BAGIAN PROYEK PENGEMBANGAN KURIKULUM DIREKTORAT PENDIDIKAN MENENGAH KEJURUAN DIREKTORAT JENDERAL PENDIDIKAN DASAR DAN MENENGAH DEPARTEMEN PENDIDIKAN NASIONAL JAKARTA 2002
KATA PENGANTAR
Pendidikan Menengah Kejuruan sebagai penyedia tenaga kerja terampil tingkat menengah dituntut harus mampu membekali tamatan dengan kualifikasi keahlian standar serta memiliki sikap dan prilaku yang sesuai dengan tuntutan dunia kerja. Sejalan dengan itu maka dilakukan berbagai perubahan mendasar di dalam penyelenggaraan pendidikan kejuruan. Salah satu perubahan tersebut adalah penerapan Sistem Pendidikan dan Pelatihan Berbasis Kompetensi. Dalam rangka mengimplementasikan kebijakan tersebut, maka dirancang kurikulum yang didasarkan pada jenis pekerjaan dan uraian pekerjaan yang dilakukan oleh seorang analis dan teknisi kimia di dunia kerja. Berdasarkan hal itu disusun kompetensi yang harus dikuasai dan selanjutnya dijabarkan ke dalam deskripsi program pembelajaran dan materi ajar yang diperlukan yang disusun ke dalam paket-paket pembelajaran berupa modul. Modul-modul yang disusun untuk tingkat I di SMK program keahlian Kimia Analisis dan Kimia Industri berjumlah dua belas modul yang semuanya merupakan paket materi ajar yang harus dikuasai peserta didik untuk memperoleh sertifikat sebagai laboran. Judul-judul modul dapat dilihat pada peta bahan ajar yang dilampirkan pada setiap modul.
BANDUNG, DESEMBER 2002
TIM KONSULTAN KIMIA FPTK UPI
DESKRIPSI JUDUL Modul ini merupakan modul untuk mencapai kompetensi membuat larutan dengan sub kompetensi membuat larutan kerja dan larutan baku ( primer dan sekunder). Modul untuk mencapai kompetensi tersebut terdiri dari dua bagian yaitu modul kimia unsur dan Pembuatan Llarutan. 1. Pada Modul Kimia Usur ini akan dibahas tentang : 1. pengertian asam basa yang telah diulas secara selintas pada modul 9 untuk mencapai kompetensi menyiapkan dan menggunakan bahan yaitu pada modul tentang nama dan sifat bahan, teori asam basa yang menunjang tentang pengertian asam basa, dan derajat keasaman yaitu yang menunjukkan besarnya suatu zat bersifat asam atau basa. Pemahaman asam basa ini dapat dipelajari pada lembar kegiatan satu, yang akan membahas teori asam basa dan derajat keasaman. 2. Unsur-unsur golongan alkali yang bersifat basa, pada saat ini akan dibahas mengenai sifat unsur, sifat senyawa dari golongan alkali yang dapat diamati melalui percobaan; 3. unsur-unsur golongan alkali tanah yang bersifat basa tetapi kebasaannya tidak sekuat golongan alkali, pada saat ini akan dibahas mengenai sifat unsur, sifat senyawa dari golongan alkali tanah yang dapat diamati melalui percobaan; 4. unsur golongan VIA yang bersifat asam, pada saat ini akan dibahas mengenai sifat unsur, sifat senyawa dari golongan VIA yang dapat diamati melalui percobaan. 5. unsur golongan VIIA atau halogen yang bersifat asam, pada saat ini akan dibahas mengenai sifat unsur, sifat senyawa dari golongan VIIA yang dapat diamati melalui percobaan.
PRASYARAT Modul ini dapat dipelajari jika Anda telah memiliki kemampuan dalam : 1. melakukan tindakan keamanan dan keselamatan kerja di laboratorium; 2. menyiapkan dan menggunakan bahan kimia dan peralatan sesuai keperluan; 3. memelihara bahan kimia dan fasilitas laboratorium; Hal ini berarti Anda telah dapat memahami Modul 1 tentang keselamatan dan keamanan bekerja, modul tentang (M3) materi-energi, (M4) perubahan materi dan pemisahannya, (M5)struktur atom, (M6)sistem periodik, (M7)ikatan kimia, (M8)stoikiometri , serta(M9) nama dan sifat bahan kimia, modul tentang (M2)pengenalan dan penggunaan alat laboratorium, modul 10 memelihara bahan dan fasilitas laboratorium, karena modul tersebut merupakan prasyarat yang harus Anda pelajari sebelum Anda mempelajari modul kimia unsur ini. Prasyarat pengetahuan yang harus dimiliki sebelum membahas larutan adalah sebagai berikut. Rumus kimia untuk memahami hal ini diperlukan membaca modul 3 tentang materi-energi, dan perubahannya. Massa atom relatif, massa rumus relatif, dan konsep mol untuk memahami hal ini diperlukan membaca modul 8 tentang stoikiometri yang ditunjang oleh struktur atom dan sistem periodik. Ikatan untuk memahami hal ini diperlukan membaca modul 7 tentang ikatan kimia yang ditunjang oleh struktur atom dan sistem periodik. Prasyarat keterampilan bekerja dilaboratorium untuk dapat membuat larutan adalah sebagai berikut. − Mencegah dan menghindari bahaya maka Anda harus sudah memahami modul Keamanan dan Keselamatan Bekerja di laboratorium yang berisi peraturan-peraturan, tatatertib bekerja di laboratorium. dan tehnik bekerja dilaboratorium. − Mengenal alat dan mengetahui cara penggunaan alat yang akan digunakan untuk membuat larutan maka Anda harus sudah memahami modul Pengenalan dan Penggunaan Alat Laboratorium. − Mengenal nama dan sifat bahan yang akan diamati sifat keasamananya maka Anda harus sudah memahami modul Pengenalan nama dan sifat bahan. − Memelihara alat dan fasilitas laboratorium.
PERISTILAHAN / GLOSSARY Oksidator Reduktor Reaktif Aseptor Donor Asam Basa Garam
Asam oksi Elektrolisis Energi ioniosasi Afinitas elektron Elektronegatifinas Stoikimetris pH Dry ice Halogen Alkali Alkali tanah
: zat yang dapat mengoksidasi, di mana bilangan oksidasi dari unsur tersebut akan turun : zat yang dapat mereduksi, di mana bilangan oksidasi dari unsur tersebut akan naik : sangat mudah bereaksi : dapat menerima : dapat memberi : zat yang rasanya asam dapat mengubah warna lakmus biru menjadi merah : zat yang rasanya seperti sabun dapat mengubah lakmus merah menjadi biru : zat hasil reaksi antara asam dan basa atau logam dan asam, oksida basa dan asam, oksida asam dan basa, oksoda asam dan oksida basa : asam yang mengandung oksigen contoh asam sulfat (H2SO4) : adalah peristiwa reaksi kimia (reaksi redoks) dengan menggunakan arus listrik : energi yang dibutuhkan untuk melepaskan elektro : energi yang dibutuhkan untuk menangkap elektron : kemampuan untuk menarik elektron : setara (jumlah nya sama secara kimia) : derajat keasaman (ukuran keasaman : es kering yaitu gas karbon dioksida yang dipadatkan : berarti sangat reaktif : dapat membentuk basa yang kuat : dapat membentuk basa tetapi sifatnya seperti tanah yaitu sukar larut
DAFTAR ISI Kata Pengantar Deskripsi Judul Peta Kedudukan Modul Prasyarat Peristilahan/ Glosarry Daftar Isi Petunjuk Penggunaan Bahan Ajar Tujuan Akhir Tujuan Antara Kegiatan Belajar 1 : Asam, basa, dan Garam
i ii iii iv v vi 1 2 2 3
Kegiatan Belajar 2 : Unsur Golongan IA(Alkali)
15
Kegiatan Belajar 3 : Unsur Golongan IIA(Alkali Tanah)
25
Kegiatan Belajar 4 : Unsur Golongan VIA(Oksigen dan Sulfur)
35
Kegiatan Belajar 5 : Unsur Golongan VIIA(Halogen)
51
Lembar Evaluasi Akhir
75
Lembar Kunci Jawaban
77
Daftar Pustaka
85
PETUNJUK PENGGUNAAN MODUL Langkah-langkah belajar yang harus ditempuh dalam mempelajari modul ini adalah sebagai berikut. 1. Pelajarilah lembar informasi dalam setiap kegiatan belajar
dengan membaca berulang-
ulang hingga Anda benar-benar paham 2. Siapkanlah alat dan bahan untuk melakukan eksperimen 3. Lakukanlah setiap percobaan sesuai dengan petunjuk yang ada pada lembar kerja, Jawablah latihan yang ada, kemudian cocokkan hasil latihan Anda pada lembar kunci jawaban. 4. Ukurlah kemampuan Anda dengan mengerjakan lembar evaluasi. Bila hasilnya banyak yang salah, maka Anda ulangi membaca materi ini sampai Anda dapat menjawab semua pertanyaan dalam lembar evaluai denganbenar. 5. Apabila dijumpai, hubungi guru Anda yang mengajar modul ini. 6. Total alokasi waktu yang disediakan untuk mempelajari modul ini adalah 40 jam.
Tujuan 1. Tujuan Akhir Setelah mempelajari modul ini diharapkan Anda dapat : membuat larutan kerja dan larutan baku primer serta sekunder dengan konsentrasi tertentu
2. Tujuan Antara Setelah melaksanakan kegiatan belajar satu sampai lima, diharapkan Anda dapat: a. Kegiatan satu 1. mendeskripsikan pengertian asam basa dan teori asam basa 2. mendeskripsikan derajat keasaman 3. menghitung pH suatu larutan b. Kegiatan dua 1. mendeskripsikan unsur dan senyawa golongan alkali 2. mendeskripsikan sifat dari unsur dan senyawa golongan alkali c. Kegiatan tiga 1. mendeskripsikan unsur dan senyawa golongan alkali tanah 2. mendeskripsikan sifat dari unsur dan senyawa golongan alkali tanah d. Kegiatan empat 1. mendeskripsikan unsur dan senyawa golongan VIA 2. mendeskripsikan sifat dari unsur dan senyawa golongan VIA e. Kegiatan lima 1. mendeskripsikan unsur dan senyawa golongan VIIA /halogen 2. mendeskripsikan sifat dari unsur dan senyawa golongan VIIA/halogen
KEGIATAN BELAJAR 1 ASAM, BASA, DAN GARAM Pada kegiatan ini Anda akan mempelajari dan mengamati tentang teori asam basa dan derajat keasaman. Kegiatan ini merupakan kegiatan pendahuluan dari kimia unsur. Kegiatan pendahuluan ini penting untuk dipelajari agar Anda paham tentang asam basa dengan benar, sehingga Anda tidak akan salah dalam mengambil, mengamati dan membuat larutan. Anda mungkin suatu saat menemukan bahan, Anda sudah dapat menentukan bahan ini merupakan bahan yang asam atau basa atau netral. Asam basa harus dipelajari dan dipahami lebih dahulu dari pada sifat unsur atau senyawa karena sifat unsur atau senyawa pada umumnya dapat bersifat asam, basa, atau netral. Tujuan: Melalui kegiatan ini diharapkan Anda dapat : 1. mendeskripsikan teori asam basa yang dapat dicapai melalui lembar informasi; 2. mendeskripsikan derajat keasaman yang dapat dicapai melalui lembar informasi dan percobaan; 3. menentukan dan menghitung pH suatu larutan asam atau basa kuat yang dapat dicapai melalui latihan dan percobaan; 4. menetukan pH suatu larutan asam atau basa lemah yang dapat dicapai melalui latihan dan percobaan; 5. menentukan sifat keasaman /kebasaan suatu senyawa yang dapat dicapai melalui percobaan
Lembar Informasi Teori Asam-Basa Pada modul sebelumnya yaitu modul 2 buku 6 Anda sudah mempelajari mengenai pengertian asam basa. Pada modul dan kegiatan ini Anda akan mempelajari mengenai asam basa dengan lebih dalam. Baiklah mari mulai pada pelajaran/kegiatan belajar pertama. Suatu bahan akan bersifat asam/basa dapat diketahui jika dapat mengubah warna kertas lakmus dan jika dalam air larutan ini mengandung ion hidrogen(H+). Pernyataan ini merupakan salah satu pernyataan dari teori tentang asam basa. Teori asam basa ini ada 3 teori yaitu sebagai berikut. 1. Teori asam basa dari Arrhenius Svante Arrhenius adalah seorang ahli sains dari swedia sebagai orang yang pertama yang mengemukakan teori asam basa yakni pada tahun 1859 –1927. Ia memperoleh hadiah Nobel dalam kimia pada tahun 1903 tentang teori asam basa ini. Teori asam, basa Arrhenius adalah sebagai berikut. Asam adalah suatu zat yang dalam air dapat menghasilkan ion hidrogen(H+) dan basa adalah suatu zat yang dalam air dapat menghasilkan ionhidroksida(OH-). Contoh asam adalah HCl, HNO3, H2SO4, (COOH)2 karena semuanya dapat menghasilkan H+ jika dilarutkan dalam air. Adapun dalam air semua asam ini akan terurai sebagai berikut.
HCl(aq) HNO3(aq)
→
H+ + Cl→
H2SO4(aq)
H+ + NO3-
→
2 H+
(COOH)2(aq)
→
+ SO422 H+ + (COO)2-
Contoh basa adalah NaOH, KOH, Ba(OH)2, NH4OH, karena semuanya dapat menghasilkan OH- jika dilarutkan dalam air. Adapun dalam air semua basa ini akan terurai sebagai berikut. NaOH (aq) → Na+(aq) + OH-(aq) NH4OH(aq) → NH4+(aq) + OH-(aq)
Ba(OH)2(aq) KOH(aq)
→ →
Ba(aq) 2+ + 2 OH-(aq) K+(aq) + OH-(aq)
Teori asam basa ini hanya berlaku untuk larutan air. 2. Teori asam basa Br nsted-Lowry Teori ini dikemukakan oleh J.N. Br nsted dari Denmark dan T. M. Lowry dari Inggris pada tahun1923. Mereka menemukan bahwa HCl yang dilarutkan dalam toluen tidak menunjukkan sifat keasaman, tetapi jika dalam campuran ini ditambahkan air maka akan terjadi 2 lapisan yang tidak saling larut, dan hanya dalam lapisan air terdapat asam. Hal ini menunjukkan bahwa lapisan air berperan dalam menentukan sifat keasaman dari HCl. Dari pengamatan di atas maka mereka menyimpulkan bahwa air memegang peranan penting dalam sifat keasaman dan kebasaan suatu zat. Berdasarkan itu maka reaksi antara HCl/ NaOH dan air adalah sebagai berikut. HCl (g) + H2O(l)
→
NaOH (s) + H2O(l)
H3O+(aq) + Cl-(aq) →
Na+(aq)
+ OH-(aq)
Dari contoh ini maka kita melihat bahwa asam merupakan senyawa yang melepas ion H+ dan basa adalah senyawa yang menerima ion H+. Menurut teori asam basa Br nsted dan Lowry menyatakan bahwa asam adalah bahan yang dapat memberikan/melepas proton( Proton donor), sedangkan basa adalah bahan yang dapat menerima/ menanngkap proton(Proton aseptor) . Pernyataan bahwa asam adalah senyawa yang melepas ion H+ adalah sama dengan proton donor, hal ini karena ion H+ adalah atom yang kehilangan elektronnya sehingga tinggal proton saja. Contoh lain dari senyawa asam menurut Br nsted- Lowry akan terurai sebagai berikut.
