Unsur-Unsur Golongan Utama

Gas Mulia (Noble Gas)

Gas Mulia (Noble Gas) adalah bagian kecil dari atmosfer. Gas Mulia terletak pada Golongan VIIIA dalam sistem periodik. Gas mulia terdiri dari unsur Helium (He), Neon (Ne), Argon (Ar), Kripton (Kr), Xenon (Xe), dan Radon (Rn). Keistimewaan unsur-unsur gas mulia adalah memiliki konfigurasi elektron yang sempurna (lengkap), dimana setiap kulit dan subkulit terisi penuh elektron. Dengan demikian, elektron valensi unsur gas mulia adalah delapan (kecuali unsur Helium dengan dua elektron valensi). Konfigurasi demikian menyebabkan gas mulia cenderung stabil dalam bentuk monoatomik dan sulit bereaksi dengan unsur lainnya.

Keberadaan unsur-unsur Gas Mulia pertama kali ditemukan oleh Sir William Ramsey. Beliau adalah ilmuwan pertama yang berhasil mengisolasi gas Neon, Argon, Kripton, dan Xenon dari atmosfer. Beliau juga menemukan suatu gas yang diisolasi dari peluruhan mineral Uranium, yang mempunyai spektrum sama seperti unsur di matahari, yang disebut Helium. Helium terdapat dalam mineral radioaktif dan tercatat sebagai salah satu gas alam di Amerika Serikat. Gas Helium diperoleh dari peluruhan isotop Uranium dan Thorium yang memancarkan partikel α. Gas Radon, yang semua isotopnya radioaktif dengan waktu paruh pendek, juga diperoleh dari rangkaian peluruhan Uranium dan Thorium.

Saat mempelajari reaksi kimia dengan menggunakan gas PtF6 yang sangat reaktif, N. Bartlett menemukan bahwa dengan oksigen, akan terbentuk suatu padatan kristal [O­2]+[PtF6]-. Beliau mencatat bahwa entalpi pengionan Xenon sama dengan O2. Dengan demikian, suatu reaksi yang analog diharapkan dapat terjadi. Ternyata, hal tersebut benar. Pada tahun 1962, beliau melaporkan senyawa pertama yang berhasil disintesis menggunakan Gas Mulia, yaitu padatan kristal merah dengan formula kimia [Xe]+[PtF6]-. Selanjutnya, berbagai senyawa Gas Mulia juga berhasil disintesis, diantaranya XeF2, XeF4, XeF6, XeO4, dan XeOF­4.

Seluruh unsur Gas Mulia merupakan gas monoatomik. Dalam satu golongan, dari He sampai Rn, jari-jari atom meningkat. Dengan demikian,ukuran atom Gas Mulia meningkat, menyebabkan gaya tarik-menarik antar atom (Gaya London) semakin besar. Hal ini mengakibatkan kenaikan titik didih unsur dalam satu golongan. Sementara energi ionisasi dalam satu golongan menurun dari He sampai Rn. Hal ini menyebabkan unsur He, Ne, dan Ar tidak dapat membentuk senyawa (energi ionisasinya sangat tinggi), sementara unsur Kr dan Xe dapat membentuk senyawa (energi ionisasinya relatif rendah dibandingkan Gas Mulia lainnya). Gas Argon merupakan Gas Mulia yang paling melimpah di atmosfer (sekitar 0,934% volume udara), sedangkan Gas Helium paling melimpah di jagat raya (terlibat dalam reaksi termonuklir pada permukaan matahari). (klik di sini untuk melihat sifat Gas Mulia dalam Tabel Periodik)

Gas Neon, Argon, Kripton, dan Xenon diperoleh dengan fraksionasi udara cair. Gas-gas tersebut pada dasarnya bersifat inert (stabil/lembam), sebab kereaktifan kimianya yang rendah, sebagai konsekuensi dari konfigurasi elektron yang lengkap. Kegunaan utama gas Helium adalah sebagai cairan dalam krioskopi. Gas Argon digunakan untuk menyediakan lingkungan yang inert dalam peralatan laboratorium, dalam pengelasan, dan dalam lampu listrik yang diisi gas. Sementara gas Neon digunakan untuk tabung sinar pemutusan muatan.

Halogen (Halogen)

Unsur Halogen (Golongan VIIA) adalah unsur-unsur nonlogam yang reaktif. Halogen terdiri dari unsur Fluor (F), Klor (Cl), Brom (Br), Iod (I), dan Astatin (At). Astatin adalah unsur radioaktif dengan waktu hidup (life time) yang sangat singkat dan mudah meluruh menjadi unsur lain. Dalam pembahasan ini, kita hanya akan membicarakan empat unsur pertama Halogen. Secara umum, unsur Halogen bersifat toksik dan sangat reaktif. Toksisitas dan reaktivitas Halogen menurun dari Fluor sampai Iod. (klik di sini untuk melihat sifat Halogen dalam Tabel Periodik)

Dalam satu golongan, dari Fluor sampai Iod, jari-jari atom meningkat. Akibatnya, interaksi antar atom semakin kuat, sehingga titik didih dan titik leleh pun meningkat. Dalam keadaan standar (tekanan 1 atm dan temperatur 25°C), Fluor adalah gas berwarna kekuningan, Klor adalah gas berwarna hijau  pucat, Brom adalah cairan berwarna merah kecoklatan, dan Iod adalah padatan berwarna ungu-hitam. Energi ionisasi menurun dalam satu golongan , demikian halnya keelektronegatifan dan potensial standar reduksi (E°red). Ini berarti, Flour paling mudah tereduksi (oksidator kuat), sedangkan Iod paling sulit tereduksi (oksidator lemah).

Beberapa keistimewaan unsur Fluor yang tidak dimiliki unsur Halogen lainnya adalah sebagai berikut :

1. Fluor adalah unsur yang paling reaktif dalam Golongan Halogen. Hal ini terjadi akibat energi ikatan F-F yang relatif rendah (150,6 kJ/mol) dibandingkan energi ikatan Cl-Cl (242,7 kJ/mol) maupun Br-Br (192,5 kJ/mol). Sebagai tambahan, ukuran atom F yang kecil menyebabkan munculnya tolakan yang cukup kuat antar lone pair F-F, sehingga ikatan F-F tidak stabil dan mudah putus. Hal ini tidak terjadi pada ikatan Cl-Cl maupun Br-Br sehingga keduanya relatif stabil dibandingkan ikatan F-F.

2. Senyawa Hidrogen Fluorida (HF) memiliki titik didih tertinggi akibat adanya ikatan Hidrogen. Sementara senyawa halida lainnya (HCl, HBr, dan HI) memiliki titik didih yang relatif rendah.

3. Hidrogen Fluorida (HF) adalah asam lemah, sedangkan asam halida lainnya (HCl, HBr, dan HI) adalah asam kuat.

  

4. Gas Fluor dapat bereaksi dengan larutan natrium hidroksida (NaOH) membentuk oksigen difluorida yang dapat dinyatakan dalam persamaan reaksi berikut :

2 F2(g) +  2 NaOH(aq) ——> 2 NaF(aq) +  H2O(l) + OF2(g)

Sementara itu, reaksi yang analog juga terjadi pada Klor dan Brom, dengan produk yang berbeda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Cl2(g) +  2 NaOH(aq) ——> NaCl(aq) +  NaOCl(aq) +  H2O(l)

Br2(l) +  2 NaOH(aq) ——> NaBr(aq) +  NaOBr(aq) +  H2O(l)

Kedua reaksi di atas dikenal dengan istilah Reaksi Disproporsionasi (Autoredoks). Iod tidak dapat bereaksi dalam kondisi ini

5. Senyawa Perak Fluorida (AgF) mudah larut dalam air, sedangkan perak halida lainnya (AgCl, AgBr, dan AgI) sukar larut dalam air.

Unsur Halogen membentuk berbagai variasi senyawa. Dalam keadaan standar, unsur bebas Halogen membentuk molekul diatomik (F2, Cl2, Br2, I2). Oleh karena kereaktifannya yang besar, Halogen jarang ditemukan dalam keadaan bebas. Halogen umumnya ditemukan dalam bentuk senyawa. Halogen yang ditemukan dalam air laut berbentuk halida (Cl-, Br-, dan I-). Sementara di kerak bumi, halogen berikatan dalam mineral, seperti Fluorite (CaF2) dan kriolit (Na3AlF6).

Antar Halogen dapat mengalami reaksi kimia. Oleh karena kekuatan oksidator menurun dari Fluor sampai Iod, Halogen dapat mengoksidasi Ion Halida yang terletak di bawahnya (displacement reaction). Dengan demikian, reaksi yang terjadi antar Halogen dapat disimpulkan dalam beberapa pernyataan di bawah ini :

1. F2 dapat mengoksidasi Cl- menjadi Cl2, Br- menjadi Br2, serta I- menjadi I2.

2. Cl2 dapat mengoksidasi Br- menjadi Br2, serta I- menjadi I2. Cl2 tidak dapat mengoksidasi F- menjadi F2.

3. Br2 dapat mengoksidasi I- menjadi I2. Br2 tidak dapat mengoksidasi F- menjadi F2 maupun Cl- menjadi Cl2.

4. I2 tidak dapat mengokisdasi F- menjadi F2, Cl- menjadi Cl2, serta Br- menjadi Br2.

Gas F2 dapat diperoleh dari elektrolisis cairan (bukan larutan) Hidrogen Fluorida yang diberi sejumlah padatan Kalium Fluorida untuk meningkatkan konduktivitas pada temperatur di atas 70°C. Di katoda, ion H+ akan tereduksi menjadi gas H2, sedangkan di anoda, ion F‑ akan teroksidasi menjadi gas F2.

Gas Cl2 dapat di peroleh melalui elektrolisis lelehan NaCl maupun elektrolisis larutan NaCl. Melalui kedua elektrolisis tersebut, ion Cl- akan teroksidasi membentuk gas Cl2 di anoda. Gas Cl2 juga dapat diperoleh melalui proses klor-alkali, yaitu elektrolisis larutan NaCl pekat (brine). Reaksi yang terjadi pada elektrolisis brine adalah sebagai berikut :

2 NaCl(aq) +  2 H2O(l) ——> 2 NaOH(aq) +  H2(g) +  Cl2(g)

Di laboratorium, unsur Klor, Brom, dan Iod dapat diperoleh melalui reaksi alkali halida (NaCl, NaBr, NaI) dengan asam sulfat pekat yang dipercepat dengan penambahan MnO2 sebagai katalis. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

MnO2(s) +  2 H2SO4(aq) +  2 NaCl(aq) ——> MnSO4(aq) +  Na2SO4(aq) +  2 H2O(l) +  Cl2(g)

MnO2(s) +  2 H2SO4(aq) +  2 NaBr(aq) ——> MnSO4(aq) +  Na2SO4(aq) +  2 H2O(l) +  Br2(l)

MnO2(s) +  2 H2SO4(aq) +  2 NaI(aq) ——> MnSO4(aq) +  Na2SO4(aq) +  2 H2O(l) +  I2(s)

Halida dibedakan menjadi dua kategori, yaitu halida ionik dan halida kovalen. Fluorida dan klorida dari unsur logam, terutama unsur Alkali dan Alkali Tanah (kecuali Berilium) merupakan halida ionik. Sementara, flurida dan klorida dari unsur nonlogam, seperti Belerang dan Fosfat merupakan halida kovalen. Bilangan oksidasi Halogen bervariasi dari -1 hingga +7 (kecuali Fluor). Unsur Fluor yang  merupakan unsur dengan keelektronegatifan terbesar di alam, hanya memiliki bilangan oksidasi 0 (F2) dan -1 (fluorida).

