinggi titik didihnya. Namun, khusus pada air (H2O), terjadi dua ikatan hidrogen pada tiap molekulnya. Akibatnya jumlah total ikatan hidrogennya lebih besar daripada asam florida (HF) yang seharusnya memiliki ikatan hidrogen terbesar (karena paling tinggi perbedaan elektronegativitasnya) sehingga titik didih air lebih tinggi daripada asam florida.

Aturan keperiodikan dari senyawa golongan VA, VIA, VIIA untuk titik didih mengalami penyimpangan atau anomali.

 

Titik didih : H2O>H2S<H2Se<H2Te

                   HF>HCl<HBr<HI

                   NH3>PH3<AsH3<SbH3

 

Sifat sifat Ikatan Hidrogen

  1. Wujud cair, ikatan hidrogen antara satu molekul H2O dengan molekul H2O yang lain mudah putus, akibat gerak termal atom-atom H dan O.  Namun dapat tersambung dengan molekul H2O yang letaknya relatif lebih jauh.
  2. Wujud padat, ikatan hidrogennya lebih stabil karena energi termalnya lebih rendah dari energi ikat hidrogen : kristal es (suhunya lebih rendah).

 

 

 

BAB IV PEMBUATAN HIDROGEN

 

Ada beberapa metode pembuatan gas hidrogen yang telah kita kenal. Namun semua metode pembuatan tersebut prinsipnya sama, yaitu memisahkan hidrogen dari unsur lain dalam senyawanya.

Tiap-tiap metode memiliki keunggulan dan kekurangan masing-masing. Tetapi secara umum parameter yang dapat dipertimbangkan dalam memilih metode pembuatan H2 adalah biaya, emisi yang dihasilkan, kelaikan secara ekonomi, skala produksi dan bahan baku.

 

Steam Reforming

Dalam proses ini, gas alam seperti metana, propana atau etana direaksikan dengan steam (uap air) pada suhu tinggi (700~1000oC) dengan bantuan katalis, untuk menghasilkan hidrogen, karbon dioksida (CO2) dan karbon monoksida (CO). Sebuah reaksi samping juga terjadi antara karbon monoksida dengan steam, yang menghasilkan hidrogen dan karbon dioksida. Persamaan reaksi yang terjadi pada proses ini adalah:

CH4 + H2O –> CO + 3H2

CO + H2O –> CO2 + H2

Gas hidrogen yang dihasilkan kemudian dimurnikan, dengan memisahkan karbon dioksida dengan cara penyerapan.

Saat ini, steam reforming banyak digunakan untuk memproduksi gas hidrogen secara komersil di berbagai sektor industri, diantaranya industri pupuk dan hidrogen peroksida (H2O2). Akan tetapi metode produksi seperti ini sangat tergantung dari ketersediaan gas alam yang terbatas, serta menghasilkan gas CO2, sebagai gas efek rumah kaca.

 

Gasifikasi Biomasa

Metode yang kedua adalah gasifikasi biomasa atau bahan alam seperti jerami, limbah padat rumah tangga atau kotoran. Di dalam prosesnya, bahan-bahan tadi dipanaskan pada suhu tinggi dalam sebuah reaktor. Proses pemanasan ini mengakibatkan ikatan molekul dalam senyawa yang ada menjadi terpecah dan menghasilkan campuran gas yang terdiri dari hidrogen, karbon monoksida dan metana.

Selanjutnya dengan cara yang sama seperti pada steam reforming, metana yang dihasilkan diubah menjadi gas hidrogen.

Gasifikasi biomasa atau bahan organik memiliki beberapa keunggulan, antara lain menghasilkan lebih sedikit karbon dioksida, sumber bahan baku yang berlimpah dan terbarukan, bisa diproduksi di hampir seluruh tempat di dunia serta biaya produksi yang lebih murah.

Gasifikasi Batu Bara

Gasifikasi batu bara merupakan metode pembuatan gas hidrogen tertua. Biaya produksinya hampir dua kali lipat dibandingkan dengan metode steam reforming gas alam. Selain itu, cara ini pula menghasilkan emisi gas buang yang lebih signifikan. Karena selain CO2 juga dihasilkan senyawa sulfur dan karbon monoksida.

Melalui cara ini, batu bara pertama-tama dipanaskan pada suhu tinggi dalam sebuah reaktor untuk mengubahnya menjadi fasa gas. Selanjutnya, batu bara direaksikan dengan steam dan oksigen, yang kemudian menghasilkan gas hidrogen, karbon monoksida dan karbon dioksida.

 

Elektrolisa Air (H2O)

Elektrolisa air memanfaatkan arus listrik untuk menguraikan air menjadi unsur-unsur pembentuknya, yaitu H2 dan O2. Gas hidrogen muncul di kutub negatif atau katoda dan oksigen berkumpul di kutub positif atau anoda.

Hidrogen yang dihasilkan dari proses electrolisa air berpotensi menghasilkan zero emission, apabila listrik yang digunakan dihasilkan dari generator listrik bebas polusi seperti energi angin atau panas matahari.

Namun demikian dari sisi konsumsi energi, cara ini memerlukan energi listrik yang cukup besar.

Hidrogen dapat dibuat dari proses elektrolisis air dengan menggunakan suplai energi yang dapat diperbaharuhi misalnya angina, hydropower, atau turbin. Dengan cara elektrolisis maka produksi yang dijalankan tidak akan menghasilkan polusi. Proses elektrolisis menjadi salah satu proses yang memiliki nilai ekonomi yang urah dibandingkan dengan menggunakan bahan baku hidrokarbon. Salah satu teknik elektrolisis yang mendapatkan perhatian cukup tinggi adalah “elektrolisis dengan menggunakan tekanan tinggi” dalam teknik ini elektrolisis dijalankan untuk menghasilkan gas hydrogen dan oksigen dengan tekanan sekitar 120-200 Bar. Teknik lain adalah dengan dengan menggunakan “elektrolisis temperature tinggi” dengan teknik ini konsumsi energi untuk proses elektrolisis sangat rendah sehingga bisa meningkatkan efisiensi hingga 50%. Proses elektrolisis dengan menggunakan metode ini biasanya digabungkan dengan instalasi reactor nuklir disebabkan karena bila menggunakan sumber panas yang lain maka tidak akan bisa menutup biaya peralatan yang tergolong cukup mahal.

 

Skala Laboratorium

a)         Dalam skala laboratorium hidrogen biasanya dibuat dari hasil samping reaksi tertentu misalnya mereaksikan logam dengan asam seperti mereaksikan antara besi dengan asam sulfat.

                Fe(s)  + H2SO4(aq) →FeSO4(aq)  + H2(g)

 

b)      Sejumlah kecil hidrogen dapat juga diperoleh dengan mereaksikan kalsium hidrida dengan air. Reaksi ini sangat efisien dimana 50% gas hidrogen yang dihasilkan diperoleh dari air.

                CaH2(s)  + 2 H2O(l) → Ca(OH)2(aq)  + 2 H2(g)

c)      Elektrolisis air juga sering dipakai untuk menghasilkan hidrogen dalam skala laboratorium, arus dengan voltase rendah dialirkan dalam air kemudian gas oksigen akan terbentuk di anoda dan gas hydrogen akan terbentuk di katoda.

                2 H2O(l) → 2 H2(g)    +  O2(g)

 

Skala industri

Dalam skala industri hidrogen dapat dibuat dari hidrokarbon, dari produksi secara biologi melalui bantuan alga dan bakteri, melalui elektrolisis, ataupun termolisis. Produksi hidrogen dari hidrokarbon masih menjadi primadona disebabkan dengan metode ini biasa dihasilkan hidrogen dalam jumlah yang melimpah sehingga metode yang lain perlu dikembangkan lagi akar meningkatkan nilai ekonomi hidrogen.

 

Pembuatan Hidrogen dari Hidrokarbon

Hidrogen dapat dibuat dari gas alam dengan tingkat efisiensi sekitar 80% tergantung dari jenis hidrokarbon yang dipakai. Pembuatan hydrogen dari hidrokarbon menghasilkan gas CO2, sehingga CO2 ini dalam prosesnya dapat dipisahkan. Produksi komersial hydrogen menggunakan proses “steam reforming” menggunakan methanol atau gas alam dan menghasilkan apa yang disebut sebagai syngas yaitu campuran gas H2 dan CO.

CH4  +  H2O → 3H2 + CO  + 191,7 kJ/mol

Panas yang dibutuhkan oleh reaksi diperoleh dari pembakaran beberapa bagian methane. Penambahan hasil hydrogen dapat diperoleh dengan menambahkan uap air kedalam gas hasil reaksi yang dialirkan dalam reactor bersuhu 130 C.

CO  + H2O → CO2  + H2  – 40,4 kJ/mol

Reaksi yang terjadi adalah pengabilan oksigen dari molekul air ke CO untuk menjadi CO2. Reaksi ini menghasilkan panas yang dapat dipakai untuk menjaga suhu reactor..

 

Pembuatan hidrogen melalui proses biologi

Beberapa macam alga dapat menghasilkan gas hydrogen sebagai akibat proses metabolismenya. Produksi secara biologi ini dapat dilakukan dalam bioreactor yang mensuplay kebutuhan alga seperti hidrokarbon dan dari hasil reaksi menghasilkan H2 dan CO2 Dengan menggunakan metode tertentu CO2 dapat dipisahkan sehingga kita hanya mendapatkan gas H2 nya saja.

 

 

 

 

Dekomposisi air dengan gelombang radio

Dengan menggunakan gelombang radio maka kita dapat menghasilkan hydrogen dari air laut dengan dasar proses dekomposisi. Jika air ini diekspos dengan sinar terpolarisasi dengan frekuensi 13,56 MHz pada suhu kamar maka air laut dengan konsentrasi NaCl antara 1-30% dapat terdekomposisi menjdi hydrogen dan oksigen.

 

Termokimia

Terdapat lebih dari 352 proses termokimia yang dapat dipakai untuk proses splitting atau termolisis dengan cara ini kita tidak membutuhkan arus listrik akan tetapi hanya sumber panas. Beberapa proses termokimia ini adalah CeO2 / Ce2O3, Fe3O4/FeO, S-I, Ce-Cl, Fe,Cl dan lainnya. Reaski yang terjdi pada proses ini adalah:

2H2O → 2H2 + O2

BAB V PENGGUNAAN HIDROGEN

 

Hidrogen dapat digunakan untuk berbagai keperluan, anatar lain sebagai berikut.

  • Dalam penyelidikan ilmu cuaca dan kosmis, dipergunakan sebagai bahan pengisi balon udara karena massanya yang ringan.
  • Dalam pembuatan amoniak ( proses haber )

 

                                                     N2(g)+3H2(g)2NH3

  • Pembuatan asam nitrat
  • Pembuatan “petrolium”

Batubara diubah menjadi minyak hidro karbon, kemudian disuling menjadi bensin dan minyak pelumas.

 

  • Dalam industri margarin, pemasakn lemak dan sabun. Lemak yang boleh dimakan seperti margarin dapat dibuat dari minyak tanaman dengan mengerjakannya bersama hidrogen di bawah tekanan dan adanya katalisator nikel pada suhu 200 ° C.
  • Hidrogen diperlukan pada peniup api oksi – hidrogen guna penyambungan atau peleburan logam.
 

 

  • Dalam industri amoniak dan persenyawaan nitrogen yang lain, yang diperlukan bagi penyediaan pupuk pertanian, bahan peledak, dan dalam industri plastk.

 

  • Dalam industri HCl dan asam klorida secara sintesis serta dalam industri kimia organik.

 

  • Hidrogen cair dipergunakan sebagai bahan bakar dalam industri peroketan, seperti pada roket – roket ruang angkasa Amerika Serikat.

 

  • Hidrogen banyak digunakan dalam pemurnian minyak bumi untuk menghilangkan ikatan rangkap karbon – karbon ( yang terdapat dalam hidrokarbon tak jenuh ) menjadi ikatan tunggal / senyawa jenuh.

 

  • Isotop hidrogen 2H digunakan sebagai pendingin pada reaktor nuklir.

 

  • Isotop hidrogen 3H digunakan dalam reaksi fusi nuklir, sebagai penanda dalam geokimia isotop, juga terspesialisasi pada peralatan self-powered ligthing, serta sebagai radiolabel dalam penandaan percobaan kimia.

 

  • H2 cair digunakan di riset kriogenik yang meliputi kajian superkonduktivitas.
  • Hidrogen digunakan sebagai bahan campuran dengan nitrogen ( disebut forming gas )         sebagai gas perunut pendeteksian kebocoran gas yang kecil.
 

 

  • Hidrogen adalah zat aditif ( E949 ) yang diperbolehkan penggunaannya dalam ujicoba kebocoran  makanan dan sebagai antioksidan.

Hidrogen dapat digunakan sebagai baha bakar karena hidrogen dapat terbakar dalam oksigen membentuk air dan menghasilkan energi. Hidrogen bersama oksigen dapat digunakan dalam sel bahan bakar menghasilkan energi listrik.

Gas hidrogen sangat mudah terbakar dan akan terbakar pada konsentrasi serendah 4% H2 di udara bebas. Entalpi pembakaran hidrogen adalah -286 kJ/mol. Hidrogen terbakar menurut persamaan kimia:

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) + 572  kJ (286 kJ/mol)

Ketika dicampur dengan oksigen dalam berbagai perbandingan, hidrogen meledak seketika disulut dengan api dan akan meledak sendiri pada temperatur 560 °C. Lidah api hasil pembakaran hidrogen-oksigen murni memancarkan gelombang ultraviolet dan hampir tidak terlihat dengan mata telanjang. Oleh karena itu, sangatlah sulit mendeteksi terjadinya kebocoran hidrogen secara visual.

Seorang berkebangsaan Inggris yang bernama Sir William Robert Grove, manusia pertama pembuat alat sederhana yang belakangan disebut sebagai fuel cell. Fuel cell yang dibuatnya pada tahun 1839  terdiri atas elektrolit asam, keping platina serta tabung gas oksigen dan hidrogen, dan menggunakan prinsip reaksi balik terbentuknya air, di mana hidrogen dan oksigen akan bereaksi dalam larutan asam dan menghasilkan air dan listrik dengan arus sebesar 12 ampere dan tegangan 1,8 volt. Sel ini kemudian disebut sebagai  Grove`s Battery  atau baterai Grove atau sel Grove.

Hidrogen bukanlah sumber energi (energy source) melainkan pembawa energi (energy carrier), artinya hidrogen tidak tersedia bebas di alam atau dapat ditambang layaknya sumber energi fosil. Hidrogen harus diproduksi. Produksi hidrogen dari H2O merupakan cara utama untuk mendapatkan hidrogen dalam skala besar, tingkat kemurnian yang tinggi dan tidak melepaskan CO2. Kendala utama metode elektrolisis H2O konvensional saat ini adalah efisiensi total yang rendah (-30%), umur operasional  electrolyzer yang pendek dan jenis material yang ada di pasaran masih sangat mahal. Kendala-kendala tersebut membuat hidrogen belum cukup ekonomis untuk dapat bersaing dengan bahan bakar konvensional saat ini.

Kinerja  Hydrogen Fuel Cell serupa seperti aki (accu), hanya saja reaksi kimia penghasil tenaga listrik ini menggunakan hidrogen dan oksigen yg bereaksi dan mengalir seperti aliran bahan bakar melalui sebuah  motor bakar. Namun tidak ada pembakaran dalam proses pembangkit listrik ini.Dengan demikian limbah dari proses ini hanyalah air murni yang aman untuk dibuang.

Secara sederhana proses dapat dijelaskan sebagai berikut::

  • Hidrogen (yang ditampung dalam sebuah tabung khusus) dialirkan melewati anoda, dan oksigen/udara dialirkan pada katoda
  • Pada anoda dengan bantuan katalis platina Pt hidrogen dipecah menjadi bermuatan positif (ion/proton), dan negatif (elektron)
  • Membran di tengah-tengah anoda-katoda kemudian hanya berfungsi mengalirkan proton menyebrang ke katoda
  • Proton yang tiba di katoda bereaksi dengan udara dan menghasilkan air
  • Tumpukan elektron di anoda akan menjadi energi listrik searah yang dapat menyalakan lampu.

Hidrogen apabila digunakan sebagai bahan bakar memiliki beberapa keuntungan, di antaranya:

  1. Suatu cuplikan hidrogen jika dibakar akan menghasilkan energi tiga kali lipat dibandingkan energi yang dihasilkan bensin dengan berat yang sama.
  2. Dalam mesin kendaraan bermotor, hidrogen akan terbakar lebih efisien dibandingkan bahan bakar yang lain.
  3. Bahan bakar hidrogen tidak menimbulkan polusi karena hanya menghasilkan uap air sebagai gas emisinya.
  4. Mesin yang menggunakan bensin mudah diubah agar dapat menggunakan bahan bakar lain.

Penyimpanan hidrogen sebagai bahan bakar dilakukan dengan cara hidrogen dicairkan dan disimpan dalam suhu -253oC. Namun cara ini memerlukan tanki khusus sehingga proses penyimpanan menelan biaya yang mahal. Selain itu, hidrogen dapat juga disimpan dalam tanki bertekanan tinggi atau dalam aliasi logam.