adalah H2CO3 yang dalam air
H2CO3 + H2O → HCO3+ H3O+ Asam basa basa konyugat asam konyugat
Pada contoh di atas ada senyawa yang merupakan pasangan yang disebut sebagai konyugatnya, pasangan ion adalah : H2CO3(asam) berpasangan dengan HCO3- (basa) dan H2O(basa) berpasangan dengan H3O+ (asam). HCO3- ion ini disebut basa konyugat dari asam H2CO3
3. Teori asam basa Lewis Teori asam basa Br nsted-Lowry paling sering digunakan untuk menjelaskan asam basa. Basa menurut teori Br nsted-Lowry adalah zat yang dapat menangkap proton (proton aseptor), dengan defenisi ini maka baik OH- maupun NH3 adalah basa dengan reaksi sebagai berikut. H+ + :OH -
→
H OH
H
H
H+ +
:NH
+
→
HNH
H
H
Dari contoh di atas maka masing-masing proton bergabung dengan senyawa lain pada satu pasangan elektron bebas dari senyawa lain. Hal ini menunjukkan karakteristik basa dari teori asam basa Br nsted-Lowry . Berdasarkan hal tersebut di atas G N Lewis seorang ahli sains dari Amerika masih pada tahun 1923 menyarankan bahwa asam adalah aseptor pasangan elektron bebas sedangkan basa adalah donor pasangan elektron bebas . Teori asam ini lebih menguntungkan karena dapat membahas sampai jauh yakni tentang pembentukan senyawa kompleks. Pembentukan senyawa kompleks ini tidak akan dibahas di sini. Contoh dari teori asam basa Lewis adalah asam borat yang mempunyai struktur dengan air sebagai berikut. H
dan reaksi
:O:
HOBOH
atau B(OH)3(aq) + H2O(l)
→
B(OH)4-(aq) + H+
Dari ketiga teori ini maka yang sangat luas digunakan adalah teori asam basa Lewis. Jika dilihat dari strukturnya maka kita akan agak sulit menentukan asam basa berdasarkan struktur dari Lewis. Menentukan Adanya Asam atau Basa Larutan dari bahan yang bersifat asam atau basa dapat mengubah warna dari larutan pewarna seperti lakmus, atau pewarna yang diekstrak dari bahan alam seperti bunga atau daun yang berwarna atau umbi yang berwarna seperti kunyit. Larutan pewarna yang dapat berubah warna pada larutan asam-basa disebut indikator asam basa . Indikator yang berbeda memberikan warna yang berbeda dalam larutan asam/ basa. Contoh indikator dapat diamati pada modul nama dan sifat bahan kimia tentang indikator. Campuran dari beberapa indikator disebut sebagai indikator universal akan memberikan berbagai perubahan warna (spektrum warna) yang luas. Setiap satu perubahan warna dari
perubahan warna yang luas ini dapat menunjukkan karakteristik(sifat) dari derajat keasaman atau kebasaan. Asam, Basa, Garam Bahan kimia yang dibuat baik secara pabrik maupun oleh alam berupa asam, basa, dan garam. Asam yang dibuat oleh pabrik misalnya asam sulfat (H2SO4), asam klorida (HCl), asam nitrat (HNO3), sedangkan yang dibuat oleh alam ( COO)2 (asam oksalat), asam sitrat (HOOCCH2C(OH)(COOH)CH 2COOH), asam oleat (CH3(CH2)7CH:CH(CH2)7COOH. Basa yang dibuat pabrik misalnya NaOH, amonia (NH3).Dari contoh asam dan basa yang diberikan terlihat bahwa asam atau basa adalah zat yang selalu mengandung unsur hidrogen atau hidroksida, benarkah hanya bahan kimia tersebut yang bersifat asam atau basa ? Tidak semua bahan kimia yang mengandung unsur hidrogen atau hidroksida bersifat asam atau basa contoh NH3 tidak bersifat asam tetapi bersifat basa. Adakah bahan kimia lain yang bersifat asam atau basa? Sebenarnya ada bahan kimia lain yang bersifat asam atau basa tetapi tidak mempunyai unsur hidrogen atau hidroksida. Senyawa ini dikenal dengan nama oksida yaitu senyawa antara unsur oksigen dengan unsur lain, contoh SO2(sulfur dioksida), Na2O, Cl2O. Apakah semua oksida bersifat asam? Tidak semua oksida bersifat asam contoh Na2O tidak bersifat asam tetapi bersifat basa. Jadi oksida yang bagaimana yang bersifat asam? Untuk menjawab ini di bawah ini akan dibahas sedikit tentang oksida dan mengenai sifat dari oksida dapat diamati dengan melakukan percobaan di bawah ini. Oksida adalah bahan kimia yang hanya terdiri atas oksigen dan unsur lain, di atas telah diberikan contohnya yaitu SO2, Na2O, Cl2O. bahan kimia ini dapat bersifat asam atau basa tergantung pada unsur yang berikatan dengan oksigen, jika unsur tersebut adalah unsur golongan VA, VIA, VIIA pada sistem periodik maka oksidanya disebut oksida non logam akan bersifat asam dan kalau dilarutkan dalam air akan berubah menjadi asam. Sedangkan oksida yang dibentuk oleh golongan IA, IIA pada sistem periodik disebut oksida logam akan bersifat basa dan kalau dilarutkan dalam air akan berubah menjadi basa. Untuk golongan tiga dan empat harus dibahas tersendiri karena oksida ini ada yang sifatnya lain yaitu amfoter. Bukalah modul 2 buku ke 6 tentang nama dan sifat bahan. Pada modul ini tercatat bahwa ada asam yang bersifat oksidator yaitu HNO3 dan H2SO4 pekat. Asam-asam ini sangat reaktif dan dapat menaikkan bilangan oksidasi unsur dari senyawa lain. Di atas telah banyak di bahas mengenai asam dan basa, oksida tetapi garam belum banyak dibahas. Apakah garam itu? Apakah sifat garam akan asam atau basa? Untuk membahas ini semua dapat Anda membuka kembali modul 2 buku ke 6 tentang nama dan sifat bahan. Pada modul ini telah disebutkan bahwa garam adalah hasil reaksi antara senyawa yang bersifat asam dan senyawa yang bersifat basa. Hasil reaksi dari kedua senyawa ini akan bersifat asam, netral, dan basa bergantung pada jenis asam basa yang direaksikan dan juga ke stoikimetrisan reaksi.
Reaksi-reaksi Pembentukan Garam adalah sebagai berikut. 1. Asam direaksikan dengan basa akan terjadi garam contoh HCl atau H2SO4 direaksikan dengan NaOH atau Ca(OH)2 terbentuk garam dan air. Garam yang dihasilkan dapat netral, asam atau basa tergantung pada stoikiometris reaksi. HCl + NaOH → NaCl + H2O (netral, stokiometris)
HCl + Ca(OH)2 → Ca(OH)Cl + H2O (basa, tidak stokiometris) 2 HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2 H2O (netral, stokiometris) H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O (asam , tidak stokiometris) H2SO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + 2 H2O (netral, stokiometris) H2SO4 + Ca(OH)2 → CaSO 4 + H2O (netral, stokiometris) HNO3 + Ca(OH) 2 → Ca(OH)(NO3) + H2O (basa, tidak stokiometris) 2 HNO3 + Ca(OH) 2 → Ca(NO3)2 + 2 H2O (netral, stokiometris) 2. Asam/ basa lemah yang direaksikan dengan basa/asam kuat dihasilkan garam yang bersifat basa atau asam dan air. HCl + NH4OH → NH4Cl + H2O (asam , stokiometris) CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O (basa, stokiometris) 3. Oksida logam bereaksi dengan asam terbentuk garam dan air. Garam yang dihasilkan dapat bersifat asam, netral, atau basa tergantung pada jenis oksida serta asamnya. Na2O + 2 HCl → 2 NaCl + H2O FeO + HCl → FeCl2 + H2O 4. Oksida non logam bereaksi dengan basa terbentuk garam dan air. Garam yang dihasilkan dapat bersifat asam, netral, atau basa tergantung pada stoikiometrisan reaksi dan jenis oksida serta basanya. SO2 + 2 NaOH → Na2SO3 + H2O P 2O5 + 6 NaOH → 2 Na3PO4 + 3 H2O 5. Oksida logam bereaksi dengan oksida non logam terbentuk garam. Garam yang dihasilkan dapat bersifat asam, netral, atau basa tergantung pada stoikiometrisan reaksi dan jenis oksida serta asamnya. 3 Na2O + P2O5 → 2 Na3PO4 FeO + SO2 → FeSO3 Reaksi–reaksi penggaraman ini dapat terjadi juga jika garam direaksikan dengan asam, basa, atau garam lain reaksi ini disebut reaksi pertukaran. Reaksi ini dapat terjadi jika salah satu dari hasil reaksi keluar sistem, artinya hasil reaksinya dapat berbentuk endapan ditunjukkan dengan tanda panah ke bawah yang berarti mengendap, gas ditunjukkan dengan tanda panah ke atas yang berarti menguap. Reaksi-reaksi ini adalah sebagai berikut. 1. Garam direaksikan dengan basa akan dihasilkan garam dan basa. Contoh FeSO4 + 2 NaOH → Na2SO4 + Fe(OH)2 ↓ 2. Garam direaksikan dengan asam akan dihasilkan garam dan asam Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl + H2O + CO2↑ 3. Garam direaksikan dengan garam akan dihasilkan garam dan garam Pb(NO3)2 + 2 NaCl → 2 NaNO3 + PbCl2 ↓ Garam dapat juga terjadi karena reaksi logam dengan asam baik asam oksidator maupun non oksidator. 1. Logam direaksikan dengan asam bukan oksidator terbentuk garam dan gas hidrogen. 2 HCl + Fe → FeCl2 + H2↑ 2 HCl + Zn → ZnCl2 + H2↑
2
Logam yang hanya dapat bereaksi dengan asam oksidator misalnya perak, tembaga. Asam yang bersifat oksidator adalah asam sulfat pekat, dan asam nitrat encer maupun pekat. Cu + 4 HNO3 → Cu(NO3)2 + N2O4↑ + 2 H2O Cu + 2 H2SO4 → CuSO 4 + SO2↑+ 2 H2O
Sifat Asam Basa dan Air Air mempunyai sifat yang unik. Salah satu sifat khususnya adalah dapat melarutkaî/ bereaksi dengan segala macam zat baik asam , basa, dan lainnya. Air dapat berfungsi sebagai basa jika bereaksi dengan asam seperti HCl dan air dapat berfungsi sebagai asam jika bereaski dengan basaseperti NH3. Air adalah elektrolit lemah yang mempunyai daya hantar sangat kecil tetapi sebagian dapat terionisasi dengan reaksi sebagai berikut. H2O(l) → H+(aq) + OH-(aq) (1) Reaksi ini kadang-kadang disebut sebagai reaksi aoutoionisasi. Penjelasan sifat asam basa dari air uini dapat dilihat dari kerangka asam basa menurut Br nsted-Lowry sebagai berikut. + H
HÖ: | H Asam
+
HÖ: | H basa
→
HO:
+
| H Asam konyugat (ion hidrogen)
HO: -
(2)
basa konugat (ion hidroksida)
Dalam mempelajari reaksi asam basa dalam larutan, konsentrasi ion hidrogen adalah kunci yang menunjukkan keasaman/kebasaan suatu larutan. Dalam air murni pada temperatur 25 °C konsentrasi ion hidrogen adalah 10-7 M(mol per Liter) yang akan sama dengan harga konsentrasi ion hidroksidanya. Sedangkan hasil kali konsentrasi ion-ion dalam air adalah: 10-7 M X 10-7 M = 10-14 M2 disebut sebagai Kw(konstanta air) Pada saat [H+] = [OH-] = 10-7 M larutan di sebut netral. Dalam larutan asam akan terjadi kelebihan ion hidrogen sehingga [H+] > [OH-] ini berarti [H+] > 10-7 M, sedangkan dalam larutan basa akan terjadi kelebihan ion hidroksida [H+] < [OH -] yang berarti [H+] < 107 M. Besar konsentrasi [H +] atau [OH-] dalam larutan yang diketahui salah satunya dapat dicari dengan memasukkan harga Kw. Untuk asam dan basa kuat besarnya konsentrasi dari ion hidrogen atau ion hidroksida dapat dihitung berdasarkan konsentrasi asam atau basa larutan. Contoh : 1. Berapakah konsentrasi ion hidrogen dari larutan HCl yang konsentrasinya 0,1 M maka jawabnya adalah 10-1 M, berarti konsentrasi larutan sama dengan konsentrasi ion hidrogennya, tetapi ini hanya berlaku untuk asam-asam kuat seperti HCl, H2SO4, HNO3, sedangkan untuk asam lemah tidak dapat dihitung seperti ini. 2. Berapakah konsentrasi ion hidroksida dari larutan NaOH yang konsentrasinya 0,01 M maka jawabnya adalah 10-2 M, tetapi ini hanya berlaku untuk basa-basa kuat seperti KOH, Ba(OH)2 sedangkan untuk basa lemah tidak dapat dihitung seperti ini.
Ukuran Keasaman Di atas telah disebutkan keasaman/kebasaan suatu larutan ditunjukkan oleh konsentrasi ion hidrogen dalam larutan, tetapi konsentrasi ini sangat kecil sekali, maka pada tahun 1909 Sorensen, menyarankan pengukuran yang praktis yang disebut pH. Di mana pH larutan di defenisikan sebagai negatif logaritma dari konsentrasi ion hidrogen dalam mol per Liter. Yang dapat di tulis sebagai berikut. pH = - log [H+] Tanda negatif akan menyebabkan harga pH positif untuk konsentrasi ion hidrogen yang kecil, harga pH dapat negatif jika konsentrasi ion hidrogen besar misalnya untuk larutan HCl 2 M, harga pH = -0,3010. Di laboratorium derajat keasaman dapat diukur dengan menggunakan pH meter. Di atas disebutkan bahwa dalam air murni konsentrasi ion hidrogen adalah 10-7 M (mol per Liter) yang akan sama dengan harga konsentrasi ion hidroksidanya atau [H+] = [OH-] = 10-7 M larutan di sebut netral. Berdasarkan pada data tersebut maka akan didapat pH air murni adalah 7 dan nilai ini menunjukkan untuk larutan netral. Dalam larutan asam akan terjadi kelebihan ion hidrogen sehingga [H+] > [OH -] maka [H+] > 10-7 M berarti pH < 7 dan dalam larutan basa akan terjadi kelebihan ion hidroksida [H+] < [OH -] maka [H+] < 10-7 M berarti pH > 7. Hasil kali konsentrasi ion-ion dalam air adalah: 10-7 M X 10-7 M = 10-14 M2 disebut sebagai Kw (konstanta air). Jadi dapat disimpulkan bahwa: 1. Larutan asam jika [H+] > 10-7 M berarti pH < 7 2. Larutan netral jika [H+] = [OH-] = 10-7 M berarti pH = 7 3. Larutan basa jika [H+] < 10-7 M berarti pH > 7 dan
Lembar Kerja Lembar kerja ini merupakan kegiatan praktek yang dilakukan untuk memperoleh penjelasan dari hasil bacaan di atas. Tujuan Percobaan Melalui percobaan ini diharapkan Anda dapat: 1. Mereaksikan logam dengan asam. 2. Menentukan sifat asam dan basa dari beberapa bahan melalui pengukuran pH 3. Menentukan harga pH dari beberapa konsentrasi asam
Alat dan Bahan No. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15. 16. 17. 18. 19. 20. 21 22. 23. 24. 25. 26. 27.
Nama Alat/ Bahan Ukuran 3 Gelas kimia 100 cm Batang pengaduk 15 cm Botol semprot 500 cm3 Sendok plastik Kecil Gelas ukur 100 cm3 Cawan penguap φ 10 cm Rak tabung reaksi Tabung reaksi Panjang 10 cm Air destilasi biasa 1 Liter Asam asetat Konsentrasi 0,1 M, Masing-masing 5 cm3 0,01 M, 0,001 M MgCl2 0,1 M 3 cm3 NaCl 0,1M 3 cm3 Lempeng tembaga 5 cm x 5 cm Sebuah paku sedang HCl pekat 10 cm3 Asam nitrat pekat 20 cm3 HCl Konsentrasi 0,1 M, 0,01 M, Masing-masing 5 cm3 0,001 M NaHCO3 0,1M 3 cm3 Na2CO3 0,1M 3 cm3 NH4Cl 0,1M 3 cm3 CaCl2 0,1M 3 cm3 Dry ice Sepotong kecil CH3COONa 0,1M 3 cm3 KCl 0,1 M 3 cm3 Kertas indikator universal 4 lembar NaOH 0,1 M 3 cm3 NH4OH 0,1 M 3 cm3
Jumlah 9 buah 9 buah 1 buah 9 buah 1 buah 3 buah 1 buah 10 nuah
2 buah 2 buah
Keselamatan dan Keamanan Kerja Pada kegiatan ini, bahan yang Anda perlukan ada yang berbahaya seperti asam nitrat, untuk keselamatan Anda dalam bekerja maka Anda harus berhati-hati dalam menggunakan dan memegang asam nitrat, alat yang panas dan api. Bertindak hati-hati dalam bekerja karena Anda memakai peralatan gelas, ikutilah langkah kerja dengan baik, dan lakukan pengamatan dengan secermat mungkin.
Langkah Kerja Untuk kegiatan ini larutan yang diperlukan harus sudah tersedia dalam bentuk larutan karena itu Anda dapat meminta tolong pada guru atau lainnya yang sudah mahir membuat larutan. Untuk mereaksikan lakukan dalam ruang asam.
I. Mereaksikan logam dengan asam untuk membuat garam( lakukan di ruang asam atau udara terbuka) 1. Bersihkan lempeng tembaga dan paku dengan mengamplasnya 2. Pada cawan pertama tempatkan 1 buah paku 3. Pada cawan kedua tempatkan 1 buah lempeng tambaga 4. Pada cawan ketiga tempatkan 1 buah paku 5. Pada cawan keempat tempatkan 1 buah lempeng tembaga 6. Pada cawan pertama dan kedua yang telah berisi logam masukkan masing-masing lima cm3 larutan HCl pekat, amati apa yang terjadi? 7. Panaskan cawan- cawan yang berisi logam dan HCl, amati apa yang terjadi? 8. Pada cawan ketiga dan keempat yang telah berisi logam masukkan masing-masing lima cm3 larutan HNO3 pekat, amati apa yang terjadi? Setelah di amati panaskan cawancawan tersebut, dan amati kembali! II. Menentukan harga pH dari beberapa konsentrasi asam 1. Berilah nomor pada tabung reaksi nomor 1, 2, 3, 4, 5, dan 6, isilah masing-masing tabung secara berurutan dengan 2 cm3 larutan sebagai berikut. • Pada tabung pertama larutan HCl 0,1 M • Pada tabung kedua larutan HCl 0,01 M • Pada tabung ketiga larutan HCl 0,001 M • Pada tabung keempat larutan CH3COOH 0,1 M • Pada tabung kelima larutan CH3COOH 0,01 M • Pada tabung keenam larutan CH3COOH 0,01 M 2. Pada masing-masing tabung, masukkan sepotong kecil kertas indikator universal amati warna apakah yang terjadi pada kertas indikator, lalu bandingkan dengan warna yang tertera pada kemasan kertas indikator universal dan tentukan pH dari larutan tersebut? 3. Tuliskanlah nilai ph dari masing-masing tabung di atas pada tabel Ii yang disediakan III. Menentukan sifat asam dan basa dari beberapa bahan melalui pengukuran pH 1. Berilah nomor pada tabung reaksi nomor1, 2, 3, … dan seterusnya sampai 11 masing-masing tabung secara berurutan dengan 3 cm3 larutan seperti berikut ini. • Pada tabung pertama larutan NaHCO3 0,1M • Pada tabung kedua larutan Na2CO3 0,1M • Pada tabung ketiga larutan NH4Cl 0,1M • Pada tabung keempat larutan CaCl2 0,1M • Pada tabung kelima larutan Dry ice • Pada tabung keenam larutan CH3COONa 0,1M • Pada tabung ketujuh larutan KCl 0,1 M • Pada tabung kedelapan larutan CH3COOH 0,1 M • Pada tabung kesembilan larutan MgCl2 0,1 M • Pada tabung kesepuluh larutan NaCl 0,1M • Pada tabung kesebelas larutan HCl 0,1 M • Pada tabung kedua belas larutan NaOH 0,1 M • Pada tabung ketiga belas larutan NH4OH 0,1 M
isilah
2. Pada masing-masing tabung, masukkan sepotong kecil kertas indikator universal amati warna apakah yang terjadi pada kertas indikator, lalu bandingkan dengan warna yang tertera pada kemasan kertas indikator universal dan tentukan pH dari larutan tersebut? 3. Catatlah hasil pengamatan Anda dalam tabel yang telah disediakan, dan jawablah pertanyaan dibawahnya! Tabel Pengamatan I. Meraksikan logam dengan asam No. Isi cawan 1. 2. 3. 4.