Halogen dapat bereaksi dengan Hidrogen menghasilkan Hidrogen Halida. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

X2(g) +  H2(g) ——> 2 HX(g)

X = F, Cl, Br, atau I

Reaksi ini (khususnya pada F2 dan Cl2)menimbulkan ledakan hebat (sangat eksotermis). Oleh karena itu, reaksi tersebut  jarang digunakan di industri. Sebagai pengganti, hidrogen halida dapat dihasilkan melalui reaksi klorinasi hidrokarbon. Sebagai contoh :

C2H6(g) +  Cl2(g) ——> C2H5Cl(g) +  HCl(g)

Di laboratorium, hidrogen halida dapat diperoleh melalui reaksi antara logam halida dengan asam sulfat pekat. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CaF2(s) +  H2SO4{aq) ——> 2 HF(g) +  CaSO4(s)

2 NaCl(s) +  H2SO4(aq) ——-> 2 HCl(g) +  Na2SO4(aq)

Hidrogen Bromida dan Hidrogen Iodida tidak dapat dihasilkan melalui cara ini, sebab akan terjadi reaksi oksidasi (H2SO4 adalah oksidator kuat) yang menghasilkan Brom dan Iod. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 NaBr(s) +  2 H2SO4(aq) ——> Br2(l) +  SO2(g) +  Na2SO4(aq) +  2 H2O(l)

Hidrogen Bromida dapat dibuat melalui beberapa reaksi berikut :

P4(s) +  6 Br2(l) ——> 4 PBr3(l)

PBr3(l) +  3 H2O(l) ——> 3 HBr(g) +  H3PO3(aq)

Hidrogen Iodida dapat diperoleh dengan cara serupa.

Hidrogen Fluorida memiliki kereaktifan yang tinggi. Senyawa ini dapat bereaksi dengan silika melalui persamaan reaksi berikut :

6 HF(aq) +  SiO2(s) ——> H2SiF6(aq) +  2 H2O(l)

Hidrogen Fluorida juga digunakan dalam proses pembuatan gas Freon. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CCl4(l) +  HF(g) ——> CCl3F(g) +  HCl(g)

CCl3F(g) +  HF(g) ——> CCl2F2(g) +  HCl(g)

Larutan Hidrogen Halida bersifat asam. Urutan kekuatan asam halida adalah HF << HCl < HBr < HI. Sedangkan urutan kekuatan asam oksi adalah HXO < HXO2 < HXO3 < HXO4 (X = Cl, Br, atau I).

Fluor (khususnya NaF) ditambahkan ke dalam air minum untuk mencegah terbentuknya karies (kerak atau plak) gigi. Senyawa lain, Uranium Fluorida, UF6, digunakan untuk memisahkan isotop radioaktif  Uranium (U-235 dan U-238). Di bidang industri, Fluor digunakan untuk menghasilkan poli tetra fluoro etilena (Teflon).

Klor (khusunya Klorida, Cl-) memegang peranan penting dalam sistem kesetimbangan cairan interseluler dan ekstraseluler dalam organisme. Di bidang industri, Klor digunakan sebagai bahan pemutih (bleaching agent) pada industri kertas dan tekstil. Bahan pembersih rumah tangga umumnya mengandung sejumlah Klor (khususnya NaClO) yang berperan sebagai bahan aktif pengangkat kotoran. Sementara, senyawa klor lainnya, HClO, berfungsi sebagai agen desinfektan pada proses pemurnian air. Reaksi yang terjadi saat gas Klor dilarutkan dalam air adalah sebagai berikut :

Cl2(g) +  H2O(l) ——> HCl(aq) +  HClO(aq)

Ion OCl- yang dihasilkan dari reaksi tersebut berperan sebagai agen desinfektan yang membunuh kuman dalam air.

Metana yang terklorinasi, seperti Karbon Tetraklorida (CCl4) dan Kloroform (CHCl3) digunakan sebagai pelarut senyawa organik. Klor juga digunakan dalam pembuatan insektisida, seperti DDT. Akan tetapi, penggunaan DDT dapat mencemari lingkungan, sehingga kini penggunaannya dilarang atau dibatasi sesuai dengan Undang-Undang Lingkungan. Klor juga digunakan sebagai bahan baku pembuatan poli vinil klorida (PVC).

Senyawa Bromida ditemukan di air laut (ion Br-). Brom digunakan sebagai bahan dasar pembuatan senyawa Etilena Dibromida (BrCH2CH2Br), suatu insektisida. Senyawa ini sangat karsinogenik. Di samping itu, Brom juga dapat bereaksi dengan Perak menghasilkan senyawa Perak Bromide (AgBr) yang digunakan dalam lembaran film fotografi.

Iod jarang digunakan dalam kehidupan sehari-hari. Larutan Iod dalam alkohol (50% massa) sering digunakan di dunia medis sebagai zat antiseptik. Iod juga merupakan salah satu komponen dari hormon tiroid. Defisiensi Iod dapat mengakibatkan pembengkakan kelenjar gondok.

Alkali (Alkali)

Logam Alkali (Golongan IA) adalah unsur yang sangat elektropositif (kurang elektronegatif). Umumnya, logam Alkali berupa padatan dalam suhu ruang. Unsur Alkali terdiri dari Litium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Sesium (Cs), dan Fransium (Fr). Fransium jarang dipelajari sebagai salah satu anggota unsur Golongan IA, sebab Fransium adalah unsur radioaktif yang tidak stabil dan cenderung meluruh membentuk unsur baru lainnya. Dari konfigurasi elektron unsur, masing-masing memiliki satu elektron valensi . Dengan demikian, unsur Alkali cenderung membentuk ion positif bermuatan satu (M+). (klik di sini untuk melihat sifat Alkali dalam Tabel Periodik)

Dalam satu golongan, dari Litium sampai Sesium, jari-jari unsur akan meningkat. Letak elektron valensi terhadap inti atom semakin jauh. Oleh sebab itu, kekuatan tarik-menarik antara inti atom dengan elektron valensi semakin lemah. Dengan demikian, energi ionisasi akan menurun dari Litium sampai Sesium. Hal yang serupa juga ditemukan pada sifat keelektronegatifan unsur .

Secara umum, unsur Alkali memiliki titik leleh yang cukup rendah dan lunak, sehingga logam Alkali dapat diiris dengan pisau. Unsur Alkali sangat reaktif, sebab mudah melepaskan elektron (teroksidasi) agar mencapai kestabilan (konfigurasi elektron ion Alkali menyerupai konfigurasi elektron Gas Mulia). Dengan demikian, unsur Alkali jarang ditemukan bebas di alam. Unsur Alkali sering dijumpai dalam bentuk senyawanya. Unsur Alkali umumnya bereaksi dengan unsur lain membentuk senyawa halida, sulfat, karbonat, dan silikat.

Natrium dan Kalium terdapat dalam jumlah yang melimpah di alam. Keduanya terdapat dalam mineral seperti albite (NaAlSi3O8) dan ortoklas (KAlSi3O8). Selain itu, mineral lain yang mengandung Natrium dan Kalium adalah halite (NaCl), Chile saltpeter (NaNO3), dan silvit (KCl).

Logam Natrium dapat diperoleh dari elektrolisis lelehan NaCl (proses Down). Titik leleh senyawa NaCl cukup tinggi (801°C), sehingga diperlukan jumlah energi yang besar untuk melelehkan padatan NaCl. Dengan menambahkan zat aditif CaCl2, titik leleh dapat diturunkan menjadi sekitar 600°C, sehingga proses elektrolisis dapat berlangsung lebih efektif tanpa pemborosan energi.

Sebaliknya, logam Kalium tidak dapat diperoleh melalui metode elektrolisis lelehan KCl. Logam Kalium hanya dapat diperoleh melalui reaksi antara lelehan KCl dengan uap logan Natrium pada suhu 892°C. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Na(g) +  KCl(l) <——>  NaCl(l) +  K(g)

Natrium dan Kalium adalah unsur logam yang sangat reaktif. Logam Kalium lebih reaktif dibandingkan logam Natrium. Kedua logam tersebut dapat berekasi dengan air membentuk hidroksida. Saat direaksikan dengan oksigen dalam jumlah terbatas, Natrium dapat membentuk oksidanya (Na2O). Namun, dalam jumlah oksigen berlebih, Natrium dapat membentuk senyawa peroksida (Na2O2).

2 Na(s) +  O2(g) ——> Na2O2(s)

Natrium peroksida bereaksi dengan air menghasilkan larutan hidroksida dan hidrogen peroksida. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Na2O2(s) +  2 H2O(l) ——> 2 NaOH(aq) +  H2O2(aq)

Sama seperti Natrium, logam Kalium dapat membentuk peroksida saat bereaksi dengan oksigen berlebih. Selain itu, logam Kalium juga membentuk superoksida saat dibakar di udara. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

K(s) +  O2(g) ——> KO2(s)

Saat Kalium Superoksida dilarutkan dalam air, akan dibentuk gas oksigen. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 KO2(s) +  2 H2O(l) ——> 2 KOH(aq) +  O2(g) +  H2O2(aq)

Unsur Natrium dan Kalium berperan penting dalam mengatur keseimbangan cairan dalam tubuh. Ion Natrium dan ion Kalium terdapat dalam cairan intraseluler dan ekstraseluler. Keduanya berperan penting dalam menjaga tekanan osmosis cairan tubuh serta mempertahankan fungsi enzim dalam mengkatalisis reaksi biokimia dalam tubuh.

Natrium Karbonat (soda abu) digunakan dalam industri pengolahan air dan industri pembuatan sabun, detergen, obat-obatan, dan zat aditif makanan. Selain itu, Natrium Karbonat digunakan juga pada industri gelas. Senyawa ini dibentuk melalui proses Solvay. Reaksi yang terjadi pada proses Solvay adalah sebagai berikut :

NH3(aq) +  NaCl(aq) +  H2CO3(aq) ——> NaHCO3(s) +  NH4Cl(aq)

2 NaHCO3(s) ——> Na2CO3(s) +  CO2(g) + H2O(g)

Sumber mineral lain yang mengandung senyawa Natrium Karbonat adalah trona, dengan formula kimia [Na5(CO3)2(HCO3).2H2O]. Mineral ini ditemukan dalam jumlah besar di Wyoming, Amerika Serikat. Ketika mineral trona dipanaskan, akan terjadi reaksi penguraian sebagai berikut :

2 Na5(CO3)2(HCO3).2H2O(s) ——> 5 Na2CO3(s) +  CO2(g) +  3 H2O(g)

Natrium Hidroksida dan Kalium Hidroksida masing-masing diperoleh melalui elektrolisis larutan NaCl dan KCl. Kedua hidroksida ini merupakan basa kuat dan mudah larut dalam air. Larutan NaOH digunakan dalam pembuatan sabun . Sementara itu, larutan KOH digunakan sebagai larutan elektrolit pada beberapa baterai (terutama baterai merkuri).

Chile saltpeter (Natrium Nitrat) terurai membentuk gas oksigen pada suhu 500°C. Reaksi penguraian yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 NaNO3(s) ——> 2 NaNO2(s) +  O2(g)

Kalium Nitrat (saltpeter) dapat dibuat melalui reaksi berikut :

KCl(aq) +  NaNO3(aq) ——> KNO3(aq) +  NaCl(aq)

Alkali Tanah (Alkaline Earth)

Unsur Alkali Tanah mempunyai sifat yang menyerupai unsur Alkali. Unsur Alkali Tanah umumnya merupakan logam, cenderung membentuk ion positif, dan bersifat konduktif, baik termal maupun elektrik. Unsur Alkali Tanah kurang elektropositif (lebih elektronegatif) dan kurang reaktif bila dibandingkan unsur Alkali. Semua unsur Golongan IIA ini memiliki sifat kimia yang serupa, kecuali Berilium (Be). Yang termasuk unsur Golongan IIA adalah Berilium (Be), Magnesium (Mg), Kalsium (Ca), Stronsium (Sr), Barium (Ba), dan Radium (Ra). Radium jarang dipelajari sebagai salah satu anggota unsur Golongan IIA, sebab Radium adalah unsur radioaktif yang tidak stabil dan cenderung meluruh membentuk unsur baru lainnya. Konfigurasi elektron menunjukkan unsur-unsur Golongan IIA memiliki dua elektron valensi. Dengan demikian, untuk mencapai kestabilan, unsur Golongan IIA melepaskan dua elektron membentuk ion bermuatan positif dua (M2+). (klik di sini untuk melihat sifat Alkali Tanah dalam Tabel Periodik)

Dalam satu golongan, dari Berilium sampai Barium, jari-jari unsur meningkat. Peningkatan ukuran atom diikuti dengan peningkatan densitas unsur. Sebaliknya, energi ionisasi dan keelektronegatifan berkurang dari Berilium sampai Radium. Semakin besar jari-jari unsur, semakin mudah unsur melepaskan elektron valensinya. Potensial standar reduksi (E°red) menurun dalam satu golongan. Hal ini menunjukkan bahwa kekuatan reduktor meningkat dalam satu golongan dari Berilium sampai Barium.