 

 

 

DAFTAR PUSTAKA

 

Achmad, Hiskia. 2001. Kimia Unsur dan Radiokimia . Bandung  : PT. Citra Aditya

Bakti.

http://wanibesak.files.wordpress.com/2011/06/hidrogen-sebagai-bahan-bakar-massa-depan.pdf

Hidayatulloh, DR. Poempida. Bahan Bakar Air

http://kamase.org/2007/09/04/mempersiapkan-si-energi-bersih-hidrogen/

http://neri.inel.gov/ universities_workshop/proceedings/pdfs/electrolysis.pdf

http://prix-terra.com/2011/04/isotop-hidrogen.html

www.chem-is-try.org/tabel_periodik/hidrogen/

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_sma1/kelas-3/sifat-fisika-dan-kimia-gas-hidrogen/

http://wanibesak.wordpress.com/2011/08/22/logam-alkali/ 21.25

 

http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kuliah_web/2007/Rika%20M%20%28040257%29/ikatan%20lhidrogen.htm 20.50

 

oleh esdipangganti  http://esdikimia.wordpress.com/2010/08/13/ikatan-hidrogen-dan-ikatan-van-der-waals/ 20.54

 

oleh Zulfikar  http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-kesehatan/ikatan-kimia/ikatan-hidrogen/ 21.05

 

http://belajarkimia.com/2010/06/hidrogen/ 21.18

 

Logam Transisi

Pendahuluan

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari tentang sifat unsur transisi periode keempat, reaksi kimia dan pengolahan unsur transisi periode keempat, pemanfaatan unsur transisi periode keempat dalam kehidupan sehari-hari, sifat senyawa kompleks yang terbentuk dari berbagai unsur transisi periode keempat, serta penulisan nama senyawa kompleks yang terbentuk.

Unsur transisi periode keempat umumnya memiliki elektron valensi pada subkulit 3d yang belum terisi penuh (kecuali unsur Seng (Zn) pada Golongan IIB). Hal ini menyebabkan unsur transisi periode keempat memiliki beberapa sifat khas yang tidak dimiliki oleh unsur-unsur  golongan utama, seperti sifat magnetik, warna ion, aktivitas katalitik, serta kemampuan membentuk senyawa kompleks. Unsur transisi periode keempat terdiri dari sepuluh unsur, yaitu Skandium (Sc), Titanium (Ti), Vanadium (V), Kromium (Cr), Mangan (Mn), Besi (Fe), Kobalt (Co), Nikel (Ni), Tembaga (Cu), dan Seng (Zn).

Dalam satu periode dari kiri (Sc) ke kanan (Zn), keelektronegatifan unsur hampir sama, tidak meningkat maupun menurun secara signifikan. Selain itu, ukuran atom (jari-jari unsur) serta energi ionisasi juga tidak mengalami perubahan signifikan. Oleh sebab itu, dapat disimpulkan bahwa semua unsur transisi periode keempat memiliki sifat kimia dan sifat fisika yang serupa. Hal ini berbeda dengan unsur utama yang mengalami perubahan sifat yang sangat signifikan dalam satu periode

Unsur transisi periode keempat umumnya memiliki keelektronegatifan yang lebih besar dibandingkan unsur Alkali maupun Alkali tanah, sehingga kereaktifan unsur transisi tersebut lebih rendah bila dibandingkan Alkali maupun Alkali Tanah. Sebagian besar unsur transisi periode keempat mudah teroksidasi (memiliki E°red negatif), kecuali unsur Tembaga yang cenderung mudah tereduksi (E°Cu = + 0,34 V). Hal ini berarti bahwa secara teoritis, sebagian besar unsur transisi periode keempat dapat bereaksi dengan asam kuat (seperti HCl) menghasilkan gas hidrogen, kecuali unsur Tembaga. Akan tetapi, pada kenyataanya, kebanyakan unsur transisi periode keempat sulit atau bereaksi lambat dengan larutan asam akibat terbentuknya lapisan oksida yang dapat menghalangi reaksi lebih lanjut. Hal ini terlihat jelas pada unsur Kromium. Walaupun memiliki potensial standar reduksi negatif, unsur ini sulit bereaksi dengan asam akibat terbentuknya lapisan oksida (Cr2O3) yang inert. Sifat inilah yang dimanfaatkan dalam proses perlindungan logam dari korosi (perkaratan).

Dibandingkan unsur Alkali dan Alkali Tanah, unsur-unsur transisi periode keempat memiliki susunan atom yang lebih rapat (closed packing). Akibatnya, unsur transisi tersebut memiliki kerapatan (densitas) yang jauh lebih besar dibandingkan Alkali maupun Alkali Tanah. Dengan demikian, ikatan logam (metallic bonds) yang terjadi pada unsur transisi lebih kuat. Hal ini berdampak pada titik didih dan titik leleh unsur transisi yang jauh lebih tinggi dibandingkan unsur logam golongan utama. Selain itu, entalpi pelelehan dan entalpi penguapan unsur transisi juga jauh lebih tinggi dibandingkan unsur logam golongan utama.

Unsur transisi periode keempat memiliki tingkat oksidasi (bilangan oksidasi) yang bervariasi. Hal ini disebabkan oleh tingkat energi subkulit 3d dan 4s yang hampir sama. Oleh sebab itu, saat unsur transisi melepaskan elektron pada subkulit 4s membentuk ion positif (kation), sejumlah elektron pada subkulit 3d akan ikut dilepaskan. Bilangan oksidasi umum yang dijumpai pada tiap unsur transisi periode keempat adalah +2 dan +3. Sementara, bilangan oksidasi tertinggi pada unsur transisi periode keempat adalah +7 pada unsur Mangan (4s2 3d7). Bilangan oksidasi rendah umumnya ditemukan pada ion Cr3+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Cu+, dan Cu2+, sedangkan bilangan oksidasi tinggi ditemukan pada anion oksida, seperti CrO42-, Cr2O72-, dan MnO4-.

Sifat-sifat Unsur Transisi

1. Sifat-sifat umum.

Unsur transisi mempunyai siat-sifat khas yang membedakan dari unsure glongan utama, antara lain :

a) Sifat logam, semua unsure transisi tergolong logam dengan titk cair dan titik didih yang relatif tinggi.

b) Bersifat paramegnetik (sedikit tertarik ke dalam medan magnet).

c) Membentuk senyawa-senyawa yang berwarna.

d) Mempunyai beberapa tingkat oksidasi.

e) Membentuk berbagai macam ion kompleks.

f) Berdaya katalitik, banyak unsur transisi atau senyawanya yang berfungsi sebagai katalis, baik dalam proses industri maupun dalam metabolisme.

Zink dan unsur-unsur golongan IIB lainnya (Cd dan Hg) mempunyai titik leleh dan titik didih yang relatif rendah (raksa bahkan adalah satu-satunya logam yang berupa cairan pada suhu kamar); tidak paramagnetik, melainkan bersifat diamagnetik (sedikit ditolak keluar medan magnet); dan senyawa-senyawa tidak berwarna (putih). Zink hanya mempunyai satu tingkat oksidasi, yaitu 2+.

Sifat-sifat khas unsur transisi berkaitan dengan adanya subkulit d yang terisi tidak penuh. Semua unsur transisi periode keempat memenuhi definisi ini, kecuali zink. Pada tingkat oksidasi nol (sebagian unsur) maupun pada tingkat oksidasi +2 (satu-satunya tingkat oksidasi zink), subkulit 3d-nya terisi penuh.

UNSUR

21Sc

22Ti

23V

24Cr

25Mn

26Fe

27Co

28Ni

29Cu

30Zn

Konfigurasi Elektron

[Ar] 3d1 4s2

[Ar] 3d2 4s2

[Ar] 3d3 4s2

[Ar] 3d5 4s1

[Ar] 3d5 4s2

[Ar] 3d6 4s2

[Ar] 3d7 4s2

[Ar] 3d8 4s2

[Ar] 3d10 4s1

[Ar] 3d10 4s2

Massa jenis (g/mL) keelektro-negatifan

Antara 3.4 – 8.92 (makin besar sesuai dengan arah panah)
——————————————————–>
Antara 1.3 – 1.9 (makin besar sesuai dengan arah panah)

Bilangan oksidasi

0;3

0;2; 3;4

0;2;3;
4;5

0;2; 3;6

0;2;3;
4;6;7

0;2;3

0;2;3

0;2;3

0;1;2

0;2

Titik lebur
(oC)

Di atas 1000oC (berbentuk padat)

Energi ionisasi (kJ/mol)

Antara 1872 – 2705 (sukar melepaskan elektron terluarnya)

Jumlah elektron tunggal

Satu

Dua

Tiga

Enam

Lima

Empat

Tiga

Dua

Satu

-

Sifat para-magnetik/ fero-magnetik

Sifat yang disebabkan karena adanya elektron yang tidak berpasangan
(=elektron tunggal)

Makin banyak elektron tunggalnya, makin bersifat feromagnetik

diama-gnetik

Warna ion M2+

-

-

Ungu

Biru

Merah muda

Hijau muda

Merah muda

Hijau

Biru

-

Warna ion M3+

Tak ber-warna

Ungu

Hijau

Hijau

-

Kuning

-

-

-

-

Ion-ion tak berwarna

Sc3+ , Ti4+ , Cu+ , Zn2+

Catatan :

MnO4- = ungu
Cr2O72- = jingga

2. Sifat logam.

Semua unsur transisi periode keempat secara meyakinkan tergolong logam, baik dalam sifat kimia maupun sifat fisis. Semua unsur transisi periode keempat mempunyai energi ionisasi yang relatif rendah (kurang dari 1.000 kJ/mol ) kecuali zink yang energi ionisainya agak besar (906 kJ / mol ). Sifat logam unsur transisi juga dicerminkan oleh harga keelektronegatifannya yang rendah (kurang dari 2). Pada kenyataannya, semua unsur transisi periode keempat membentuk kation tunggal dengan bilangan oksidasi +1, +2, atau +3. pada tingkat oksidasi yang rendah, senyawa unsur transisi bersifat ionik.

Sifat megnet dari suatu zat dapat ditunjukkan dan diukur dengan neraca. Zat yang bersifat diamagnetik akan menunjukkan berat kurang, sedangkan yang bersifat paramagnetik menunjukkan berat lebih. Sifat magnet zat berkaitan dengan konfigurasi elektronnya. Zat yang bersifat paramagnetik mempunyai setidaknya satu elektron tak berpasangan. Semakin banyak elektron tak berpasangan, semakin bersifat paramagnetik. Pengukuran sifat magnet dapat digunakan untuk menentukan jumlah elektron tak berpasangan dalam satu spesi.

3. Sifat magnet.

Unsur transisi periode keempat dan senyawa-senyawanya umumnya bersifat paramagnetik (apabila ditarik kuat ke dalam medan magnet). Feromagnetisme hanya diperlihatkan oleh beberapa logam, yaitu besi, kobal, dan nikel, serta logam-logam campur tertentu.

Logam Transisi Di Alam

Kromium (Cr)

            Kromium merupakan salah satu logam transisi yang pentingm, ditemukan pada tahun 1797 oleh Vauquelin. Krom merupakan logam yang keras, tahan karat, serta memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi. Sepuhan  Kromium banyak digunakan pada peralatan sehari-hari karena lapisan kromium ini sangat indah, keras, dan melindungi logam lain dari kororsi. Kromium juga penting dalam paduan logam dan digunakan dalam pembuatan stainless steel. Senyawa kromium mempunyai warna yang sangat menarik dan digunakan sebagai pigmen seperti kuning krom (timbal(II) kromat) dan hijau krom (kromium(III) hidroksida).

Bijih utama khrom adalah khromit, yang ditemukan di Zimbabwe, Rusia, Selandia Baru, Turki, Iran, Albania, Finlandia, Republik Demokrasi Madagaskar, dan Filipina. Logam ini biasanya dihasilkan dengan mereduksi khrom oksida dengan aluminum. Krom termasuk logam reaktif. Bereaksi dengan oksigen membentuk oksidanya.

2 Cr + 3 O2  2 CrO3

Dalam bidang industri, kromium diperlukan dalam dua bentuk, yaitu kromium murni dan aliansi besi-kromium yang disebut Ferokromium. Tahapan pengekstrakannya adalah sebagai berikut:

  1. Kromium(III) dalam bijih diubah menjadi dikromat(VI).

 

 

 

  1. Reduksi Cr(VI) menjadi Cr(III).

 

 

  1. Reduksi Kromium(III) Oksida dengan aluminium (reaksi termit).

Cr­2O3(S) + 2 Al(s)  Al2O3(s) + Cr(s)

 

Proses ini disebut proses Goldschmit, menghasilkan Kromium dengan kemurnian 97-99%

 

 

Ferokromium diperoleh dengan mereduksi bijih dengan kokas atau silikon dalam tanur listrik.

FeO.Cr2O3 + 4 C(s)  FeCr(s) + 4 CO(g)

 

Kromium (+2)

Logam kromium melarut dalam larutan asak klorida atau asam sulfat membentuk larutan [Cr(H2O)6]2+ yang berwarna biru langit.

Cr(s) + 2 H+(aq)  Cr2+(aq) + H2(g)

Ion Cr2+  dapat juga terbentuk jika larutan kromium(VI)  (misalnya kromat atau dikromat) atau in Cr3+ direduksi oleh seng dan HCl.

Cr2O7 (aq) (jingga)  Cr3+(aq) (hijau/ungu)  Cr2+(aq) (biru langit)

Potensial reduksi Cr3+ menjadi Cr2+ adalah sebesar -0.41 v sehingga ion Cr3+ mudah dioksidasi di udara menjadi Cr3+.

Cr2+(aq) + 4 H+(aq) + O2 (aq)   2 Cr3+(aq) + 2 H2O(l)

Ion Cr2+ dapat bereaksi dengan H+ atau air apabila terdapat katalis berupa serbuk logam.

2Cr2+(aq) + 2H2O(l)  2 Cr3+ (aq) + 2 OH- + H2(g)

2 Cr3+ + 2 H+(aq)  2 Cr3+(aq) + H2(g)

 

 

Kromium (+3)

Ion kromium(III) adalah ion paling stabil di anatra kation logam transisi dengan biloks +3. Dalam larutan, ion ini terdapat sebagai [Cr(H2O)]3+ dan berwarna ungu. Jika H2O diganti dengan ion klorida misalnya, akan terjadi perubahan warna: ion [Cr(H2O)5Cl]2+ berwarna hijau muda, ion [Cr(H2O)4Cl2]+ berwarna hijau tua.

Dengan basa, [Cr(H2O)]3+ akan membentuk Cr2O3.xH2O, endapan gel berwarna hijau muda.

[Cr(H2O)]3+(aq) + OH-(aq) ↔ Cr2O3.xH2O(S)

Dalam basa berlebihan membentuk [Cr(OH)6]3-

 

Kompleks Cr(III) umumnya berwarna hijau baik dalam anion maupun kation. Contoh: [Cr(H2O]3+, [Cr(NH3)6]3+, [CrCl6]3-, [Cr(CN)6]3-. Kompleks-kompleks ini adalah kompleks oktahedral yang bersifat paramagnetik.

Kromium(III) dapat membentuk berbagai kompleks dengan warna yang menarik. Berikut adalah tabel yang menunjukkan kompleks Cr3+ beserta warna-warnanya.

Kompleks

Warna

[Cr(NH3)6]3+

Kuning

[Cr(NH3)5Cl]2+

Merah lembayung

[Cr(NH3)4Cl2]+

Hijau

[Cr(NH3)3Cl3]

Ungu

[Cr(NH3)2Cl4]-

Jingga merah

 

Kromium (+6)

Kromium(VI) oksida bersifat asam sehingga dapat bereaksi dengan basa membentuk ion kromat(VI).

CrO3 + 2OH- (aq)  CrO42-(aq) + H2O(l)

Krom(III) hidroksida dapat dioksidasi oleh Na2O2 menghasilkan ion kromat yang berwarna kuning.

Cr(OH)3 + 3Na2O2 + 2H+ (aq)  2CrO42-(aq) + 6Na+(aq) + 4H2O (l)

 

Pengasaman ion kromat akan menghasilkan ion dikromat yang berwarna jingga.

2CrO42-(aq) + 2H+(aq) ↔ Cr2O72- (aq) + H2O(l)

Ion kromat mempunyai struktur tetrahedral, sedangkan ion dikromat memiliki sturktur tetrahedral rangkap di mana dua atom oksigen bersambungan.

Di dalam larutan terjadi kesetimbangan antara ion kromat dan ion dikromat yang bergantung pada pH larutan.

Dalam larutan asam, ion kromat ataupun dikromat adalah oksidator kuat.

  1. Dalam larutan asam

 Cr2O72- (aq) +  14H+(aq) + 6e  2Cr3+(aq) + 7H2(l)        Eo= +1.33 v

  1. Dalam larutan basa

CrO42-(aq) + 4H2O(l) + 3e  Cr(OH­)4-(aq) + 4OH-(aq)             Eo= -0.13 v

Penggunaan Kromium

Penggunaan kromium sangat terkenal karena penyepuhan kromium (chromium plating) yang memberikan dua sifat, yaitu dekoratif dan sifat keras.

Ferokrom adalah nama aliasi dengan kadar kromium yang tinggi. Ferokrom ini dibuat dengan cara mereduksi kromit dengan karbon dalam tungku listrik yang biasanya digunakan untuk membuat baja kromium.

Larutan K2Cr2O7 atau CrO3 dalam asam sulfat pekat (disebut asam krom) adalah oksidator kuat yang biasanya digunakan untuk mencuci peralatan labiratorium.

 Na2Cr2O7.2H2O dalam jumlah banyal digunakan dalam penyamakan kulit, menghasilkan kulit “samakn kromium”. Dalam hal ini kromium membentuk senyawa yang tidak melarut dalam protein dalam kulit. Senyawa Kromium juga digunakan sebagai pigmen yaitu PbCrO4 (kuning krom) dan Cr2O3(hijau krom).

Perak (Ag)

          Perak (argentum) telah dikenal sejak jaman purba kala. Unsur ini disebut dalam Alkitab. Beberapa tempat buangan mineral di Asia Minor dan di pulau-pulau di Laut Aegean mengindikasikan bahwa manusia telah belajar memisahkan perak dari timah sejak 3000 SM.

            Perak di alam terdapat dalam keadaan bebas atau sebagai Argentite (Ag2S) dan horn silver (AgCl). Logam perak merupakan logam berwarna putih dan merupakan konduktor panas dan listrik yang baik. Unsur ini sangat stabil di udara murni dan air, tetapi langsung ternoda ketika diekspos pada ozon, hidrogen sulfida atau udara yang mengandung belerang.  Senyawa-senyawa Ag umumnya memiliki bilangan oksidasi +1, misalnya AgNO3.