Hasil pengamatan Hasil pengamatan Kesimpulan tanpa pemanasan setelah pemanasan
Paku + HCl Tembaga + HCl Paku + HNO3 Tembaga + HNO3
Pertanyaan Lembar Kerja ( jawaban pertanyaan di bawah ini sangat bergantung pada hasil percobaan dan pengamatan yang Anda lakukan) 1. Apa yang terjadi ketika paku ditambahkan HCl? 2. Apa yang terjadi ketika tembaga ditambahkan HCl? 3. Tuliskan reaksi yang terjadi pada masing-masing cawan? 4. Apa yang terjadi ketika cawan berisi paku dan HCl dipanaskan? 5. Apa yang terjadi ketika cawan berisi tembagadan HCl dipanaskan? 6. Tuliskan reaksi yang terjadi pada masing-masing cawan setelah dipanaskan? II. Menentukan harga pH dari larutan asam No. Isi tabung 1. 2. 3.
Konsentrasi ion H+
Kesimpulan
Konsentrasi ion H+
Kesimpulan
HCl 0,1 M HCl 0,01 M HCl 0,001 M
No. Isi tabung
1. 2. 3.
Warna kertas Nilai indikator pH
Warna kertas indikator
Nilai pH
CH3COOH 0,1 M CH3COOH 0,01 M CH3COOH 0,001 M
Pertanyaan Lembar Kerja (jawaban pertanyaan di bawah ini sangat bergantung pada hasil percobaan dan pengamatan yang Anda lakukan) 1. Apa konsentrasi larutan HCl sama dengan konsentrasi ion H+?
2. Apakah semua larutan HCl mengion menjadi ion H+ dan Cl-? Jelaskan ! 3. Apa konsentrasi larutan CH3COOH sama dengan konsentrasi ion H+? 4. Apakah semua larutan CH3COOH mengion menjadi ion H+ dan CH3COO-? Jelaskan! 5. Larutan yang manakah yang semua mengion? 6. Jika HCl atau CH3COOH tidak semua mengion berapa banyakkah yang mengion? 7. Berapakah perbandingan yang mengion dengan jumlah total larutan? III. Menentukan sifat asam dan basa dari beberapa bahan melalui pengukuran pH No. Isi cawan 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13.
Warna kertas Nilai pH indikator
Kesimpulan
NaHCO3 0,1M Na2CO3 0,1M NH4Cl 0,1M CaCl2 0,1M Dry ice CH3COONa 0,1M KCl 0,1 M CH3COOH 0,1 M MgCl2 0,1 M NaCl 0,1M HCl 0,1 M NaOH 0,1 M NH4OH 0,1 M
Pertanyaan Lembar Kerja (jawaban pertanyaan di bawah ini sangat bergantung pada hasil percobaan dan pengamat-an yang Anda lakukan) 1.Kelompokkanlah larutan mana yang bersifat asam ! 2.Kelompokkanlah larutan mana yang bersifat basa ! 3.Kelompokkanlah larutan mana yang bersifat netral ! 4.Apakah semua kelompok asam merupakan asam? Jelaskan! 5.Apakah semua kelompok basa merupakan basa? Jelaskan! 6.Mengapa dia termasuk kelompok asam / basa?
Lembar Latihan Setelah Anda memahami uraian yang diberikan di atas cobalah melakukan latihan di bawah ini 1. Sebutkan apa pengertian asan basa menurut teori Arrhenius, Brønsted- Lowry, dan Lewis dan berikan contohnya! 2. Apa kelemahan dari teori Arrhenius? 3. Apakah keuntungan dari teori Lewis? 4. Kelompokkanlah senyawa berikut ini dalam asam atau basa Brønsted- Lowry ! NH4+; NO3-; HCN; SO3 5. Tuliskan asam / basa konyugasinya dari HNO2, H2SO4, PO43-, HSO 4-! 6. Tuliskan reaksi antara BF3 dengan NH3 , dan tunjukkan mana asam dan mana basa ?
7. Tuliskan reaksi antara CO2 dengan air, dan tunjukkan mana asam basanya? 8. Sebutkan bagaimana Anda dapat menentukan bahwa suatu bahan bersifat asam atau basa Lembar Evaluasi Jawablah pertanyaan di bawah ini dengan memberi tanda silang pada huruf B atau S yang terdapat pada bagian depan pertanyaan di bawah ini. 1.
B – S 2. 3. 4. 5.
Suatu bahan akan bersifat asam jika bahan tersebut rasanya asam,mengubah warna lakmus merah menjadi biru, dan memiliki ion H+ B – S Menurut teori asam basa Brønsted- Lowry, asam adalah bahan yang dapat melepas proton B – S Menurut teori teori asam basa Lewis asam adalah elektron donor B – S Sifat keasaman dan kebasaan larutan ditentukan oleh konsentrasi ion hidrogen dalam larutan. B – S Sifat keasaman suatu larutan dapat dinyatakan sebagai pH yaitu sama dengan logritma dari konsentrasi ion hidrogen
Berilah tanda silang pada huruf di depan jawaban yang Anda anggap benar. 6. Asam manakah di bawah ini yang hanya dapat memberikan 1 buah proton ? a. H2S b. HCOOH c. H3PO4 d. H2CO3 7. Diketahui reaksi berikut ini. NH2- (aq) + H2O(l) → NH3(aq) dari reaksi tersebut spice manakah yang bersifat asam kuat a. NH 2b. H 2O c. NH3 8. Diketahui reaksi berikut ini. HNO2(aq) + OI- (aq) → HOI (aq) dari reaksi tersebut spice manakah yang bersifat basa kuat a. HNO2 c. HOI b. OId. NO2-
+
OH-(aq)
d. OH--
+
NO 2-(aq)
9. Berapakah harga pH untuk larutan HCl 0,0001M. a. 1 b. 3 c. 4 d. 7 Jawablah pertanyan dibawah ini dengan singkat dan jelas! 10. Tentukanlah asam, basa, asam basa konyugasinya dari reaksi di bawah ini! HClO + CH3NH2 ↔ CH3NH3+ + ClO 11. Di bawah ini diberikan reaksi , dari reaksi tersebut tentukan manakah asam basanya menurut Lewis AlCl3 + HCl → AlCl4- + H+
KEGIATAN BELAJAR 2 UNSUR GOLONGAN IA (ALKALI ) Pada kegiatan ini Anda akan mempelajari dan mengamati tentang sifat unsur-unsur dan sifat senyawa dari unsur dari golongan IA atau alkali. Kegiatan ini merupakan kegiatan kedua dari kimia unsur I. Pengetahuan mengenai sifat unsur dan senyawa ini penting untuk dipelajari agar Anda paham tentang sifat unsur dan senyawa dengan benar, sehingga Anda tidak akan salah dalam mengamati dan membuat larutan. Anda mungkin suatu saat menemukan bahan yang merupakan senyawa dari unsur alkali maka Anda sudah dapat menentukan bahan ini mempunyai sifat seperti apa terutama dalam sifat kebasaannya. Senyawa dari golongan alkali ini sering digunakan dalam proses industri atau proses analisis. Tujuan : Melalui kegiatan ini diharapkan Anda dapat: 1. mendeskripsikan unsur dan senyawa golongan alkali yang dapat dicapai melalui lembar informasi; 2. mendeskripsikan sifat dari unsur dan senyawa golongan alkali yang dapat dicapai melalui lembar informasi dan percobaan;
Lembar Informasi Unsur Golongan IA dan Sifatnya Pada modul (M9) Pengenalan dan Penggunaan Bahan Kimia kita sudah memahami berbagai bahan kimia dan sifat-sifatnya , pada modul 11 kegiatan 2 ini akan dipelajari unsur dan senyawa dari golongan alkali serta sifat-sifatnya. Pada saat ini kita harus membuka kembali modul tentang sistem Periodik untuk melihat unsur yang terdapat pada golongan IA ini. Unsur Golongan IA adalah H(hidrogen), Li(litium), Na (natrium), K(kalium), Rb(rubidium), Cs( sesium), Fr(fransium). Unsur yang termasuk dalam golongan alkali ini adalah Li(litium), Na (natrium), K(kalium), Rb(rubidium), Cs( sesium), Fr(fransium). Unsur hidrogen tidak termasuk dalam golongan alkali walaupun terletak pada golongan IA karena unsur H tidak dapat membentuk basa yang sangat kuat. Unsur Fr merupakan unsur yang radio aktif. Unsur alkali memiliki konfigurasi ns1. dan bilangan oksidasinya +1. Sifat-sifat unsur–unsur alkali adalah logam lunak, mempunyai titik leleh rendah, dapat dipotong, dengan pisau dapur. Unsur-unsur alkali ini sangat reaktif(mudah sekali bereaksi) sehingga merupakan unsur yang sangat elektropositif dan reduktor yang sangat kuat. Makin bawah letak unsur golongan IA dalam sistem periodik maka sifat reduktornya makin kuat, demikian juga sifat basanya. Mengapa demikian ? cobalah buka kembali modul sistem periodik! Di álam logam ini tidak terdapat dalam bentuk logam tetapi dalam bentuk senyawanya. Sifat-sifat unsur alkali ini dapat dilihat pada tabel 1. di bawah ini. Keberadaan unsur alkali di alam yang paling banyak adalah unsur K dan Na, dengan jumlah yang kira-kira sama yaitu sekitar 2,8 % dari unsur-unsur yang ada di kulit bumi. Bentuk senyawa alam dari kedua unsur ini biasanya bergabung dengan silikat, contoh albite(NaAl Si3O8), Orthoklase(KAl Si3O8). Mineral ini akan terurai oleh angin dan hujan sehingga K dan Na akan membentuk senyawa yang terlarut dan masuk dalam tanah. Kalium banyak berada
dalam tumbuh-tumbuhan, sedangkan Na banyak berada di laut. Berikut ini gambar unsur-unsur golongan 1A.
Gambar 2.1 Unsur-unsur Golongan Alkali (Golongan 1A) Adapun sifat-sifat unsur golongan Alkali adalah sebagai berikut. TABEL 2.1 SIFAT UNSUR GOLONGAN ALKALI
No. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11.
Sifat-sifat Nomor atom Massa atom relatif Konfigurasi elektron valensi (pada kulit terluar) Massa jenis ( g / cm3) Titik leleh( ° C) Titik didih( ° C) Jari-jari atom(pm= x 10-12m) Jari-jari ion(pm= x 10-12m) Energi ionisasi pertama (kJ/mol) Elektronegativitas Potensial reduksi standar(Volt)
Li 3 6,941
Na 11 22,990
K 19 39,102
Rb 37 85,468
2s1
3s1
4s1
5s1
Cs 55 132, 906 6s1
0,534 179 1317 155 60
0,97 97,6 892 190 95
0,86 63 770 235 133
1,53 39 688 248 148
1,87 28 678 267 169
520 1.0 -3,05
496 0,9 -2,93
419 0,8 -2,71
403 0,8 -2,93
375 0,7 2.92
Pembuatan unsur alkali umumnya dilakukan dengan cara elektrolisis lelehan garam halidanya, misalnya Unsur Na dibuat dengan cara elektrolisis lelehan NaCl, Na akan langsung berada pada bagian bawah sel elektrolisis. Pembuatan cara elektrolosis ini tidak dapat untuk seluruh unsur alkali misalnya untuk K. Natrium dan kalium dapat larut dalam cairan NH3 menghasilkan larutan berwarna biru yang indah. Kedua unsur alkali ini memegang peranan penting dalam sel tubuh manusia untuk mengatur keseimbangan osmotik dan fungsi enzim.
Reaksi Logam Alkali Logam alkali adalah logam yang sangat reaktif/reduktor sehingga logam-logam ini mudah untuk bereaksi baik dengan air maupun dengan yang lainnya. Untuk itu akan dibahas reaksi antar logam alkali dengan beberapa unsur atai senyawa lain. 1. Reaksi dengan air Logam alkali akan segera bereaksi dengan air sambil melepaskan kalor yang cukup besar(reaksi eksoterm) sehingga gas H2 yang terjadi langsung terbakar. Terbakarnya gas H2 dapat diamati karena terjadi letupan dan nyala. Misalkan M melambangkan unsur alkali maka reaksi dengan air dapat ditulis sebagai berikut. M(s) + H2O(l) → MOH(aq) + H2(g) 2. Reaksi dengan oksigen Logam alkali dapat bereaksi dengan oksigen membentuk oksidanya, jika jumlah oksigen yang direaksikan sedikit maka Na akan menghasilkan peroksida, K dapat menghasilkan superoksida. Reaksinya dapat ditulis sebagai berikut. 4 M(s) + O2(g) → 2 M2O(aq) Jika jumlah O2 sedikit maka untuk Na dan K reaksinya menjadi 2 Na(s) + O2(g) → Na2O2(aq) K(s) + O2(g) → KO2(aq) 3. Reaksi dengan asam encer Logam alkali dapat bereaksi dengan asam eccer Misal HCl 0,1 M dengan cepat yang disertai ledakan dan nyala api, dengan reaksi sebagai berikut. M(s) + H+(aq) → M+(aq) + H2(g) 4.
Reaksi dengan unsur non logam Seperti X2(halogen). N2(nitrogen), H2(hidrogen), S (sulfur), P(fosfor). Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut. 2 M(s) + X2(g) → 2 MX (s) senyawa halida 6 M(s) + N2(g) → 2 M3N (s) senyawa nitrida 2 M(s) + H2(g) → 2 MH(s) senyawa hidrida 2 M(s) + S(s) → M2S (s) senyawa sulfida 3 M(s) + P (s) → 2 M3P (s) senyawa fosfida
5.
Reaksi dengan dengan gas NH3 berlangsung pada tempertur 400 °C menghasilkan senyawa nitrida 2 M(s) + 2 NH3(g) → 2 MNH2(s) + H2(g)
Kegunaan Logam alkali 1. 2. 3. 4. 5.
Kegunaan logam alkali ini sangat luas disini hanya akan dibahas beberapa saja Larutan alkali dalam raksa digunakan sebagai reduktor. Gabungan Na dan K dipakai sebagai cairan pendingin pada reaktor atom Gabungan Li dan Al lebih tahan korosi dibandingkan logamnya masing-masing. Dalam pembuatan tetra etil/metél lead Na digunakan untuk mereduksi TiCl2, katalis dalam sintesis karet , lampu jalan
6. K digunakan sebagai komponen pupuk 7. Li dipakai sebagai katalis reaksi senyawa karbon 8. Rb dan Cs Diigunakan dalam sel fotoelektrik Senyawa Alkali dan Kegunaannya Sangat banyak jenis dan macamnya senyawa alkali tetapi disini hanya akan dibahas beberapa buah saja yang kegunaannya sangat luas. 1. Senyawa Peroksida (M2O2) Senyawa peroksida yang umum/ terpenting digunakan adalah Na2O2, sifat senyawa ini adalah serbuk putih kekuningan, hidroskopis, menyerap CO2, larut dalam air dan mengeluarkan panas, meledak, oksidator. Kegunaan senyawa peroksida ini adalah untuk melarutkan senyawa-senyawa silikat pada analisis batuan atau bahan mineral, biasanya yang digunakan adalah Na2O2; membuat hidrogen peroksida yang didapat dari reaksi antara peroksida dengan air; pengoksidasi; zat pemutih pada bahan kertas dan tekstil; reagen analitik; antiseptik; penghasil oksigen 2. Senyawa hidroksida (MOH) Senyawa hidroksida ini umumnya dibuat dari elektrolisis larutan halidanya. Senyawa hidroksida yang banyak/ terpenting digunakan adalah NaOH ( soda api)dan KOH sifat dari kedua senyawa ini adalah sama yaitu bersifat basa kuat, bentuknya pelet atau serpihan, warna putih, larut dalam air sambil mengeluarkan panas, korosif, menyerap CO2 dan air. Kegunaan senyawa hidroksida ini adalah untuk industri sabun dan detergen; zat penetralisir asam; industri rayon dan selopan; prosesing tekstil; reagen laboratorium; industri pulp dan kertas; pembuatan soda abu atau soda kue. Dalam pembuatan sabun ada 2 jenis basa yang digunakan yaitu NaOH untuk membuat sabun cuci dan KOH yang digunakan untuk membuat sabun lunak atau mandi. 3. Senyawa karbonat (M 2CO3) dan bikarbonat(MHCO3) Senyawa yang terpenting adalah Natrium karbonat(Na2CO3) disebut sebagai soda api dan NaHCO3(soda kue). Senyawa karbonat dan bikarbonat ini dibuat di industri kimia dengan menggunakan proses Solvay yaitu amonia dilarutkan dalam wadah yang berisi NaCl larutan klorida jenuh(larutan yang sudah tidak dapat melarutkan kembali zat padatnya), lalu ke dalam larutan ini dimasukkan gas CO2. dari pencampuran ini akan dihasilkan NaHCO3 padat yang kemudian dipisahkan dan dipanaskan maka akan didapat Na2CO3. Kegunaan senyawa karbonat ini adalah untuk semua proses industri, termasuk pengolahan air, dan industri sabun dab detergen, dan industri gelas. 4. Senyawa halida(MX) Senyawa yang terbanyak adalah NaCl(garam dapur), KCl. KI, NaBr. Senyawa NaCl dapat diperoleh di alam yaitu dari air laut dan batuan garam(tambang). Kegunaan NaCl adalah untuk pembuatan soda api dan gas klor; pembuatan logam Na; pembuatan senyawa karbonat dan bikarbonat; industri sabun; bahan pendingin dan pengawet.