Magnesium adalah unsur yang cukup melimpah di kerak bumi (urutan keenam, sekitar 2,5% massa kerak bumi). Beberapa bijih mineral yang mengandung logam Magnesium, antara lain brucite, Mg(OH)2, dolomite (CaCO3.MgCO3), dan epsomite (MgSO4.7H2O). Air laut merupakan sumber Magnesium yang melimpah (1,3 gram Magnesium per kilogram air laut). Magnesium diperoleh melalui elektrolisis lelehan MgCl2.

Magnesium tidak bereaksi dengan air dingin. Magnesium hanya bereaksi dengan air panas (uap air). Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Mg(s) +  H2O(g) ——> MgO(s) +  H2(g)

Magnesium juga bereaksi dengan udara membentuk Magnesium Oksida dan Magnesium Nitrida. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 Mg(s) +  O2(g) ——> 2 MgO(s)

3 Mg(s) +  N2(g) ——> Mg3N2(s)

Magnesium Oksida bereaksi lambat dengan air menghasilkan Magnesium Hidroksida (milk of magnesia), yang digunakan sebagai zat aktif untuk menetralkan asam lambung berlebih. Reaksi pembentukan milk of magnesia adalah sebagai berikut :

MgO(s) +  H2O(l) ——> Mg(OH)2(s)

Hidroksida dari Magnesium merupakan basa kuat. Semua unsur Golongan IIA membentuk basa kuat, kecuali Be(OH)2 yang bersifat amfoter. Senyawa bikarbonat, MgHCO3 (maupun CaHCO3), menyebabkan kesadahan air sementara (dapat dihilangkan dengan cara pemanasan).

Logam Magnesium terutama digunakan dalam bidang konstruksi. Sifatnya yang ringan menjadikannya sebagai pilihan utama dalam pembentukan alloy (paduan logam). Logam Magnesium juga digunakan dalam proteksi katodik untuk mencegah logam besi dari korosi (perkaratan), reaksi kimia organik (reaksi Grignard), dan sebagai elektroda baterai . Sementara itu, dalam sistem kehidupan, ion Mg2+ ditemukan dalam klorofil (zat hijau daun) tumbuhan dan berbagai enzim pada organisme yang mengkatalisis reaksi biokimia penunjang kehidupan.

Kerak bumi mengandung 3,4 persen massa unsur Kalsium. Kalsium dapat ditemukan dalam berbagai senyawa di alam, seperti limestone, kalsit, dan batu gamping (CaCO3); dolomite (CaCO3.MgCO3); gypsum (CaSO4.2H2O); dan fluorite (CaF2). Logam Kalsium dapat diperoleh melalui elektrolisis lelehan CaCl2.

Kalsium (sama seperti Stronsium dan Barium) dapat bereaksi dengan air dingin membentuk hidroksida, Ca(OH)2. Senyawa Ca(OH)2 ini dikenal dengan istilah slaked lime atau hydrate lime. Reaksi tersebut jauh lebih lambat bila dibandingkan reaksi logam Alkali dengan air.

Ca(s) +  2 H2O(l) ——> Ca(OH)2(aq) +  H2(g)

Kapur (lime), CaO, atau sering disebut dengan istilah quicklime, adalah salah satu material tertua yang dikenal manusia sejak zaman purba. Quicklime dapat diperoleh melalui penguraian termal senyawa Kalsium Karbonat. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CaCO3(s) ——> CaO(s) +  CO2(g)

Slaked lime juga dapat dihasilkan melalui reaksi antara quicklime dengan air. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CaO(s) +  H2O(l) ——> Ca(OH)­2(aq)

Quicklime digunakan pada industri metalurgi sebagai zat aktif untuk menghilangkan SO2 pada bijih mineral. Sementara slaked lime digunakan dalam pengolahan air bersih. Logam Kalsium digunakan sebagai agen penarik air (dehydrating agent) pada pelarut organik. Unsur Kalsium merupakan komponen utama penyusun tulang dan gigi. Ion kalsium dalam tulang dan gigi terdapat dalam senyawa kompleks garam fosfat, yaitu hidroksiapatit (Ca5(PO4)3OH). Ion Kalsium juga berfungsi sebagai kofaktor berbagai enzim, faktor penting dalam proses pembekuan darah, kontraksi otot, dan transmisi sinyal sistem saraf pusat.

Untuk membedakan unsur-unsur Golongan IIA, dapat dilakukan pengujian kualitatif melalui tes nyala. Saat masing-masing unsur dibakar dengan pembakar Bunsen, akan dihasilkan warna nyala yang bervariasi. Magnesium menghasilkan nyala berwarna putih terang, Kalsium menghasilkan nyala berwarna merah bata, Stronsium menghasilkan nyala berwarna merah terang, sedangkan Barium menghasilkan nyala berwarna hijau.

Garam yang terbentuk dari unsur Golongan IIA merupakan senyawa kristalin ionik tidak berwarna. Garam tersebut dapat dibentuk melalui reaksi logam, oksida logam, atau senyawa karbonat dengan asam. Berikut ini adalah contoh beberapa reaksi pembentukan garam :

1. Mg(s) +  2 HCl(aq) ——> MgCl2(aq) +  H2(g)

2. MgO(s) +  2 HCl(aq) ——> MgCl2(aq) +  H2O(l)

3. MgCO3(s) +  2 HCl(aq) ——> MgCl2(aq) +  H2O(l) +  CO2(g)

Senyawa nitrat mengalami penguraian termal membentuk oksida logam, nitrogen dioksida, dan gas oksigen. Sebagai contoh :

2 Mg(NO3)2(s) ——> 2 MgO(s) +  4 NO2(g) +  O2(g)

Senyawa karbonat mengalami penguraian termal membentuk oksida logam dan gas karbon dioksida. Sebagai contoh :

BaCO3(s) ——> BaO(s) +  CO2(g)

Unsur-Unsur Periode Ketiga (Periode 3 Elements)

Unsur-unsur periode ketiga memiliki sifat kimia dan sifat fisika yang bervariasi. Unsur-unsur yang terdapat pada periode ketiga adalah Natrium (Na), Magnesium (Mg), Aluminium (Al), Silikon (Si), Fosfor (P), Belerang (S), Klor (Cl), dan Argon (Ar). Dari kiri (Natrium) sampai kanan (Argon), jari-jari unsur menyusut, sedangkan energi ionisasi, afinitas elektron, dan keelektronegatifan meningkat. Selain itu, terjadi perubahan sifat unsur dari logam (Na, Mg, Al) menjadi semilogam/metaloid (Si), nonlogam (P, S, Cl), dan gas mulia (Ar). Unsur logam umumnya membentuk struktur kristalin, sedangkan unsur semilogam/metaloid membentuk struktur molekul raksasa (makromolekul). Sementara, unsur nonlogam cenderung membentuk struktur molekul sederhana. Sebaliknya, unsur gas mulia cenderung dalam keadaan gas monoatomik. Variasi inilah yang menyebabkan unsur periode ketiga dapat membentuk berbagai senyawa dengan sifat yang berbeda. (klik di sini untuk melihat sifat Unsur Periode Ketiga dalam Tabel Periodik)

Unsur-unsur periode ketiga dapat membentuk oksida melalui reaksi pembakaran dengan gas oksigen. Reaksi yang terjadi pada masing-masing unsur adalah sebagai berikut :

1. Natrium Oksida

Natrium mengalami reaksi hebat dengan oksigen. Logam Natrium yang terpapar di udara dapat bereaksi spontan dengan gas oksigen membentuk oksida berwarna putih yang disertai nyala berwarna kuning.

4 Na(s) +  O2(g) ——> 2 Na2O(s)

2. Magnesium Oksida

Magnesium juga bereaksi hebat dengan udara (terutama gas oksigen) menghasilkan nyala berwarna putih terang yang disertai dengan pembentukan oksida berwarna putih.

2 Mg(s) +  O2(g) ——> 2 MgO(s)

3. Aluminium Oksida

Oksida ini berfungsi mencegah (melindungi) logam dari korosi. Oksida ini berwarna putih.

4 Al(s) +  3 O2(g) ——> 2 Al2O3(s)

4. Silikon Oksida (Silika)

Si(s) +  O2(g) ——> SiO2(s)

5. Fosfor (V) Oksida

Fosfor mudah terbakar di udara. Ketika terdapat gas oksigen dalam jumlah berlebih, oksida P4O10 yang berwarna putih akan dihasilkan.

P4(s) +  5 O2(g) ——> P4O10(s)

6. Belerang Dioksida dan Belerang Trioksida

Padatan Belerang mudah terbakar di udara saat dipanaskan dan akan menghasilkan gas Belerang Dioksida (SO2). Oksida ini dapat direaksikan lebih lanjut dengan gas oksigen berlebih yang dikatalisis oleh Vanadium Pentaoksida (V2O5) untuk menghasilkan gas Belerang Trioksida (SO3).

S(s) +  O2(g) ——>SO2(g)

2 SO2(g) +  O2(g) ——> 2SO3(g)

7. Klor (VII) Oksida

2 Cl2(g) +  7 O2(g) ——> 2 Cl2O7(g)

Selain dapat membentuk oksida, unsur-unsur periode ketiga juga dapat membentuk senyawa halida. Senyawa tersebut terbentuk saat unsur direaksikan dengan gas klor. Reaksi yang terjadi pada masing-masing unsur adalah sebagai berikut :

1. Natrium Klorida

Natrium direaksikan dengan gas klor akan menghasilkan endapan putih NaCl.

2 Na(s) +  Cl2(g) ——> 2 NaCl(s)

2. Magnesium Klorida

Sama seperti Natrium, logam Magnesium pun dapat bereaksi dengan gas klor membentuk endapan putih Magnesium Klorida.

Mg(s) +  Cl2(g) ——> MgCl2(s)

3. Aluminium Klorida

Ketika logam Aluminium direaksikan dengan gas klor, akan terbentuk endapan putih AlCl3.

2 Al(s) +  3 Cl2(g) ——> 2 AlCl3(s)

Dalam bentuk uap, senyawa ini akan membentuk dimer Al2Cl6.

4. Silikon (IV) Klorida

Senyawa ini merupakan cairan yang mudah menguap. Senyawa ini dihasilkan dari reaksi padatan Silikon dengan gas klor.

Si(s) +  2 Cl2(g) ——> SiCl4(l)

5. Fosfor (III) Klorida dan Fosfor (V) Klorida

Fosfor (III) Klorida merupakan cairan mudah menguap tidak berwarna yang dihasilkan saat Fosfor bereaksi dengan gas klor tanpa pemanasan. Saat jumlah gas klor yang digunakan berlebih, senyawa ini dapat bereaksi kembali dengan gas klor berlebih membentuk senyawa Fosfor (V) Klorida, suatu padatan berwarna kuning.

P4(s) +  6 Cl2(g) ——> 4 PCl3(l)

Saat jumlah gas klor yang digunakan berlebih, akan terjadi reaksi berikut :

PCl3(l) +  Cl2(g) ——> PCl5(s)

6. Belerang (II) Oksida

S(s) +  Cl2(g) ——> SCl2(s)

Reaksi antara logam Natrium dan Magnesium dengan air adalah reaksi redoks. Dalam reaksi ini, unsur logam mengalami oksidasi dan dihasilkan gas hidrogen. Larutan yang dihasilkan bersifat alkali (basa). Logam Natrium lebih reaktif dibandingkan logam Magnesium, sehingga larutan NaOH bersifat lebih basa dibandingkan larutan Mg(OH)2.Padatan NaOH lebih mudah larut dalam air dibandingkan padatan Mg(OH)2.

Oksida dari logam Natrium dan Magnesium merupakan senyawa ionik dengan struktur kristalin. Saat dilarutkan dalam air, masing-masing oksida akan menghasilkan larutan basa. Oleh karena itu, dapat disimpulkan bahwa oksida logam dalam air menghasilkan larutan basa.

Na2O(s) +  H2O(l) ——> 2 NaOH(aq)

MgO(s) +  H2O(l) ——> Mg(OH)2(aq)

Aluminium Oksida memiliki struktur kristalin dan memiliki sifat kovalen yang cukup signifikan. Dengan demikian, senyawa ini dapat membentuk ikatan antarmolekul (intermediate bonding). Senyawa ini sukar larut dalam air.

Fosfor (V) Oksida merupakan senyawa kovalen. Senyawa ini dapat bereaksi dengan air membentuk asam fosfat. Asam fosfat merupakan salah satu contoh larutan asam lemah dengan pH berkisar antara 2 hingga 4. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

P4O10(s) +  6 H2O(l) ——> 4 H3PO4(aq)

Belerang Dioksida dan Belerang Trioksida mempunyai struktur molekul kovalen sederhana. Masing-masing dapat bereaksi dengan air membentuk larutan asam.