Bijih-bijih timah, timbal-timah, tembaga, emas dan perunggu-nikel merupakan sumber-sumber penting untuk menambang perak. Di dunia belahan barat Meksiko, Kanada, Peru dan Amerika Serikat merupakan negara-negara penghasil perak.

Pembuatan logam Ag dari mineral argentite adalah sebagai berikut:

Ag dalam argentite akan membentuk kompleks yang larut dalam air jika direaksikan dengan sianida.

Ag2S(s) + 4 CN-(aq)  2[Ag(CN)2]-(aq) + S2-(aq)

Kemudian ditambahkan logam Zn sebagai pereduksi agar didapatkan logam perak murni.

Zn(s) + 2[Ag(CN)2]-(aq) + 4OH-(aq)  2Ag(s) + 4CN-(aq) + Zn(OH)42-(aq)

Perak sterling digunakan untuk perhiasan, perabotan perak, dsb. dimana penampakan sangat penting. Campuran logam ini biasanya mengandung 92.5% perak, dengan sisanya tembaga atau logam lainnya. Perak juga merupakan unsur penting dalam fotografi, dimana sekitar 30% konsumsi industri perak digunakan untuk bidang ini. Perak juga digunakan sebagai campuran logam pengganti gigi, solder, kotak listrik, dan baterai perak-timah dan perak-cadmium. Cat perak digunakan untuk membuat sirkuit cetak. Perak juga digunakan untuk produksi kaca dan dapat didepositkan sebagai lapisan pada gelas atau logam lainnya dengan metoda chemical deposition, electrode position atau dengan cara penguapan. Ketika perak baru saja didepositkan, lapisan ini merupakan reflektor cahaya paling baik. Tapi lapisan ini juga cepat rusak dan ternoda dan kehilangan reflektivitasnya. Walau lapisan perak bagus untuk cahaya, ia sangat buruk untuk memantulkan sinar ultraviolet. Silver fulminate, bahan peledak yang kuat, kadang-kadang terbentuk saat pembentukan perak. Silver iodide digunakan untuk membuat hujan buatan. Silver chloride memiliki sifat-sifat optikal yang unik karena bisa dibuat transparan. Silver nitrate, atau lunar caustic, yang merupakan senyawa perak yang penting banyak digunakan di bidang fotografi. Selama beratus-ratus tahun, perak telah digunakan sebagai bentuk pembayaran dalam bentuk koin oleh banyak negara. Belakangan ini sayangnya, konsumsi perak telah jauh melebihi produksi.

Walau unsur perak itu sendiri tidak beracun, banyak senyawa garamnya sangat berbahaya. Exposisi pada perak (baik logam maupun senyawa-senyawanya yang dapat larut) di udara jangan sampai melebihi 0.01 g/m3 (berdasarkan 8 jam berat rata-rata, selama 40 jam per minggu). Senyawa-senyawa perak dapat diserap dalam sistim sirkulasi tubuh dan hasil reduksi perak dapat terdepositkan pada banyak jaringan tubuh. Sebuah kondisi (argyria) dapat menimbulkan pigmen-pigmen abu-abu pada kulit tubuh dan selaput-selaput mucous. Perak memiliki sifat-sifat yang dapat membunuh bakteri tanpa membahayakan binatang-binatang besar.

 

EMAS (AU)

Emas telah diketahui dan dinilai sangat tinggi sejak jaman purba kala. Unsur ini ditemukan di alam sebagai logam tersendiri dan dalam tellurides. Emas tersebar sangat luas dan selalu diasosiasikan dengan quartz atau pyrite.

Emas ditemukan di deposit-deposit veins dan alluvial dan seringnya dipisahkan dari bebatuan dan mineral-mineral lainnya dengan proses penambangan dan panning. Sekitar dua pertiga produksi emas dunia berasal dari Afrika Selatan dan sekitar dua pertiga produksi total Amerika Serikat datang dari negara bagian South Dakota dan Nevada. Logam ini diambil dari bijih-bijihnya dengan berbagai cara: cynaniding, amalgamating, dan smelting. Proses pemurnian juga kerap dilakukan dengan cara elektrolisis. Emas terkandung pula di air laut sekitar 0.1 sampai 2 mg/ton, tergantung dimana sampel air lautnya diambil. Sampai sekarang, belum ditemukan bagaimana cara menambang emas dari air laut yang dapat memberikan untung.

Emas memiliki dua bilangan oksidasi dalam persenyawaannnya, yaitu +1 dan +3. Emas merupakan konduktor panas serta listik yang baik.logam emas murni bersifat lunak, agar keras dicampur dengan logam lain.

Satuan kemurnian emas dinamakan karat. Dalam bahasa Inggris disebut carat. Carat berasal dari kata carob. Biji carob pada awalnya digunakan untuk menyeimbangkan timbangan yang digunakan pada Oriental bazaar. Kadar 24 karat dinyatakan sebagai emas murni. Jadi emas kadar 23 karat berarti tingkat kemurniannya adalah 23/24 X 100% atau sekitar 95,8%.

Untuk mempermudah, sudah tersedia tetapan untuk menentukan karat berdasar kadarnya. Menurut SNI (Standart Nasional Indonesia) – No : SNI 13-3487-2005 standard karat sbb:

 

KARAT KADAR EMAS

24 K = 99,00 – 99,99%

23 K = 94,80 – 98,89%

22 K = 90,60 – 94,79%

21 K = 86,50 – 90,59%

20 K = 82,30 – 86,49%

19 K = 78,20 – 82,29%

18 K = 75,40 – 78,19%

 

Emas murni dapat diperoleh dengan cara pemekatan bijih emas, dilakukan dengan cara flotasi. Kemudian konsetrat diaduk dengan larutan NaCN dan udara.

4Au(s) + 8CN-(aq) + O2(g) + 2H2O(l)  4Au(CN)2-(aq) + 4OH-(aq)+

Kemudian larutan direduksi dengan logam seng (Zn). Emas murni akan mengendap dan dapat dipidahkan.

2Au(CN)2-(aq) + Zn(s)  Zn(CN)42-(aq) + 2Au(s)

Emas tidak termakan oleh udara dan asam, tetapi larut dalam air raja/aquaregia yaitu campuran 1 bagian asam nitrat pekat dengan 3 bagian asam klorida pekat. Reaksi ini menghasilkan kompleks [Au(Cl)4]-.

Au(s) + 4Cl-(aq)+ 3NO3-(aq)+ 6H+(aq)   [Au(Cl)4]-(aq) + 3NO3-(aq) + 3H2O(l)

Emas banyak digunakan untuk membuat koin dan dijadikan sebagai standar moneter di banyak negara. Elemen ini juga banyak digunakan untuk perhiasan, gigi buatan, dan sebagai lapisan. Untuk aplikasi di bidang sains, emas digunakan sebagai lapisan beberapa satelit angkasa dan merupakan reflektor sinar inframerah yang baik.

Senyawa emas yang paling banyak adalah auric chloride danchlorauric acid, yang terakhir banyak digunakan dalam bidang fotografi untuk membuat tinta dan bayangan perak. Emas memiliki 18 isotop; 198Au dengan paruh waktu selama 2.7 hari dan digunakan untuk terapi kanker dan penyakit lainnya. Disodium aurothiomalatediberikan melalui lewat otot (intramuscularly) sebagai terapi arthritis. Emas juga tersedia secara komersil dengan kemurnian 99.9999+%. Titik beku emas pada 1063.0 derajat Celcius selama bertahun-tahun telah digunakan sebagai titik kalibrasi oleh International Temperature Scales (ITS-27 dan ITS-48) dan oleh International Practical Temperature Scale (IPTS-48). Pada tahun 1968, standar IPTS baru (IPTS-68) diadopsi, yang mengubah titik beku emas menjadi 1064.43 derajat Celcius. Berat jenis emas berubah sesuai suhu dan bagaimana logam ini precipitated dan cold-worked.

Terdapat beberapa nama emas berdasarkan jenis logam campurannya:

  • Blue gold, emas dengan campuran besi.
    green gold, emas dengan campuran lebih banyak perak daripada tembaga.
  • Pink Gold atau, campuran 50% emas, 45% tembaga, 5% perak.
  • White gold, emas dengan campuran nikel, seng, tembaga, timah, dan mangan.
  • Yellow gold, campuran 50% emas, 25% perak, dan 25% tembaga.

Selain itu pula terdapat nama nordic gold, suatu campuran logam untuk memberi kesan warna emas, tetapi sama sekali tidak tergolong emas. Umumnya dipakai dalam pembuatan perhiasan atau koin. Komposisinya adalah 89% copper, 5% aluminium, 5% zinc, and 1% tin. dan sama sekali tidak mengandung emas.

Emas untuk perhiasan biasanya dicampur dengan logam lain. Hal ini karena emas murni (100%) sangatlah lunak dan sulit untuk dibentuk. Logam yang biasa digunakan untuk bahan campuran adalah nikel, tembaga, perak, seng, rhodium dan lainnya. Perhiasan dengan kadar emas 80% menyatakan bahwa kandungan emas dalam perhiasan tersebut adalah 80%, sedangkan 20% sisanya berupa logam campuran bukan emas.

 

BESI (Fe)

Besi adalah logam yang berasal dari bijih besi (tambang) yang banyak digunakan untuk kehidupan manusia sehari-hari dari yang bermanfaat sampai dengan yang merusakkan. Dalam tabel periodik, besi mempunyai simbol Fe dan nomor atom 26 berupa logam berwarna putih kepereakan dengan titik lebur 535° C dan titik didih kurang lebih 3.000°C.  jumlah besi terbatas terdapat dalam basalt dan meteroit, dan tersebar dalam bentuk senyawa. Biasanya terdapat dalam bijih oksida dan taktonit, dan dapat diperoleh dari biji melalui peleburan.

Besi dan baja dapat dimanfaatkan  menjadi berbagai macam produk seperti, suku cadang mobil, konstruksi, rel, kapal dan sebagainya. Senyawa besi digunakan sebagai bahan pewarna, pigmen, dan dalam dunia kedokteran.

Besi adalah logam yang paling banyak dan paling beragam penggunaannya. Hal itu karena beberapa hal, diantaranya:

  • Kelimpahan besi di kulit bumi cukup besar,
  • Pengolahannya relatif mudah dan murah, dan
  • Besi mempunyai sifat-sifat yang menguntungkan dan mudah dimodifikasi.

Salah satu kelemahan besi adalah mudah mengalami korosi . Korosi menimbulkan banyak kerugian karena mengurangi kualitas berbagai barang atau bangunan yang menggunakan besi atau baja. Sebenarnya korosi dapat dicegah dengan mengubah besi menjadi baja tahan karat, akan tetapi proses ini terlalu mahal untuk kebanyakan penggunaan besi.

Korosi besi memerlukan oksigen dan air. Berbagai jenis logam contohnya Zink dan Magnesium dapat melindungi besi dari korosi. Cara-cara pencegahan korosi besi yang akan dibahas berikut ini didasarkan pada dua sifat tersebut.

  1. Pengecatan. Jembatan, pagar, dan railing biasanya dicat. Cat menghindarkan kontak dengan udara dan air. Cat yang mengandung timbel dan zink (seng) akan lebih baik, karena keduanya melindungi besi terhadap korosi.
  2. Pelumuran dengan Oli. Cara ini diterapkan untuk berbagai perkakas dan mesin. Oli mencegah kontak dengan air.
  3. Pembalutan dengan Plastik. Berbagai macam barang, misalnya rak piring dan keranjang sepeda dibalut dengan plastik. Plastik mencegah kontak dengan udara dan air.
  4. Tin Plating (pelapisan dengan timah. Kaleng-kaleng kemasan terbuat dari besi yang dilapisi dengan timah. Pelapisan dilakukan secara elektrolisis, yang disebut tin plating. Timah tergolong logam yang tahan karat. Akan tetapi, lapisan timah hanya melindungi besi selama lapisan itu utuh (tanpa cacat). Apabila lapisan timah ada yang rusak, misalnya tergores, maka timah justru mendorong atau mempercepat korosi besi. Hal itu terjadi karena potensial reduksi besi lebih negatif daripada timah. Oleh karena itu, besi yang dilapisi dengan timah akan membentuk suatu sel elektrokimia dengan besi sebagai anode. Dengan demikian, timah mendorong korosi besi. Akan tetapi hal ini justru yang diharapkan, sehingga kaleng-kaleng bekas cepat hancur.
  5. Galvanisasi (pelapisan dengan Zink). Pipa besi, tiang telepon dan berbagai barang lain dilapisi dengan zink. Berbeda dengan timah, zink dapat melindungi besi dari korosi sekalipun lapisannya tidak utuh. Hal ini terjadi karena suatu mekanisme yang disebut perlindungan katode. Oleh karena potensial reduksi besi lebih positif daripada zink, maka besi yang kontak dengan zink akan membentuk sel elektrokimia dengan besi sebagai katode. Dengan demikian besi terlindungi dan zink yang mengalami oksidasi (berkarat). Badan mobil-mobil baru pada umumnya telah digalvanisasi, sehingga tahan karat.
  6. Cromium Plating (pelapisan dengan kromium). Besi atau baja juga dapat dilapisi dengan kromium untuk memberi lapisan pelindung yang mengkilap, misalnya untuk bumper mobil. Cromium plating juga dilakukan dengan elektrolisis. Sama seperti zink, kromium dapat memberi perlindungan sekalipun lapisan kromium itu ada yang rusak.
  7. Sacrificial Protection (pengorbanan anode). Magnesium adalah logam yang jauh lebih aktif (berarti lebih mudah berkarat) daripada besi. Jika logam magnesium dikontakkan dengan besi, maka magnesium itu akan berkarat tetapi besi tidak. Cara ini digunakan untuk melindungi pipa baja yang ditanam dalam tanah atau badan kapal laut. Secara periodik, batang magnesium harus diganti.

 Besi adalah logam yang paling luas dan paling banyak penggunaanya. Hal tersebut disebabkan tiga alasan berikut yaitu:

    a.Bijih besi relatif malimpah di berbagai penjuru dunia.
    b.Pengolahan besi relatif murah dan mudah.
    c.Sifat – sifat besi yang mudah dimodifikasi.

Besi terdapat di alam dalam bentuk senyawa, antara lain sebagai hematit (Fe2O3), magnetit (Fe3­O4), pirit (FeS2) dan siderit ( FeCO3).

  1. Tempat Pengolahan Besi ( Tanur Sembur )
    Proses pengolahan bijih besi untuk menghasilkan logam besi dilakukan dalam tanur sembur (blast furnace). Tanur sembur berbentuk menara silinder dari besi atau baja dengan tinggi sekitar 30 meter dan diameter bagian perut sekitar delapan meter. Karena tingginya alat tersebut, alat ini sering juga disebut sebagai tanur tinggi. Bagian – bagian dari tanur tinggi adalah sebagai berikut:
  • Bagian puncak yang disebut dengan Hopper, dirancang sedemikian rupa sehingga bahan – bahan yang akan diolah dapat dimasukkan dan ditambahkan setiap saat.
  • Bagian bawah puncak, mempunyai lubang untuk mengeluarkan hasil – hasil yang berupa gas.
  • Bagian atas dari dasar (kurang lebih 3 meter dari dasar), terdapat pipa – pipa yang dihubungkan dengan empat buah tungku dimana udara dipanaskan (sampai suhunya kurang lebih 1.100o C). udara panas ini disemburkan ke dalam tanur melalui pipa – pipa tersebut.
  • Bagian dasar tanur, mempunyai dua lubang yang masing – masing digunakan untuk mengeluarkan besi cair sebagai hasil utama dan terak (slag) sebagai hasil samping.

 

Pengolahan besi

  • Daerah pengeringan (1500oC)

               Kokas(C) dan bijih besi(Fe2O3) dari atas dikeringkan terlebih dahulu pada 500oC.

  • Daerah reduksi

              C    + O2   → CO2

      CO2  + C    CO
              3Fe2O3 + CO2Fe3O4 + CO2

                     FeO+CO Fe +CO2

  • Daerah karborasi

Sebagian besi menyerap karbon

 

  • Daerah pencairan
  1. Besi mencair pada 1000oC
  2. Besi cair terlindung oleh lapisan terak pada oksida
  3. Terak merupakan garam silikat  sebagai hasil tambahan

 

                                       CaO +  SiO2 CaSO3

                                                                                              ↓

Besi yang dihasilkan pada proses tanur tinggi adalah besi kasar cair yang mengandung ±5% C, mungkin terdapat silion atau fosfor. Besi tuang dihasilkan dengan mengalirkan besi kasar cair tersebut ke dalam cetakan-cetakan dari grafit.

  • Baja terbuat dari besi kasar cair dengan mengurangi kadar C ( maximal±2% )

Proses bessemer  adalah udara panas dialirkan melalui lubang-lubang kecil pada konvertor yang berisi besi kasar cair, sehingga karbon dioksida menjadi CO2 dan menghasilkan baja.

  • Hasil Pengolahan Besi :

    1 .Besi Kasar (pig iron) atau Besi Gubal
    Besi cair yang keluar dari dasar tanur disebut dengan besi kasar (pig iron). Besi kasar mengandung 95% besi, 34% karbon, sisanya berupa fosfor, silikon dan mangan.
    2.Besi Tuang (cast iron) atau Besi Cor
    Jika pig iron dibuat menjadi bentuk cetakan maka disebut besi tuang atau besi cor.
    3.Besi Tempa (wrought iron)
    Besi tempam mengandung kadar karbon yang cukup rendah (0,05 – 0,2%). Besi tempa ini cukup lunak untuk dijadikan berbagai perlatan seperti sepatu kuda, roda besi, baut, mur, golok, cangkul dan lain sebagainya.

  1. Sifat besi dan senyawanya
  • Besi bereksi dengan uap air pada suhu tinggi

3Fe(s) + 4H2O(g) Fe2O4(s)+ 4H2(g)

Besi bereaksi dengan HCl dan H2SO4 encer

Fe(s)+ 2H3O+(aq)Fe2+(aq)+ H2(g)+ 2H2O(l)

  • Dalam larutan asam kompleks [ Fe(H2O)6]2+(aq) relatif stabil, tetapi dalam suasana netral basa akan teroksidasi oleh udara membentuk [ Fe(H2O)6]3+.
  • Larutan [ Fe(H2O)6]3+ bersifat asam sebab mengalami hidrolisis.