Kegunaan KCl adalah untuk pupuk, sedangkan NaBr untuk pembuatan AgBr. Kegunaan KI sebagai obat pencuci darah. 5. Senyawa nitrat (MNO3) Senyawa nitrat yang terbanyak adalah NaNO3 dan KNO3. NaNO 3 disebut juga sendawa Chili karena banyak terdapat di sana (Chili), Senyawa ini segera terurai menjadi NaNO2 sambil melepaskan oksigen pada suhu 500 °C. Senyawa KNO3 dihasilkan dengan cara mereaksikan larutan KCl dengan larutan NaNO3 pada suhu 100 °C. Senyawa ini akan terurai jika dipanaskan. Kegunaan senyawa ini adalah untuk mesiu, dan korek api. 6. Senyawa sulfat (M2SO4) dan hidrogen sulfat (MHSO 4) Senyawa terbanyak adalah Na2 SO4 10H2O yang dikenal sebagai garam Glauber yang digunakan pada industri pembuatan kaca.
Lembar Kerja Lembar kerja ini merupakan kegiatan praktek yang dilakukan untuk memperoleh penjelasan dari hasil bacaan di atas dan juga mengenalkan cara-cara pembuatan senyawa. Tujuan : Melalui percobaan ini diharapkan Anda dapat: 1. Mengamati sifat unsur alkali 2. Mengamati sifat NaOH melalui indikator dan reaksi dengan garam 3. Membuat NaOH melalui elektrolisis 4. Membuat Na2CO3 dan NaHCO3 dengan proses Solvay Alat dan Bahan No. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13.
Nama Alat/ Bahan Cawan penguap Batang pengaduk Kertas saring Aquades Pipa U Elektroda karbon kabel berpenjepit buaya Power supply Tabung reaksi Pipet tetes larutan indikator fenolftalein 1 % Larutan NaCl 0,5 M Larutan NaOH 0,5 M
Ukuran 100 cm 3
2 cm x 2 cm 20 cm3
2 tetes 25 cm3 2 tetes
Jumlah 1 buah 1 buah 1 buah 3 buah 1 buah 2 buah 2 buah 1 buah 10 buah 2 buah
No. 14. 15. 16. 17. 18. 19. 20. 21. 22. 23. 24. 25. 26. 27. 28. 29. 30. 31.
Nama Alat/ Bahan Larutan FeCl3 0,1 M Larutan CuSO 4 5 H2O 0,1 M Larutan AgNO3 0,1 M Larutan Al2(SO4)3 0,1 M CaCO3 padat Larutan NaCl Larutan NH3 21 % Labu bundar alas datar Botol reagen Pipa U kaliler Corong Tistle Pembakar Bunsen Kaki tiga dan kasa Pipa bengkok Klem universal Statif HCl 6 M Erlenmeyer
Ukuran 2 cm3 2 cm3 2 cm3 2 cm3 25 gram 25–30 gram 50 cm3
Jumlah
1 buah 1 buah 1 buah 1 buah 1 buah 1 set 1 buah 2 buah 1 buah 75 cm3 250 cm3
1 buah
Keselamatan dan Keamanan Kerja Pada kegiatan ini bahan yang Anda perlu merupakan bahan berbahaya karena bahan bersifat racun, korosif , dan mudah meledak, untuk keselamatan Anda dalam bekerja maka Anda harus berhati-hati dalam mengambil dan memegang bahan. Bertindak hati-hati dalam bekerja karena Anda menggunakan peralatan gelas dan bahan yang beracun, ikutilah langkah kerja dengan baik, dan lakukan pengamatan dengan secermat mungkin.
Langkah Kerja •
Mengamati sifat Na 1. 2. 3.
Isilah cawan dengan aquades lalu masukkan kertas saring. Letakkan sepotong kecil logam natrium di atas kertas saring dan amati apa yang terjadi. Biarkan beberapa saat lalu teteskan larutan fenolftalein ke dalam cawan dan amati apa yang terjadi.
Pertanyaan Langkah Kerja 1. Tuliskan hasil pengamatan percobaan sesuai dengan petunjuk percobaan ! 2. Apa yang terjadi ketika logam Natrium di taruh di atas kertas saring? 3. Apa yang terjadi ketika ditambahkan indikator? 4. Tuliskan reaksi yang terjadi! •
Membuat NaOH melalui elektrolisis 1. Siapkan dua buah tabung. Pada tabung pertama isikan larutan NaOH lalu tetesi larutan indikator fenolftalein. Pada tabung kedua isikan larutan NaCl lalu tetesi larutan indikator fenolftalein. Amati masing-masing tabung ini!
2. Siapkan 2 buah elektroda karbon, 2buah kabel berpenjepit buaya, Pipa U, Power suplly, statip, klem Universal 3. Rangkailah alat elektrolisis seperti terlihat pada gambar 1 di bawah ini. 4. Masukkan 25 cm3 larutan NaCl 0,5 M ke dalam pipa U 5. Pasang power supply pada DC 6 Volt dan biarkan selama 10 menit 6. Setelah 10 menit matikan power suplly 7. Pada kaki yang dihubungkan dengan saklar negatif teteskan larutan indikator fenolftalein, amati apa yang terjadi!( bandingkan dengan kegiatan no 1 pada kegiatan ini) 8. Pada kaki yang dihubungkan dengan saklar positif cium dekat elektrodanya, amati adakah bau yang menyengat!( jika ada bau menyengat berarti terbentuk Cl2)
Gambar 2.2 Rangkaian alat elektrolisis Pertanyaan Langkah Kerja 1. Tuliskan hasil pengamatan percobaan sesuai dengan petunjuk percobaan ! 2. Apa yang terjadi ketika larutan NaOH dan atau larutan NaCl ditetesi larutan indikator? 3. Apa guna kapas yang berada pada alas pipa U? 4. Apa yang terjadi ketika kaki pada pipa U ditetesi larutan indikator? 5. Adakah bau yang menyengat pada kaki pipa U? •
Mengamati sifat NaOH melalui reaksi dengan garam 1. 2.
Siapkan tabung 4 buah tabung reaksi,berilah nomor1, 2, 3, dan 4 Isilah tabung secara berurutan dengan larutan FeCl3 0,1 M, CuSO 4 0,1 M, AgNO3 0,1 M, Al2(SO 4)3 0,1 M 3. Pada masing-masing tabung lalu diteteskan larutan NaOH tetes demi tetes dan amati Apa yang terjadi! 4. Teruskan penambahan sampai endapan tidak terjadi lagi. Setelah itu tambahkan 2 cm3 larutan NaOH. Amati apa yang terjadi! Pertanyaan Langkah Kerja 1. Tuliskan hasil pengamatan percobaan pada tabel yang disediakan di bawah ini ! No. Garam yang Warna Yang terjadi setelah Nama endapan ditetesi NaOH Endapan penambahan NaOH 1. FeCl3 0,1 M, 2. CuSO4 0,1 M 3. AgNO3 0,1 M 4. Al2(SO4)3 0,1 M
2. Apa yang terjadi ketika penambahan NaOH dilakukan kembali? 3. Tuliskan reaksi yang terjadi! 4. Apakah semua hasilnya berupa endapan, jelaskan? •
Membuat Na2CO3 dan NaHCO3 dengan proses Solvay 1. Siapkan 8 buah tabung. a. Pada 2 buah tabung pertama isikan larutan Na 2CO3 lalu pada tabung pertama tetesi larutan metil jingga dan tabung yang kedua tetesi larutan fenolftalien. Amati masing-masing tabung ini! b. Pada 2 buah tabung yang lain isikan larutan NaHCO3 lalu pada tabung pertama tetesi larutan metil jingga dan tabung yang kedua tetesi larutan fenolftalien. Amati masing-masing tabung ini! c. Pada 2 buah tabung pertama isikan larutan NaCl lalu pada tabung pertama tetesi larutan metil jingga dan tabung yang kedua tetesi larutan fenolftalien. Amati masing-masing tabung ini! d. Pada 2 buah tabung yang lain isikan larutan NH3 lalu pada tabung pertama tetesi larutan metil jingga dan tabung yang kedua tetesi larutan fenolftalien. Amati masing-masing tabung ini! 2. Siapkan labu bundar beralas datar, corong Tistle, pipa U kapiler, pipa bengkok, botol reagen, pembakar , kaki tiga dan kasa, statip, klem Universal 3. Rangkailah alat untuk membuat Na2CO3 dan NaHCO3 seperti terlihat pada gambar 2 di bawah ini. 4. Masukkan 25 gram padatan CaCO 3 ke dalam labu bundar 5. Campurkan 25 gram NaCl padat, 50 cm3 air, dan 50 cm3 amonia dalam Erlemeyer , kocok dengan kuat. Saring campuran ini dan masukkan filtratnya ke dalam botol reagen yang ada pada rangkaian dan susun kembali rangkaian ini. 6. Masukkan larutan HCl sedikit demi sedikit ke dalam corong Tistle, teruskan penambahan sampai semua HCl habis dan pada botol reagen terbentuk endapan. 7. Ambil endapan lalu larutkan dalam air dan periksa seperti pada langkah nomor 1! 8. Ambil sesendok teh endapan dan masukkan dalam tabung reaksi, lalu alirkan kembali gas CO2 dari labu bundar pad rangkaian di alat. 9. Ambil endapan lalu larutkan dalam air dan periksa seperti pada langkah nomor 1!
Gambar 2.3. Rangkaian alat membuat Na2CO3
Pertanyaan Langkah Kerja 1. Tuliskan hasil pengamatan percobaan pada tabel yang disediakan di bawah ini ! No. Larutan 1. 2. 3. 4.
Warna larutan dalam indikator Fenolftalein Metil jingga
Na2CO3 NaHCO3 NaCl NH3
2. 3. 4. 5.
Apa yang terjadi ketika padatan NaCl dicampur dengan amonia? Apa yang terjadi ketika padatan CaCO3 ditetesi larutan HCl? Tuliskan reaksi yang terjadi! Apa yang terjadi ketika hasil reaksi dari CaCO3 dan HCl masuk ke dalam campuran NaCl dan amonia? 6. Tuliskan reaksi yang terjadi! 7. Hitunglah mol NaCl yang direaksikan? 8. berdasarkan mol NaCl yang direaksikan hitung berapa banyak Na2CO3 atau NaHCO3yang dihasilkan
Lembar Latihan Setelah Anda memahami uraian yang diberikan di atas cobalah melakukan latihan di bawah ini 1. Sebutkanlah sifat-sifat logam alkali ? 2. Unsur alkali manakah yang lebih mudah menguap jika dipanaskan pada titik didihnya? 3. Apa yang menyebabkan K lebih reaktif dibandingkan Na? 4. Mengapa natrium lebih banyak terdapat di laut dibandingkan kalium padahal sama banyak, sama terurai dan larut dalam air yang terus masuk dalam tanah ? 5. Mengapa hidrogen tidak termasuk dalam golongan alkali ? Jelaskan! 6. Sebutkan kegunaan dari senyawa KOH dan NaOH! 7. Senyawa klorida alkali apakah yang mempunyai ikatan ion paling kuat? 8. Senyawa alkali manakah yang paling banyak di alam? 9. Manakah yang akan bersifat lebih basa Na2CO3 atau NaHCO3? jelaskan!
Lembar evaluasi Jawablah pertanyaan di bawah ini dengan memberi tanda silang pada huruf B atau S yang terdapat pada bagian depan pertanyaan di bawah ini. 1. B – S Dari semua unsur alkali maka Li merupakan unsur yang paling reaktif. 2. B – S Unsur alkali yang paling banyak di alam adalah Na dan K. 3. B – S Kalium dan natrium sangat penting untuk menyeimbangkan osmosa bagi tubuh.. 4. B – S Logam alkali harus disimpan dalam air yang mengandung sedikit asam. 5. B – S Semua logam alkali dibuat melalui elektrolosis larutan halidanya
Berilah tanda silang pada huruf di depan jawaban yang Anda anggap benar. 6. Logam natrium jika direaksikan dengan oksigen yang cukup akan dihasilkan yang …. a. oksidanya b. superoksidanya c. hidroksidanya d. peroksidanya 7. Zat apakah yang dihasilkan dari reaksi antara natrium peroksida dengan dengan air ? a. Hidrogen peroksida b. Oksigen c. Hidrogen d. Oksidanya 8. Logam alkali jika dimasukkan dalam air akan terjadi letupan dan api. menyebabkan terjadinya hal tersebut? a. Terbentuknya gas oksigen yang lalu terbakar mengasilkan api dan letupan b. Terbentuknya gas hidrogen yang lalu terbakar menghasilkan api dan letupan c. Terbentuknya H2 dan panas yang menyebabkan adanya api dan letupan d. Api dan letupan terjadi hanya karena panas yang dihasilkan cukup banyak 9. Reaksi antara Kalium hidrida dengan air akan menghasilkan …. a. K+, OH-, dan O2 c. K+, OH-, dan H2 b. K+ , H-, dan H+ d. K+, H-, dan O2 Jawablah dengan singkat ! 10. Tuliskanlah reaksi yang terjadi pada a. Proses Solvay b. Pembuatan KNO3
Apa yang
KEGIATAN BELAJAR 3 UNSUR GOLONGAN ALKALI TANAH (IIA) Pada kegiatan ini Anda akan mempelajari dan mengamati tentang sifat unsur-unsur dan sifat senyawa dari unsur dari golongan IIA atau alkali tanah. Kegiatan ini merupakan kegiatan ketiga dari kimia unsur I. Pengetahuan mengenai sifat unsur dan senyawa ini penting untuk dipelajari agar Anda paham tentang sifat unsur dan senyawa dengan benar, sehingga Anda tidak akan salah dalam mengamati dan membuat larutan. Anda mungkin suatu saat menemukan bahan yang merupakan senyawa dari unsur alkali tanah maka Anda sudah dapat menentukan bahan ini mempunyai sifat seperti apa terutama dalam sifat kebasaannya. Senyawa dari golongan alkali tanah ini sering digunakan dalam proses industri atau proses analisis.
Tujuan Melalui kegiatan belajar ini diharapkan Anda dapat : 1. mendeskripsikan unsur dan senyawa golongan alkali tanah yang dapat dicapai melalui lembar informasi; 2. mendeskripsikan sifat dari unsur dan senyawa golongan alkali yanah yang dapat dicapai melalui lembar informasi dan percobaan;
Lembar Informasi Sifat Unsur Golongan Alkali Tanah Pada modul 9 kita sudah memahami berbagai bahan kimia dan sifat-sifatnya , pada kegiatan 3 ini akan dipelajari unsur dan senyawa dari golongan alkali tanah serta sifat-sifatnya. Pada saat ini kita harus membuka kembali modul tentang sistem Periodik untuk melihat unsur yang terdapat pada golongan IIA ini. Unsur Golongan IIA adalah Be (berilium), Mg(magnesium), Ca(kalsium), Sr(Stronsium), Ba(barium), Rd (radium ). Unsur-unsur tersebut termasuk dalam golongan alkali tanah, karena unsur ini dapat membentuk basa namun sifatnya mirip dengan tanah yaitu sukar larut dalam air. Unsur Rd merupakan unsur yang radio aktif. Unsur alkali tanah memiliki konfigurasi ns2 dan bilangan oksidasinya +2. Sifat unsur–unsur alkali tanah adalah logam yang agak keras, yang paling keras adalah Be, mempunyai titik leleh tinggi. Unsur-unsur alkali tanah ini reaktif(mudah sekali bereaksi) tetapi tidak sereaktif golongan alkali, sehingga merupakan unsur yang elektropositif dan reduktor kuat. Makin bawah letak unsur golongan IIA dalam sistem periodik maka sifat reduktornya makin kuat, demikian juga sifat basanya. Mengapa demikian? Cobalah buka kembali modul sistem periodik! Di alam logam ini tidak terdapat dalam bentuk logam tetapi dalam bentuk senyawanya. Sifat-sifat unsur alkali tanah ini dapat dilihat pada tabel dua di bawah ini. Khusus untuk berilium sifatnya hampir mirip dengan aluminium yaitu oksidanya bersifat amfoter( dapat bersifat asam atau basa). Keberadaan unsur alkali tanah di alam yang paling banyak adalah unsur Ca dengan jumlah sekitar 3,6%, kemudian Mg dengan jumlah sekitar 2,0 % dari unsur-unsur yang ada di kulit bumi. Bentuk senyawa alam dari unsur ini biasanya bergabung dengan karbonat atau yang
lainnya contoh dolomit(CaMg(CO3)2), epsomit atau garam kapur(CaCO3), gips(CaSO4 2H2O). Berikut ini adalah gambar unsur-unsur golongan Alkali Tanah.