SO2(g) +  H2O(l) ——> H2SO3(aq)

SO3(g) +  H2O(l) ——> H2SO4(aq)

Dengan demikian, senyawa oksida yang dihasilkan dari unsur periode ketiga dapat dikelompokkan menjadi tiga kategori, yaitu :

1. Oksida Logam (di sebelah kiri Tabel Periodik) memiliki struktur ionik kristalin dan bereaksi dengan air menghasilkan larutan basa. Oksida Logam merupakan oksida basa, yang dapat bereaksi dengan asam membentuk garam.

MgO(s) +  H2SO4(aq) ——> MgSO4(aq) +  H2O(l)

2. Oksida Nonlogam (di sebelah kanan Tabel Periodik) memiliki struktur molekul kovelen sederhana dan bereaksi dengan air menghasilkan larutan asam. Oksida nonlogam merupakan oksida asam, yang dapat bereaksi dengan basa membentuk garam.

SO3(g) +  MgO(s) ——> MgSO4(s)

3. Oksida Amfoterik (di tengah Tabel Periodik) memiliki sifat asam dan basa sekaligus. Oksida tersebut dapat bereaksi dengan asam maupun basa.

Al2O3(s) +  6 HCl(aq) ——> 2 AlCl3(aq) +  3 H2O(l)

Al2O3(s) +  6 NaOH(aq) +  3 H2O(l) ——> 2 Na3Al(OH)6(aq)

Natrium Klorida dan Magnesium Klorida merupakan senyawa ionik dengan struktur kristalin yang teratur. Saat dilarutkan dalam air, kedua senyawa tersebut menghasilkan larutan netral (pH = 7). Sementara itu, Aluminium Klorida membentuk struktur dimernya, yaitu Al2Cl6 (untuk mencapai konfigurasi oktet). Senyawa dimer ini larut dalam air.

Al2Cl6(s) +  12 H2O(l) ——> 2 [Al(H2O)6]3+(aq) +  6 Cl-(aq)

Cairan Silikon (IV) Klorida dan gas PCl5 merupakan molekul kovalen sederhana. Masing-masing senyawa bereaksi hebat dengan air membentuk gas HCl. Reaksi ini dikenal dengan istilah hidrolisis. Larutan yang terbentuk bersifat asam. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

SiCl4(l) +  2 H2O(l) ——> SiO2(s) +  4 HCl(g)

PCl5(s) +  4 H2O(l) ——> H3PO4(aq) +  5 HCl(g)

Dengan demikian, senyawa halida yang dibentuk dari unsur periode ketiga dapat dikelompokkan menjadi dua, yaitu :

1. Logam Klorida ( di sebelah kiri Tabel Periodik) memiliki struktur kristalin ionikdan mudah bereaksi dengan air membentuk larutan netral. Logam Klorida bersifat netral.

2. Nonlogam Klorida (di sebelah kanan Tabel Periodik) memiliki struktur molekul kovalen sederhana dan bereaksi dengan air menghasilkan larutan asam. Nonlogam Klorida bersifat asam.

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Cotton, F. Albert dan Geoffrey Wilkinson. 1989. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta: Penerbit UI Press

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Ratcliff, Brian, dkk. 2006. AS Level and A Level Chemistry. Dubai: Oriental Press.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia: Pakar Raya.

Read More

Natrium

Sejarah

(Inggris, soda; Latin, sodanum, obat sakit kepala). Sebelum Davy berhasil mengisolasi unsur ini dengan cara elektrolisis soda kaustik, natrium (unsur ini disebut sodium dalam bahasa Inggris), telah dikenal dalam berbagai suatu senyawa.

Sumber

Natrium banyak ditemukan di bintang-bintang. Garis D pada spektrum matahari sangat jelas. Natrium juga merupakan elemen terbanyak keempat di bumi, terkandung sebanyak 2.6% di kerak bumi. Unsur ini merupakan unsur terbanyak dalam grup logam alkali.

Jaman sekarang ini, sodium dibuat secara komersil melalui elektrolisis fusi basah natrium klorida. Metoda ini lebih murah ketimbang mengelektrolisis natrium hidroksida, seperti yang pernah digunakan beberapa tahun lalu.

Sifat-sifat

Natrium, seperti unsur radioaktif lainnya, tidak pernah ditemukan tersendiri di alam. Natrium adalah logam keperak-perakan yang lembut dan mengapung di atas air. Tergantung pada jumlah oksida dan logam yang terkekspos pada air, natrium dapat terbakar secara spontanitas. Lazimnya unsur ini tidak terbakar pada suhu dibawah 115 derajat Celcius.

Kegunaan

Logam natrium sangat penting dalam fabrikasi senyawa ester dan dalam persiapan senyawa-senyawa organik. Logam ini dapat di gunakan untuk memperbaiki struktur beberapa campuran logam, dan untuk memurnikan logam cair.

Campuran logam natrium dan kalium, NaK, juga merupakan agen heat transfer (transfusi panas) yang penting.

Senyawa-senyawa

Senyawa yang paling banyak ditemukan adalah natrium klorida (garam dapur), tapi juga terkandung di dalam mineral-mineral lainnya seperti soda niter, amphibole, zeolite, dsb.

Senyawa natrium juga penting untuk industri-industri kertas, kaca, sabun, tekstil, minyak, kimia dan logam. Sabun biasanya merupakan garam natrium yang mengandung asam lemak tertentu. Pentingnya garam sebagai nutrisi bagi binatang telah diketahui sejak zaman purbakala.

Di antara banyak senyawa-senyawa natrium yang memiliki kepentingan industrial adalah garam dapur (NaCl), soda abu (Na2CO3), baking soda (NaHCO3), caustic soda (NaOH), Chile salpeter (NaNO3), di- dan tri-natrium fosfat, natrium tiosulfat (hypo, Na2S2O3 . 5H20) and borax (Na2B4O7 . 10H2O).

Isotop-isotop

Ada tiga belas isotop natrium. Kesemuanya tersedia di Los Alamos National Laboratory.

Penanganan

Logam natrium harus ditangani dengan hati-hati. Logam ini tidak dapat diselubungi dalam kondisi inert sehingga kontak dengan air dan bahan-bahan lainnya yang membuat natrium bereaksi harus dihindari.

Read More

Litium

Sejarah

(Yunani, lithos, batu). Ditemukan oleh Arfvedson pada tahun 1817, litium merupakan unsur logam teringan, dengan berat jenis sekitar setengahnya air.

Sumber

Litium tidak ditemukan sebagai unsur tersendiri di alam; ia selalu terkombinasi dalam unit-unit kecil pada batu-batuan berapi dan pada sumber-sumber mata air. Mineral-mineral yang mengandung litium contohnya: lepidolite, spodumeme, petalite, dan amblygonite.

Di Amerika Serikat, litium diambil dari air asin di danau Searles Lake, di negara bagian California dan Nevada. Deposit quadramene dalam jumlah besar ditemukan di California Utara. Logam ini diproduksi secara elektrolisis dari fusi klorida. Secara fisik, litium tampak keperak-perakan, mirip natrium (Na) dan kalium (K), anggota seri logam alkali. Litium bereaksi dengan air, tetapi tidak seperti natrium. Litium memberikan nuansa warna pelangi yang indah jika terjilat lidah api, tetapi ketika logam ini terbakar benar-benar, lidah apinya berubah menjadi putih.

Kegunaan

Sejak Perang Dunia II, produksi logam litium dan senyawa-senyawanya menjadi berkali lipat. Karena logam ini memiliki spesifikasi panas yang tertinggi di antara benda-benda padat, seringkali digunakan pada aplikasi transfer panas. Tetapi perlu diingat bahwa logam ini sangat mudah aus atau korosif dan perlu penanganan tertentu. Litium digunakan sebagai bahan campuran logam, sintesis senyawa organik dan aplikasi nuklir. Unsur ini juga digunakan sebagai bahan anoda pada baterai karena memiliki potensial elektrokimia yang tinggi. Elemen litium digunakan pula untuk pembuatan kaca dan keramik spesial. Kaca pada teleskop di gunung Palomar mengandung litium. Bersama dengan litium bromida, keduanya digunakan pada sistem pendingin dan penghangat ruangan. Lithium stearat digunakan untuk sebagai lubrikasi suhu tinggi. Senyawa-senyawa litium lainnya digunakan pada sel-sel kering dan baterai.

Read More

Hidrogen

Sejarah

(Yunani 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.

Sumber

Hidrogen diperkirakan membentuk komposisi lebih dari 90% atom-atom di alam semesta (sama dengan tiga perempat massa alam semesta). 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.

Tritium (salah satu isotop hidrogen) dapat diproduksi dengan mudah di reaktor-reaktor nuklir dan digunakan dalam produksi bom hidrogen.

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.

Senyawa

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.

Kegunaan

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.

Baterai yang berbahan bakar hidrogen (Hydrogen Fuel cell) adalah teknologi baru yang sedang dikembangkan, di mana tenaga listrik dalam jumlah besar dapat dihasilkan dari gas hidrogen. Pabrik-pabrik baru dapat dibangun dekat dengan laut untuk melakukan proses elektrolisis air laut guna memproduksi hidrogen. Gas yang bebas polusi ini lantas dapat dialirkan melalui pipa-pipa dan disalurkan ke daerah-daerah pemukiman dan kota-kota besar. Hidrogen dapat menggantikan gas alam lainnya, bensin, agen dalam proses metalurgi dan berbagai proses kimia (penyulingan), dan mengubah sampah menjadi metan dan etilen. Kendala-kendala yang ada untuk mewujudkan impian tersebut masih banyak. Di antaranya persetujuan publik, penanaman modal yang besar dan harga hidrogen yang masih jauh lebih mahal ketimbang bahan bakar lainnya sekarang.

Bentuk

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.

Isotop-isotop

Isotop hidrogen yang normal disebut Protium. Isotop-isotop lainnya adalah Deuterium (satu proton dan satu netron) dan Tritium (satu proton dan dua netron). Hidrogen adalah satu-satunya unsur yang isotop-isotopnya memiliki nama tersendiri. Deuterium dan Tritium keduanya digunakan sebagai bahan bakar reaktor fusi nuklir. Satu atom Deuterium ditemukan di sekitar 6000 atom-atom hidrogen.

Deuterium juga digunakan untuk memperlambat netron. Atom-atom tritium juga ada tapi lebih sedikit jumlahnya. Tritium juga dapat diproduksi dengan mudah di reaktor-reaktor nuklir dan digunakan pada produksi bom hidrogen (fusi). Gas hidrogen juga digunakan sebagai agen radioaktif untuk membuat cat yang bercahaya terang.

Read More

GOLONGAN VII B

MAKALAH
KIMIA UNSUR
GOLONGAN VII B

Disusun oleh :
Indra Gunawan

GOLONGAN VII B
Golongan VII B disebut juga golongan mangan. Golongan VII B mempunyai 4 unsur anggota yaitu mangan, teknesium, renium dan bohrium. Golongan VII B mempunyai konfigurasi electron (n-1)d5ns2. Berikut ini tabel nomor atom dan konfigurasi elektronnya:
Nama unsur
Nomor atom
wujud
Konfigurasi elektron
Mangan
25
Padat
(Ar)3d54s2
Teknesium
43
Padat
(Kr)4d55s2
Renium
75
Padat
(Xe)4f145d56s2
Bohrium
107
Padat
(Rn)5f146d57s2

Sifat Fisika dari unsur golongan VII B antara lain:
Jari-jari atom: Dari mangan sampai teknesium jari-jari atom semakin kecil, sedangkan renium mempunyai jari-jari atom yang sama dengan teknesium
Titik didih: Dari atas ke bawah kecenderungan titik didih semakin besar
Titik leleh : Dari atas ke bawah titik leleh juga semakin besar
Keelektronegatifan: Dari mangan sampai teknesium keelektronegatifannya semakin besar, sedangkan renium mempunyai keelektronegatifan yang sama dengan teknesium
Energi ionisasi : Dari atas ke bawah energi ionisasi menunjukkan ketidakaturan
Aktivitas kimia : Dari atas ke bawah aktivitas kimia semakin kecil

Unsur-unsur golonagn VII B
1. Mangan (Mn)
Mangan adalah suatu unsur kimia yang mempunyai nomor atom 25 dan memiliki symbol Mn. Mangn ditemukan oleh Johann Gahn pada tahun 1774 di Swedia. Logam mangan berwarna putih keabu-abuan. Mangan termasuk logam berat dan sangat rapuh tetapi mudah teroksidasi. Logam dan ion mangan bersifat paramagnetic. Hal ini dapat dilihat dari obital d yang terisi penuh pada konfigurasi electron. Mangan mempunyai isotop stabil yaitu 55Mn.