 

                     [ Fe(H2O)6]3+(aq)+ H2O(l)[ Fe(H2O)5[OH]](aq)+ H3O(aq)

 

Cara membedakan Fe2+ dengan Fe3+

  • Dengan NaOH

Fe2+(aq)+2OH-(aq)Fe(OH)2(s)

                                               Hijau

Fe3+(aq)+3OH-(aq) Fe(OH)3(s)

                               Coklat kemerahan

 

  • Penggunaaan Fe
  1. Baja sedang ( 0,09-0,2% C ; 0,05-1,0% Mn ; 0,2-0,75% Si)bersifat mudah dibentuk yang digunakan untuk jarum, pipa, dan badan mobil.
  2. Baja berkadar karbon tinggi, bersifat keras, digunakan untuk perkakas, paku, elat (0,4-0,9% C ; 0,5-1,0% Mn ; 0,2-0,75%Si)
  3. Stainless stell (0,2-0,4% C ; 18% Cr, 8% Ni) bersifat tahan korosi, digunakan untuk pisau dan perkakas.
  4. Baja mangan (0,4-0,9% C ;13% Mn) bersifat kuat dan keras digunakan untuk ujung alat pemotong.

 

 

 KOBALT (Co)

 

Kobalt adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang Co dan nomor atom 27,Berat atom: 58.933200 ( 9), Golongkan nomor 9 periode 4. Warna  kobalt sedikit berkilauan, metalik, keabu-abuan. unsur kimia kobalt tersedia di dalam banyak formulasi yang mencakup kertas perak, potongan, bedak, tangkai, dan kawat. Unsur kimia kobalt juga merupakan suatu unsur dengan sifat rapuh agak keras dan mengandung metal serta kaya sifat magnetis yang serupa setrika. Unsur kimia kobalt adalah batu bintang. Deposit bijih. Cobalt-60 ( 60 Co) adalah suatu isotop yang diproduksi menggunakan suatu sumber sinar ( radiasi energi tinggi).

 

Sifat-Sifat Kobalt

 

a.      Sifat Fisik Kobalt

Sifat fisik Kobalt antara lain sebagai berikut:

·         Melebur pada suhu 14900 C dan mendidih pada suhu 35200 C.

·         Memiliki 7 tingkat oksidasi yaitu -1, 0, +1, +2, +3, +4 dan +5.

·         Kobalt relatif tidak reaktif, meskipun ia larut lambat sekali dalam asam mineral encer.

·         Unsur kimia Kobalt juga merupakan suatu unsur dengan sifat rapuh agak keras dan mengandung metal serta kaya sifat magnetis yang serupa setrika. Unsur kimia Kobalt adalah batu bintang.

·         Logam  kobalt berwarna abu – abu.

 

b.      Sifat Kimia Kobalt

Sifat-sifat kimia kobalt antara lain sebagai berikut:

·         Mudah larut dalam asam – asam mineral encer

·         Kurang reaktif

·         Dapat membentuk senyawa kompleks

·         Senyawanya umumnya berwarna

·         Dalam larutan air, terdapat sebagai ion Co2+ yang berwarna merah

·         Senyawa – senyawa Co(II) yang tak terhidrat atau tak terdisosiasi berwara biru.

·         Ion Co3+ tidak stabil, tetapi kompleks – kompleksnya stabil baik dalam bentuk larutan maupun padatan.

·         Kobalt (II) dapat dioksidasi menjadi kobalt(III)

·         Bereaksi dengan hidogen sulfida membentuk endapan hitam

·         Tahan korosi

 

 

 

 

 

Proses Pembuatan Kobalt

Unsur cobalt di alam selalu didapatkan bergabung dengan nikel dan biasanya juga dengan arsenik. Mineral cobalt terpenting antara lain Smaltite (CoAs2), cobalttite (CoAsS) dan Lemacite ( Co3S4 ). Sumber utama cobalt disebut “Speisses” yang merupakan sisa dalam peleburan bijih arsen dari Ni, Cu, dan Pb.

Unsur cobalt diproduksi ketika hidroksida hujan, akan timbul hipoklorit sodium (NaOCl) . Berikut reaksinya :

2Co2+(aq) + NaOCl(aq) + 4OH-(aq) + H2O+ 2Co(OH)3(s) + NaCl(aq)

Trihydroxide Co(OH)3 yang dihasilkan kemudian dipanaskan untuk membentuk oksida dan kemudian ditambah dengan karbon sehingga terbentuklah unsur kobalt metal. Berikut reaksinya :

 

2Co(OH)3 (heat) Co2O3 + 3H2

2Co2O3 + 3C 4Co(s) + 3CO2(g)

 

Logam Paduan Kobalt

1. Nikel dan Paduan Kobalt

·         Merupakan rangkaian buat bahan pesawat

·         Tidak mudah korosif

·         Kobal selalu terdapat bergabung dengan Nikel dan biasa juga dengan arsen. Sumber utama kobal adalah ‘ speisses “, yang merupakan sisa dalam peleburan bijih arsen dari Ni, Cu, Pb.

2. Alloy

Alloy adalah paduan kobal-based dengan kekuatan yang sangat baik suhu tinggi dan ketahanan oksidasi yang baik untuk 2000 ° F (1093 ° C). Tingkat krom tinggi ditambah dengan penambahan kecil lantanum menghasilkan skala yang sangat ulet dan protektif. paduan ini juga memiliki ketahanan sulfidasi baik dan stabilitas metalurgi yang sangat baik ditampilkan oleh keuletan baik setelah terlalu lama terkena suhu yang tinggi.

 

Penggunaan kobalt di Industri

1.      Radioisotop dalam industri.

2.      Kobal-60: Digunakan untuk sterilisasi gamma, radiografi industri, kepadatan dan ketinggian mengisi.

3.      Industri mobil memakai paduan bahan kobalt.

4.      Paduan baja dan kobalt banyak digunakan untuk konstruksi pesawat terbang atau konstruksi yang harus tahan panas dan tahan aus.

 

Logam Cobalt sebenarnya dibutuhkan manusia dalam jumlah yang sangat sedikit untuk proses pembentukan butir darah merah. Cobalt (Co) dalam jumlah tertentu dibutuhkan tubuh melalui Vitamin B12 yang masuk ke tubuh manusia

 

Tingkat Bahaya Kobalt

1.      Toksisitas kobalt cukup rendah dibandingkan dengan logam lain dalam tanah.

2.      Hewan diberikan kobalt klorida perorally atau melalui suntikan menunjukkan konsentrasi yang lebih tinggi dalam hati, dengan konsentrasi agak rendah di ginjal dan limpa.

3.      Kobalt garam terhirup menyebabkan iritasi pernafasan mungkin menyebabkan oedema paru (pneumonia kimia) pada hewan.

4.      Cobalt (Co) dalam jumlah yang besar yang masuk ke dalam tubuh akan merusak kelenjar gondok, sel darah merah menjadi berubah, tekanan darah menjadi tinggi, pergelangan kaki menjadi bengkak, penyakit gagal jantung, sesak nafas, batuk-batuk dan kondisi badan yang lemah.

 

Pencegahan dan Penanggulangan Pencemaran Kobalt

Wabah keracunan Cobalt pernah terjadi di Amerika tahun 1964-1966 di kota Nebraska dan Ohama. Masyarakat kedua kota tersebut mengalami gagal jantung. Penyebabnya adalah beberapa Industri menggunakan Cobalt (Co) dalam proses produksi misalnya : produksi minuman kaleng.

Cara pencegahannya dan penanggulangan yang dapat dilakukan terhadap pencemaran kobalt adalah:

·         Melakukan pengolahan terhadap air limbah yang mengandung logam Co sehingga aman dibuang ke lingkungan.

·         Menanam tanaman eceng gondok di badan air yang tercemar oleh logam Co.

·         Melakukan pengolaham kembali atau recovery.

Salah satu makanan yang kita konsumsi ber sumber vitamin B12 yang merupakan suatu campuran yang berisi unsur kobalt, adalah marmite, tetapi unsure yang dikandung didalamnya tergolong unsur lebih lemah dan lembut. Di Australia dikenal dengan Vegemite, sedangkan di Amerika, Marmite dicampur dengan pindakas.

Banyak bijih berisi unsur kimia kobalt, tetapi tidak memiliki arti penting untuk ekonomi. meliputi sulfid dan arsenides linnaeite, Co3S4, kobaltit, Coass, dan smaltite, Coas2. Digunakan untuk industri, secara normal diproduksi sebagai byproduct dari produstion tembaga, nikel Bijih yang dibakar Secara normal membentuk suatu campuran oksida metal. Perawatan dengan cuka sulphuric dapat meninggalkan tembaga metalik sebagai residu dan disolves. Besi diperoleh oleh hujan, timbulnya dengan lima kapur perekat ( Cao) sedang unsur kimia/kobalt diproduksi ketika hidroksida hujan hujan akantimbul hipoklorit sodium ( Naocl) 2Co2+(aq) + NaOCl(aq) + 4OH-(aq) + H2O 2Co(OH)3(s) + NaCl(aq)
Trihydroxide Co(OH)3 dipanaskan untuk membentuk oksida dan kemudian dikurangi dengan karbon akan untuk membentuk unsur kimia/kobalt metal. 2Co(OH)3 (heat) Co2O3 + 3H2O 2Co2O3 + 3C Co + 3CO2

             Berikut Penggunaan untuk unsur kobalt :

1. Dapat dicampur dengan besi, nikel dan batang-batang rel lain untuk membuat Alnico, suatu campuran logam memiliki kekuatan magnetis yang banyak digunakan mesin jet dan turbin gas mesin/motor.

2. Digunakan sebagai bahan baja tahan-karat dan baja magnit.

3. Digunakan di dalam campuran logamuntuk turbin gas generator dan turbin pancaran.

4. Digunakan di dalam menyepuh listrik oleh karena penampilannya, kekerasan, dan perlawanan ke oksidasi.

5. Digunakan untuk produksi warna biru permanen dan brilian untuk porselin, gelas/kaca, serta barang tembikar, pekerjaan ubin, dan email.

6. Cobalt-60, merupakan artifical isotop, dimana sebagai suatu sumber sinar penting, dan secara ekstensif digunakan sebagai suatu pengusut serta agen radiotherapeutic. Sumber 60Co yang Ringkas dan mudah.

7. Digunakan sebagai campuran pigmen cat.

Seng ( Zn )

            Zink terdapat di alam sebagai ZnO dan spalarite ( ZnS), Zn dihasilkan dengan pemanggangan ZnS, kemudian ZnO direduksi dengan karbon pijar.

 

2ZnS + 3O  2ZnO + 2SO2

 

ZnO + C →  Zn + CO

 

Suhu proses ±1200oC, diatas suhu tersebut Zn menguap dan dikondensasi menjadi debu Zn.

 

  • Zn mudah bereaksi dengan asam membentuk H2

Zn(s)+2H+(aq) →Zn2+(aq)+H2(g)

  • Zn2+  tidak berwarna dan di dalam air terhidrolisis

Zn2+(aq)+H2O(l) → Zn(OH)2)(s)+ 2H+(aq)

 

ZnS digunakan sebagai pengubah berkas elektron menjadi cahaya tampk dalam layar TV.

 

 

Kadmium (Cd)

Kadmium adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang Cd dan memiliki nomor atom 48.

  • Kadmium terdapat sebagai senyawa misel CdS (Greenokcite). CdS merupakan mineral satu-satunya yang mengandung kadmium.
  • Kadmium dihasilkan sebagai hasil samping ekstrasi Timbal (Pb) dab Seng (Zn) atau dihasilkan dengan cara mereduksi Cd2+ dengan Zn :
  • Larutkan CdS terlebih dahulu dengan asam.
  • Larutan Cd2+  direduksikan dengan Seng (Zn).

CdS(s)  +  2 H+(aq)        Cd2+(aq)  +  H2S(g)

Cd2+(aq)  +  Zn(s)      Cd(s)  +  Zn2+(aq)

Kegunaan

Kadmium merupakan komponen campuran logam yang memiliki titik cair terendah. Unsur ini digunakan dalam campuran logam poros dengan koefisien gesek yang rendah dan tahan lama. Ia juga banyak digunakan dalam aplikasi sepuhan listrik (electroplating).

Kadmium digunakan pula dalam pembuatan solder, baterai Ni-Cd, dan sebagai penjaga reaksi nuklir fisi. Senyawa kadmium digunakan dalam fosfor tabung TV hitam-putih dan fosfor hijau dalam TV bewarna. Kadmium digunakan pada paduan logam, cat, dan produksi beberapa plastik.

Efek

Kadmium merupakan salah satu jenis logam berat yang berbahaya karena elemen ini beresiko tinggi terhadap pembuluh darah. Kadmium berpengaruh terhadap manusia dalam jangka waktu panjang dan dapat terakumulasi pada tubuh khususnya hati dan ginjal. Secara prinsipil pada konsentrasi rendah berefek terhadap gangguan pada paru- paru,emphysema dan renal turbular disease yang kronis. Jumlah normal kadmium di tanah berada di bawah 1 ppm, tetapi angka tertinggi (1.700 ppm) dijumpai pada permukaan sample tanah yang diambil di dekat pertambangan biji seng (Zn). Kadmium lebih mudah diakumulasi oleh tanaman dibandingkan dengan ion logam berat lainnya seperti timbal. Logam berat ini bergabung bersama timbal dan merkuri sebagai the big three heavy metal yang memiliki tingkat bahaya tertinggi pada kesehatan manusia. Menurut badan dunia FAO/WHO, konsumsi per minggu yang ditoleransikan bagi manusia adalah 400-500 μg per orang atau 7 μg per kg berat badan. Adanya kadmium (Cd) bebas diudara atau terlarut berbahaya bagi manusia.

  • Adanya kadmium dalam tulang menyebabkan tulang berpori dan mengalami keretakkan
  • Kadmium dapat menggantikan Zn pada metabolisme lemak sehingga reaksi terhambat.

Raksa (Hg)

Raksa merupakan unsur logam yang berbentuk cair pada suhu ruangan. Ia jarang ditemukan tanpa terikat dengan unsur lain. Bijih utama adalah cinnabar. Spanyol dan Italia memproduksi sekitar 50% pasokan dunia. Unit komersil untuk raksa  dengan berat 34.37 kg (76 pounds). Logam ini diproduksi dengan cara memanaskan cinnabar dalam arus udara dan dengan cara mengembunkan uapnya.

  • Raksa terdapat dalam mineral, misal sinabat (HgS).
  • Pada suhu kamar raksa dapat berwujud cair, mudah menguap dan menghasilkan uap yang bersifat beracun.
  • Raksa memiliki berat jenis yang besar dan daya muatannya kecil. Oleh sebab itu, raksa dapat digunakan untuk termometer dan juga digunakan untuk barometer.
  • Raksa memiliki bilangan oksidasi +1 dan +2.
  • Raksa dapat dihasilkan dengan cara pemanggangan mineral HgS.

HgS(s)  +   O2(g)    Hg(aq)  +  SO2(g)

 

  • Raksa dapat melarutkan logam-logam Tembaga (Cu), Perak (Ag), Emas (Au), dan logam-logam alkali. AMALGAMI adalah sebutan untuk larutan logam dalam raksa.
  • Senyawa raksa dengan bilangan oksidasi +1. Contohnya HgCl2.
  • Hg2Cl2 sukar larut dalam air.
  • Hg2Cl2 bereaksi dengan larutan amonia membentuk padatan hitam.

Hg2Cl2(s)  +  2 NH3   HgNH2Cl(s)  +  Hg(s)  +  NH4+(aq)  +  Cl-(aq)

  Ø  Senyawa raksa dengan bilangan oksidasi +2. Contohnya HgCl2  memiliki sifat beracun.

  Ø  Pada larutan Hg2+  jika direaksikan dengan larutan basa (misalkan NaOH atau KOH) akan menghasilkan endapan HgO berwarna kuning.

Hg2+(aq)  +  2 OH-(aq)    HgO(s)  +  H2O(l)

  • Pada larutan Hg2+  jika ditambahkan dengan larutan KI akan membentuk endapan berwarna jingga yang larut bila KI berlebihan membentuk senyawa komplek HgI42-.

Hg2+(aq)  +  2 I-(aq)    HgI2(s)

HgI2(s)  +  2 I-(aq)    HgI42-(aq)

Senyawa komplek HgI- diberi nama NESSLER yang dapat digunakan untuk menetapkan ion ammonium (NH4+).                               

Kegunaan raksa

Logam ini banyak digunakan di laboratorium untuk pembuatan termometer, barometer, pompa difusi dan alat-alat lainnya. Unsur ini juga digunakan dalam pembuatan lampu uap merkuri, sakelar merkuri, dan alat-alat elektronik lainnya. Kegunaan lainnya adalah dalam membuat pestisida, soda kaustik, produksi klor, gigi buatan, baterai dan katalis.

  • Merkuro oksida (HgO) memiliki warna kuning dapat digunakan sebagai komponen obat atau salep pada mata (tidak larut dalam air).
  • Pembuatan topi dapat dibuat dengan menggunakan Hg(NO3)2. Tetapi dapat menimbulkan bahaya sebab dapat menimbulkan gangguan pada jiwa.
  •  

Efek

Raksa merupakan racun yang berbahaya dan dapat diserap melalui kulit, saluran pernapasan dan saluran pencernaan gastrointestinal tract. Udara yang jenuh (saturated) dengan uap raksa pada suhu 20 derajat Celsius mengandung konsentrasi yang melebihi batas limit keracunan berkali lipat. Lebih tinggi suhu, lebih berbahaya. Oleh karena itu sangat penting raksa ditangani secara hati-hati. Kontainer raksa harus benar-benar tertutup rapat dan jangan sampai tertumpah. Jika perlu memanaskan raksa, harus dilakukan dengan alat ventilasi udara. Raksa metil (methyl mercury) merupakan polutan yang membahayakan dan sekarang ini diketahui banyak ditemukan di air dan sungai. Triple point raksa pada suhu -38.8344 derajat Celcius merupakan titik standar pada International Temperature Scale (ITS-90).