Inggris(MgSO4
7H2O),
batu
TABEL 3.1 SIFAT UNSUR GOLONGAN ALKALI TANAH
No. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12
Sifat-sifat Nomor atom Massa atom relatif Konfigurasi elektron valensi (pada kulit terluar) Massa jenis ( g / cm3) Titik leleh( ° C) Titik didih( ° C) Jari-jari atom(pm= x 10-12m) Jari-jari ion(pm= x 10-12m) Energi ionisasi pertama (kJ/mol) Energi ionisasi kedua (mol) Elektronegativitas Potensial reduksi standar(Volt)
Be 4 9,012
Mg 12 24.305
Ca 20 40,080
Sr 38 87,620
Ba 56 137,340
2s2
3s2
4s2
5s2
6s2
1,86 1280 2770 112 31
1,74 650 1107 160 65
1,55 838 1484 197 99
2,6 770 1380 215 113
3,5 714 1640 222 135
899 1757 1,5 -1,85
738 1450 1,2 -2,37
590 1145 1.0 -2,87
548 1058 1,0 -2,89
502 958 0,9 -2,90
Pembuatan unsur alkali tanah umumnya dilakukan dengan cara elektrolisis lelehan garam halidanya, misalnya Unsur Ca dibuat dengan cara elektrolisis lelehan CaCl2. Reaksi Logam Alkali Tanah Logam alkali tanah adalah logam yang reaktif/reduktor sehingga logam-logam ini mudah untuk bereaksi baik dengan air maupun dengan yang lainnya. Untuk itu akan dibahas reaksi antar logam alkali tanah dengan beberapa unsur lain atau senyawa lain. 1. Reaksi dengan air Logam alkali tanah akan bereaksi dengan air kecuali Be tidak dapat bereaksi dengan air, sedangkan Mg dapat bereaksi dengan air asalkan airnya hangat. Misalkan M melambangkan unsur alkali tanah maka reaksi dengan air dapat ditulis sebagai berikut. M(s) + 2 H2O(l) → M(OH)2(aq) + H2(g) 2. Reaksi dengan oksigen Logam alkali tanah dapat bereaksi dengan oksigen membentuk oksidanya, jika jumlah oksigen yang direaksikan sedikit maka dengan Ba akan menghasilkan peroksida, sedangkan yang lainnya membentuk oksidanya. Reaksinya dapat ditulis sebagai berikut. 4 M (s) + O2(g) → 2 MO(aq)
3. Reaksi dengan asam encer Logam alkali dapat bereaksi dengan asam encer Misal HCl 0,1 M dengan cepat yang disertai ledakan dan nyala api, dengan reaksi sebagai berikut. M(s) + H+(aq) → M2+ (aq) + H2(g) 4.
Reaksi dengan unsur non logam Seperti X2(halogen). N2(nitrogen), H2(hidrogen), S (sulfur), P(fosfor). Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut. M(s) + X2(g) → MX 2(s) senyawa halida 3 M (s) + N2(g) → M 3N2 (s) senyawa nitrida M(s) + H2(g) → MH2 (s) senyawa hidrida M(s) + S(s) → MS (s) senyawa sulfida 3 M(s) + 2 P(s) → M3P2 (s) senyawa fosfida
Kegunaan Logam Alkali Tanah Kegunaan logam alkali tanah ini sangat luas selain itu masing-masing berbeda kegunaannya, disini hanya akan dibahas beberapa saja. 1. Berilium • Digunakan pada industri nuklir karena sifatnya tidak dapat mengikat netron lagi • Pembuatan tabung sinar X • Digunakan dalam alloy tembaga 2. Magnesium • Lampu blits • Untuk aliase dengan logam lain, karena sifatnya yang ringan, keras, dan kuat 3. Kalsium • Untuk aliase dengan logam lain • Untuk industri cat • Untuk pembekuan darah dan tulang 4. Barium • Untuk aliase Kelarutan Senyawa Alkali Tanah Pada umumnya senyawa alkali tanah sukar larut dalam air, kelarutan tanah misalnya: 1. Hidroksida dari alkali tanah dari Be(atas) ke Ba(bawah) makin Ba(OH)2 merupakan basa yang kuat ; 2. Kelarutan garam sulfatnya dari Be(atas) ke Ba(bawah) makin BaSO4 merupakan garam yang sukar larut. 3. Kelarutan garam fluoridanya dari Mg(atas) ke Ba(bawah) makin BaF2 merupakan garam yang mudah larut, kecuali BeF2 garam ini air(anomali)
beberapa senyawa alkali bertambah, yang berarti berkurang, yang berarti bertambah, yang berarti lebih mudah larut dalam
Senyawa Alkali Tanah Dan Kegunaannya Sangat banyak jenis dan macamnya senyawa alkali tetapi disini hanya akan dibahas beberapa buah saja yang kegunaannya sangat luas.
1. Senyawa oksida (MO) Senyawa oksida dari alkali tanah ini umumnya dibuat dengan pemanasan dari garam-garam karbonatnya, yang dalam air akan membentuk hidroksidanya, kecuali Be(OH)2. Senyawa oksida yang umum/ terpenting digunakan adalah: a. MgO, sifat senyawa ini adalah serbuk putih, dalam air kelarutannya kecil, beracun,mudah bereaksi dengan asam. Kegunaan senyawa ini adalah untuk pembuatan bata tahan api yang digunakan pada tanur, pupuk, obat mag. b. CaO, disebut sebagai batu gamping atau kapur tohor, sifat senyawa ini adalah padatan/gumpalan putih keabu-abuan yang keras, padatan ini akan menjadi serbuk jika udara lembab, larut dalam asam, bereaksi dengan air membentuk Ca(OH)2 sambil melepaskan panas, dapat mengiritasi. Kegunaan senyawa ini adalah menetralkan tanah yang asam, pada pembuangan limbah, pemutih gula, pembuatan karbida. c. BaO, oksida ini jika dipanaskan pada 500 °C di udara maka akan terbentuk peroksidanya(BaO2)akan terurai kembali pada suhu 800 °C. BaO jika terpapar udara lembab akan menjadi Ba(OH)2. Sifatnya serbuk putih kekuningan, mengabsorpsi CO2, larut dalam air dan asam, beracun. 2. Senyawa hidroksida (M(OH)2) Senyawa hidrosida dari alkali tanah yang terpenting adalah Mg(OH)2, Ca(OH)2, Ba(OH)2. Senyawa hidroksida ini umumnya dibuat dari pelarutan senyawa oksidanya. Sifat senyawa oksida ini adalah : a. Mg(OH) 2 Padatan putih yang kelarutannya sangat kecil,larutannya bersifat basa. Dibuat dengan cara mereaksikannya dengan basa alkali. b. Ca(OH)2 Padatan putih, yang kelarutannya dalam air kecil dan kelarutannya semakin kecil jika suhu dinaikkan, bersifat basa, mudah menarik CO2, bereaksi dengan asam dan oksida asam menghasilkan garam, dapat mengiritasi, . Bahan ini dibuat dengan cara melarutkan oksidanya. Dapat bereaksi dengan klor dapat menghasilkan CaCl2, CaOCl2, Ca(OCl)2, Ca(ClO3) bergantung pada suhu reaksi. Kegunaan senyawa hidroksida ini adalah untuk bangunan; menghilangkan kesadahan air dan pengolahan limbah, mortar, pembuatan semen, pemurnian jus gula. c. Ba(OH) 2 Padatan putih yang disebut sebagai air barit. Sifatnya basa kuat, kelarutan dalam air kecil, beracun, larut dalan asam. Kegunaanya sebagai zat aditif pada industri oli dan stempet, sebagai insektisida dan fungisida. 3. Senyawa Karbonat (MCO3) dan Bikarbonat (M(HCO3)2) Sifat senyawa ini adalah padatan putih, tidak larut dalam air tetapi dalam asam dapat larut sambil melepaskan gas CO2. Senyawa ini akan menjadi senyawa bikarbonatnya jika kontak dengan CO2 dalam keadaan lembab. Senyawa ini jika dipanaskan akan terurai(terdekomposisi) membentuk senyawa oksidanya. Terurainya senyawa oksida ini sangat tergantung pada suhu pemanasan yang menunjukkan sifat keperiodikan unsur segolongan yaitu sebagai berikut.
TABEL 3.2 SENYAWA KARBONAT No. 1. 2. 3. 4. 5.
Senyawa BeCO3 MgCO3 CaCO3 SrCO3 BaCO3
Suhu dekomposisi Di bawah 100 °C 350 °C 900 °C 1290 °C 1360 °C
Senyawa yang terpenting adalah: a. Magnesium karbonat(MgCO3) senyawa ini ada di alam yaitu sebagai senyawa dolomit dan magnesit(MgCO3). Senyawa ini dibuat dengan cara mencampurkan NaHCO3 dengan garam magnesium. Kegunaan untuk pada pembuatan gigi palsu atau tambalan gigi, sebagai pengisi kertas, untuk industri cat, untuk bedak. b. Kalsium karbonat(CaCO3), senyawa ini ada di alam yaitu sebagai senyawa dolomit, batu kapur, marmer, kalsit. Kegunaan senyawa karbonat ini sebagai pupuk untuk pembuatan batu gamping(CaO), bahan bangunan, semen. c. Barium karbonat(BaCO3), senyawa ini ada di alam yaitu sebagai senyawa witherit.Kegunaan senyawa karbonat ini sebagai pengikat sulfat, pada industri cat. Sifat senyawa ini bersifat racun. 4. Senyawa halida(MX2) Senyawa CaF2 ada Di USA . Untuk senyawa yang murni sifatnya adalah padatan berwarna putih, meleleh pada suhu 1400 °C, tidak larut dalam air tetapi larut dalam asam, jika dipanaskan dengan HSO4 akan melepaskan asam hidrogen flourida. Senyawa halida yang umum adalah senyawa alkali tanah klorida(MCl2). Senyawa yang terbanyak adalah: a. Senyawa klorida dari berilium umumnya mudah larut dalam air dan bersifat asam karena terhidrolisis( terurai oleh air). Senyawa ini berbentuk hidrat (mengikat molekul air). Padatan putih yang sedikit kekuningan, beracun.Kegunaan sebagai katalis. b. Senyawa MgCl2 banyak terdapat di laut. Senyawa ini dapat dibuat dengan cara MgCO3 dilarutkan dalam asam klorida. Senyawa MgCl2 ini sifatnya larut dalam air, padatan putih transparan, senyawanya selalu dalam bentuk hidrat. Senyawa hidrat ini tidak dapat dipanaskan untuk menghilangkan molekul air karena akan terurai membentuk campuran oksida dan garamnya(oksiklor). Kegunaan senyawa ini adalah untuk semen yang khusus mengandung Mg, keramik, katalis, pereaksi Grinard. c. Senyawa CaCl2 dibuat secara industri dengan proses Solvay, secara laborato-rium dapat dibuat dengan cara mengalirkan HCl kedalam CaCO3. Sifat senyawanya adalah padatan putih. CaCl2 ini ada dalam bentuk anhidrat( tidak mengandung air) dan hidratnya. Sifat dari garam anhidratnya adalah mudah menyerap air sambil melepaskan panas, sedangkan sifat senyawa hidratnya mudah meleleh dan akan berubah menjadi anhidratnya jika dipanasjkan pada suhu 260 °C, mudah larut dalam air. Senyawa anhidrat kalsium ini jika dipanaskan akan terurai membentuk campuran oksida dan garamnya (oksiklorida). Kegunaan dari senyawa anhidrat adalah untuk menarik air pada
reaksi–reaksi organik yang bebas air dan di dalam eksikator. Kegunaan senyawa hidratnya adalah obat-obatan dan pereaksi di laboratorium. d. Senyawa BaCl2, dibuat secara laboratorium dapat dibuat dengan cara mengalirkan HCl kedalam BaCO3. Sifat senyawanya adalah padatan putih. ada dalam bentuk hidratnya, beracun. Sifat dari garamnya larut dalam air Kegunaan dari senyawa ini adalah untuk pereaksi di laboratorium, aditif pada oli, pewarna tektil e. Senyawa SrCl2 Sifatnya kristal putih, larut dalam air, sedikit lebih basa dari CaCl2 . Kegunaan dari senyawa ini adalah untuk pereaksi di laboratorium. 5. Senyawa nitrat(M(NO3)2) Sifat senyawa nitrat ini kebanyakan berwarna putih yang larut dalam air. Senyawa ini adalah : a. Senyawa Be(NO3)2 warna dari senyawa ini agak kekuningan dapat terdekompo-sisi pada 100 –200 °C , bersifat oksidator. Kegunaan sebagai pereaksi. b. Senyawa Mg(NO3)2, bersifat meledak. Kegunaan sebagai pereaksi. c. Senyawa Ca(NO3)2 bersifat oksidator kuat. Kegunaan sebagai pereaksi, sebagai bahan peledak, pupuk, korek api, d. Senyawa Sr(NO3)2 bersifat oksidator kuat, beracun. Kegunaan sebagai pereaksi, korek api. e. Senyawa Ba(NO3)2 bentuknya gumpalan berwarna putih transparan, bersifat oksidator kuat , beracun. Kegunaan sebagai pereaksi, keramik, dan elektronik. 6. Senyawa sulfat(M2SO4) Sifat senyawa sulfat ini kebanyakan berwarna putih, tidak semua larut dalam air yang larut dalam air. Senyawa ini adalah : a. Senyawa BeSO4 dapat larut dalam air, warna dari senyawa ini putih dapat terdekomposisi pada 540 °C, beracun. Kegunaan sebagai pereaksi. b. Senyawa MgSO4 7H2O, padatan putih transparan, bersifat netral terhadap lakmus, Akan kehilangan air pada suhu 200 °C, larut dalam air dan kelarutannya sangat besar. Kegunaan sebagai pereaksi, kataklis, keramik, pupuk. c. Senyawa CaSO4 dikenal sebagai gips, padatan putih, sedikit larut dalam air. Kegunaan sebagai pereaksi, semen, plaster pada patah tulang, cat d. Senyawa SrSO4 padatan putih yang tidak larut dalam air, bersifat oksidator kuat, beracun. Kegunaan untuk keramik. e. Senyawa BaSO4 bentuknya padatan berwarna putih yang tidak larut dalam air, tidak beracun. Kegunaan sebagai pemberat lumpur, cat.
Lembar Kerja Lembar kerja ini merupakan kegiatan praktek yang dilakukan untuk memperoleh penjelasan dari hasil bacaan di atas dan juga mengenalkan cara-cara pembuatan senyawa. Tujuan : Melalui percobaan ini diharapkan Anda dapat: 1. Mengamati sifat-sifat unsur alkali tanah 2. Mengamati sifat-sifat senyawa alkali tanah 3. Membuat CaCl2 dengan cara Solvay Alat dan Bahan No. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. No. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15. 16. 18. 19. 20. 21. 23. 24.
Nama Alat/ Bahan Gelas ukur Batang pengaduk Botol semprot MgCl2 0,1 M CaCl2 0,1 M SrCl2 0,1 M BaCl2 0,1 M Kertas indikator Nama Alat/ Bahan NH4OH 6M Na2CO3 1M ((COOH)2) 1M K2Cr2O7 0,5 M Na2HPO4 1 M Na2SO4 1 M NH4Cl padat Asam asetat(CH 3COOH) 6M Cawan penguap Tabung reaksi sedang Rak tabung reaksi Penanggas Kaki tiga dan kasa Pembakar
Ukuran
Jumlah 2 buah 3 buah 1 buah
Ukuran
Jumlah
3
250 cm 20cm 500 cm3 25 cm3 25 cm3 25 cm3 25 cm3 3
75 cm 15 cm3 15 cm3 15 cm3 15 cm3 15 cm3 1 gram 10 cm3 2 buah 24 buah 1 buah 1 buah 1 set 1 buah
Keselamatan dan Keamanan Kerja Pada kegiatan ini bahan yang Anda perlu ada yang merupakan bahan berbahaya dan ada juga yang tidak berbahaya, karena bahan bersifat racun, iritasi, dan korosif, untuk keselamatan Anda dalam bekerja maka Anda harus berhati-hati dalam mengambil dan memegang bahan. Bertindak hati-hati dalam bekerja karena Anda menggunakan peralatan gelas dan bahan yang beracun, iritasi, dan korosif ikutilah langkah kerja dengan baik, dan lakukan pengamatan dengan secermat mungkin.
Langkah Kerja •
Membuat CaCl2 dengan proses Solvay dan mengamati sifatnya. 1. Pada kegiatan 2 tentang pembuatan Na2CO3 dan NaHCO3 campuran yang ada dalam labu bundar diambil dan dipindahkan pada cawan penguap lalu panaskan sampai larutan jenuh dan biarkan terbentuk padatannya. 2. Setelah padatan terbentuk pisahkan cairan yang tersisa dan keringkan padatannya. 3. Ambil sedikit padatan ini lalu larutkan dalam air amati apa yang terjadi (apakah timbul panas?). 4. Ambil sedikit padatan yang lain lalu panaskan kembali padatan ini dalam cawan penguap dan biarkan sampai padatan ini benar-benar kering. 5. Ambil sedikit padatan kering ini dilarutkan dalam air amati apa yang terjadi(apakah timbul panas?). 6. Ambil sedikit padatan kering ini dan biarkan padatan ini ditempat terbuka, lalu amati apa yang terjadi.
Pertanyaan Langkah Kerja 1. Apa yang terjadi ketika padatan CaCO3 ditetesi larutan HCl? 2. Tuliskan reaksi yang terjadi! 3. Apa warna padatan yang terbentuk pertama kali? 4. Apakah terjadi panas pada saat padatan dilarutkan dalam air? 5. Pada saat padatan dikeringkan apa yang terjadi? 6. Apakah terjadi panas pada saat padatan kering dilarutkan dalam air? 7. Apa yang terjadi pada saat padatan kering dibiarkan di udara terbuka? Jelaskan! •
Mengamati sifat senyawa alkali tanah melalui reaksi dengan garam 1. Siapkan 24 buah tabung reaksi,berilah nomor1, 2, 3, . . . 24 2. Isilah tabung secara berurutan dengan 2 cm3 larutan sebagai berikut. • Tabung 1, 2, 3, 4, 5, dan 6 diisi dengan larutan MgCl2 0,1 M • Tabung 7, 8, 9, 10,11,dan 12 disi dengan larutan CaCl2 0,1 M • Tabung 13, 14, 15, 16, 17, dan 18 diisi dengan larutan SrCl2 0,1 M • Tabung 19, 20, 21, 22, 23, dan 24 diisi dengan larutan BaCl2 0,1 M 3. Pada masing-masing tabung tersebut lalu ditambahkan larutan berikut ini sambil dikocok dan amati apa yang terjadi! • Tabung 1, 7, 13, dan 19 ditambahkan 2 cm3 larutan NH4OH 6M dan tambahkan lagi 2 cm3 larutan Na2CO3 1M 3 • Tabung 2, 8, 14, dan 20 ditambahkan 2 cm larutan NH4OH 6M dan tambahkan lagi 2 cm3 larutan asam oksalat((COOH)2) 1M lalu panaskan tabung di atas penangas. • Tabung 3, 9, 15, dan 21 ditambahkan 2 cm3 larutan NH4OH 6M dan tambahkan lagi dengan 2 cm3 larutan K2Cr2O7 0,5 M 3 • Tabung 4, 10, 16, dan 22 ditambahkan 2 cm larutan NH4OH 6M dan tambahkan lagi 3 dengan 2 cm larutan Na2HPO4 1 M 3 • Tabung 5, 11, 17, dan 23 ditambahkan 2 cm larutan NH4OH 6M 3 • Tabung 6, 12, 18, dan 24 ditambahkan 2 cm larutan Na2SO4 1 M 4. Pada tabung 1, 7, 13, dan 19 setelah langkah 3 ditambahkan lagi ± 0,5 gram NH4Cl padat, kocok dengan kuat dan amati apa yang terjadi!