Ketersediaan :
Mangan ditemukan di alam dalam bentuk:
Pyrolusite (MnO2)
Brounite (Mn2O3)
Housmannite (Mn3O4)
Mangganite (Mn 2O3.H2O)
Psilomelane [(BaH2O)2.Mn5O10]
Rhodochrosite (MnCO3)
Di Indonesia, mangan telah ditemukan sejak 1854, yaitu terdapat di Karangnunggal, Tasikmalaya (Jabar) tetapi baru dieksploitasi pada tahun 1930. daerah-daerah lain yang mempunyai potensi mangan adalah Kulonprogo (Yogya), pegunungan karang bolong (Kedu Selatan), Peg. Menoreh (magelang), Gunung Kidul, Sumatera Utara Pantai Timur, aceh, dll
Keamanan :
Dalam konsentrasi tinggi mangan merupakan senyawa beracun tapi tidak lebih beracun dari besi, nikel dan tembaga. Debu dan uap mangan tidak boleh
melebihi batas 5mg/m3 untuk dihirup dalam waktu yang singkat. Keracunan mangan dapat mengakibatkan gangguan motorik dan gangguan kognitif.
Sifat fisika:
Fase
Padat
Massa jenis(suhu kamar)
7.21 g/c m3
Titik lebur
1519 K
Titik didih
2334 K
Kalor peleburan
12.91 kJ/mol
Kalor penguapan
221 kJ/mol
Kapasitas kalor
26.32 J/mol K
Elektronegativitas
1.55
Energi ionisasi
717.3 kJ/mol
Jari-jari atom
140 pm

Sifat kimia
sifat-sifat oksida mangan
Mangan memiliki tingkat oksidasi lebih banyak dimana menyebabkan mangan memiliki bebrapa sifat dari senyawa oksida mangan tersebut, yaitu:
Oksida
Bilangan oksidasi
Sifat
MnO
+2
Basa
MnO + H2SO4 → MnSO4 + H2O
Mn2O3
+3
Basa lemah
Mn2O3 + 6HCl → 2MnCl3 + 3H2O
MnO2
+4
Amfoter
MnO2 + 4HCl → MnCl2 + 2H2O + Cl2
MnO + Ca(OH)2 → CaO.MnO2 + H2O
MnO3
+6
Asam
3MnO4 + H2O → 2HMnO4 +MnO2
Mn2O7
+7
Asam
Mn2O7 + H2O → 2HMnO4

reaksi kimia
1. Reaksi dengan air
Mangan bereaksi dengan air dapat berubah menjadi basa secara perlahan dan gas hidrogen akan dibebaskan sesuai reaksi:
Mn(s) + 2H2O → Mn(OH)2 +H2
2. Reaksi dengan udara
Logam mangan terbakar di udara sesuai dengan reaksi:
3Mn(s) + 2O2 → Mn3O4(s)
3Mn(s) + N2 → Mn3N2(s)
3. Reaksi dengan halogen
Mangan bereaksi dengan halogen membentuk mangan (II) halida, reaksi:
Mn(s) +Cl2 → MnCl2
Mn(s) + Br2 → MnBr2
Mn(s) + I2 → MnI2
Mn(s) + F2 → MnF2
Selain bereaksi dengan flourin membentuk mangan (II) flourida, juga menghasilkan mangan (III) flourida sesuai reaksi:
2Mn(s) + 3F2 → 2MnF3(s)
4. Reaksi dengan asam
Logam mangan bereaksi dengan asam-asam encer secara cepat menghasilkan gas hidrogen sesuai reaksi:
Mn(s) + H2SO4 → Mn2+(aq) + SO42-(aq) + H2(g)

Pembuatan
Mangan diperoleh dengan ekstraksi oksida-oksidanya dari tambang bijihnya. Prosesnya ada beberapa cara antara lain:
Reduksi dengan karbon
Oksida mangan yang telah diekstraksi dicampur dengan karbon lalu dipanaskan, sehingga terjadi reaksi:
Mn3O4 + 4C → 3Mn + 4CO
MnO +2C → Mn + 2CO
Proses alumino thermic
Bijih dicuci dengan mengalirkan air dan dipanggang dengan dialiri udara lalu dipanaskan terus sampai pijar(merah) dimana MnO2 akan berubah menjadi Mn3O4
MnO2 → Mn3O4 + O2
Oksida yang terbentuk dicampur dengan bubuk aluminium dalam krus, lalu ditimbuni dengan bubuk magnesium dan barium peroksida. Reduksi terjadi dalam pemanasan
3Mn3O4 + 8Al → 4Al2O3 + 9Mn
Metode elektrolisa
Mangan secara besar-besaran diprodiuksi dengan cara ini:
Bijih digiling dan dipekatkan dengan proses gravity
Bijih yang sudah dipekatkan dipanggang (elumino proses) sampai terbentuk Mn3O4
Mn3O4 diubah menjadi MnSO4
Mn3O4 dipanaskan bersama H2SO4 encar maka terbentuk MnSO4 (larut) dan MnO2 (tak larut). MnO2 dapat dipijarkan lagi menjadi Mn3O4 dan proses diulang seperti diatas.
Elektrolisa larutan MnSO4 dielektrolisa menggunakan katoda merkuri. Mangan dibebaskan pada katoda ini membentuk amalgam. Selanjutnya amalgam didestilasi dimana Hg akan menguap lebih dulu dan tinggal mangan.

Sifat-sifat mangan :
Mangan logam yang sangat keras, rapuh, sedikit keabu-abuan masa jenis 7,2.
Logam murni tak bereaksi dengan air tetapi bereaksi dengan uap air, larut dalam asam. Dengan HNO3 yang sangat encer melepaskan H2.
Pemanasan dalam N2 pada suhu 12000C membentuk Mn3N2. mangan juga dapat bereaksi dengan karbon, belerang dan klor.

Kegunaan :
Sebagai bahan campuran dalam pembuatan ferromangan (70-80% Mn), besimangan (13% Mn), manganin (campuran Cu, Mn, Ni)
Bahan pembuat isolator
Beberapa senyawa mangan ditambahkan ke bensin untuk menambah nilai oktan dan menurunkan ketukan mesin
Untuk pembuatan baterai, as roda, keramik dan saklar rel
Digunakan untuk pewarnaan kaca dan dalam konsentrasi tinggi untuk pewarnaan batu permata
Digunakan untuk mencegah karat atau korosi pada baja

2. Teknesium (Tc)
Teknesium adalah suatu unsur kimia dalam table periodik yamg mempunyai lambang Tc dan nomor atom 43. Teknesium ditemukan oleh Carlo Perrier dan Emillo Segre tahun 1937 di Italia. Logam teknesium berwarna putih keabu-abuan. Isotop yamg paling stabil adalah 69Tc dengan waktu paruh 2.2 x 105 tahun.

Keberadaan:
Logam dan senyawa teknesium jarang ditemukan di alam. Kebanyakan diperoleh dari radiasi kosmik yang sangat kuat dari Mo (molybdenum), Nb (niobium), Ru (Ruthenium) atau melalui pemecahan spontan dari uranium. Semua isotop teknesium bersifat radioaktif.

Sifat fisika :
Fase
Padat
Massa jenis(suhu kamar)
11 g/c m3
Titik lebur
2430 K
Titik didih
4538 K
Kalor peleburan
33.29 kJ/mol
Kalor penguapan
585.2 kJ/mol
Kapasitas kalor
24.27 J/mol K
Elektronegativitas
1.9
Energi ionisasi
703 kJ/mol
Jari-jari atom
135 pm
Afinitas elektron
-53 kJ/mol

Sifat kimia :
Reaksi kimia
1.Reaksi dengan air
Teknesium tidak beraksi dengan air
2.Reaksi dengan udara
Teknesium dalam bentuk bubuk dan sponge lebih reaktif. Ketika dibakar dengan oksigen menghasilkan teknesium (VII) oksida sesuai reaksi :
4Tc(s) + 7O2(g) → 2Tc2O7(s)
3.Reaksi dengan halogen
Teknesium direaksikan dengan fluorin menghasilkan campuran teknesium (VI) fluoride, sesuai reaksi :
Tc(s) + F2(g) → TcF6(s)
2Tc(s) + 7F2(g) → 2TcF7(s)

4.Reaksi dengan asam
Teknesium tidak larut dalam asam hidroklorik (HCl) dan asam hidroflourik (HF). Teknesium dapat larut dalam asam nitrit (HNO3) atau H2SO4, dimana dalam keduanya akan teroksidasi untuk membentuk larutan asam perteknetik (HTcO4), yang memiliki bilangan oksidasi stabil +7.

Pembuatan :
Teknesium dibuat pertama kali dengan menembakkan molybdenum dengan deuteron (hydrogen berat) di siklotron dan merupakan elemen buatan pertama. Di bumi teknesium diproduksi melalui peluruhan uranium 235 di reactor nuklir. Teknesium juga dideteksi pada spektra bintang dan matahari

Kegunaan :
Teknesium dapat mencegah korosi dan stabil dalam melawan aktivitas neutron, sehingga dapat digunakan untuk membangun reactor nuklir.
Isotop Tc-99m digunakan untuk memberikan sumber radiasi/terapi dengan memancarkan sinar gamma murni dalam pengobatan karena dapat mendeteksi tumor di organ hati, otak, tiroid dan limpa.
Campuran antara Tc-99m dan senyawa timah dapat menjepit sel darah merah yang selanjutnya dapat digunakan untuk memetakkan gangguan sirkulatori.
Isotop teknesium-99m digunakan untuk kalibrasi peralatan.

3. Renium(Re)
Renium adalah suatu unsur kimia dalam table periodic yang mempunyai lambang Re dan nomor atom 75. Renium pertama kali ditemukan oleh Walter Noddack, Ida Tacked an Otto Berg tahun 1925. renium merupakan logam transisi yang berbentuk padat dan berwarna putih keabuan. Renium mempunyai daya rentang dan elastisitas tinngi. Campuran renium-molybdenum adalah sangat superkonduktif pada suhu 10K.

Keberadaan
Renium dapat ditemukan dalam sejumlah kecil gadolinite dan molybdenite. Renium sering disuplai dalam bentuk bubuk atau sponge dan dalam bentuk ini renium lebih reaktif. Renium adalah elemen alam yang terakhir ditemukan dan termasuk dari kelompok 10 logam termahal di bumi. Renium juga ditemukan dalam dzhezkazganite CuReS4

Sifat fisika
Fase
Padat
Massa jenis(suhu kamar)
21.02 g/c m3
Titik lebur
3459 K
Titik didih
5869 K
Kalor peleburan
60.43 kJ/mol
Kalor penguapan
704 kJ/mol
Kapasitas kalor
25.48 J/mol K
Elektronegativitas
1.9
Energi ionisasi
760 kJ/mol
Jari-jari atom
135 pm

Sifat kimia
Reaksi kimia:
1. Reaksi dengan air
Renium tidak bereaksi dengan air
2. Reaksi dengan udara
Renium bereaksi dengan oksigen membentuk renium (VII) oksida sesuai reaksi
4Re(s) + 7O2(g) → 2Re2O7(s)
3. Reaksi dengan halogen
Renium bereaksi dengan fluorin menghasilkan senyawa renium (VI) fluoride dan renium (VII) flurida, reaksi:
Re(s) + 3F2(g) → ReF6(s)
2Re(s) + 7F2(g) → 2ReF7(s)
4. Reaksi dengan asam
Renium tidak dapat larut dalam asam hidroklorik (HCl) dan asam hidroflorik (HF), tetapi dapat larut dalam asam nitrit (HNO3) dan asam sulfat (H2SO4) dimana dalam keduanya renium akan teroksidasi membentuk larutan perrhenic (HReO4) yang memiliki bilangan oksidasi yang stabil +7

Pembuatan:
Renium dapat dibuat dengan mereaksikan NH4ReO4 dalam stream atau aliran hidogen melalui reaksi:
2 NH4ReO4 + 4H2 → 2Re + N2 + 8H2O

Kegunaan:
a. Isotop Re-186 dan Re-188 disamping memancarkan sinar gamma juga memancarkan sinar beta dengan energi sesuai yang digunakan untuk kepentingan terapi
b. Untuk campuran dalam tungsten dan molybdenum yang digunakan untuk pembuatan komponen misil, filament elektronik, kontak listrik, elektroda dan filament oven
c. Digunakan untuk pembuatan bohlam, permata, pelat atau logam elektrolisis

Sekilas perbedaan renium dan teknesium
Secara umum sifat Te mirip dengan Re, namun dalam beberapa hal terdapat perbedaan. Secara kinetik kimia, senyawa renium dalam berbagai kasus lebih sulit disintesis daripada teknesium. Hal ini disebabkan senyawa renium yang lebih lembam, potensial reduksi lebih rendah dan sifatnya yang paling stabil pada tingkat oksidasi yang lebih tinggi. Karena perbedaan kinetik kimia ini, maka metode sintesis senyawa Re dan Te umumnya berbeda.