Bentuk-bentuk merkuri berbahaya dalam tubuh manusia ada 3, yaitu :

  • Merkuri sebagai logam

Dapat merusak jaringan otak apabila merkuri sebagai logan masuk ke jaringan darah. Merkuri logam dapat masuk kedalam tubuh manusia melalui saluran pernapasan. Termometer merkuri yang pecah merupakan salah satu contohnya. Ketika termometer pecah, sebagian dari merkuri menguap ke udara. Merkuri logam tersebut dapat terhirup oleh manusia yang berada di dekatnya. Delapan puluh persen  (80%) dari merkuri uap yang terhirup, diabsorbsi oleh alveoli paru-paru. Merkuri logam ini masuk dalam sistem peredaran darah manusia dan dengan bantuan hidrogen peroksidase merkuri metalik akan dikonversi menjadi merkuri anorganik.

  • Senyawa Anorganik merkuri

Keracunan merkuri anorganik terutama meliputi masalah saluran pencernaan ( colitis, gingivitis, stomatitis, dan permasalahan kelenjar saliva) serta kelainan metabolismee tubuh (proteinuria, hematuria, dysuria dan uremia). Iritasi kulit dapat terjadi apabila senyawa ini kontak dengan kulit. Dalam tubuh manusia merkuri anorganik dapat membentuk kompleks dengan gluthation pada hati dan disekresikan dalam bentuk kompleks merkuri-glutathion atau merkuri-sistein. Selain membentuk kompleks dengan gluthation dan sistein, merkuri anorganik juga membentuk kompleks dengan garam empedu yang selanjutnya disekresikan  bersamaan dengan feces. Sayangnya kompleks merkuri anorganik dengan garam empedu  ini dalam usus besar dapat diabsorbsi  kembali kedalam tubuh manusia.

  • Senyawa merkuri organik

Senyawa ini sangat berbahaya. Contohnya (CH3)2Hg  atau (CH3)HgX (X dapat dimisalkan dengan nitrogen atau nitrat).

Metil merkuri merupakan senyawa organik yang paling yang paling berbahaya yang telah dipelajari oleh manusia. Metilasi merkuri dapat terjadi dalam tubuh organime manapun, termasuk manusia. Metil merkuri dapat berikatan dengan basa adenine. Posisi ikatan metil merkuri pada basa adenin bergantung pada pH  (Kaim; 1951). Adanya variasi posisi metilmerkuri ini dapat menjelaskan bagaimana merkuri sangat berbahaya terhadap kesehatan manusia. Dalam jaringan tubuh manusia terdapat  30 %  adenina, 30 % timina, 20 % sitosina dan 20 % guanina Merkuri yang terikat pada adenina dapat mengganggu enzim, mengganggu biosintesis protein dan lemak serta merusak DNA dan RNA.

 

NIKEL (Ni)

 

Nikel (Ni) ditemukan di perairan dalam bentuk koloid namun garam-garam nikel seperti : nikel ammonium sulfat, nikel nitrat dan nikel klorida bersifat larut dalam air. Pada kondisi aerob dan pH > 9, Ni membentuk senyawa kompleks dengan hidroksida dan karbonat, dan selanjutnya mengalami presipitasi. Demikian juga pada kondisi anaerob, nikel bersifat tidak larut (Moore, 1991 dalam Effendi, 2003).

Effendi (2003) menyatakan, bagi manusia kontak langsung dengan larutan yang mengandung garam-garam Ni dapat menyebabkan dermatitis, sedangkan mengisap nikel terus-menerus dapat mengakibatkan kanker paru-paru. Kadar Ni pada perairan laut berkisar antara 0.005 – 0.007 mg/l (Mc.Neely et. Al., 1979 dalam Effendi, 2003). Untuk melindungi kehidupan organisme akuatik, kadar Ni sebaiknya tidak melebihi 0.025 mg/l (Moore, 1991 dalam Effendi, 2003)

 

 

 

Pembuatan Nikel

Setelah bijih mengalami proses pendahuluan yang meliputi crushing drying, sintering, kemudian bijih diproses lanjut secara

a.Proses Pyrometallurgy

b.Proses Hydrometallurgy

 

Proses Pyrometallurgy

Reduksi yang terjadi pada proses ini hanya sebagian dari besi saja yang dapat diikat menjadi terak, dan sebagian besar masih dalam bentuk ferro-nikel alloy.Dalam hal ini untuk memisahkan besi dari nikel pada reaksi peleburan tersebut ditambahkan beberapa bahan yang mengandung belerang (Gypsum atau Pyrite). Karena perbedaan daya ikat besi dan nikel terhadap oksigen dan belerang, sehingga proses ini didapatkan metal yaitu paduan Ni3S2 dan FeS dan sebagian besar besi dapat diterakkan.

 

Metal yang dihasilkan ini masih mengandung lebih dari 60 % Fe dan selanjatnya metal yang masih dalam keadaan cair terus diprosos lagi dalam konvertor. Proses-proses konvertor diberikan bahan tambah silikon untuk menterakkan oksida besi.Terak hasil konvertor ini masih mengandung nikel yang cukup tinggi,sehingga terak ini biasanya di proses ulang pada peleburan(Resmelting).Proses selanjutnya metal di panggang untuk memisahkan belerang.

 

Nikel oxide yang didapat dari pemanggangan selanjutnya di reduksi dengan bahan tambah arang (charcoal), sehingga didapat logam nikel.

Pada proses ini concentrat di leaching dengan larutan ammonia didalam autoclave dengan tekanan kurang lebih 7 atm (gauge)Tembaga, nikel dan cobalt terlarut kedalam larutan ammonia, reaksi yang terjadi

 

 

Pada gambar berikut menunjukkan diagram proses pemurnian bijih nikel dengan metoda pyrometallurgy.

 

 

Manfaat Nikel

  • · Nikel digunakan antara lain dalam produk-produk industry dan konsumen, temasuk  stainless steel, magnet, mata uang, baterai isi ulang, string gitar listrik dan alloy khusus.
  • · Nikel digunakan secara besar-besaran untuk pembuatan baja tahab karat dan alloy lain yang bersifat tahan korosi, seperti Invar®,Monel®,dan Hastelloys®.
  • · Alloy tembaga-nikel berbentuk tabung banyak digunakan untuk pembuatan instalasi proses penghilangan garam untuk mengubah air laut menjadi air segar.
  • · Nikel digunakan pula dalam industri keramik.
  • · Nikel yang sangat halus, digunakan sebagai katalis untuk menghidrogenasi minyak sayur (menjadikannya padat).
  • · Pembuatan magnet elnico.
  • · Baterai Penyimpanan Edison®.
  • · Koin 5 sen Amerika mengandung 75% Cu dan 25% Ni, di kanada Nikel digunakan antara 1922-1981 dengan kandungan 99,99% dan magnetik lain, di Negara lain ada juga yang menggunakan nikel untuk mata uang koin.

 

Tembaga (Cu)

Sejarah

Berasal dari bahasa Latin yaitu cuprum, dari pulau Cyprus. Tembaga dipercayai telah ditambang selama 5000 tahun.

Tembaga adalah suatu komponen dari berbagai enzim yang diperlukan untuk menghasilkan energi, anti oksidasi dan sintesa hormon adrenalin serta untuk pembentukan jaringan ikat.

Tembaga adalah logam yang mudah didaur ulang. Di Amerika, setengah dari konsumsi tembaga tahunan dipasok dari hasil daur ulang.

 

Sifat-sifat

Tembaga adalah logam merah muda yang lunak, mempunyai sistem kristal kubik, dapat ditempa dan liat. Secara fisik berwarna kuning dan apabila dilihat dengan menggunakan mikroskop bijih akan berwarna pink kecoklatan sampai keabuan, melebur pada 10380C. Karena potensial elektrode standarnya positif, tidak larut dalam asam klorida dan asam sulfat encer, meskipun dengan adanya oksigen bisa larut sedikit.

 

Sumber-sumber

Tembaga yang terdapat di bumi ini tidak melimpah (55 ppm) namun terdistribusi secara luas sebagai logam dalam sulfida, arsenida, klorida dan karbonat.

Unsur tembaga terdapat pada hampir 250 mineral, tetapi hanya sedikit saja yang komersial. Pada endapan sulfida primer, kalkopirit (CuFeS2) adalah yang terbesar, diikuti oleh kalkosit (Cu2S), bornit (Cu5FeS4), kovelit (CuS), dan enargit (Cu3AsS4). Mineral tembaga utama dalam bentuk deposit oksida adalah krisokola (CuSiO3.2H2O), malasit (Cu2(OH)2CO3), dan azurit (Cu3(OH)2(CO3)2). Tembaga kadang-kadang ditemukan secara alami, seperti yang ditemukan dalam mineral-mineral seperti cuprite, malachite, azurite, chalcopyrite, dan bornite. Bijih-bijih tembaga yang penting adalah sulfida, oksida-oksiidanya, dan karbonat. Dari mereka, tembaga di ambil dengan cara smelting, leaching, dan elektrolisis.

 

Kekurangan Tembaga

Kekurangan tembaga jarang terjadi pada orang sehat. Paling sering terjadi pada bayi-bayi prematur atau bayi-bayi yang  sedang  dalam masa  penyembuhan dari  malnutrisi yang  berat.    Orang-orang yang menerima makanan secara intravena (parenteral)  dalam  waktu lama  juga memiliki resiko menderita kekurangan tembaga.

Salah satu penyakit keturunan  yang menyebabkan kekurangan tembaga adalah Sindroma Menkes. Gejalanya berupa:

— rambut yang sangat kusut

— keterbelakangan mental

— kadar tembaga yang rendah dalam darah

— kegagalan sintesa enzim yang memerlukan tembaga.

Kekurangan  tembaga  mengakibatkan  kelelahan dan  kadar  tembaga yang rendah dalam darah. Diantaranya sering terjadi:

— Penurunan jumlah sel darah merah (anemia)

— Penurunan jumlah sel darah putih (leukopenia)

— Penurunan jumlah sel darah putih yang disebut neutrofil (neutropenia)

— Penurunan jumlah kalsium dalam tulang (osteoporosis).

— Terjadi perdarahan berupa titik kecil di kulit dan aneurisma arterial.

Untuk itu, diberikan tembaga  tambahan selama beberapa minggu. Tetapi untuk penderita sindroma Menkes tidak memberikan respon yang baik terhadap tambahan tembaga.

 

 

Kelebihan Tembaga

Tembaga  yang  tidak  berikatan  dengan  protein  merupakan  zat  racun.  Mengkonsumsi sejumlah  kecil tembaga  yang  tidak  berikatan dengan  protein dapat menyebabkan mual dan muntah.

Makanan  atau  minuman  yang  diasamkan, yang  bersentuhan dengan  pembuluh, selang   atau katup tembaga dalam waktu yang lama, dapat tercemar oleh sejumlah kecil tembaga. Jika sejumlah besar garam tembaga,yang tidak terikat dengan protein secara tidak sengaja tertelan, sejumlah tembaga bisa terserap dan merusak ginjal, menghambat pembentukan air kemih dan menyebabkan anemia karena pecahnya sel-sel darah merah (hemolisis).
       Penyakit  Wilson adalah  penyakit keturunan dimana sejumlah tembaga  terkumpul dalam jaringan dan menyebabakan kerusakan jaringan yang luas. Penyakit ini terjadi pada 1 diantara 30.000 orang.

       Hati  tidak  dapat  mengeluarkan tembaga ke dalam darah atau ke dalam empedu. Sebagai akibatnya, kadar tembaga dalam darah rendah, tetapi tembaga terkumpul dalam otak,mata dan hati, menyebabkan sirosis.

        Pengumpulan tembaga dalam kornea mata menyebabkan terjadinya cincin emas atau emas kehijauan. Gejala awal biasanya merupakan akibat dari kerusakan otak yang berupa:

— tremor (gemetaran)

— sakit kepala

— sulit berbicara

— hilangnya koordinasi

— psikosa.

Kegunaan
   

       Logam tembaga digunakan secara luas dalam industri peralatan listrik. Kawat tembaga dan paduan tembaga digunakan dalam pembuatan motor listrik, generator, kabel transmisi, instalasi listrik rumah dan industri, kendaraan bermotor, konduktor listrik, kabel dan tabung coaxial, tabung microwave, sakelar, reaktifier transsistor, bidang telekomunikasi, dan bidang?bidang yang membutuhkan sifat konduktivitas listrik dan panas yang tinggi, seperti untuk pembuatan tabung?tabung dan klep di pabrik penyulingan. Meskipun aluminium dapat digunakan untuk tegangan tinggi pada jaringan transmisi, tetapi tembaga masih memegang peranan penting untuk jaringan bawah tanah dan menguasai pasar kawat berukuran kecil, peralatan industri yang berhubungan dengan larutan, industri konstruksi, pesawat terbang dan kapal laut, atap, pipa ledeng, campuran kuningan dengan perunggu, dekorasi rumah, mesin industri non?elektris, peralatan mesin, pengatur temperatur ruangan, mesin?mesin pertanian.
       Industri elektrik merupakan konsumen terbesar unsur ini. Campuran logam besi yang memakai tembaga seperti brass dan perunggu sangat penting. Semua koin-koin di Amerika dan logam-logam senjata mengandung tembaga. Tembaga memiliki kegunaan yang luas sebagai racun pertanian dan sebagai algisida dalam pemurnian air. Senyawa-senyawa tembaga seperti solusi Fehling banyak digunakan di bidang kimia analitik untuk tes gula.

       Tembaga dimanfaatkan untuk berbagai keperluan dari komponen listrik, koin, alat rumah tangga, hingga komponen biomedik. Tembaga juga dapat dipadu dengan logam lain hingga terbentuk logam paduan seperti perunggu atau monel.

       Namun kita harus berhati-hati akan sifat racun logam ini. Ini dapat terjadi ketika tembaga menumpuk dalam tubuh akibat penggunaan alat masak tembaga. Unsur Cu yang berlebih dapat merusak hati dan memacu sirosis.

 

Beberapa fakta mengenai tembaga:

— Rata-rata rumah modern dewasa ini mengandung kurang lebih 200 kg tembaga yang     digunakan untuk bahan baku kabel listrik, pipa air, dan alat-alat rumah tangga.

—  Sebuah mobil rata-rata mengandung 25 kg tembaga.

—  Tembaga merupakan penghantar listrik dan panas terbaik setelah perak.

— Patung Liberty mengandung sekitar 90 ribu kg tembaga. Setelah lebih dari 100 tahun, patung Liberty masih tetap menampakkan keindahannya.

— Kuningan merupakan logam campuran antara tembaga dengan seng, sedang perunggu  merupakan campuran tembaga dengan timah.Kuningan dan perunggu lebih kuat dibanding tembaga murni serta lebih tahan korosi.

Reaksi  ion tembaga (II) dalam larutan

Ion yang paling sederhana dalam bentuk tembaga dalam larutan adalah ion berwarna biru heksaaquotembaga(II) – [Cu(H2O)6]2+.

  • Reaksi  ion hekasaquotembaga (II) dengan ion hidroksida

Ion hidroksida (katakanlah dari, larutan natrium hidroksida) menggantikan ion hidrogen dari ligan air dan kemudian melekat pada ion tembaga.

Setalah ion hidrogen dihilangkan dari dua molekul air, akan di peroleh kompleks tidak bermuatan – kompleks netral. Kompleks ini tidak larut dalam air dan terbentuk endapan.

 

Pada tabung reaksi, perubahan warna yang terjadi adalah:

 

 

Reaksi ion heksaaquotembaga(II) dengan larutan amonia

Amonia dapat berperan sebagai basa maupun ligan. Dengan jumlah amonia yang sedikit, ion hidrogen dihilangkan dengan pasti, seperti pada kasus ion hidrogen menghasilkan kompleks netral.

 

Endapan yang terbentuk akan melarut jika menambahkan amonia berlebih.
Amonia menggantikan air sebagai ligan untuk menghasilkan ion tetraamindiaquotembaga(II). Dengan catatan hanya empat dari enam molekul air yang digantikan.

 

 

Perubahan warna yang terjadi adalah:

 

 

Reaksi ion heksaaquotembaga(II) dengan ion karbonat

Kita akan memperoleh dengan mudah endapan tembaga(II) karbonat seperti yang kita pikirkan .

 

 

 

Reaksi pertukaran ligan yang melibatkan ion klorida

Jika kita menambahakan asam klorida pekat ke dalam larutan yang mengandung ion      heksaaquotembaga(II), enam molekul air digantikan oleh empat ion klorida.

 

Reaksi yang terjadi berlangsung reversibel.

 

Karena reaksi berlangsung secara reversibel, kita dapat memperoleh campuran warna dari kedua ion kompleks. Kita mungkin dapat menemukan beraneka warna ion tetraklorokuprat(II) mulai dari hijau minyak zaitun atau kuning. Jika menambahkan air ke dalam larutan yang berwarna hijau, maka larutan tersebut akan kembali berwarna biru.

 

Reaksi ion heksaaquotembaga(II) dengan ion iodida

 

Reaksi sederhana

     Ion tembaga(II) akan mengoksidasi ion iodida menjadi iodium, dan selama    berlangsungnya proses reaksi ion tembaga(II) mereduksi dengan sendirinya menjadi tembaga(I) iodida.

 

Campuran coklat yang merupakan pengotor dipisahkan terlebih dahulu sehingga tinggal endapan putih tembaga(I) iodida dalam larutan iodium.

 

Penggunaan reaksi tersebut untuk menentukan konsentrasi ion tembaga(II) dalam larutan

Jika kita mempipet sejumlah volume tertentu suatu larutan yang mengandung ion tembaga(II) ke dalam labu, dan kemudian menambahkan larutan kalium iodida berlebih, akan diperoleh reaksi :

 

  • Kita dapat menentukan sejumlah iodium yang dibebaskan dengan menggunakan titrasi dengan larutan natrium tiosulfat.