5. Pada tabung 2, 8, 14, dan 20 setelah langkah 3 ditambahkan lagi 1 cm3 larutan Asam asetat 6 M dan amati apa yang terjadi! 6. Pada tabung 3, 9, 15, dan 21 setelah langkah 3 ditambahkan lagi 1 cm3 larutan Asam asetat 6 M dan amati apa yang terjadi! 7. Pada tabung 4, 10, 16, dan 22 setelah langkah 3 ditambahkan 1 cm3 larutan Asam asetat 6 M dan amati apa yang terjadi! 8. Pada tabung 5, 11, 17, dan 23 setelah langkah 3 diperiksa larutannya dengan kertas indikator dan amati hasilnya lalu bandingkan warnanya dengan data yang tercantum dalam kemasannya. Lalu catat hasilnya. Pertanyaan Langkah Kerja 1. Tuliskan hasil pengamatan percobaan pada tabel yang disediakan di bawah ini ! Reagen yang ditambahkan Senyawa Na2CO3 (COOH)2 K2Cr2O7 Na2HPO4 No. alkali tanah dalam dalam dalam dalam NH4OH basa basa basa basa 1. MgCl2 2. CaCl2 3. SrCl2 4. BaCl2
Na2SO4
2. Mengapa pada 4 pengamatan pertama harus ditambahkan basa NH4OH? 3. Tuliskan reaksi yang terjadi pada semua pengamatan! 4. Apa yang terjadi pada tabung 1, 6, 11, dan 16 setelah ditambahkan NH4Cl padat? 5. Apa yang terjadi pada tabung 2, 7, 12, dan 17 setelah ditambahkan larutan Asam asetat 6 M ? Jelaskan! 6. Apa yang terjadi pada tabung 3, 8, 13, dan 18 setelah ditambahkan larutan Asam asetat 6 M ? Jelaskan! 7. Apa yang terjadi pada tabung 4, 10, 16, dan 22 setelah ditambahkan larutan Asam asetat 6 M ? Jelaskan 9. Catat hasil pengamatan pada tabung 5, 11, 17, dan 23 . No. tabung 1. 2. 3. 4.
Ion dari larutan Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2
Warna indikator
Nilai pH
Kesimpulan
Dari data ini sebutkanlah zat manakah yang paling asam! ………………………………………………………………………………………….
Lembar Latihan Setelah Anda memahami uraian yang diberikan diatas cobalah melakukan latihan di bawah ini. 1. Sebutkanlah sifat-sifat logam alkali tanah? 2. Unsur alkali tanah manakah yang basanya bersifat basa kuat? Jelaskan! 3. Senyawa Be bersifat amfoter tuliskan reaksi dari Be(OH)2 dengan asam klorida dan dengan NaOH? 4. Mengapa magnesium klorida lebih banyak terdapat di laut dibandingkan kalsium kloridanya padahal sama-sama mudah larut dalam air? 5. Sebutkan kegunaan dari senyawa Ca(OH)2 dan Ba(OH)2! 6. Senyawa klorida hidrat dari alkali tanah manakah yang jika dipanaskan akan menghasilkan oksiklor? 7. Senyawa alkali tanah manakah yang paling banyak di di laut? 8. Sebutkan sifat senyawa karbonat dari alkali tanah? Lembar evaluasi Jawablah pertanyaan di bawah ini dengan memberi tanda silang pada huruf B atau S yang terdapat pada bagian depan pertanyaan di bawah ini. 1. B – S Dari semua unsur alkali tanah maka Ba merupakan unsur yang paling reaktif. 2. B – S Unsur alkali tanah yang paling banyak di alam adalah Ca dan Sr. 3. B – S Kalsium dan magnesium sangat penting untuk pertumbuhan tulang dan gigi.. 4. B – S Logam alkali tanah harus disimpan dalam minyak tanah yang mengandung se-dikit asam. 5. B – S Semua logam alkali tanah dibuat melalui elektrolosis larutan halidanya Berilah tanda silang pada huruf di depan jawaban yang Anda anggap benar. 6. Logam Barium jika direaksikan dengan oksigen yang sedikit akan dihasilkan …. A. oksidanya B. superoksidanya C. hidroksidanya D. peroksidanya 7. Zat apakah yang dihasilkan dari reaksi antara senyawa alkali tanah dengan larutan CO2 jenuh? A. bikarbonat B. karbonat C. tetap D. Oksidanya 8. Logam alkali tanah manakah yang tidak bereaksi dengan air walaupun airnya panas? A.Ba B. Mg C. Be D. Ca Reaksi antara Magnesium nitrida dengan air akan menghasilkan …. A. Mg2+, OH-, dan O2 C. Mg2+, OH-, dan NH3 2+ + B. Mg , NH2 , dan H D. Mg2+, H-, dan O2 Jawablah dengan singkat ! 9. Tuliskanlah reaksi yang terjadi a. Pada pembakaran senyawa alkali tanah karbonat b. Pembuatan CaCl2 anhidrat
KEGIATAN BELAJAR 4 UNSUR GOLONGAN VIA ( OKSIGEN DAN SULFUR) Pada kegiatan ini Anda akan mempelajari dan mengamati tentang sifat unsur-unsur dan sifat senyawa dari unsur dari golongan VIA atau oksigen dan sulfur. Kegiatan ini merupakan kegiatan keempat dari kimia unsur I. Pengetahuan mengenai sifat unsur dan senyawa ini penting untuk dipelajari agar Anda paham tentang sifat unsur dan senyawa dengan benar, sehingga Anda tidak akan salah dalam mengamati dan membuat larutan. Anda mungkin suatu saat menemukan bahan yang merupakan senyawa dari unsur oksigen dan sulfur maka Anda sudah dapat menentukan bahan ini mempunyai sifat seperti apa terutama dalam sifat keasamannya. Senyawa dari golongan VIA ini sering digunakan dalam proses industri atau proses analisis.
Tujuan Melalui kegiatan ini diharapkan Anda dapat : 1. mendeskripsikan unsur dan senyawa golongan VIA yang dapat dicapai melalui lembar informasi; 2. mendeskripsikan sifat dari unsur dan senyawa golongan VIA yang dapat dicapai melalui lembar informasi dan percobaan;
Lembar Informasi Sifat Unsur Golongan VIA (Oksigen Dan Sulfur) Pada modul Pengenalan dan Penggunaan Bahan Anda sudah mempelajari berbagai bahan kimia dan sifat-sifatnya , pada kegiatan 4 ini akan dipelajari unsur dan senyawa dari golongan VIA serta sifat-sifatnya. Pada saat ini kita harus membuka kembali modul tentang sistem Periodik untuk melihat unsur yang terdapat pada golongan VIA ini. Unsur GolonganVIA adalah O(oksigen), S(sulfur), Se(selenium), Te(telurium), Po (polonium). Unsur-unsur tersebut termasuk dalam golongan VIA, karena unsur ini dapat membentuk asam. Unsur yang terbanyak di alam adalah oksigen dan sulfur. Unsur Po merupakan unsur yang radio aktif. Unsur golongan VIA memiliki konfigurasi ns2 np4 dan bilangan oksidasinya dapat bervariasi minimal negatif dua. Sifat unsur–unsur golongan VIA adalah unsur non logam mempunyai titik leleh dan titik didihnya di bawah 500 °C. Unsur-unsur golongan VIA ini untuk unsur oksigen reaktif(mudah sekali bereaksi), sehingga merupakan unsur yang elektronegatif dan oksidator kuat. Sifat unsur non logam pada umumnya dapat mengalami kenaikan maupun penurunan bilangan oksidasi. Di alam unsur non logam ini terdapat dalam bentuk molekul dari senyawa unsur-unsurnya yang berupa diatomik atau multi atomik yang homogen Contoh O2 dan S8 atau dalam bentuk senyawa dengan unsur yang lain. Sifat-sifat unsur golongan VIA ini dapat dilihat pada tabel 3 di bawah ini. Keberadaan unsur golongan VIA ini di alam yang paling banyak adalah unsuroksigen yaitu berupa gas O2 dengan jumlah sekitar 21 %, dalam bentuk senyawa dengan logam yang berada pada kulit bumi sebanyak 46,6%, dan di air(laut dan sebagainya) sebanyak 86 % , kemudian S.
TABEL 4.1 SIFAT UNSUR GOLONGAN VIA
No. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11.
Sifat-sifat
O 8 15,9994 2s2 2p4
Nomor atom Massa atom relatif Konfigurasi elektron valensi (pada kulit terluar) Massa jenis ( g / cm3) 1,429 x 10-3 -218,4 Titik leleh( ° C) -182,962 Titik didih( ° C) Jari-jari atom(pm= x 10-12m) -12 Jari-jari ion(pm= x 10 m) 140 13,618 Energi ionisasi pertama (eV) 3,44 Elektronegativitas -1,229 Potensial reduksi standar(Volt)
S 16 32,06 3s2 3p4
Se 34 78,96 4s2 4p4
Te 52 127,6 5s2 5p4
2,07 112,8 444,674 370
4,792 217 685 500
6,24 450 990 970
10,360 -0,447
9,752 -0,740
0,009 -0,529
Sifat dari unsur golongan VIA ini satu sama lain sangat berbeda karenanya unsur-unsur golongan ini harus di bahas masing-masing unsur, unsur yang akan dibahas hanya pada oksigen dan sulfur saja karena senyawa ini yang paling umum ada, penting untuk diketahui karena jumlahnya cukup banyak. Oksigen dan sulfur adalah 2 buah unsur dari golonganVIA yang mempunyai elektron valensi 6 berarti keduanya dapat menerima 2 buah elektron sehingga bilangan oksidasinya menjadi –2 , keduanya dapat saling meminjamkan 2 buah elektron untuk membentuk ikatan kovalen. OKSIGEN Di atas telah disebutkan bahwa oksigen di alam ini sangat banyak Keadaan oksigen di udara akan tetap sekitar 21% karena oksigen yang dipakai akan disuplai kembali oleh alam secara kontinyu sebagai hasil fotosintesis. Selain yang disebutkan di atas oksigen juga terdapat pada organisme hidup sebanyak 70% berat Oksigen secara industri dibuat dengan cara destilasi fraksi dari udara cair. Secara laboratorium dapat dibuat dengan cara mendekomposisikan senyawa oksida atau garam-garam oksi, contoh KClO3. Reaksi pembuatan oksigen di laboratorium dapat ditulis sebagai berikut. MnO
2
KClO3
→
KCl + O2
↑
H2O2 → H2O + O2 ↑
KMnO4 + H2O2 + H2SO4 → MnSO 4 + K2SO4 + H2O + O2 2 KMnO4 ← → K2MnO4 + MnO2 + O2↑ Sifat oksigen secara umum sudah dibahas di atas. Sifat yang belum disebutkan adalah kelarutan oksigen dalam air . oksigen dapat larut dalam air hanya kelarutannya kecil. Oksigen di alam merupakan molekul diatom yang homoatomik yaitu O2.
Reaksi Dari Oksigen Oksigen adalah unsur sangat reaktif yang segera bergabung dengan banyak unsur atau senyawa lain, khususnya jika dipanaskan. Reaksi ini sangat eksotermik sehingga oleh beberapa industri digunakan sebagai sumber energi dari pembakaran. Oksigen dibutuhkan untuk pernafasan/ respirasi tumbuhan dan hewan juga untuk perkaratan dan pembakaran. Penggabungan/ reaksi dengan oksigen sering digunakan katalis untuk mempercepat reaksi. Oksigen dapat dihilangkan dengan cara mengalirkannya ke dalam larutan pirogalol alkali atau tembaga yang membara. Kegunaan Oksigen Oksigen berguna untuk pernafasan/ respirasi, pembakaran, pembuatan senyawa –senyawa oksi misalnya KMnO4 . Senyawa Oksigen Dan Kegunaannya Sangat banyak jenis dan macamnya senyawa dari oksigen tetapi disini hanya akan dibahas beberapa buah saja yang kegunaannya sangat luas. 1. OZON Ozon di atmosfir ini hanya ada sedikit sekali kira-kira 1 per sejuta bagiannya tetapi pada ketinggian yang cukup tinggi kadar ozon ini bertambah. Ozon(O3) terbentuk karena reaksi dari O2 dengan bantuan sinar UV, ozon dapat terjadi jika ada percikan api pada aliran listrik di udara, Jika F2 bereaksi dengan air , atau pada saat fosfor terbakar di udara. Pembuatan oksigen ini merupakan reaksi yang dapat balik yang reaksinya dapat ditulis sebagai berikut. 3O2 → 2O3 ∆H = + 285 kJ/mol Reaksi pembentukan ozon ini akan segera membentuk kembali O2 secara perlahan-lahan pada temperatur kamar dan akan cepat jika dipanaskan. Sifat-sifat ozon bentuknya gas yang tidak berwarna, titik didihnya –111 kelarutan dalam air 10 kali kelarutan O2 dalam air.
°C,
beracun,
Reaksi dari Ozon Ozon merupakan zat yang sangat reaktif dan juga zat pengoksidasi yang kuat. Banyak senyawa organik tak jenuh jika dialiri ozon akan teroksidasi membentuk senyawa ozonida yang tidak stabil. Proses reaksi ini disebut ozonolisis. Reaksi ozonolisis ini digunakan untuk menentukan posisi ikatan rangkap. Banyak senyawa anorganik pada suhu kamar tidak terpengaruh oleh oksigen tetapi pada suhu yang sama akan teroksidasi oleh ozon. Contoh: 2 KI + O3 + H2O ←→ I2 + 2 KOH + O2 PbS + 4 O3 ←→ PbSO4 + 4 O2 Kegunaan Ozon Digunakan untuk sterilisasi air minum, pemutih, dan memurnikan udara.
2. Oksida Oksida adalah senyawa antara unsur lain dengan oksigen. Oksida ini mempunyai bilangan oksidasi negatif dua. Ada bermacam-macam oksida yang dapat di klasifikasikan sebagai berikut. a. Oksida asam yaitu oksida yang dapat bereaksi dengan basa menghasilkan garam dan air, jika dilarutkan dalam air larutannya akan bersifat asam. Jenis oksida ini kebanyakan dari oksida non logam dan beberapa dari oksida logam yang mempunyai bilangan oksidasi tinggi. Contoh CO2, SiO2, NO2, P 4O6, P4O6, SO2, SO3, Mn2O7, MnO3, CrO3, PbO 2, As2O5, Cl2O. b. Oksida basa yaitu oksida yang dapat bereaksi dengan asam menghasilkan garam dan air, jika dilarutkan dalam air larutannya akan bersifat basa. Jenis oksida ini kebanyakan dari oksida logam. Contoh Na2O, K2O, CaO, MgO, BaO, Fe2O3, FeO, CuO, Ag2O. c. Oksida netral yaitu oksida yang tidak bersifat asam maupun basa, jika dilarutkan dalam air larutannya akan netral. Contoh CO, N2O, NO. d. Oksida omfoter yaitu oksida dari logam yang dapat menunjukkan sifat asam maupun basa sesuai dengan lingkungannya, jika bereaksi dengan asam atau basa akan menghasilkan garam dan air. Contoh BeO, ZnO, SnO, PbO, Cr2O3, Mn2O3, Al2O3, As2O3, Sb2O3, SnO 2. 3. Peroksida Senyawa peroksida adalah senyawa yang mengandung oksigen bivalen atau ion O22(OO)2-. Oksigen pada senyawa ini mempunyai bilangan oksidasi negatif satu. Senyawa ini merupakan senyawa oksidator kuat dan dapat terbakar jika berhubungan dengan bahan yang mudah terbakar. Semua senyawa peroksida dapat memberikan hidrogen peroksida jika bereaksi dengan air dan atau asam. Contoh Na2O2, BaO2. Kegunaan senyawa ini untuk zat pengoksidasi, bahan pemutih, dan insiator untuk reaksi polimerisasi. 4. Superoksida Senyawa ini pada temperatur kamar berwarna kekuningan, merupakan mengandung ion O2-1(O O)-1. Oksigen pada senyawa ini mempunyai bilangan negatif setengah. Pada temperatur rendah segera akan mengubah transisi fasa warna putih. Senyawa peoksida yang stabil adalah NaO2, KO2, RbO2, CsO2, Sr(O2)2, Ba(O2)2, tetrametilamonium superoksida (CH3)4NO2.