4. Bohrium (Bh)
Bohrium merupakan suatu unsur kimia dalam tabel periodic yang memiliki lambing Bh dan nomer atom 107. bohrium berwujud padat pada suhu 298 K dan kemungkinan berwarna putih silver atau keabu-abuan. Bohrium ditemukan oleh ilmuwan soviet di “Joint Institute for Nuclear Research” di Dubna, Soviet (Rusia) pada tahun 1976. Pada tahun 1975 ilmuwan Soviet di Dubna melakukan sintesis elemen 107 yang hanya dapat bertahan selam 2/1000detik. Kemudian para fisikawan di “Heavy Ion Research Laboratiry” di Darmstadt, Jerman Timur menginformasikan penemuannya dengan mensintesis dan mengidentifikasi 6 nuklei dari elemen tersebut. Pada Agustus 1997 the International Union of Pure and Applied Chemistry mengumumkan pemberian nama untuk elemen tersebut adalah Bohrium untuk menghormati fisikawan Denmark yaitu Niels Bohr. Sebelum dinamakan unnilsentium dari bahasa latin “one zero seven”

Keberadaan:
Bohrium adalah elemen sintetis yang tidak terdapat dialam sama sekali. Bohrium bersifat radioaktif. Sumbernya berasal dari penembakan Bi204 dengan nuclei Cr54. Isotop bohrium yang paling stabil adalah Bh-262 yang mempunyai waktu paruh 17detik yang berasal dari reaksi fusi Pb 209 dengan satu chromium Cr54:
209Pb + 54Cr → 262Bh + 1n
Bilangan oksidasi yang stabil diperkirakan adalah +7. Informasi tentang kegunaan bohrium, sifat fisika, dan sifat kimia yang lain sampai saat ini belum diketahui karena waktu paruhnya sangat singkat.

Read More

GOLONGAN VI B

MAKALAH
KIMIA UNSUR
GOLONGAN VI B

Disusun oleh :
Indra Gunawan

Golongan VI B terdiri dari :
Chromium (Cr)
Chromium berasal dari kata chroma yang berarti warna. Banyak komponen warna yang dapat dibuat dari chromium. Chromium ditemukan oleh Louis Vauquelin di Perancis pada tahun 1797. Chromium terletak di blok d, golongan 6, periode 4. Chromium pada suhu 298 K berwujud padat bersifat antiferomagnetik. Memiliki masa molekul relative 51,9961 g/mol. Memiliki no atom 24 dan memiliki masa jenis 1,15 g/m3.

Keelektronegatifan dari chromium adalah 1,66. Enthalpy pengatomannya adalah 121,8 KJ/mol pada 250 C; Enthalpy peleburannya adalah 15,3 KJ/mol dan enthalpy penguapannya sebesar 341,8 KJ/mol serta memiliki kapasitas panas 23,35 J/mol K dan konduktifitas panasnya sebesar 93,9 W/m K, juga memiliki rasio racun sebesar 0,21. Memiliki kecepatan suara 5940 m/s. Kekerasan Brinell dari Chromium adalah 1120 Mpa, kekersasan mohsnya sebesar 8,5 dan kekerasan vickersnya sebesar 1060 Mpa. Cr juga memiliki nilai modulus yaitu modulus young sebesarr 297 Gpa, modulus shear sebesar 5940 Gpa, dan modulus Bulk sebesar 160 Gpa. Chromium memilki resistvittas electric sebesar 125 Ωm dan konduktivitas electric sebesar 0,0774x106 /cmΩ. Kromium merupakan padatan yang tidak mudah menyala.
Tingkat energi dari Chromium adalah:
Kα1
5,41 KeV
Kβ1
5,95 KeV
L α1
0,57 KeV
L β1
0,58 KeV

Chromium memiliki jari-jari atom sebesar 140 pm, jari-jari Bohr sebesar 166pm dan jari-jari kovalen sebesar 127 pm.

Utama
Cr3+
Lain-lain

Cr2-, Cr1-, Cr0 , Cr1+ , Cr2+ , Cr4+ , Cr5+ , Cr6+

Energi ionisasi dari Chromium adalah :

M-M+
652.7
M+-M2+
1592
M2+-M3+
2987
M3+-M4+
4740
M4+-M5+
6690
M5+-M6+
8738
M6+-M7+
15550
M7+-M8+
17830
M8+-M9+
20220
M9+-M10+
23580

Tekanan uap dari Chromium adalah:

P (Pa)
1
10
100
1K
10K
100K
T (K)
1656
1807
1991
2223
2530
2942

Struktur kristal dari Chromium adalah :

Structure
Body centered cubic

a=291 pm
b=291 pm
c=291 pm
α=900
β=900
γ=900

Adapun reaksi yang terjadi pada Chromium sebagai berikut :
Reaksi dengan air
Tidak bereaksi dengan air pada suhu ruangan.
Reaksi dengan oksigen
tidak bereaksi denfan oksigen pada suhu ruangan
Reaksi dengan halogen
Krom bereaksi dengan fluoride pada 4000 C dan pada tekanan 200-300 atm membentuk chromium (IV) fluoride.
Reaksi:
Cr(s) + 3F2(g) CrF6(s)
Dibawah kondisi ekstrim, chromium (V) fluoride dapat dibentuk.
Reaksi :
2Cr(s) + 5F2(g) 2CrF5(s)
Dibawah kondisi lebih normal, reaksi chromium dengan halogen membentuk chromium (III) trihalides.
Reaksi :
2Cr(s) + 3F2(g) 2CrF3(S)
2Cr(s) + 3Cl2(g) 2CrCl3(S)
2Cr(s) + 3Br2(g) 2CrBr3(S)
2Cr(s) + 3I2(g) 2CrI3(S)

Chromium termasuk jenis logam yamg berwarna silver. Memiliki titik didih
2495oK dan memiliki titik lebur 21300K. konfigurasi elektronnya adalah [Ar] 3d5 4s1. Chromium tidak ditemukan bebas dialam namun ditemukan dalam persenyawaanya diantaranya adalah Chromite [Fe, Mg(CrO4)],Chromite merupakan tambang yang penting. Bijih chromium merupakan tambang di Afrika Selatan, Zimbabwe, Finlandia, India, Kazakhstan dn Filipina. Per tahunnya produksi Chromium sekitar 20.000 ton dan cadangannya di alam diperkirakan lebih dari 1 milyar ton.

Kegunaan dari Chromium adalah untuk membuat stainless steel, juga
digunakan untuk melapisi komponen mobil, untuk magnet pada tape, pisau, untuk laser dan untuk membuat cat. Chromium (VI) Oksida (CrO3) digunakan untuk industri magnet pada tape, magnet yang dibuat dari kromium oksida kualitasnya lebih baik dari besi oksida.

Logam Chromium dan Chromium (III) tidak bias dipertimbangkan bahaya kesehatannya tetapi Chromium Hexavalen bias berbahaya jika terhirup dan tertelan. Dosis yang mematikan dari Chromium beracun adalah 1 ½ sendok the. Chromium menimbulkan iritasi pada mata, kulit dan membrane mucous. Terpaan yang terus menerus dengan Chromium dapat menyebabkan kerusakan mata permanent. Chromium dapat menyebabkan kanker pada manusia. Organisasi kesehatan dunia merekomendasikan kandungan maksimum Chromium dalam minuman adalah 0,05 miligram per liter.

Molybdenum (Mo)
Molibdenum berasal dari bahasa yunani yaitu molubdos. Molibdenum ditemukan oleh Karl Wilhelm Scheele pada tahun 1778 di Swedia. Molybdenum termasuk golongan 6, blok d, periode 5 dengan konfigurasi electron {Kr}4d5 5s1 dan memiliki no atom 42 serta memiliki massa molekul relative 95,94 g/mol. Memiliki titik didih 4912 K dan titik lebur 28960 K serta memiliki masa jenis 10,28 g/cm3 serta memiliki keelektronegatifan 2,16. volume atomnya adalah 9,4 g/cm3, memiliki kecepatan suara 5400 m/s dan memiliki enthalpy KJ/mol, enthalpy penguapan 589,9 KJ/mol. Memiliki kapasitas panas 24,06 J/mol0K, konduktifitas termalnya sebesar 138 W/mK dan ekspansi termal sebesar 4,8 µm/m K. Memiliki kekerasan Brinell 1500 MPa, kekerasan Mohs sebesar 5,5 Vickers 1530 MPa.

Memiliki modulus bulk 230 GPa, dan memiliki modulus young sebesar 329 GPa serta memiliki rasio racun 0,31. Dan memiliki restivitas elektrik sebesar 53,4 µm, konduktivitas elektronnya 0,187x106 cm Ω. Molibdenum merupakan padatan yang mudah terbakar dalam wujud bubuk. Molybdenum memiliki tingkat energi :
Kα1
17,48 KeV
Kβ1
19,61 KeV
L α1
2,29 KeV
L β1
2,39 KeV

Memiliki jari-jari atom 145 pm, jari-jari bohr 190 pm, dan jari-jari kovalen 145 pm.
Bentuk oksida dari molybdenum adalah :

Utama
Mo6+
Lain-lain

Mo2-, Mo0 , Mo1+ , Mo2+
Mo3+ , Mo4+ , Mo5+ ,

Molybdenum memiliki energi ionisasi :

M-M+
685
M+-M2+
1558
M2+-M3+
2621
M3+-M4+
4480
M4+-M5+
5900
M5+-M6+
6560
M6+-M7+
12230
M7+-M8+
14800
M8+-M9+
16800
M9+-M10+
19700

Tekanan uap dari Molybdenum adalah:



P (Pa)
1
10
100
1K
10K
100K
T (0K)
2742
2994
3312
3707
4212
4879

Struktur kristal dari Molybdenum adalah :

Structure
Body centered cubic

A=314,7 pm
B=314,7 pm
C=314,7 pm
Α=900
Β=900
Γ=900

Reaksi dari molybdenum :
Reaksi dengan air
Tidak bereaksi dengan air pada suhu ruangan.
Reaksi dengan oksigen
Tidak bereaksi dengan oksigen pada suhu ruangan/normal. Pada temperature tinggi membentuk molybdenum (VI) trioxide.
Reaksi :
2MO(S) + 3O2(g) 2MoO3(S)
Reaksi dengan halogen
Pada temperatur ruangan Mo breaksi dengan fluorine membentuk Molybdenum (VI) fluoride.
Reaksi :
Mo(S) + 3F2(g) MoF6(l)

Pada suhu 298 0 K Molybdenum berwujud padat dan berwarna abu-abu.
Molybdenum termasuk kedalam logam. Molybdenum ditemukan di tambang Molybdennum (MoS2) dan wulfenite (MoO4 Pb) dan sebagai produk samping tambang tembaga. Penghasil utama Molybdenum adalah Amerika, Italy, Australia, Norwegia, dan Bolivia. Produksi Molybdenum setahunnya sekitar 80.000 ton.

Dalam jumlah kecil molybdenum efektif untuk penguat baja. Digunakan daalam pesawat terbang, untuk peluru, filament dalam pemanas listrik. Molybdenum orange digunakan dalam cat, tinta, plastic dan bahan campuran karet. Molybdenum disulfat adalah minyak pelumas yang bagus khususnya pada suhu tinggi. Molybdenum juga digunakan dibeberapa aplikasi elektronik, sebagai logam penghantar listrik pada lapisan TFTS. Lebih dari 66% molybdenum digunakan untuk campuran logam. Molybdenum telah ditemukan disemua kelas organisme. Molybdenum ditemukan pada 2 kelompok enzim, yaitu nitrogenases dan molybdopterins. Debu molybdenum dan bahan-bahan penyusun molybdenum seperti molybdenum trioksidn dan pelarut air molybdates, mungkin beracun jika terhirup atau tertelan. Tes laboratorium menduga perbandingan dengan anyak logam bera, molybdenum merupakan racun yang rendah.