 

  • Selama larutan natrium tiosulfat diteteskan dari buret, warna iodium menjadi pudar. Ketika warna akan menghilang, tambahakan larutan kanji secukupnya. Reaksi ini berlangsung secara reversibel dengan iodium menghasilkan kompleks iodium-kanji yang berwarna biru tua yang lebih mudah untuk dilihat. Tambahkan tetes-tetes terakhir larutan natrium tiosulfat secara perlahan sampai warna biru menghilang.
         Jika kita mengurutkan perbandingan reaksi dari awal sampai akhir dari dua persamaan tersebut, kita akan menemukan bahwa setiap dua mol ion tembaga(II), kita memerlukan dua mol larutan natrium tiosulfat.

Jika kita mengetahui konsentrasi larutan narium tiosulfat, hal itu memudahkan untuk menghitung konsentrasi ion tembaga(II).

 

 

 

 

 

Beberapa sifat kimia tembaga(I)

 

Disproporsionasi ion tembaga(I) dalam larutan

Sifat kimia tembaga(I) terbatas pada reaksi yang melibatkan ion tembaga(I) yang sederhana dalam larutan. Berikut adalah satu contoh yang baik mengenai disproporsionasi, suatu reaksi dimana sesuatu mengalami oksidasi dan reduksi sendiri.

Ion tembaga(I) dalam larutan terdisproporsi menghasilkan ion tembaga(II) dan endapan tembaga.

Reaksinya adalah:

 

Semua percobaan untuk menghasilkan senyawa tembaga(I) yang sederhana dalam larutan dapat dilakukan.

Sebagai contoh, jika kita mereaksikan tembaga(I) oksida dengan asam sulfat encer panas, mungkin akan mengira akan memperoleh larutan tembaga(I) sulfat dan dihasilkan air. Pada faktanya kita akan memperoleh endapan coklat tembaga dan larutan biru tembaga(II) sulfat karena reaksi disproporsionasi.

 

 

 

Kestabilan tingkat oksidasi tembaga(I)

Senyawa tembaga(I) yang tidak larut

Kita akan melihat bahwa tembaga(I) iodida yang dihasilkan berupa endapan berwarna putih jika menambahkan larutan kalium iodida ke dalam larutan yang mengandung ion tembaga(II). Tembaga(I) iodida sebenarnya tidak larut adalam air, dan karena itu reaksi disproporsionasi tidak terjadi.

Tembaga(I) klorida dapat dihasilkan sebagai endapan putih (reaksi dituliskan dibawah). Asalkan pemisahan endapan dari larutan dilakukan secepat mungkin dan dikeringkan secepat mungkin pula, endapan akan tetap berwarna putih. Pada saat kontak dengan air, endapan ini akan berubah manjadi biru dengan terbentuknya ion tembaga(II). Reaksi disproporsionasi hanya terjadi pada ion tembaga(I) yang sederhana dalam larutan.

Kompleks-kompleks tembaga(I)

Pembentukan kompleks-kompleks tembaga(I) (bisa juga dengan air sebagai ligannya) juga menstabilkan tingkat oksidasi tembaga(I).

Sebagai contoh, antara [Cu(NH3)2]+ and [CuCl2]- merupakan kompleks tembaga(I) yang tidak terjadi disproporsionasi.

Kompleks yang mengandung klor terbentuk jika tembaga(I) oksida dilarutkan dalam asam klorida pekat.

Kita dapat menduga bahwa hal ini terjadi dalam dua tahap. Pertama, kita akan memperoleh tembaga(I) klorida yang terbentuk:

 

 

Tetapi dengan adanya ion klorida yang berelebih dari HCl, reaksi ini memberikan kestabilan, kompleks tembaga(I) terlarut.

 

Kita dapat memperoleh endapan putih tembaga(I) klorida (seperti yang disebutkan diatas) dengan menambahkan air ke dalam larutan. Reaksi ini merupakan kebalikan dari reaksi tanpa kelebihan ion klorida.

Elektroplating merupakan suatu proses pengendapan elektro lapisan logam pada elektrode yang bertujuan membentuk permukaan dengan logam dasarnya. Logam yang dilapisi adalah tembaga karena mudah dibentuk menjadi perhiasan, alat industri, bagian kendaraan bermotor dan lain sebagainya.

 

 

 

 

 

 

 

Vanadium (V)

 

Sejarah

Vanadium ditemukan pertama kali oleh del Rio pada tahun 1801. Sayangnya, seorang ahli kimia Perancis dengan salah menyatakan bahwa unsur baru del Rio hanyalah krom yang tidak murni. Del Rio pun menyangka dirinya salah dan menerima pernyataan ahli kimia Perancis itu.

Unsur ini akhirnya ditemukan ulang pada tahun 1830 oleh Sefstrom, yang menamakan unsur itu untuk memuliakan dewi Skandinavia, Vanadis, karena aneka warna senyawa yang dimilikinya. Vanadium berhasil diisolasi hingga nyaris murni oleh Roscoe, pada tahun 1867 dengan mereduksi garam kloridanya dengan hidrogen. Vanadium tidak dapat dimurnikan hingga kadar 99.3% – 99.8% hingga tahun 1922.

Sifat-sifat

Vanadium bersifat lembut, berwarna abu-abu keperakan, ulet logam transisi. Vanadium juga merupakan cahaya putih, lembut, ulet logam dengan kekuatan struktural yang baik. Vanadium tahan terhadap serangan alkali, asam klorida, asam sulfat, dan air garam.

Sumber

Vanadium ditemukan dalam 65 mineral yang berbeda, di antaranya karnotit, roskolit, vanadinit, dan patronit, yang merupakan sumber logam yang sangat penting. Vanadium juga ditemukan dalam batuan fosfat dan beberapa bijih besi, juga terdapat dalam minyak mentah sebagai senayawa kompleks organik. Vanadium juga ditemukan dalam sedikit dalam batu meteor.

Produksi komersial berasal dari abu minyak bumi dan merupakan sumber Vanadium yang sangat penting. Kemurnian yang sangat tinggi diperoleh dengan mereduksi vanadium triklorida dengan magnesium atau dengan campuran magnesium-natrium.

Sekarang, kebanyakan logam vanadium dihasilkan dengan mereduksi V2O5 dengan kalsium dalam sebuah tabung bertekanan, proses yang dikembangkan oleh McKenie dan Seybair.

            Vanadium juga hadir dalam bauksit dan bahan bakar fosil deposito seperti minyak mentah, batubara, serpih minyak dan tar pasir. Dalam minyak mentah, konsentrasi sampai 1200 ppm telah dilaporkan. Ketika produk-produk minyak seperti dibakar, jejak-jejak vanadium dapat memulai korosi pada motor dan boiler. Diperkirakan 110.000 ton per tahun vanadium dilepaskan ke atmosfir dengan membakar bahan bakar fosil. Vanadium juga telah terdeteksi di spectroscopically cahaya dari Matahari dan beberapa bintang.

 

Isotop

Vanadium alam merupakan campuran dari 2 isotop, yakni Vanadium-50 sebanyak 0.24% dan Vanadium -51 sebanyak 99.76%. Vanadium-50 sedikit radioaktif, memiliki masa paruh lebih dari 3.9 x 1017 tahun. Ada sembilan isotop lainnya yang tidak stabil

Sifat-sifat Vanadium murni adalah logam berwarna putih cemerlang dan lunak. Tahan korosi terhadap larutan basa, asam sulfat, dan asam klorida, juga air garam. Tetapi logam ini teroksidasi di atas 660oC

Vanadium memiliki kekuatan struktur yang baik dan memiliki kemampuan fisi neutron  yang rendah , membuatnya sangat berguna dalam penerapan nuklir .

Vanadium memiliki 18 isotop yang setengah-hidup diketahui, dengan nomor massa 43-60. Dari jumlah tersebut, satu stabil.

Kegunaan

Vanadium diproduksi di Cina dan Rusia dari baja peleburan perak, negara-negara lain memproduksinya baik dari debu cerobong minyak berat, atau sebagai produk sampingan dari pertambangan uranium. Hal ini terutama digunakan untuk memproduksi baja khusus paduan seperti baja alat kecepatan tinggi. Senyawa vanadium pentoxide digunakan sebagai katalis untuk produksi asam sulfat.    Vanadium ditemukan di banyak organisme, dan digunakan oleh beberapa bentuk kehidupan sebagai pusat aktif enzim.

Vanadium digunakan dalam memproduksi logam tahan karat dan peralatan yang digunakan dalam kecepatan tinggi. Vanadium karbida sangat penting  dalam pembuatan baja.

Sekitar 80% Vanadium yang sekarang dihasilkan, digunakan sebagai ferro vanadium atau sebagai  bahan tambahan baja. Foil vanadium digunakan sebagai zat pengikat dalam melapisi titanium pada baja. Vanadium petoksida digunakan dalam pembuatan keramik dan sebagai katalis.

Vanadium juga digunakan untuk menghasilkan magnet superkonduktif dengan medan magnet sebesar 175000 Gauss.

Penggunaan utama dalam paduan vanadium, terutama dengan baja. Sejumlah kecil vanadium menambah kekuatan, ketangguhan, dan tahan panas. Hal ini biasanya ditambahkan dalam bentuk ferrovanadium, sebuah paduan besi vanadium. Vanadium baja paduan digunakan dalam gigi.

Titanium-aluminium-vanadium paduan digunakan dalam mesin jet dan untuk pesawat berkecepatan tinggi. Vanadium foil digunakan dalam cladding titanium untuk baja. Vanadium-rekaman galium digunakan dalam superkonduksi. Vanadium pentoxide digunakan dalam keramik dan sebagai katalis.

Vanadium (V) oksida adalah sebuah katalis dalam proses Kontak untuk memproduksi asam sulfat . Kimia vanadium dicatat untuk aksesibilitas dari empat berdekatan oksidasi. Umum oksidasi vanadium adalah 2 (ungu), 3 (hijau), 4 (biru) dan 5 (kuning). Vanadium (II) senyawa reduktor, dan vanadium (V) senyawa agen oksidasi.

 

Penanganan

Vanadium dan semua senyawanya adalah beracun dan harus ditangani dengan hati-hati. Konsentrasi maksimum V2O5 yang masih diizinkan terdapat di udara adalah 0.05 (selama 8 jam kerja rata-rata selama 40 jam per minggu)

 

Tingkat oksidasi vanadium

Vanadium memiliki berbagai tingkat oksidasi pada persenyawaannya yang terdiri dari +5, +4, +3, dan +2. Bagian ini menunjukkan perubahannya. Pembahasan dapat dimulai dengan sedikit gambaran, dan kemudian memperhatikan proses reaksi pada saat potensial redoks standar (potensial elektroda standar).

Pada umumnya, semakin tinggi keadaan oksidasi vanadium, semakin banyak senyawa beracun. Sumber vanadium yang biasa pada tingkat oksidasi +5 adalah amonium metavanadat, NH4VO3. Zat ini sangat tidak larut dalam air dan biasanya larut dengan mudah dalam larutan natrium hidroksida.

Larutan dapat di reduksi dengan menggunakan seng dan asam – baik itu asam klorida maupun asam sulfat, biasanya dengan konsentrasi asam yang sedang.

Keberadaan ion vanadium yang tepat dalam larutan sangatlah rumit, dan berubah-ubah sesuai dengan pH larutan. Reaksi terjadi dalam kondisi asam ketika ion yang paling utama dalam larutan adalah VO2+ disebut ion dioksovanadium(V).

Jika kamu melakukan reaksi pada labu yang kecil, pada keadaan normal biasanya labu disumbat dengan kapas mentah. Hal ini dilakukan untuk menyediakan jalan keluar buat hidrogen (yang dihasilkan dari reaksi antara seng dengan asam). Pada saat yang bersamaan penyumbatan ini dilakukan untuk membatasi terlalu banyaknya udara yang masuk pada labu. Penyumbatan dilakukan untuk mencegah re-oksidasi vanadium yang memiliki tingkat oksidasi yang lebih rendah (khususnya tingkat +2) oleh oksigen di udara.
Reaksi biasanya dipanaskan sehingga perubahan yang terjadi berada pada rentang waktu yang memungkinkan. Reduksi ditunjukkan oleh dua tahap. Satu hal yang penting adalah penampakan warna, tetapi proses perubahan terus berlanjut dari awal sampai akhir.

Produksi

Kebanyakan vanadium digunakan sebagai ferrovanadium sebagai aditif untuk meningkatkan baja. Ferrovanadium dihasilkan secara langsung dengan mengurangi campuran vanadium oksida, oksida besi dan besi dalam tanur listrik. Vanadium-bantalan magnetit bijih besi merupakan sumber utama untuk produksi vanadium. Para vanadium berakhir di babi besi dihasilkan dari bantalan vanadium magnetit. Selama produksi baja, oksigen yang tertiup ke babi besi, mengoksidasi karbon dan sebagian besar kotoran lain, membentuk terak. Tergantung pada bijih yang digunakan, yang terak berisi sampai dengan 25% dari vanadium.
Logam vanadium diperoleh melalui proses multilangkah yang diawali dengan pemanggangan bijih hancur dengan NaCl atau Na 2 CO 3 pada sekitar 850 ° C untuk memberikan natrium metavanadate (NaVO 3).

Sebuah ekstrak berair padat ini adalah diasamkan untuk memberikan “kue merah”, sebuah polyvanadate garam, yang dikurangi dengan kalsium logam. Sebagai alternatif untuk produksi skala kecil, vanadium pentoxide berkurang dengan hidrogen atau magnesium. Banyak metode-metode lain juga digunakan, dalam semua yang vanadium dihasilkan sebagai hasil sampingan proses-proses lain. Pemurnian vanadium dimungkinkan oleh proses bar kristal dikembangkan oleh Ini melibatkan pembentukan logam iodida, dalam contoh ini vanadium (III) iodida, dan dekomposisi berikutnya untuk menghasilkan logam murni.
Aplikasi

Sekitar 85% dari vanadium yang dihasilkan digunakan sebagai ferrovanadium atau sebagai baja tambahan. Yang cukup meningkatkan kekuatan dalam baja mengandung sejumlah kecil vanadium ditemukan pada awal abad ke-20. Vanadium bentuk nitrida dan karbida stabil, menghasilkan peningkatan yang signifikan dalam kekuatan baja. Sejak saat itu baja vanadium digunakan untuk aplikasi di as roda, sepeda frame, crankshafts, roda gigi, dan komponen penting lainnya. Ada dua kelompok paduan baja mengandung vanadium kelompok. Vanadium tinggi baja paduan yang mengandung karbon 0,15-0,25% vanadium dan alat baja kecepatan tinggi (HSS) dengan konten vanadium berkisar dari 1% sampai 5%. Untuk alat baja kecepatan tinggi, kekerasan di atas HRC 60 dapat dicapai. HSS baja digunakan dalam instrumen bedah dan alat-alat.

Vanadium menstabilkan bentuk beta titanium dan meningkatkan kekuatan dan stabilitas suhu titanium. Dicampur dengan aluminium di titanium paduan digunakan dalam mesin jet dan airframes berkecepatan tinggi. Salah satu paduan yang umum adalah Titanium 6Al-4V, sebuah paduan titanium dengan 6% aluminium dan 4% vanadium.

Penggunaan lain

Vanadium kompatibel dengan besi dan titanium, vanadium foil karena itu digunakan dalam cladding titanium untuk baja. Yang moderat neutron termal-capture penampang dan pendek paruh dari isotop yang dihasilkan oleh neutron menangkap vanadium membuat bahan yang cocok struktur bagian dalam sebuah reaktor fusi. Beberapa paduan vanadium menunjukkan perilaku superkonduktor. Pertama A15 fase superkonduktor adalah senyawa vanadium, V 3 Si, yang ditemukan pada tahun 1952. Vanadium-rekaman galium digunakan dalam superkonduktor magnet (17,5 teslas atau 175.000 Gauss). Struktur A15 superkonduktor fase V 3 Ga mirip dengan yang lebih umum Nb 3 Sn dan Nb 3 Ti.
Oksida yang paling umum vanadium, vanadium pentoxide V 2 O 5, digunakan sebagai katalis dalam pembuatan asam sulfat dengan proses kontak dan sebagai oxidizer dalam Maleat anhidrida produksi. Vanadium pentoxide juga digunakan dalam pembuatan keramik . lain oksida vanadium, vanadium dioksida VO 2, digunakan dalam produksi kaca pelapis, yang menghambat radiasi inframerah (dan tidak terlihat cahaya) pada suhu tertentu. Vanadium oksida dapat digunakan untuk mendorong pusat-pusat warna di korundum untuk membuat simulasi Alexandrite perhiasan, meskipun Alexandrite di alam adalah chrysoberyl. Kemungkinan untuk menggunakan vanadium pasangan redoks dalam kedua setengah-sel, sehingga menghilangkan masalah kontaminasi silang oleh difusi ion melintasi membran adalah keuntungan vanadium redoks baterai isi ulang. Vanadate dapat digunakan untuk melindungi baja terhadap karat dan korosi oleh lapisan konversi elektrokimia. Lithium oksida vanadium telah diusulkan untuk digunakan sebagai anoda kepadatan energi yang tinggi untuk baterai lithium ion, di 745 Wh / L ketika dipasangkan dengan lithium kobalt oksida katoda. ini telah diusulkan oleh beberapa peneliti bahwa jumlah yang kecil, 40-270 ppm, vanadium dalam Wootz baja dan baja Damaskus, secara signifikan meningkatkan kekuatan materi, meskipun jelas apa sumber vanadium itu.

 

Senyawa koordinasi

Senyawa koordinasi adalah senyawa yang terbentuk dari ion sederhana (kation maupun anion) serta ion kompleks. Senyawa koordinasi merupakan senyawa molekular yang mengandung logam transisi blok d dan ligan disebut senyawa koordinasi. jumlah ikatan kovalen koordinasi yang dapat terbentuk pada pembentukan kompleks disebut bilangan koordinasi dan ion pusat. Contoh :

  • Ion Cu2+  memiliki bilangan koordinasi 4 dalam [Cu(H2O)4]2+ , [CuCl4]-2
  • Ion Fe3+  memiliki bilangan koordinasi ^ dalam [Fe(H2O)6]3+, [FeF6]3-, dan [Fe(CN)6]2-.