senyawa oksidasi menjadi Ca(O2)2,
5. Dioksida Senyawa dioksida adalah senyawa dari oksida logam kovalen yang jika dipanaskan akan terdekomposisi memberikan oksida dasar(oksida dengan bilangan oksidasi rendah) dan oksigen. Oksigen pada senyawa ini mempunyai bilangan oksidasi negatif dua. Zat ini merupakan oksidator tetapi tidak menghasilkan hidrogen peroksida. Contoh MnO 2, PbO2. 6. Campuran Oksida Campuran oksida ini dipandang sebagai gabungan dari 2 oksida sederhana, biasanya sifat seperti ini ditunjukkan oleh timbal, besi, dan mangan. Senyawanya adalah (1)Pb3O4 yaitu dari oksida 2 PbO dan PbO2, (2) Fe 3O4 yaitu dari oksida FeO dan Fe2O3, (3)Mn3O4 yaitu dari oksida 2 MnO dan MnO2
Sulfur/Belerang Di atas telah disebutkan bahwa sulfur adalah unsur golongan VIA yang jumlahnya nomor dua terbanyak. Belerang di bumi ada sebagai belerangnya atau sebagai batuan sulfida dan sulfat, selain itu belerang ada juga dalam tubuh mahkluk hidup yang jika mahkluk ini mati maka belerang akan terurai menjadi H2S, batu bara , minyak bumi, demikian juga gas alam, selain itu pada gunung-gunung berapi terdapat belerang juga gas H2S. Sifat belerang secara umum sudah dibahas di atas tetapi ada yang belum dibahas diantaranya adalah sebagai berikut. 1. Bentuk belerang ada 2 jenis yaitu: a. Bentuk rombik (dikenal sebagai belerang α) stabil pada suhu ruang, bentuk padatan/kristal oktahedral berwarna kuning, mempunyai massa jenis 2,06 g/cm3 , tidak larut dalam air, larut dalam CS2 dan benzen, tidak dapat mengalirkan panas maupun arus klistrik, jika dipanaskan pada 115 °C akan meleleh membentuk cairan kuning dan jika didinginkan perlahan-lahan akan memadat membentuk kristal prisma dari belerang monoklin(dikenal sebagai belerang β). b. Bentuk monoklin (dikenal sebagai belerang β) stabil pada suhu di atas 95,6 °C, bentuk padatan/kristal prisma, mempunyai massa jenis 1,96 g/cm3, segera larut dalam CS2, jika dipanaskan pada 120 °C akan meleleh membentuk cairan. Kristal belerang rombik maupun monoklin adalah bentuk kristal yang dapat saling berubah (enensiotropi/ allotropi) hanya dengan mengubah kondisi fisik. Pada tekanan satu atmosfir rombik akan stabil pada suhu di bawah 95,6 °C dan monoklin stabil pada suhu di atas 95,6 °C dan hanya pada temperatur transisi ini akan didapat dua bentuk kristal yang berada dalam kesetimbangan 2. Lelehan belerang jika dipanaskan dengan kuat akan terjadi perubahan warna yang semakin tua(jingga, coklat, dan mendekati hitam) jika suhu semakin bertambah dan cairannya akan menjadi semakin kental(viskos). Pada suhu 250 °C kekentalan akan menurun dan akan berubah menjadi cairan yang hitam dan akan mendidih pada suhu 444,6 °C dengan uap warna jingga . Perubahan akan berbalik jika belerang mendidih didinginkan 3. Belerang yang mendekati titik didihnya jika didinginkan dengan tiba-tiba (dituangkan dalam air) akan didapat bentuk elastik seperti karet berwarna kuning kecoklatan yang disebut plastik belerang. Belerang ini jika terpapar udara maka lambat laun keelastisitasannya akan hilang dan menjadi serbuk yang sebagian larut dalam CS2 4. Ketika belerang didestilasi, diuapkan, dan kemudian didinginkan maka akan terbentuk padatan pada permukaan yang dingin. Padatan ini disebut bunga belerang, yang hanya larut sebagian dalam CS2. Lelehan belerang sering membentuk pipa memberikan rol belerang hal ini terjadi di laboratprium. 5. Pembuatan belerang secara laboratorium adalah dengan cara sebagai berikut. a. Mengasamkan larutan tiosulfat(Na2S2O3) maka akan terjadi larutan koloid dari belerang yang akan terkoagulasi menjadi endapan putih atau kuning jika dibiarkan. Reaksi yang terjadi adalah : Na2S2O3 + 2 HCl → 2 NaCl + H2O + SO2 ↑ + S↓
b. Mengalirkan H2S pada larutan SO 2 jenuh maka akan terjadi larutan koloid dari belerang yang akan terkoagulasi menjadi endapan putih atau kuning jika dibiarkan. Reaksi yang terjadi adalah : 2 H2S + SO2 → 2 H2O + 3 S c. Mengasamkan larutan polisulfida maka akan terjadi suspensi putih dari belerang amorf yang kadang-kadang disebut sebagai susu belerang. Reaksi yang terjadi adalah : Na2S5 + 2 HCl → 2 NaCl + H2S + 4S Reaksi Dari Belerang Belerang adalah unsur reaktif yang segera bergabung dengan unsur hidrogen, flour, klor, brom, karbon, fosffor, dan hampir dengan semua logam jika dipanaskan. Belerang akan terbakar dalam udara atau oksigen dengan nyala biru membentuk SO2 . Belerang jika dimasukkan dalam asam nitrat panas akan teroksidasi membentuk asam sulfat dengan reaksi sebagai berikut. S + 6 HNO3 → H2SO4 + 6 NO2↑ + 2 H2O Belerang jika dimasukkan dalam alkali panas akan menghasilkan campuran sulfida dan sulfit, Jika belerang yang dimasukkan cukup banyak maka akan didapatkan polisulfida dan tiosulfat. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut. S + 6 NaOH → 2 Na2S + Na2SO3 + 3 H2O +H 2S Kegunaan Belerang Belerang berguna untuk membuat asam sulfat, vukanisasi karet, fungisida, korek api, obat kulit. Senyawa Belerang Dan Kegunaannya Sangat banyak jenis dan macamnya senyawa dari belerang tetapi disini hanya akan dibahas beberapa buah saja yang kegunaannya sangat luas. 1. Hidrogen Sulfida Hidrogen sulfida(H2S) di alam ada di daerah gunung berapi sebagai gas gunung berapi dan di mata air yang dekat gunung berapi. H2S akan terjadi jika bahan organik (misalnya bahan makanan) yang membusuk. H2S akan terjadi juga di daerah industri yang menggunakan batu bara. Pembuatan H2S di laboratorium dibuat dengan mereaksikan besi sulfida dengan asam klorida di dalam alat Kipp Sifat gas H2S Gas H2S adalah gas yang tidak berwarna, berbau seperti telur busuk, beracun, kelarutan dalam air 1 : 3 pada temperatur kamar. Sulfur pada senyawa ini mempunyai bilangan oksidasi negatif dua. Reaksi dari H 2S H2S akan terbakar dengan menghasilkan warna nyala biru, hasil yang diperoleh bergantung pada jumlah oksigen yang bereaksi. Reaksi yang terjadi adalah :
Jika oksigen berklebih Jika oksigen terbatas
2 H2S + 3 O 2 → 2. H2O + 2 SO2 H2S + O2 → 2. H2O + 2 S↓
H2S akan terdekomposisi menjadi unsurnya jika dipanaskan dengan kuat atau dipanaskan terus menerus. H2S adalah bahan yang sangat reduktor sehingga dapat mereduksi berbagai senyawa misalnya: H2S + Cl2 → 2 HCl + S↓ H2S + H2SO4 → 2 H2O + SO 2↑ + S↓ H2S + 2 HNO3 → 2 H2O + 2 NO2↑ + S↓ H2S + H2O2 → 2 H2O + S↓ H2S + 2 FeCl3 → 2 FeCl2 + 2 HCl + S↓ K2Cr2O7 + 3 H2S + 4 H2SO4 → 7 H2O + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3 S↓ H2S + SO2 → 2 H2O + S↓ H2S juga bereaksi dengan berbagai logam dan oksida logamnya klhususnya pada pemanasan yang akan membentuk senyawa sulfida. Banyak senyawa sulfida yang tidak larut dalam air maupun asam , Contoh PbS, CuS, HgS, Bi2S3, CdS, As2S3, Sb2S3, SnS. Ada juga senyawa sulfida yang larut dalam asam contoh FeS, ZnS, NiS, CoS, dan MnS. Senyawa yang larut dalam asam ini akan mengendap dalam larutan netral atau basa. Hal ini hanya dapat dijelaskan dengan hasil kali kelarutan dari zat yang akan dibahas pada larutan 2. 2. Senyawa Sulfida Senyawa sulfida adalah senyawa antara unsur lain dengan belerang yang mempunyai bilangan oksidasi -2. Ada bermacam-macam cara pembuatan senyawa ini yaitu: a. pemanasan logam dengan belerang secara langsung b. reduksi garam sulfat dengan karbon panas c. pengendapan dari larutan garam dengan H2S. d. menjenuhkan larutan basa dengan H2S Senyawa alkali dan atau alkali tanah sulfida larut dalam air, larutannya sangat basa karena terjadi hidrolisis(penguraian oleh air). Senyawa alkali akan segera menangkap belerang lebih banyak untuk membentuk senyawa polisulfida. Bebrapa senyawa sulfida yang lain tidak larut dalam air maupun asam atau basa sepeerti yang dibahas di atas. Ada senyawa sulfida yang jika dilarutkan dalam air akan terhidrolisis sempurna. Contoh Al2S3 yang dalam air menjadi Al(OH)3 dan H2S. Senyawa sulfida dari arsen, timah, antimon jika dilarutkan dalam amonium atau alkali sulfida akan membentuk senyawa tio. Contoh reaksinya adalah : As2S3 + 3 (NH4)2S → 2 (NH4)3AsS2 (amonium tio arsenit) Sulfida logam akan menjadi senyawa oksida dan belerang di oksida jika dipanaskan di udara. 3. Sulfur Dioksida Sulfur dioksida(SO 2) akan terbentuk jika batu bara atau minyak bumi dibakar. Senyawa ini banyak ditemukan di daerah industri. Polusi akibat gas ini akan menyebabkan penyakit di daearh tenggorokan atau paru-paru. Selain itu akan menyebabkan kerusakan pada logam,
batuan, dan tanaman hidup. Sulfur pada senyawa ini mempunyai bilangan oksidasi positif empat. Secara laboratorium gas ini dapat dibuat dengan cara : a. mereaksikan tembaga dan asam sulfat dalam keadaan panas b. mereaksikan natrium sulfit dengan asam sulfat c. membakar belerang d. mebakar senyawa sulfida Sifat SO 2 adalah gas tidak berwarna, beracun, berbau , larut dalam air, dalam larutan air bersifat asam. Reaksi dari SO 2 SO2 dapat bergabung dengan oksigen dengan adanya katalis menghasilkan SO3. SO2 adalah zat yang sangat reduktor yang dalam larutan air yang mengandung oksigen atau oksidator akan membentuk asam sulfat. Contoh 2 FeCl3 + SO2 + 2 H2O → 2 FeCl2 + H2SO4 + 2 HCl Cl2 + SO2 + 2 H2O → H2SO4 + 2 HCl 2 KMnO 4 + 5 SO 2 + 2 H2O → K2SO4 + 2 MnSO4 + 2 H2SO4. K2Cr2O7 + 3 SO 2 + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O. NO2 + SO 2 + H2O → H2SO4 + 2 NO Sifat SO 2 yang dapat memutihkan warna hanya tergantung pada aksi dari reduktor, lamanya pemaparan dan adanya cahaya dan udara. SO2 dapat mengoksidasi H2S membentuk belerang. SO2 akan tereduksi menjadi S oleh karbon pada suhu 1000 °C . Sebagi oksida asam dapat bereaksi dengan basa membentuk sulfit dan atau bisulfit serta air. SO2 jika direaksikan dengan oksida logam akan menjadi senyawa sulfit atau sulfat jika senyawa oksida ini oksidator. SO2 bergabung dengan Cl2 membentuk sulfuril klorida(SO2Cl) dan dengan fosfor pentaklorida(PCl5) tionil klorida(SOCl2) Kegunaan SO2 adalah untuk membuat bisulfit, sebagai pemutih, mengegah pembusukan makanan. 4. Asam Sulfit Dan Senyawa Sulfit Sulfur pada senyawa ini mempunyai bilangan oksidasi positif empat. SO2 dalam air akan menjadi asam sulfit yang merupakan asam lemah dengan reaksi sebagai berikut. SO2 + H2O ←→ H2SO3 ←→ H+ + HSO42 →
2 H+ + SO42Jika bereaksi dengan basa alkali misalnya natrium maka akan memberikan 3 bentuk senyawa yaitu garam sulfit normal(Na2SO3), garam bisulfit(NaHSO3), dan garam metabisulfit((Na2S2O5). Senyawa metabisulfit ini dihasilkan jika larutan bisulfit diuapkan pada udara yang mengandung SO 2. Senyawa sulfit ini akan melepaskan SO 2 jika dipanaskan dalam asam dan akan menghasilkan H2S jika direduksi dengan Zn dalam asam. Senyawa sulfit jika direaksikan dengan larutan BaCl2 dalam asam akan menghasikan endapan putih dari barium sulfit. Senyawa sulfit jika dipanaskan akan terdekomposisi menjadi senyawa sulfat dan sulfidanya. Senyawa sulfit banyak digunakan untuk membuat kertas dari kayu.
5. Sulfur Trioksida Sulfur trioksida(SO 3) dapat dibuat dari SO 2 yang direaksikan dengan oksigen, atau dengan pemanasan garam besi(II) sulfat( FeSO4) anhidrat, atau mereaksikan H2SO4 pekat dengan P 2O5. Sifat dari SO 3 adalah padatan berwarna putih mempunyai titik leleh yang luas karena ada dalam 3 bentuk kristal yaitu α, β, γ, merupakan zat yang sangat beracun, merusak kulit dan memedihkan mata, oksidator, bereaksi cepat dengan air sambil menghasilkan panas yang tinggi membentuk asam sulfat. So3 larut dalam asam sulfat pekat menjadi cairan yang viskos yang disebutoleum, yang dikenal dengan asam sulfat berasap. Sulfur pada senyawa ini mempunyai bilangan oksidasi positif empat. 6. Asam Sulfat Proses pembuatan asam sulfat secara industri dapat dilakukan dengan cara sebagai berikut. a. Proses kontak dasarnya adalah reaksi dari SO2 dengan O2 dengan reaksi : SO2 + O2 → SO3 ; ∆H = -192 kJ mol-1 Reaksi ini akan mendapatkan SO3 maksimum jika reaksi berlangsung pada tekanan tinggi biasanya pada 1 atomsfir dan temperatur reaksi rendah yaitu pada suhu 500 °C dengan bantuan katalis. Diagram alir pembuatan asam sulfat secara proses kontak ini adalah sebagai berikut.
Gambar 4.1. Diagram alir Proses kontak SO2 diperoleh dari pembakaran belerang atau batuan yang mengandung sulfida dengan udara, lalu SO2 dicampur dengan udara berlebih lalu dimurnikan dan dikeringkan. Setelah itu campuran ini dialirkan ke dalam beberapa buah converter yang mengandung katalis vanadium pentaoksida(V2O5). Oksidasi SO2 oleh O2 ini dihasilkan panas yang cukup tinggi(eksoterm), sehingga temperatur reaksi (operasi) dapat terjaga tanpa pemanasan dari luar. Setelah dari converter gas didinginkan dan diabsorsikan pada menara absorpsi di mana SO3 terlarut menjadi asam sulfat. Proses kontak ini akan dihasilkan asam sulfat berasap. b. Proses Kamar Timbal Proses ini berlangsung dengan reaksi oksidasi SO2 dengan NO2 sebagai pembawa oksigen dalam air reaksinya adalah sebagai berikut.
SO2 + NO2 + H2O → H2SO4 + NO NO yang terbentuk lalu bereaksi dengan oksigen membentuk NO2 kembali. 2 NO + O2 → 2 NO2 Diagram alir pembuatan asam sulfat secara proses kamar timbal ini adalah sebagai berikut.