Wolfram (W)
Tungsten berasal dari bahasa Swedia yaitu tungstone yang artinya batu berat, symbol W berasal dari nama Jermannya yaitu Wolfram. Tungsten ditemukan oleh Fausto dan Juan Jose de Elhuyar pada tahun 1783 di Spanyol. Tungsten memiliki no atom 74 dan memiliki massa molekul relative 183,84 g/mol. Tungsten termasuk golongan 6, blok d, periode 6. pada suhu 298 0K tungsten berwujud padat berwarna abu-abu putih dan termasuk jenis logam. Tungsten memiliki titik didih 5828 0 K dan titik lebur 3695 0 K serta memiliki masa jenis 19,25 g/cm3. tungsten memilki konfigurasi electron (Xe) 4f14 5d4 6S2 dan memilki volume atom 9,53 g/cm3. angka keelektronegatifan tungsten adalah 2,36 dan jecepatan suaranya adalah 4620 m/s. tungsten memiliki enthalpy pengatoman sebesar 837 KJ/mol pada 25 0 C, enthalpy peleburan 35,2 KJ/mol, dann enthalpy penguapan sebesar 824,2 KJ/mol. Kapasitas panas dari tungsten sebesar 24,27 J/mol K. Konduktivitas thermal dari tungsten adalah 173 W/m K, ekspansi thermal sebesar 4,5 µm/m K. tugsten memiliki kekerasan Brinell 2570 MPa, kekerasan Mohs 7,5 dan kekerasan Vickers 3430 MPa. Tungsten memiliki modulus bulk 310 GPa, modulus shear GPa dan modulus young sebesar 411 GPa dan memiliki rasio racun 0,28. resistivitas elektrik dari tungsten adalah 52,8 Ωm dan konduktivitas elektrik sebesar 0,198x 106 /cmΩ. Tungsten merupakan unsur yang mudah terbakar .Tingkat energi dari tungsten adalah:
Kα1
59,32 KeV
Kβ1
67,24 KeV
L α1
8,4 KeV
L β1
9,67 KeV

Memiliki jari-jari atom 135 pm, jari-jari bohr 193 pm, dan jari-jari kovalen 146 pm.
Bentuk oksida dari tungsten adalah :

Utama

W-4, W2-, W-1, W0 , W2+
W3+ , W4+ , W5+ , W6+

Tungsten memiliki energi ionisasi :

M-M+
770
M+-M2+
1700
M2+-M3+
2300
M3+-M4+
2400
M4+-M5+
4600
M5+-M6+
5900
Tekanan uap dari Tungsten adalah:

P (Pa)
1
10
100
1K
10K
100K
T (0K)
3477
3773
4137
4579
5127
5823

Struktur kristal dari Tungsten adalah :

Structure
Body centered cubic

A=316,52 pm
B=316,52 pm
C=316,52 pm
Α=900
Β=900
Γ=900

Reaksi-reaksi pada tungsten :
Reaksi dengan air
Pada temperatur ruang, tungsten tak bereaksi dengan air
Reaksi dengan oksigen
Pada temperatur ruang, tungsten tak bereaksi dengan oksigen. Pada temperature elevasi ( read : hot ) maka terbentuk trioxide tungsten (VI) oxide.
Reaksi :
2W(S) + 3O2(g) 2WO3(S)
Reaksi denfan halogen
Tungsten bereaksi dengan fluoride pada temperatur kamar membentuk tungsten (VI) fluoride. Reaksi:
W(S) + 3F2(g) WF6(g)

Pada suhu 298 0 K tungsten berwujud padat, tungsten ditemukan pada tambang
scheelite (CaWO4), wolframite [(Fe,Mn)WO4], ferberite, huebnerite. Cina memproduksi sekitar 70% supply dunia. Produksi dunia sekitar 45.000 ton.

Tungsten adalah logam yang sangat banyak kegunaanya, yang paling banyak
digunakan adalah tungsten carbide (W2C, WC), juga digunakan dalam petroleum, dan industri konstruksi. Tungsten sangat banyak digunakan dalam industri lampu dan filament tabung vakum, dapat juga sebagai katoda karena dia dapat mereduksi logam sampai sangat tipis logam yang punya titik lebur tinggi. Dalam jumlah kecil digunakan untuk campuran logam supaya bertambah keras. Banyak yang digunakan dalam industri elektronik, untuk membuat alat pemotong. Tungsten dicampur dengan kalsium atau magnesium menghasilkan fosfor.

Seaborgium (Sg)
Seaborgium ditemukan oleh anggota dari “Joint Institute for Nuclear Research” bekerja pada laboratorium Lawrence Berkeley dan laboratorium Livermore. Seaborgium ditemukan pada tahun 1974 di Dubna, USSR/Berkeley Kalifornia. Nama seaborgium diambil dari nama orang yang pertama kali mensintesisnya yaitu Glenn Searborg. Seaborgium adalah elemen sintetik dan tidak ditemukan di alam. Sample pertamanya dibuat dari peleburan 249 Cf dengan 18O. kegunaan dari seaborgium belum diketahui. Nama seaborgium ditetapkan pada bulan Agustus tahun 1997 oleh “ International Union of Pure and Applied Chemistry Announced”. Semula namanya adalah Unnilhexium dari bahasa latin “one zero six” karena memiliki no atom 106.

Seaborgium memiliki no atom 106, massa molekul relative 266 g/mol, dan memiliki konfigurasi electron 2,8,18,32,32,12,2. seaborgium termasuk gol 6, periode 7, blok d, termasuk golongan logam dan memiliki keadaan oksidasi Sg6+ dan memiliki energi ionisasi 730. untuk informasi yang lain dari seaborgium belum diketahui.

Read More

GOLONGAN VB

MAKALAH
KIMIA UNSUR
GOLONGAN VB

Disusun oleh :
Indra Gunawan

JURUSAN KIMIA
BATAM
2012

GOLONGAN VB
Golongan VA terdiri dari 4 unsur yaitu Vanadium (V), Niobium (Nb), Tantalum (Ta). Beberapa sifat unsur golongan ini dapat kita lihat pada tabel berikut :
Sifat – sifat
Vanadium (V23)
Niobium (Nb41)
Tantalum (Ta73)
Dubnium (Db105)
Konfigurasi

Elektron terluar
Massa atom (g/mol)
Masa jenis
Titik cair (° C)
Titik didih (° C)
Jari-jari atom (A°)
Jari-jari ion (A°)
Potensial ionisasi pertama
Elektronegativitas
Bilangan oksidasi


Kalor uap
Kalor lebur
Kapasitas kalor (25 °C)
J/(mol•K)
Sifat magnetic
Resistivitas listrik
(nΩ•m)
Konduktivitas termal (300 K) (W•m−1•K−1)
Ekspansi termal (25 °C) (µm•m−1•K−1)
Kecepatan suara (pada wujud kawat) (20 °C)
Modulus Young
Modulus geser
Skala kekerasan Mohs
2, 8, 11, 2

3d3 4s2
50, 94

6,1
1900
3450
1,34

0,59
6,74

1,6
-1, 0, +1, +2, +3, +4, +5

106
4,2
24.89


Paramagnetic
(20 °C) 197

30.7


8.4


4560 m/s


128 GPa
47 GPa
6.7

2, 8, 18, 12, 1

4d4 5s1
92, 91

8,4
2468
3300
1,46

0,70
6,80

1,6
-1, +2, +3, +4, +5
-
6,4
24.60


no data
(0 °C) 152

53.7


7.3


3480 m/s


105 GPa
38 GPa
6.0
2, 8, 18, 32, 11, 2
5d3 6s2
130, 95

16,6
2996
5425
1,49

0,73
7,00

1,5
-1, +2, +3, +4, +5

180
6,8
25.36


no data
(20 °C) 131

57.5


6.3


3400 m/s


186 GPa
69 GPa
6.5
2, 8, 18, 32, 32, 11, 2
5f14 6d3 7s2
268

-
-
-
-

-
-

-
+3, +4, +5


-
-
-


-
-
-

-
-


-
-
-



Elektron terluar V ( 3d3 4S2 ), Nb ( 4d4 4S1 ), Ta ( rd3 4S2 ). Bilangan oksidasi bervariasi, stabilitas bilangan oksidasi +5 meningkat dari V-Nb-Ta.
Dengan demikian V+5 mudah direduksi menjadi V+2 sedang Nb+5 dan Ta+5 tetap stabil, V+5 merupakan oksidator yang baik. Sifat unik tiap-tiap unsur berkurang dangan berkurangnya ukuran kation. Dengan demikian sifat unik V+4 > V+3 > V+2. Akibatnya VCl4 bersifat kovalen.
Sifat oksidanya, V2O5 amphoter tetapi lebih bersifat asam, sedang Nb2O5 dan Ta2O5 lebih sedikit basa.
Pada suhu kamar tidak reaktif tetapi pada pemanasan bereaksi membentuk halida VCl5, VCl4, VCl3, dan VI3. sedang Nb dan Ta hanya membentuk halida tipe MX5.
Semua halida bersifat kovalen, mudah menguap. Dengan H2 membentuk senyawa non-stoikiometrik, VH0,7 ; NbH0,86 dan TaH0,76. Kecenderungan membentuk komplek : V > Nb > Ta
Jari-jari ( ion dan atom ) Nb dengan Ta hampir sama sebagai akibat lanthanida contraction, sehingga sifat keduanya hampir sama.
Senyawa logam-logam ini dengan bilangan oksidasi rendah tampah berwarna karena adanya orbital d yang berisi sebagian.

1. Vanadium
• Sejarah dan terdapatnya :
Pada tahun 1831, ahli kimia Swedia, Niel Grabiol Sefstrom menemukan unsur baru dalam bijih besi di Swedia. Unsur itu dinamakannya Vanadium seperti dewi Vanadis yang berarti cantik menawan. Tahun 1865 Roscor dan Thorpe menemukan unsur ini berada bersama tembaga dan lapisan bawah batu pasir dari cheshire. Senyawa vanadium tersebar melimpah dalam kerak bumi.
Beberapa mineral vanadium yang menonjol adalah :
1. vanadinite : 3 Pb3(VO4)2 . PbCl2
2. carnotite : K2O . 2UO3 . V2O53H2O
3. patronite : V2S5 . 3CuS2
Vanadium juga terdapat dalam tanah liat, batu-batuan, batu bara dan minyak mentah dengan kadar yang kecil.


Cara mendapakan Vanadium diantaranya adalah dengan cara ekstraksi dari beberapa senyawa yaitu :
Dari vanadinite.
Ekstrksi dari bijih ini melibatkan beberapa tahap :
1) Pemisahan PbCl2.
Bijih direaksikan dengan HCl pekat, PbCl2 akan mengendap, dioxovandium chlotida (VO2Cl) tetap dalam larutan.
2) Pembuatan V2O5.
Setelah PbCl2 dipisahkan, larutan ditambah NH4Cl dan dijenuhkan dengan NH3, sehingga terbentuk NH4VO3 yang bila dipanaskan akan terbentuk V2O5.
3) Reduksi V2O5.
V2O5 direduksi dengan Ca pada 900 – 950 º C untuk memperoleh vanadium murni ( Mardenand – Rich, 1927 ).
Dari carnotite.
1) Pembuatan sodium orthovanadate.
Carnotite dicairkan dengan Na2CO3, masa cair yang diperoleh diekstraksi dengan air untuk mengendapkan Fe(OH)3, larutan dipekatkan dan didinginkan maka didapat Na3VO4.
2) Pembuatan V2O5.
Larutan yang berisi Na3VO4 diberi NH4Cl dan dijenuhkan dengan NH3, sehingga terbentuk NH4VO3 (amonium metavanadate), yang dipanaskan untuk mendapatkan V2O5.
3) Reduksi V2O5.
Dengan cara Mardenand-Rich diperoleh logam vanadium murni.