 

v  Senyawa koordinasi terdiri dari :

  • Ion logam bermuatan positif (disebut atom pusat)
  • Sejumlah gugus koordinasi (disebut ligan)

Atom pusat

Atom Pusat (ion positif) bertindak sebagai asam lewis. Atom yang menyediakan tempat bagi elektron yang didonorkan. Biasanya berupa ion logam, terutama logam golongan transisi yang memiliki orbital d yang kosong. Contoh: Fe2+, Fe3+, Cu2+, Co3+, dll.

Ligan

Ligan bertindak sebagai basa lewis. Dengan demikian, ikatan logam-ligan biasanya adalah ikatan kovalen koordinat. Ligan sekurang-kurangnya memiliki sepasang elektron (e-) bebas dalam orbital ikatnya. Perbandingan besarnya ligan dan atom pusat merupakan faktor utama yang menentukan jumlah ligan maksimum yang dapat ditampung.

Tatanama Senyawa Koordinasi

Penamaan ligan

v  Beberapa ligan diberikan nama khusus:

Senyawa

Nama

NH3

Amin

H2O

Aqua

NO

Nitrosil

CO

Karbonil

 

 

v  Ligan anion diberi nama umum dan pada akhiran di beri O :

Senyawa

Nama

F-

Flouro

Cl-

Kloro

Br-

Bromo

CH3COO-

Asetato

Senyawa

Nama

CN-

Siano

OH-

Hidrokso 

CO32-

Karbonatoo

C2O4-

Oksalato

 

v  Radikal diberi nama sesuai nama biasa :

Senyawa

Nama

CH3

Metil

C6H5

Fenil

 

v  Ligan yang menggunakan nama basa tanpa diberi spasi :

Senyawa

Nama

(CH3)SO

Dimetilsulfaksida

C5H5N

Piridin

(C6H5)3P

Trifenilfosfin

 

 

v  Ligan Ni dan O2 disebut dinitrogen dan dioksigen.

Penyebutan banyaknya jumlah ligan menggunakan awalan yunani (di-, tri-, tetra-, penta-, heksa-, dsb)

 

Urutan penyebutan

v  Nama Garam

Kation disajikan lebih dahuku kemudian diteruskan nama anion. Misal : Cu(NH3)4SO(tetramin tembaga (II) sulfat).

 

Daftar Pustaka

 

Achmad, Hiskia. 1992. Kimia Unsur dan Radiokimia. Bandung: PT. Citra Aditya Bakti.

 

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

http://www.abbyy.com/aligner/?gclid=CMuci7ShnqACFdNR6wodcSI8eA

http://translate.google.co.id/translate?hl=id&sl=en&u=http://en.wikipedia.org/wiki/Vanadium&ei=TomQS5PUKJOtrAe_0I3TCw&sa=X&oi=translate&ct=result&resnum=6&ved=0CBwQ7gEwBQ&prev=/search%3Fq%3DVANADIUM%26hl%3Did%26sa%3DG

 

 

Yulianto Mohsin  http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/tembaga/

 

JimClark http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_anorganik1/logam_transisi/tembaga-anorganik/

 

 

http://www.tekmira.esdm.go.id/data/ulasan.asp

 

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

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

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

 

 

Aluminium dan Golongan III A

BAB 1

 PENDAHULUAN

 

Aluminium (dalam bentuk bauksit) adalah suatu mineral yang berasal dari magma asam yang mengalami proses pelapukan dan pengendapan secara residual.  Proses pengendapan residual sendiri merupakan suatu proses pengkonsentrasian mineral bahan galian di tempat. Pengertian aluminium secara umum adalah logam yang ringan, tidak mengalami korosi, sangat kuat, terutama jika di buat aliasi. Aluminium tahan terhadap korosi karena fenomena pasivasi. Pasivasiadalah pembentukan lapisan pelindung akibat reaksi logam terhadap komponen udara sehingga lapisan tersebut melindungi lapisan dalam logam dari korosi. Resistansi terhadap korosi terjadi akibat fenomena pasivasi, yaitu terbentuknya lapisan aluminium oksida ketika aluminium terpapar denganudara bebas. Lapisan aluminium oksida ini mencegah terjadinya oksidasi lebih jauh. Aluminium paduan dengan tembaga kurang tahan terhadap korosi akibat reaksi galvanik dengan paduan tembaga. Aluminium juga merupakan konduktor panas dan elektrik yang baik. Jika dibandingkan dengan massanya, aluminium memiliki keunggulan dibandingkan dengan tembaga, yang saat ini merupakan logam konduktor  panas dan listrik yang cukup baik, namun cukup berat. Oleh karena sifat-sifat ini, aluminium digunakan untuk membuat kendaraan yang ringan dan hemat energi dan untuk pembuatan kabel, kerangka kapal terbang, mobil dan berbagai produk peralatan rumah tangga. Senyawanya dapat digunakan sebagai obat, penjernih air, fotografi serta sebagai ramuan cat, bahan pewarna, ampelas dan permata sintesis. Demikian pula aluminium banyak digunakan dalam bangunan modern dari bingkai jendela sampai kerangka ruang perkantoran.Aluminum merupakan unsur metal yang paling berlimpah-limpah di dalam kerak bumi.

Aluminium disimbolkan dengan Al, Aluminium terdapat pada golongan logam III A, unsur kimia dengan nomor atom 13 danmassa atom 26, 9815. secara umum logam-logam golongan III A cendrung kurang reaktif dan kurang bersifat logam dibandingkan dengan golongan I A dan II A. Bisa dibandingkan dengan beberapa sifat amfoter atau amfiprotik dan pembentukan senyawa kovalen. Golongan III A juga bisa disebut logam pasca transisi karena terdapat setelah jajaran unsur-unsur transisi. Diantara logam-logam III A, aluminium adalah salah satu logam terpenting yang terdapat di kerak bumi. Bijih aluminium yang digunakan untuk produksi aluminium adalah bauksit. Bijih ini mengandung hidrat aluminium oksida, Al2O3.H2O dan Al2O3.3H2O serta oksida besi, silikon, titanium, sedikit tanah liat dan silikat. Kadar aluminium oksida (alumina) dapat mencapai 35-60%.

 

Ciri-ciri aluminium:

  • Aluminium merupakan logam yang berwarna perak-putih.
  • Aluminum dapat dibentuk sesuai dengan keinginan karena memiliki sifat plastisitas yang cukup tinggi.
  • Merupakan unsur metalik yang paling berlimpah dalam kerak bumi setelah setelah silisium dan oksigen.

Aluminium murni adalah logam yang lunak, tahan lama, ringan, dandapat ditempa dengan penampilan luar bervariasi antara keperakan hingga abu-abu, tergantung kekasaran permukaannya. Kekuatan tensil aluminium murni adalah 90 MPa, sedangkan aluminium paduan memiliki kekuatan tensil berkisar 200-600 MPa. Aluminium memiliki berat sekitar satu pertiga baja, mudah ditekuk, diperlakukan dengan mesin, dicor, ditarik (drawing), dan diekstrusiv. Aluminium murni 100% tidak memiliki kandungan unsur apapun selainaluminium itu sendiri, namun aluminium murni yang dijual di pasaran tidak  pernah mengandung 100% aluminium, melainkan selalu ada pengotor yangterkandung di dalamnya. Pengotor yang mungkin berada di dalam aluminiummurni biasanya adalah gelembung gas di dalam yang masuk akibat proses peleburan dan pendinginan atau pengecoran yang tidak sempurna, material cetakan akibat kualitas cetakan yang tidak baik, atau pengotor lainnya akibat kualitas bahan baku yang tidak baik (misalnya pada proses daur ulang aluminium). Umumnya, aluminium murni yang dijual di pasaran adalah aluminium murni 99%, misalnya aluminium foil.

 

 

BAB 2

 SIFAT FISIKA DAN SIFAT KIMIA

 

  1. A.    Sifat Fisika Unsur Golongan IIIA

 

  Boron Aluminium Galium Indium Thalium
Titik Leleh 2349 K (20760C) 933,47 K (660,320C) 302,91 K (29,760C) 429,75 K (156,600C) 577 K (3040C)
Titik Didih 4200 K (39270C) 2729 K (25190C) 2477 K (22040C) 2345 K (20720C) 1746 K (14730C)
Kalor peleburan 5,59 kJ/mol 10,71  kJ/mol -1 5,59 kJ/mol 3,281 kJ/mol 4,14 kJ/mol -1
Kalor penguapan 254 kJ/mol 294,0 kJ/mol-1 254 kJ/mol 231,8 kJ/mol 165 kJ/mol -1

 

 

Pada golongan III A, unsur Boron meupakan unsur yang bersifat metaloid (unsur peralihan logam dan non logam). Sedangkan unsur lain pada golongan III A yaitu Aluminium, Galium, Indium, dan Thalium adalah unsur logam.

 

 

 

 

 

  1. B.   Sifat Kimia Unsur Golongan III A

 

Aluminium dan Senyawanya

1)      Aluminium ialah merupakan unsur yang sangat reaktif dan reduktor yang baik potensial reduksi Eo= -1,67 V.

2)      Aluminium dapat direaksi dengan air, menghasilkan hidrogen dan juga menghasilkan aluminium oksida yang bersifat ulet dan menempel pada logam yang dapat melindungi masuknya air serta oksigen.

2 Al (s)  +  3 H2O  Al2O3 (s)  +  3 H2 (g)

Oksida ini khusus dibuat untuk melapis tipis aluminium di anoda dalam sel elektrolitik (Aluminium Anodis).

Aluminium bersifat Amfoter dan dapat dilarutan dalam larutan asam atau larutan basa encer.

2 Al (s)  +  6 H+     2 Al3+ (aq)  +  3H2 (g)

2 Al (s)  +  2OH(aq)  +  2 H2O     2 AlO- (aq)  +  3 H2 (g)

Dengan adanya HNO3  pekat menyebabkan aluminium tidak dapat mengalami reaksi

Dipengaruhi oleh kuatnya daya oksidasi dari HNO3

Terbentuk oksida yang dapat melapisi logam sebagai logam yang terlindungi

3)      Reaksi Termit

Sifat afinitas terhadap oksigen dari aluminium yang akan secara spontan akan melepaskan sejumlah kalor yang cukup untuk melelehkan hasil reaksinya.

Al (s)  +  Fe2O3 (s)      Al2O3 (aq)  +  2 Fe (aq)

Kalor yang dihasilkan mencapai 3000oC

4)      Aluminium Anhidrat dari halida adalah senyawa yang memiliki kecendrungan membentuk molekul dimer yang terbentuk oleh pasangan 2 satuan ARX3 (khususnya dalam uap larutan).

Cl                                         Cl                                             Cl

Al                                            Al

Cl                                             Cl                                        Cl

 

5)      Aluminium klorida atau garam aluminium terlarut dalam air.

AlCl3 (s)  +  6 H2O   [Al(H2O)6]3+ (aq)  +  3 Cl- (aq)

Ion heksa aqua aluminium (III)

Biasa disebut ion Al3+

 

Ion Al3+  yang kecil dengan muatan besar menarik elektron dari ikatan O-H dari air (H2O). Sehingga Aluminium dapat berperan sebagai donor proton.

[Al(H2O)6]3+(aq)  +  H2O   [Al(H2O)5 (OH)]2+(aq)   +  H3O+(aq)

Dengan basa yang lebih kuat dari air (H2O) seperti S-2 atau CO32- akan terbentuk endapan hidroksida.

2 [Al(H2O)6]3+(aq)  +  3 S2-(aq) 2 [Al(OH)3(H2O)3](s)  +  3 H2S (g)

                                Reaksi yang sama akan terjadi jika kedalam larutan Al3+ tersebut ditambahkan basa yang lebih kuat seperti NaOH.

[Al(H2O)6]3+(aq)  +  3 OH-(aq)    [Al(OH)3(H2O)3](s)  +  3 H2O(l)

\

Apabila OH-  memiliki kelebihan maka endapan akan melarut.

[Al(OH)3(H2O)3](s)  +  OH-(aq) [Al(H2O)2(OH)4]-(aq) +  H2O(l)

Bila reaksi terjadi di atas ditambahkan asam akan dapat berjalan sebaliknya.

[Al(H2O)2(OH)4]-(aq)  +  H3O+     [Al(OH)3(H2O)3](s)  +  H2O(l)

[Al(OH)3 (H2O)3](s)  +  H3O+     [Al(OH)2(H2O)4](aq)  +  H2O(l)

 

6)      Al2O3 bersifat amfoter. Zat ini mengalami pelarut dengan lambat, baik dalam larutanasam encer maupun larutan basa encer.

Al2O3(s)  +  6 H+(aq)   2 Al3+(aq)  +  3 H2O (l)

Al2O3(s)  +  2 OH-(aq)   +  3 H2O  2 Al(OH)4-(l)

 

7)      Al2O3 . 3 H2O   Al2O+  3 H2O     H  =  + 307 KJ mol-1

 

 

 


 

Bagan reaksi kimia aluminium

BAB 3

SUMBER DAN CARA MEMPEROLEH UNSUR GOLONGAN III A

 

  1. A.   Sumber

Aluminium adalah salah satu logam terpenting yang tedapat dalam kerak bumi. Bijih aluminium yang digunakan untuk produksi aluminium adalah bauksit. Bauksit mengandung hidrat aluminium oksida, Al2O3.H2O, dan Al2O3.3H2O serta oksida besi, silikon, titanium, sedikit tanah liat dan silikat. Kadar Aluminium Oksida (Alumina) dapat mencapai 35% – 60%.

Boron tidak ditemukan di alam,  tetapi timbul sebagai asam othorboric dan biasanya ditemukan dalam sumber mata air gunungberapi dan sebagai borates di dalam boron dan colemantie. Ulexite, mineral boron yang lain dianggap sebagai serat optic alami. Sumber-sumberpenting boron adalah rasorite (kernite) dan tincal (bijih borax). Kedua bijih ini dapat ditemukan di gurun Mojave. Tincal merupakan sumber penting boron dari Mojave. Deposit borax yang banyak juga ditemukan di Turkey. Boron muncul secara alami sebagai campuran isotop 10B sebanyak 19.78% dan isotop 11B 80.22%. Boron bukan konduktor listrik yang bagus pada suhu ruangan, tetapi pada suhu yang lebih tinggi.

Galiumseringditemukansebagaielemen yang terkandung di dalamdiaspore, sphalerite, germanite, bauksit dan batubara. Analisa debu dari hasil pembakaran batubara pernah menunjukkan kandungan gallium sebanyak 1.5%.

Indium sering diasosiasikan dengan seng dan dari bahan inilah indium diproduksi secara komersil. Ia juga ditemukan di bijih besi, timbale dan tembaga.

Talium terdapat di  crooksite, lorandite, dan hutchinsonite. Ia juga ada dalam pyrites dan diambil dengan cara memanggang bijih ini. Talium juga dapat diambil dengan cara melebur bijih timbale dan seng. Proses pengambilan talium agak kompleks dan tergantung sumbernya. Manganes nodules, ditemukan di dasar samudera juga mengandung talium.

 

  1. B.   Cara memperoleh

Pada tahun 1825, Oersted. Memperoleh aluminium murni dengan cara mereduksi aluminium klorida dengan kalium-merkurium.

AlCl3(s) + 3K(Hg)x(l)  3 KCl(s) + Al(Hg)3x(l)

Kemudian dengan distilasi, merkurium dapat dihilangkan dan akhirnya diperoleh logam aluminium. Pada tahun 1854, Henri Sainte dan Claire Deville membuat aluminium dari natrium aluminium klorida dengan cara memanaskannya dengan logam natrium.

Padatahun 1886, Charles Hall mulai memproduksi aluminium dengan proses skala besar seperti sekarang, yaitu melalui elektrolisis alumina di dalam kriolit lebur. Pada tahun itu pula Paul Herault mendapat paten Perancis untuk proses serupa dengan proses Hall. Pada tahun 1980, produksi dunia dengan proses ini mencapai 107 ton. Pada proses ini aluminium diperoleh dengan cara katalis aluminium oksida yang dilarutkan dalam leburan kriolit (Na3AlF6).

Bahan baku bauksit, masih merupakan campuran aluminium oksida, besi(III) oksida dan silika.  Jadi ada dua tahap dalam produksi aluminium yaitu reaksi pemurnian untuk memperoleh alumina murni dan tahap elektrolisis.

 

 

 

 

  • ReaksiPemurnian:

Al2O3(s) + 2 OH-(aq) + 3 H2O(l)  2[Al(OH)4]-(aq)

SiO2 + 2 OH-(aq) SiO32-(aq) + H2O(l)

2[Al(OH)4]-(aq) + CO2  2 Al(OH)3(s) + CO32-(aq)

Alumina tidak dapat direduksi dengan karbon, karena adanya pembentukan  Al4C3 (aluminium karbida), dan reaksi balik antara uap aluminium dengan CO2 di dalam kondensor akan menyebabkan terjadinya pembentukan aluminium oksida sebagaimana semula. Perubahan entalpi yang terjadi dalam reaksi itu adalah sebagai berikut:

  • Elektrolisis dibuat dari baja, yang dilapisi grafit. Grafit ini berfungsi sebagai katoda. Anoda dibuat dari karbon.

 

Katoda: AlF4- + 3 e- Al + 4F-

Anoda: 2 AlOF54- + C  CO2 + AlF63- + AlF4- + 4 e-

 

Secara sederhana, reaksi pada elektroda dapat dituliskan sebagai berikut,

 

Katoda: 2 Al3+ + 6 e-  2 Al

Anoda: 3O2-  1 1/5 O2 + 6 e-

 

Oksigen yang terbentuk pada suhu operasi dapat mengoksidasi anoda.