Pembuatan logam :
Logam ini sangat sulit diperoleh dalam keadaan murni sebab titik cair yang tinggi dan reaktivitas terhadap O2, N2 dan C pada suhu tinggi.
v Vanadium ± 99 % dapat diperoleh dengan mereduksi V2O5 dengan Al (proses thermit).
v Vanadium murni diperoleh dengan mereduksi VCl3 dengan Na atau dengan H2 pada suhu 900 º C. VCl3 diperoleh dari reaksi V2O5 dengan S2Cl2 pada 300 º C.
v Reduksi VCl4 dengan Mg dapat memperoleh 99,3 % vanadium.

Aliase vanadium :
Produk komersial vanadium adalah terutama sebagai aliase,
Ø Ferro vanadium.
Ø Cupro vanadium
Keduanya dibuat dengan mereduksi vanadium oksida yang dicampur dengan oksida logam Fe atau Cu dengan karbon .dalm electric furnace.
Ø Nikelo vanadium, dibuat dengan pemanasan campuran V2O5 + NiO.
Ø Obalto vanadium, dibuat dengan mencampur endapan (dari reaksi larutan Na-vanadate dengan cobalto sulphate) dengan Na2CO3 dalam electric furnace.
Penggunaan :
Penambahan 0,1 – 0,3 % V pada baja akan meningkat daya rentang.
Vanadium penting untuk alat-alat baja kecepatan tinggi.
V2O5 dipakai sebagai katalisator dalam oksudasi naphtalen dan juga dalam pembuatan H2SO4 proses kontak.


Sifat-sifat :
ü Dipanaskan dalam H2 (tanpa gas lain) pada 1100 º C membentuk vanadium hidrida yang stabil.
ü Logam ini reaktif dalam keadaan dingin, bila dipanaskan terbentuk V2O (coklat), dipanaskan terus terbentuk V2O3 (hitam), V2O4 (biru), akhirnya V2O5 (orange). Logam ini terbakar dengan nyala terang dengan oksigen.
ü Bila dipanaskan dengan Cl2 kering terbentuk VCl4.
ü Logam ini tidak bereaksi dengan air brom, HCl/dingin, melepaskan H2 dengan HF dan membentuk larutan hijau.
Senyawa-senyawa :
Vanadium membentuk senyawa dengan bilangan oksidasi +5, +4, +3 dan +2. senyawa dengan bilangan oksidasi rendah merupakan reducing agent, bersifat unik dan berwarna.
1. senyawa V+5 (yang tidak berwarna) direduksi dengan reduktor yang sesuai terjadi perubahan sebagai berikut :

VO3- → VO+2 → V+3 → V+2
Meta vandate ion vana- hijau ion
(ion tak ber- dyl, V+4 vanado
warna, V+5) (biru) (violet)

a. Vanadium pentoksida, V2O5
Dibuat dari :
o Oksidasi / pemanggangan logam atau oksidanya dengan bilangan oksidasi rendah. V2O5 sebagai hasil akhir.
o Hidrolisa VOCl3.
o Pemanasan amonium vanadate.
Penggunaan :
o Sebagai katalis dalam oksidasi SO2 → SO3, dalam pembuatan asam sulfat.
V2O5
2SO2 + O2 ↔ 2SO3
o Katalis dalam oksidasi alkohol dan hidrogenasi olefin.
b. Vanadium pentaflourida, VF5.
Senyawa ini dinyatakan sebagai sublimat putih murni. Dibuat
dengan pemanasan VF4 dalam lingkungan nitrogen, pada suhu 350°C – 650°C. Senyawa ini sangat mudah larut dalam air atau pelarut organik.
c. Vanadium oxitrikhlorida, VOCl3.
Senyawa ini dibuat dengan melewatkan Cl2 kering pada VO3 yang dipanaskan. Senyawa ini berwarna kuning bening dengan titik didih 127
° C.
d. Vanadium pentasulfida, V2S5.
Senyawa ini dibuat dengan memanaskan campuran vanadium trisulfida, dengan sulfur tanpa udara pada 400 ° C. senyawa ini berupa bubuk hitam.
2. Senyawa V+4.
Senyawa – senyawa dengan bilangan oksidasi +4 ini sangat stabil, mudah dibuat.
a. Vanadium titroksida, V2O4 atau VO2.
Dibuat dengan pemanasan campuran vanadium trioksida dan vanadium pentoksida tanpa udara dengan jumlah molar yang sama. Senyawa ini berbentuk kristal biru tua, mudah larut dalam asam atau basa.
b. Vanadium titraflourida, VF4.
Dibuat dari reaksi HF anhidrid dengan VCl4. Reaksi berjalan mulai suhu – 28°C dan meningkat secara lambat sampai 0°C. Flourida ini berupa bubuk kuning kecoklatan, larut dalam air membentuk larutan berwarna biru.
3. Senyawa vanadil.
Senyawa ini berisi kation vanadil (VO+2) dimana bilangan oksidasinya +4, bersifat unik, berwarna biru. Vanadil klorida dibuat dari hidrolisa VCl4
VCl4 + H2O → VOCl2 + 2HCl

Atau dari reaksi V2O5 dengan HCl
V2O5 + HCl → 2VOCl2 +3H2O + Cl2
Senyawa VOCl2 bersifat reduktor kuat yang digunakan secara komersial dalam pewarnaan. Hanya E° dari VO+2/ VO3 adalah – 1 volt.
4. Senyawa V+3.
a. Vanadium trioksida, V2O3.
Dibuat dengan mereduksi V2O5 dengan hidrogen. V2O3 bersifat basa, larut dalam asam memberikan ion hezaquo, V(H2O)63+.
b. Vanadium halida dan oxihalida.
Vanadium triflourida, VF3. 3H2O dibuat bila V2O3 dilarutkan HF. Trihalida yang lain adalah VCl3 dan VBr3, sedang VI3 tidak dikenal. Vanadium oxihalida yang dikenal adalah VOCl dan VOBr. Keduanya tak larut dalam air tetapi larut dalam asam.
5. Senyawa V+2.
Senyawa – senyawa V+2 berwarna dan paramagnetik ion V+2 merupakan reduktor kuat. Larutan encer V+2 (violet) mereduksi air membebaskan H2.
V+2 + H+ → V+3 + ½ H2
(violet) (hijau)
6. Senyawa V+1, V-1 dan V°.
Bilangan oksidasi ini tidak umum, distabilkan oleh ligan asam п. Bilangan oksidasi +1 dijumpai pada senyawa V(CO)6-1.

2. Niobium dan Tantalum
Kedua unsur ini walaupun bersifat logam dalam beberapa hal, memiliki sifat kimia seperti unsur non logam.keduanya tidak memiliki kation yang nyata, tetapi membentuk beberapa anion. Halida dan oxihalida sangat mudah menguap dan mudah terhidrolisa.

• Sejarah Niobium dan Tantalum
Niobium ditemukan oleh ahli kimia dari Inggris yaitu Charles Hatchett pada tahun 1801. Hatchett menemukan niobium dalam sampel mineral yang disebutnya columbite dan unsur baru columbium. Columbium ditemukan oleh Hatchett dalam bentuk campuran dengan Tantalum. Tantalum sendiri ditemukan oleh Anders Ekeberg seorang kimiawan Swedia.
Kemudian timbul kebingungan antara kedua unsur tersebut apakah keduanya merupakan unsur yang sama atau bukan. Maka pada tahun 1809, ahli kimia Inggris William Hyde Wollaston membandingkan bentuk oksidasi yang terjadi antara columbium – columbite, dengan densitas 5918 gr/ml, dan tantalum – tantalite dengan densitas 7935 gr/ml, dan menyimpulkan bahwa kedua unsur tersebut berbeda karena memilii densitas yang berbeda sehingga nama columbium menjadi niobium dan Tantalum tetap Tantalum.
• Terdapatnya :
Didalam kerak bumi, Niobium terdapat 10 – 12 kali lebih banyak dari Tantalum. Sumber komersial utama kedua unsur ini adalah mineral columbite – tantalite yang memiliki komposisi (Fe/Mn) (Nb/Ta)2O6, dan niobium juga dapat ditemukan pada mineral pyrochlore ((Na,Ca)2Nb2O6(OH,F))
Sifat – sifat :
Kedua logam ini sangat sukar dipisahkan. Logam Niobium bersifat tipis, lunak, keabu-abuan, mengkilat, dapat dibengkokkan, titik cair tinggi (Nb= 2468 ° C). Logam Tantalum bersifat gelap, padat, dapat dibengkokkan, lebih keras daripada Niobium, daya hantar panas dan listriknya tinggi, titik cair tinggi (Ta = 2996° C), sangat tahan terhadap asam. Keduanya dapat dilarutkan dengan HNO3, HF dan larut sangat lambat dalam alkali cair.
Senyawa – senyawa :
Senyawa Nb+5 dan Ta+5.
a) Nb2O5 dan Ta2O5.
Dibuat dengan dihidroksioksida terhidrat (sering disebut asam niobat atau tantalat), atau dengan pemanggangan senyawa tertentu dengan oksigen berlebih. Kedua senyawa ini berbentuk bubuk yang padat, relatif inert secara kimia, hampir tak bereaksi dengan asam kecuali HF pekat. Dapat pula senyawa ini dilarutkan dengan dicairkan bersama alkali hidrogen sulfat, alkali karbonat atau alkali hidroksida.
b) NbX5 dan TaX5 (X = halida).
Senyawa NbF5 dan TaF5 dibuat dengan reaksi flourinasi langsung logam atau pentakhloridanya. Keduanya berbentuk padat putih, mudah menguap. Titik cair Nb = 80 ° C, Ta = 95 ° C. Titik didih Nb = 235 ° C, Ta = 229 ° C, membentuk cairan dan uap tak berwarna. Senyawa halida yang lain berwarna kuning sampai coklat, dibuat dengan reaksi langsung logam dengan halogen berlebih. Halida – halida ini bertitik cair dan titik didih antara 200 – 300 ° C, larut dalam pelarut organik seperti eter, CCl4, dan sebagainya.
Senyawa Nb dan Ta dengan bilangan oksidasi rendah.
a. Oksida NbO2 dan TaOx (x = 2 s.d 2,5)
b. Tetrahalida.
Semua halida dikenal kecuali TaF4. Senyawa NbF4 berwarna hitam tak mudah menguap, paramagnetik. Tetrakhlorida dan tetrakronida berwarna hitam coklat atau hitam. NbI4 dapat diperoleh secara mudah dengan pemanasan NbI5 sampai 300° C. Senyawa ini diamagnetik.
Aplikasi
§ Niobium
• Sebagai bahan konstruksi pembangkit listrik tenaga nuklir
• Sebagai campuran logam tahan karat (contohnya Niobium foil), yang disebabkan oleh adanya senyawa Niobium karbit dan Niobium Nitrit, dengan konsentrasi Niobium dalam senyawa sekitar 0.1%.
• Sebagai superkonduktor magnet (3 tesla clinical Magnetic resonance imaging scanner), dan superkonduktor radio frekuensi
• Dalam pembuatan mata uang koin (Contohnya Austria 2003, Latvia 2004)
• Dalam peralatan kesehatan, Pace maker
• Dalam pembuatan perhiasan
§ Tantalum
• Digunakan dalam pembuatan anak timbangan dalam laboratorium
• Digunakan dalam membuat piranti elektronika
• Dalam pembuatan lensa kamera
• Untuk memproduksi variasi campuran logam yang memiliki titik didih tinggi serta kekuatan yang baik
• Pembuatan peralatan karbit yang terbuat dari logam
• Digunakan dalam pembuatan komponen mesin jet

3. Dubnium
Dubnium merupakan unsur logam transisi golongan Vb yang dibuat melalui reaksi fusi nuklir. Unsur ini ditemukan oleh Albert Ghiorso pada tahun 1970. Karena inti atom dubnium sangat besar maka dubnium merupakan unsur yang tidak stabildan dapat segera meluruh ketika terbentuk.
Unsur Dubnium dapat dibuat dengan menembaki unsur amerisiumdengan atom – atom neon, dan menghasilkan isotop – isotop dubnium, dan dengan cepat meluruh dengan memancarkan energi dalam bentuk radiasi elektromagnetik. Reaksinya sebagai berikut:
+ 4
Senyawa yang dapat terbentuk misalnya Db2O5 (Dubnium pentoksida), DbX5 (Dubnium Halida), senyawa kompleks halida DbO43- , DbF6-, DbF83-. Keterangan lain tentang unsur Dubnium belum diketahui secara pasti.

Read More