Reaksi secara keseluruhan dapat ditulis sebagai berikut:

 

2 Al2O3(dalamKriolit) + 3 C(s)  4 Al(l) + 3 CO2(g)

Karbon yang diperlukan untuk reduksi berasal dari anoda dan untuk itu diperlukan antara 0,5sampai 0,6 kg karbon per kilogram logam. Walaupun secara teoritis yang diperlukan sebetulnya hanyalah 0,33 kg, namun karena karbondioksida yang keluar itu mengandung 10% sampai 15% karbon monoksida (CO), maka jumlah yang diperlukan dalam praktik tentu lebih besar. Langkah-langkah pembuatan logam aluminium adalah sebagaiberikut.

  1. Pasang atau ganti pelapis sel.
  2. Buat anoda karbon dan gunakan di dalam sel.
  3. Siapkan penangas kriolit dan kendalikan komposisinya.
  4. Larutkan alumina di dalam kriolit lebur.
  5. Larutan alumina dielektrolisis sehingga membentuk aluminium logam yang bertindak sebagai katoda.
  6. Karbon electrode teroksidasi oleh oksigen yang dibebaskan.
  7. Aluminium cair dialirkan keluar dari sel, dipadu (bila perlu), dicetak menjadi logam batangan dan didinginkan.

Sel elektrolit berbentuk kotak baja besar. Di dalamnya terdapat kompartemen katode yang dilapisi dengan campuran pitch dan batu bara antrasit atau dengan kokas yang dipanggang di tempat dengan bantuan arus listrik, atau dengan blok-blok katoda yang telah dipanggang dan kemudian di semenkan satu sama lain. Lubang kompartemen katode itu mempunyai kedalaman 30 sampai 50 cm, dengan lebar mencapai 3 m danpanjang 9 m bergantung pada jenis sel dan beban yang direncanakan. Tebal pelapis berkisar antara 15 sampai 25 cm pada bagian sisi dan 26 sampai 46 cm pada bagian dasar. Di antara dinding baja dan pelapis dipasang isolasitermal yang terdiri dari baja tahan panas, blok asbes, atau bahan lain. Pada pelapis bagian dasar dipasang batangan baja besar yang berfungsi sebagai pengumpul arus katode. Batangan ini menjulur keluar melalui lubang pada kotak baja dan dihubungkan dengan batangan pengantarkatoda. Pelapis sel biasanya tahan 2 sampai 4 tahun. Kerusakan biasanya terjadi karena penyusupan logam melalui katoda sehingga melarutkannya atau karena penetrasi logam keluar dari kotak baja melalui kebocoran di sekitar kolektor arus. Keseluruhan pelapis, isolasi dan kolektor itu kemudian diganti. Pelapisan kembali kotak sel merupakan sebagian besar dari biaya produksi dan di sini tercakup bukan saja tenaga kerja, kolektor, pelapis dan bahan isolasi, tetapi juga kehilangan bahan elektrolit yang diserap oleh pelapis yang terpakai. Gambar skematik penampang penangas reduksi aluminium ditunjukkan seperti gambar berikut ini:

 

Selama beroperasi nyasel, terjadi pembentukan kerak di atas permukaan penangas lebur. Alumina ditambahkan keatas kerak ini, dimana alumina mengalami pemanasan dan melepaskan kandungan airnya. Kerak ini dipecahkan secara berkaladan alumina diaduk kedalam penangas agar konsentrasinya tetap berada di sekitar 2% sampai 6%. Kebutuhan teoristis alumina adalah 1,89 kg per kilogram aluminium. Tetapi dalam praktik, angkanya kira-kira 1,91 kg. Bilamana kadar alumina di dalam penangas berkurang, dan efek anode berlangsung, maka pada anode terbentuk suatu lapisan tipis karbon tetrafluorida dan penangas tidak dapat lagi membasahi permukaan anode. Mengenai mekanisme yang sebenarnya terjadi dari pelarutan alumina di dalam penangas dan bagaimana mekanisme dekomposisi elektrolitiknya masih belum jelas. Tetapi hasil akhirnya adalah pembebasan oksigen pada anode dan pengendapan logam aluminium pada katode. Oksigen bergabung dengan anode karbon dan menghasilkan CO dan CO2, tetapi yang terbanyak adalah CO2.

Dalam Pembuatan Boron, menurut Moissan, unsure ini diperoleh melalui perubahan menjadi asam borat yang disusul kemudian dengan dehidrasi menjadi B2O3, kemudian direduksi dengan logam magnesium. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut:

 

 

 

Hasil yang didapatkan berupa boron amorf yang mengandung 80% – 90% boron. Boron yang kemurniannya tinggi untuk semikonduktor, menurut Kiessling dapat diperoleh lewat reduksi BBr3dengan Hidrogen pada suhu 800oC.

 

 

 

 

BAB 4

PENGGUNAAN

 

Keterbatasan persediaan kayu di Indonesia membuat aluminium dapat dijadikan sebagai bahan alternatif pembuatan komponen konstruksi kapal kayu tradisional. Bahan ini memiliki perbandingan kekuatan dan berat yang lebih kecil daripada kayu. Akan tetapi, proses pengerjaan konstruksi bermaterial aluminium membutuhkan teknik yang lebih rumit daripada konstruksi kayu. Selain itu harganya relatif lebih mahal. Penelitian ini bermaksud untuk menganalisis keunggulan dari konstruksi berbahan aluminium jika dibandingkan dengan kayu, baik bila ditinjau secara teknis maupun ekonomis. Selain itu, penelitian ini juga diharapkan dapat memberikan sumbangan tekonologi alternatif pembangunan kapal kayu tradisional karena keterbatasan persediaan kayu. Hal yang ditinjau dalam penelitian ini adalah penggunaan aluminium sebagai bahan gading dan balok geladak. Perhitungan berat menunjukkan bahwa LWT dapat dikurangi sedangkan DWT dapat ditingkatkan. Perhitungan stabilitas menunjukkan bahwa kapal dengan konstruksi seperti ini lebih stabil karena GZ bertambah. Secara ekonomis, beaya pembangunan kapal dengan konstruksi kombinasi ini relatif lebih rendah dari kapal yang sepenuhnya kayu.

 

Aluminium adalah putih keperakan dan logam yang sangat populer yang memiliki banyak kegunaan dan sifat yang berguna. Tidak ada logam lain memiliki sebagai banyak kegunaan seperti aluminium tidak. Seperti aluminium memiliki sifat daur ulang, logam ini cukup untuk memenuhi semua kebutuhan sehari-hari kita. Aluminium digunakan di rumah, di konstruksi, dalam beberapa bagian mobil dan juga di sebagian besar moda transportasi. Hal ini cukup mengejutkan untuk melihat bahwa ada begitu banyak menggunakan logam. Berikut adalah beberapa penggunaan aluminium.

 

 

Penggunaan Aluminium di Masyarakat

 

Di Rumah

 

Aluminium digunakan untuk kusen jendela, pintu dan tombol-tombol untuk membuat peralatan di dapur. Ada berbagai hal yang terbuat dari aluminium di rumah, seperti peralatan dan aluminium foil di mana makanan dikemas. Hal ini bahkan dapat digunakan sebagai penghilang kerut dari pakaian, beberapa menggunakan aluminium juga mencakup barang-barang dekorasi rumah seperti bingkai jendela, kenop pintu, pagar, grills, bar tirai serta artefak yang terbuat dari aluminium. Aluminium digunakan dalam membuat klub golf, furniture indoor dan outdoor, kelelawar tenis, kulkas, pemanggang roti, panci, ceret, dll.

 

Transportasi

 

Transportasi meliputi udara, air dan transportasi jalan. Beberapa bagian kapal induk terbuat dari aluminium karena ini adalah logam ringan. Selain itu, aluminium banyak digunakan untuk membuat kapal dan konstruksi kapal. Ada beberapa bagian mobil yang juga dibuat menggunakan aluminium. Gerbong kereta api juga terbuat dari aluminium. Seperti mobil yang digunakan sehari-hari, mari kita lihat apa bagian aluminium sebenarnya berisi.

Aluminium secara luas digunakan dalam mobil. Aluminium bagian mobil memiliki sifat termal dan estetika yang baik. Bagian-bagian mobil cukup murah. Beberapa bagian mobil seperti roda, blok mesin, komponen suspensi, tudung, perumahan transmisi, roda bar spacer terbuat dari aluminium. Bagian lain seperti rumah karburator, menangani aluminium, beberapa ornamen dan logo, kurung, cermin, adapter pengisi udara, rumah alternator, kipas impeler dan bagian kopling juga melibatkan penggunaan aluminium. Valve meliputi juga terbuat dari aluminium.

 

 

 

Pengemasan

 

Kemasan merupakan salah satu penggunaan yang paling umum dari aluminium. Minum kaleng, tutup botol, foil, nampan, dll semua terbuat dari aluminium. Menggunakan aluminium lainnya untuk kemasan kotak penyimpanan, alat tutup, termos, dll.

 

Penggunaan Aluminium dalam Konstruksi

 

Aluminium digunakan secara luas untuk konstruksi. Sebagian besar melibatkan bahan konstruksi aluminium. Skrap aluminium, pengecoran, fabrikasi, pipa, lembaran, tabung, tank, bar, kawat, stamping, jendela, pin, pintu, batang, pagar, tangga, jendela, membangun jembatan, skylight, dll juga digunakan pada bangunan komersial. Tangga juga terbuat dari aluminium. Hal ini juga digunakan untuk peralatan industri.

 

Kegunaan alumunium dan senyawanya

 

Alumunium mempunyai banyak kegunaan dalam kehidupan manusia. Alumunium banyak digunakan untuk alat-alat dapur, mobil, pesawat terbang dan tutup kaleng. Hal ini karena sifatnya yang khas yaitu ringan, tahan karat, mudah dibentuk dan dipadu dengan logam lain. Pembuatan badan pesawat terbang

Sektor pembangunan perumahaan, untuk kusen pintu dan jendela
Sektor industri makanan, contohnya aluminium foil dan kaleng aluminium untuk kemasan berbagai jenis produk makanan/minuman. Sektor lainnya, misalnya untuk kabel listrik, perabotan rumah tangga dan barang kerajinan.

Pembuatan termit, yaitu campuran serbuk aluminium dengan serbuk besi(III) oksida yang digunakan untuk mengelas baja di tempat misalnya untuk menyambung rel kereta api

 

Aluminium digunakan berlebihan dalam dunia modern, dan penggunaan logam sangat beragam karena banyak kombinasi yang tidak biasa dari properti . Tidak ada unsur logam lainnya dapat digunakan dalam banyak cara seperti di berbagai domain, seperti di rumah, di transportasi, di darat, laut dan di udara, dan di industri dan perdagangan.Menggunakan aluminium tidak selalu sejelas mereka mungkin terlihat, dengan proporsi yang cukup besar dari aluminium dan aluminium oksida yang diproduksi akan ke dalam proses yang terpisah lainnya, seperti pembuatan kaca, daripada terhadap produk konsumen umum bahwa kita Aluminium paling mudah bergaul dengan.

Salah satu penggunaan yang paling umum akhir dari aluminium adalah kemasan, termasuk kaleng minuman, pembungkus foil, tutup botol dan kontainer foil. Masing-masing bergantung pada aluminium untuk menyediakan cara yang mengandung makanan bersih, dan untuk melindunginya dari perubahan dalam lingkungan lokal di luar kemasan. Aluminium masih digunakan dalam cara yang sangat besar dalam industri kemasan makanan meskipun ada kekhawatiran kesehatan baru-baru menghubungkan aluminium untuk penyakit Alzheimer . Resistensi alami aluminium untuk korosi bantu dalam perannya dalam kemasan (dan banyak daerah lain), tidak seperti zat besi, aluminium oksida membentuk lapisan pelindung dan tidak merusak. Aluminium juga benar-benar kedap air, (bahkan ketika digulung menjadi foil yang sangat tipis), dan juga tidak membiarkan aroma atau rasa keluar dari kemasan makanan, logam non-beracun dan aromaless sendiri juga, sehingga cocok untuk kemasan.

Kekuatan tak terkalahkan aluminium untuk rasio berat 1 memberi banyak kegunaan dalam industri transportasi. Transportasi adalah semua tentang memindahkan barang-barang di sekitar dan untuk melakukannya gaya selalu dibutuhkan. Seperti gaya = massa x percepatan (Hukum Kedua Newton tentang Gerak), gaya kurang dibutuhkan untuk memindahkan objek yang lebih ringan untuk percepatan tertentu daripada yang dibutuhkan untuk mendapatkan obyek yang lebih berat dengan percepatan yang sama. Seperti aluminium sangat ringan ini berarti bahwa energi yang lebih sedikit harus digunakan untuk memindahkan sebuah kendaraan yang dibuat dengan aluminium dari satu terbuat dari logam berat, misalnya baja. Meskipun aluminium bukan logam yang terkuat paduan unsur-unsur lain digunakan untuk pin nya dislokasi dalam struktur untuk meningkatkan nya kekuatan . Dengan kereta api, kapal dan mobil aluminium berguna untuk properti ini ringan (yang memberikan efisiensi bahan bakar) tetapi tidak penting, namun dalam pesawat menjaga berat badan yang relatif rendah sangat penting (untuk tingkat tanah), dan aluminium memungkinkan pesawat untuk memiliki ini . Dalam pesawat yang modern aluminium membuat sampai 80% dari (unladen) berat badan mereka, dan sebuah Boeing 747 yang normal mengandung sekitar 75 000 kg logam. ketahanan korosi merupakan keuntungan dalam transportasi (serta kemasan) karena membuat lukisan pesawat tidak perlu menyimpan beberapa ratusan kilogram berat badan lebih lanjut.

Berat juga penting dalam menggunakan listrik aluminium, di mana itu rendah kepadatan 2 membuat pilihan pertama untuk kabel listrik jarak jauh walaupun memiliki hanya 63% dari konduktivitas listrik dari (padat banyak) tembaga. Bahkan 1 kg aluminium melakukan listrik hampir dua kali sebanyak 1 kg tembaga. Sejak 1945 aluminium telah digunakan dalam transmisi listrik tegangan tinggi, di tempat tembaga sebagai bahan itu adalah kekuatan garis biaya yang paling efisien. Dengan berat tembaga banyak, dan struktur dukungan yang mahal perlu digunakan, namun menggunakan sedikit aluminium mendukung ringan dan lebih murah harus digunakan. Ini menghemat sejumlah besar uang, meskipun terbuang dalam listrik karena konduktivitas yang lebih rendah. Aluminium juga lebih ulet dari tembaga, sehingga lebih mudah untuk menarik ke kabel untuk memproduksi kabel listrik, yang tahan korosi melengkapi profil aluminium sebagai pilihan yang sempurna untuk jarak jauh distribusi listrik. Aluminium memiliki aplikasi listrik lain juga termasuk antena TV, antena parabola, dan menjadi basis standar untuk lampu.

Bangunan dibuat dengan aluminium hampir pemeliharaan bebas karena kekuatan aluminium tahan korosi . Karena ini dan berat ringan digunakan dalam kelongsong, jendela, skylight, talang, kusen pintu, dan atap. Cladding aluminium berisolasi juga sangat efisien termal, menjaga rumah hangat di musim dingin, dan sejuk di musim panas. Satu lapisan cladding aluminium terisolasi seefektif empat inci dari batu bata atau sepuluh dari batu. Aluminium juga dapat dicat dan digunakan dengan bahan lain untuk mencapai efek tertentu pada penampilan bangunan. Logam ini sangat fleksibel dan dapat melengkung, meruncing, dilas, terikat dan memotong ke bentuk yang akan digunakan untuk pekerjaan tertentu.

Aluminium juga memiliki menggunakan akhir lebih lanjut dalam produk yang digunakan lebih mudah di sekitar rumah. Seperti semua kegunaan lain mereka berhubungan khusus kembali ke sifat-sifat logam. Bahan ini digunakan untuk membuat panci, peralatan dapur, klub golf, tenis kelelawar, furniture indoor dan outdoor, kulkas, dan pemanggang roti.

Aluminium memiliki sejumlah besar menggunakan. Ini berkisar dari segala macam kemasan, hingga pesawat terbang, mobil dan gerbong kereta. Aluminium juga penting dalam kabel listrik, bangunan dan industri konstruksi dan benda-benda rumah tangga biasa. Fitur kunci yang meminjamkan ini menggunakan aluminium yang tahan korosi, kepadatan rendah, daktilitas, konduktivitas listrik dan kekuatan dalam paduan.

 

 

 

DAFTAR PUSTAKA

 

Achmad, Hiskia. 1992. Kimia Unsur dan Radiokimia. Bandung: PT. Citra Aditya Bakti.

Budi Utami. “Sifat Periodik Unsur” dalam Chem-is-Try. Bogor: http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-sma-ma/tabel-periodik-unsur-dan-struktur-atom/sifat-periodik-unsur-sifat-logam-titik-leleh-dan-titik-didih/. Kamis 22 September 2011, 04.16.

Ta’minudin, Nina Marliana, dan Rusman. 2007. Kimia Anorganik. Bogor: Sekolah Menengah Analis Kimia Bogor.

Taro Saito. “Kimia Logam Golongan Utama” dalam Chem-is-Try. Bogor: http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia-anorganik-universitas/kimia-logam-golongan-utama/logam-golongan-13-dan-14/. Rabu, 12 Oktober 2011. 17.42.

Yulianto Mohsin. “Aluminium” dalam Chem-is-Try. Bogor: http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/alumunium/. Rabu, 12 Oktober 2011. 17.41.

Yulianto Mohsin. “Boron” dalam Chem-is-Try. Bogor: http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/boron/. Rabu, 12 Oktober 2011. 17.44.

Yulianto Mohsin. “Galium” dalam Chem-is-Try. Bogor: http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/galium/. Rabu, 12 Oktober 2011. 17.47.

Yulianto Mohsin. “Indium” dalam Chem-is-Try. Bogor: http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/indium/. Rabu, 12 Oktober 2011. 17.50.

Yulianto Mohsin. “Talium” dalam Chem-is-Try. Bogor: http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/Talium/. Rabu, 12 Oktober 2011. 17.52.

 

 

 

 

 

 

Ikuti

Get every new post delivered to your Inbox.