Gambar 4.2. Diagram alir Proses Kamar Timbal SO2 diperoleh dari pembakaran belerang atau batuan yang mengandung sulfida dengan udara, lalu SO2 dicampur dengan udara berlebih dan NO2 dimasukkan dalam menara Glover yang akan saling bergabung dengan asam. Gas dari pembakaran setelah masuk menara Glover akan bereaksi menjadi SO 3 yang karena panas akan masuk dalam kamar timbal sambil didinginkan dan dilarutkan dalam air, dari kamar timbal cairan yang terjadi dialirkan lagi ke menara Glover untuk pemekatan, sedangkan gasnya dialirkan ke menara Gay Lussac, dari menara Gay Lussac ini cairan asam dialirkan kembali ke menara Glover. Asam yang dihasilkan dari menara Glover didinginkan dari suhu 500 °C menjadi 90 °C sambil mengambil gas nitrogen oksidanya. Larutan asam sulfat yang didapat jika didestilasi pada titik didihnya akan diperoleh asam sulfat dengan konsentrasi 98, 3 %. Sifat dari asam sulfat dengan konsentrasi ini adalah cairan yang kental dengan massa jenis 1,84 g/cm3 dengan titik didih 338 °C. Sulfur pada senyawa ini mempunyai bilangan oksidasi positif enam. Asam sulfat pekat ini sangat korosif, dapat menyebabkan luka bakar jika terkena kulit. Sangat hidroskopis. Reaksi dari Asam Sulfat Asam sulfat adalah asam berbasa dua yang dapat bereaksi dengan basa menghasilkan garam sulfat dan bisulfat H2SO4 ←→ H+ + HSO 42H2SO4 ←→ 2 H+ + SO42
Larutan asam sulfat dapat bereaksi dengan hampir semua logam menghasilkan garam sulfat dan gas hidrogen, tetapi tidak bereaksi dengan logam tembaga, timbal, raksa, perak, emas dan platina . Asam sulfat pekat dapat bereaksi dengan semua logam kecuali emas dan platina menghasilkan garam sulfat, SO 2, dan air. Asam sulfat pekat mempunyai kemampuan untuk mengikat air sambil menghasilkan panas yang tinggi, sehingga jika air ditambahkan asam sulfat akan dihasilkan panas yang besar. Jadi cara mengencerkan asam sulfat ini adalah air ditambahkan asam sedikit demi sedikit sambil dikocok. Dapat mendekomposisi senyawa jika senyawanya mengandung oksigen dan hidrogen. Contoh asam oksalat jika ditambahkan asam sulfat pekat akan terurai menjadi CO dan CO2. Asam sulfat pekat merupakan oksidator sehingga dapat mereduksi bahan seperti arang belerang dengan reaksi sebagai berikut. 2 H2SO4 + C → CO2↑ + 2 SO 2 + 2 H2O 2 H2SO4 + S → 2 SO3↑ + 2 H2O H2SO4 + 2 HBr → Br2↑+ SO 2↑ + 2 H2O Kegunaan asam sulfat adalah untuk pupuk, pembuatan super fosfat, detergen, senyawa sulfat yang lain. 7. Senyawa Sulfat Senyawa sulfat dapat terjadi jika asam sulfat bereaksi dengan logam, basa, dan senyawa karbonat, atau oksidasi sulfida dan sulfit. Umumnya berwarna putih dan larut dalam air kecuali garam sulfat dari stronsium, barium, timbal, dan raksa(I) serta raksa (II). Garam sulfat yang larut umumnya berbentuk hidrat. Banyak senyawa sulfat yang bergabung misalnya garam Mohr( FeSO4(NH4)2SO4 24 H2O dan tawas aluminium Senyawa sulfat dari alkali dan alkali tanah merupakan senyawa yang stabil bila dipanaskan, tetapi beberapa sulfat terdekomposisi jika dipanaskan menghasilkan SO2 dan SO3. 8. Asam Persulfat Dan Senyawanya Larutan asam persulfat dibuat dengan cara elektrolisis dingin dari larutan asam sulfat dengan menggunakan elektroda platina. Sulfur pada senyawa ini mempunyai bilangan oksidasi positif enam. Senyawa dari persulfat yang terpenting adalah garam dari kalium dan amonium yang berupa kristal yang stabil dan larut dalam air. Senyawa ini merupakan oksidator yang kuat yang dapat membebaskan iod dari larutan iodida, dapat mengoksidasi garam besi(II), mengubah garam krom menjadi garam kromat, mengoksidasi garam mangan dan timbal menjadi dioksidanya. 2. KI + K2S2O8 → I2 + 2 K2SO4 Mn(OH)2 + K2S2O8 →2 KHSO 4 + MnO2↓ 9. Senyawa Thiosulfat Senyawa thiosulfat adalah senyawa sulfat di mana 1 atom oksigen(O) diganti oleh atom belerang(S) memberikan ion S2O32-. Sulfur pada senyawa ini mempunyai bilangan oksidasi positif Senyawa tiosulfat yang umum ada dan merupakan senyawa terpenting adalah natium tiosulfat. Senyawa ini dibuat dengan cara mendidihkan larutan natrium sulfit dengan belerang selama beberapa jam, yang kemudian disaring untuk memisahkan kelebihan belerang dan filtratnya dikristalkan maka akan didapat kristal putih transparan dari natrium
tiosulfat pentahidrat. Kristal ini akan meleleh pada suhu 48 °C. Senyawa tiosulfat ini jika direaksikan denga iod akan dihasilkan tetra tionat dengan reaksi sebagai berikut. 2 Na2S2O3 + I2 → 2 NaI + Na 2S4O6 ( natrium tertationat) Larutan natrium tiosulfat ini digunakan dalam bidang fotografi untuk menghilangkan sensitifitas film terhadap sinar. Larutan ini juga digunakan sebagai zat antiklor untuk menhilangkan sisa klor dari pabrik setelah diputihkan. Na2S2O3 + 4 Cl2 + 5H2O → 8 HCl + 2 NaHSO4 10. Senyawa Halogen Dari Belerang Senyawa ini hanya ada beberapa yaitu sebagai berikut. a. Belerang heksafluorida (SF6) yang terbentuk langsung dari reaksi S dengan F2. Senyawa iniberupa gas yang tidak berwarna , tidak berbau. b. Belerang monoklorida (S2Cl2) yang dibuat dengan cara mengalirkan klor kering ke lelehan belerang dalam wadah. Senyawa ini berupa cairan berasap yang berwarna kuning jingga yang berbau tidak enak. Dalam udara lembab akan terdekomposisi / terhidrolisis menjadi belerang dan SO2 dengan reaksi : 2 S2Cl2 + 2 H2O → 4 HCl + SO 2 + 3 S↓ Senyawa ini digunakan untuk vulkanisasi karet
Lembar Kerja Lembar kerja ini merupakan kegiatan praktek yang dilakukan untuk memahami sifat unsur dan senyawa golongan VIA berdasarkan pada hasil bacaan di atas. Tujuan: Melalui percobaan ini diharapkan Anda dapat: 1. Mengamati pembuatan O2 secara laboratorium dan sifatnya 2. Mengamati pembuatan H2S secara laboratorium dan sifatnya 3. Mengamati sifat belerang Alat dan Bahan No. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 11.
Nama Alat/ Bahan Gelas kimia Gelas ukur Botol semprot Aqudes Alkohol Asam klorida/asam patri (HCl) Rak tabung reaksi Tabung reaksi Tetraklor metan(CCl4) Heksana(C 6H12) Sendok kecil Corong pendek kertas saring
Ukuran 100 cm3 50 cm3 500 cm3 50 cm3 2 cm3 100 cm3
Jumlah 1 buah 5 buah 5buah 1 buah 1 buah 1 buah 1 buah 10 buah
2 cm3 2 cm3 4 buah 4 buah 4 lembar
No. 12. 13. 14. 15. 16 17. 18. 19. 20 21. 22. 23. 24. 25. 26. 27. 28.
Nama Alat/ Bahan Kaca arloji Pembakar Mikroskop Korek api Penjepit tabung Alat Kipp FeS(besi(II)sulfida Fenolftalein Metil jingga Metil merah Lakmus Kertas indikator Pipet tetes Gelas ukur Gelas kimia KMnO4 0,1M K2Cr2O7 0,1 M
Ukuran
Jumlah 4 buah 1 buah 1 buah 1 buah 1 buah 1 buah
25 gram 3 tetes 3 tetes 3 tetes 1 lembar 1 lembar 1 buah 3
10 cm 100 cm3 2 cm3 2 cm3
Keselamatan dan Keamanan Kerja Pada kegiatan ini bahan yang Anda perlu ada yang merupakan bahan berbahaya dan ada juga yang tidak berbahaya, karena bahan bersifat racun, iritasi, dan korosif, untuk keselamatan Anda dalam bekerja maka Anda harus berhati-hati dalam mengambil dan memegang bahan. Bertindak hati-hati dalam bekerja karena Anda menggunakan peralatan gelas dan bahan yang beracun, iritasi, dan korosif ikutilah langkah kerja dengan baik, dan lakukan pengamatan dengan secermat mungkin.
Langkah Kerja •
Mengamati pembuatan oksigen dan sifatnya 1. Siapkan 4 buah tabung reaksi,berilah nomor1, 2, 3, dan 4 2. Isilah tabung secara berurutan dengan padatan sebagai berikut. • Tabung 1,dengan sedikit KClO3 • Tabung 2 dengan sedikit CaO • Tabung 3dengan sedikit MnO • Tabung 4 dengan sedikit CaCO3 3. Panaskan masing-masing tabung tersebut lalu dan amati apa yang terjadi? Setelah selesai setiap pemanasan siapkan korek api yang membara dan simpan di mulut tabung. Amati bara korek api tersebut apa yang terjadi!
Pertanyaan Langkah Kerja 1. Tuliskan hasil pengamatan percobaan pada tabel yang disediakan di bawah ini ! Bara dari korek apai Reraksi yang terjadi Senyawa yang No. semakin menyala/ dipanaskan tidak 1. KCLO3 2. CaO 3. CaCO3 4. MnO2 2. 3. 4. 5. •
Senyawa manakah yang menghasilkan oksigen ? Tuliskan reaksi yang terjadi pada semua pengamatan! Apakah terjadi perubahan warna dari zat? Sebutkan zat yang mana? Apakah perubahan warna menunjukkan terjadi perubahan? Jelaskan !
Mengamati sifat belerang A. Kelarutan belerang 1. Siapkan 4 buah tabung reaksi,berilah nomor1, 2, 3, dan 4 2. Isilah tiap tabung dengan sedikit padatan belerang. 3. Pada masing-masing tabung yang berisi belerang ditambahkan 2 cm3 pelarut sebagai berikut. • Tabung 1 dimasukkan air • Tabung 2 dimasukkan alkohol • Tabung 3 dimasukkan CCl4 • Tabung 4 dimasukkan heksana 4. Kocok dan biarkan beberapa lama Amati apa yang terjadi? 5. Saring tiap-tiap tabung ini dengan menggunakan kertas saring. Dan filtratnya simpan di atas kaca arloji panaskan kaca ini di atas penanggas sampai pelarutnya menguap. Tentukan kaca yang mana yang mempunyai padatan? 6. Amati padatan ini dengan menggunakan mikroskop untuk melihat bentuk kristal! Pertanyaan Langkah Kerja 1. Tuliskan hasil pengamatan percobaan pada tabel yang disediakan di bawah ini ! Kejernihan Keberadan padatan Keberadan padatan No. Nama pelarut campuran di kertas saring setelah di uapkan 1. Air 2. Alkohol 3. CCl4 4. heksana 2. Pelarut manakah yang dapat melarutkan belerang? 3. Pelarut manakah yang hanya melarutkan sebagian belerang? 4. Peristiwa apakah yang terjadi pada saat pelarutan dan penguapan? Jelaskan !
B. Perubahan bentuk 1. Pada tabung reaksi yang kering masukkan ± 1 gram belerang lalu panaskan sampai titik didihnya secara perlahan-lahan. 2. Amati semua perubahan warna dan viskositas yang terjadi! 3. Setelah mendidih tuangkan dengan cepat ke dalam gelas kimia yang berisi air dinginjelaskan hasil yang terbentuk 4. Tes kelarutan dari hasil ini dengan cara di atas, amati hasilnya dan biarkan selama beberapa hari kemudian amati lagi! Pertanyaan Langkah Kerja 1. Perubahan warna apa sajakah yang terjadi? 2. Apakah terjadi perubahan viskositas? 3. Apakah yang terjadi ketika lelehan belerang dengan cepat didinginkan? 4. Bagaimanakah kelarutan dari belerang yang didinginkan tiba-tiba ini? 5. Apa yang terjadi setelah beberapa hari? •
Mengamati sifat H2S A. Sifat keasaman 1. Siapkan 1 buah tabung reaksi lalu tambahkan air ± 2 cm3 lalu alirkan gas H2S 2. Pada tabung tersebut amatilah sifat keasaman dari larutan ini dengan menggunaka kertas lakmus biru, indikator metil jingga, metil merah, dan fenolftalein, kertas indikator . Pertanyaan Langkah Kerja 1. Tuliskan hasil pengamatan percobaan pada tabel yang disediakan di bawah ini ! Warna yang Nilai pH Kesimpulan No. Nama indikator ditunjukkan 1. Lakmus 2. Metil merah 3. Metil jingga 4. Feloftalein 5. Kertas indikator 2. Apakah H2S berbau, jika ya sebut kan baunya? B. Sifat reduktor 1. Pada gelas kimia 100 cm3 masukkan ± 25 cm3 aquades kemudian alirkan gas jenuh . 2. Siapkan 2 buah tabung reaksi dan pada masing-masing tabung masukkan 2 di atas lalu tambahkan 5 tetes HCl 4 M 3. Pada tabung pertama teteskan larutan KMnO4 tetes demi tetes Amati penambahan sampai tidak terjadi perubahan lagi! 4. Pada tabung kedua teteskan larutan K2Cr2O7 tetes demi tetes Amati penambahan sampai tidak terjadi perubahan lagi!
H2S sampai cm3 larutan ! teruskan ! teruskan
Pertanyaan Langkah Kerja 1. Adakah pengaruh H2S terhadap KMnO4 atau K2Cr2O7? Jelaskan! 2. Lengkapi persamaan reaksi yang terjadi di bawah ini ! KMnO4 + HCl + H2S → K2Cr2O7 + HCl + H2S → 3. Sebutkan jenis reaksi yang terjadi!? 4. Bisakah HCl diganti dengan H2SO4? Jelaskan! Lembar Latihan Setelah Anda memahami uraian yang diberikan diatas cobalah melakukan latihan di bawah ini. 1. Sebutkanlah sifat-sifat unsur golongan VI A terutama O dan S? 2. Mengapa unsur ini tidak dapat dibahas secara keseluruhan ? Jelaskan! 3. Unsur oksigen dapat bereaksi dengan hampir semua unsur. Dengan unsur manakah oksigen dapat membentuk peroksida dan superoksidanya? 4. Mengapa SO2 dapat ditemukan di daerah industri yang menggunakan batu bara atau minyak bumi sebagai sumber energi ? 5. Sebutkan jenis dan sifat dari oksigen dan belerang ! 6. Apakah perbedaan antara oksida, peroksida, superoksida dan dioksida? 7. Apakah sumber dari oksigen apakah sumber ini akan habis ? Jelaskan! 8. Sebutkan perbedaan sifat dan kegunaan dari senyawa sulfat dan sulfit! 9. Sebutkan cara pembuatan Oksigen? 10. Sebutkan cara pembuatan asam sulfat? Manakah yang lebih baik! Lembar evaluasi Jawablah pertanyaan di bawah ini dengan memberi tanda silang pada huruf B atau S yang terdapat pada bagian depan pertanyaan di bawah ini. 1. B–S Oksigen adalah zat pengoksidator yang kuat. 2. B–S Belerang dapat memiliki bilangan oksidasi negatif dan positif. 3. B–S Bilangan oksidasi dari oksigen pada senyawa peroksida adalah negatif dua . 4. B–S Bilangan oksidasi dari belerang pada senyawa persulfat adalah positif empat. 5. B–S Belerang adalah zat reduktor yang kuat sehingga mudah menerima elektron Berilah tanda silang pada huruf di depan jawaban yang Anda anggap benar. 6. Oksigen adalah unsur yang sangat reaktif sehingga jika sedikit oksigen dengan logam kalium dapat membentuk …. A. oksidanya B. superoksidanya C. hidroksidanya D. pertoksidanya 7. Karbon dioksida merupakan senyawa oksida dari karbon yang jika dilarutkan dalam air akan bersifat. . . . . A. asam B. basa C. amfoter D. netral .. 8. Logam besi yang sering kehujanan dan panas akan berubah menjadi warna coklat yang rapuh karena telah mengikat oksigen. Warna coklat dari besi ini merupakan senyawa oksida dari besi. Termasuk dalam kelompok manakah oksida besi hasil reaksi ini? A. Dioksida B. Peroksida C. Campuran D.Superoksida 9. Senyawa apakah yang dihasilkan dari reaksi oksida asam dan oksida basa? A. Garam dan air C. Garam saja B. Garam dan asam D. Garam dan basa
KEGIATAN BELAJAR 5 UNSUR GOLONGAN VIIA( HALOGEN) Pada kegiatan ini Anda akan mempelajari dan mengamati tentang sifat unsur-unsur dan sifat senyawa dari unsur dari golongan VIIA atau halogen. Kegiatan ini merupakan kegiatan kelima dari kimia unsur I. Pengetahuan mengenai sifat unsur dan senyawa ini penting untuk dipelajari agar Anda paham tentang sifat unsur dan senyawa dengan benar, sehingga Anda tidak akan salah dalam mengamati dan membuat larutan. Anda mungkin suatu saat menemukan bahan yang merupakan senyawa dari unsur halogen maka Anda sudah dapat menentukan bahan ini mempunyai sifat seperti apa terutama dalam sifat keasamannya. Senyawa dari golongan halogen ini sering digunakan dalam proses industri atau proses analisis.
Tujuan : Melalui kegiatan ini diharapkan Anda dapat: 1. mendeskripsikan unsur dan senyawa golongan halogen yang dapat dicapai melalui lembar informasi; 2. mendeskripsikan sifat dari unsur dan senyawa golongan halogen yang dapat dicapai melalui lembar informasi dan percobaan;
Lembar Informasi Sifat Unsur Golongan VIIA (Halogen) Saat ini Anda akan mempelajari unsur dan senyawa dari golongan halogen serta sifatsifatnya. Pada saat ini kita harus membuka kembali modul tentang sistem Periodik untuk melihat unsur yang terdapat pada golongan VIIA ini. Unsur Golongan VIIA adalah F (fluor), Cl (klor), Br (brom), I (iod), At (Astatin).Semua unsur tersebut termasuk dalam golongan halogen. Unsur At merupakan unsur yang radio aktif. Unsur halogen memiliki konfigurasi ns2 np5. dan bilangan oksidasinya bermacam-macam kecuali F. Unsur golongan ini disebut halogen karena sangat reaktif. Berdasarkan konfigurasinya unsur ini sangat mudah menarik satu elektron untk mencapai struktur oktet. Unsur halogen ini dapar bereaksi dengan logam membentuk garam tanpa oksigen. Sifat-sifat unsur–unsur halogen adalah non logam yang sangat reaktif, sehingga merupakan unsur yang sangat elektronegatif dan oksidator yang sangat kuat . Makin bawah letak unsur dari golongan VIIA dalam sistem periodik maka sifat oksidatornya makin lemah, demikian juga sifat asamnya. Mengapa demikian ? cobalah buka kembali modul sistem periodik! Di alam unsur ini tidak terdapat dalam bentuk bebas tetapi dalam bentuk senyawanya. Contoh Cl2, Br 2, I2¸ molekul ini sifatnya beracun yang akan menurun dengan bertambahnya nomor atom, contoh ini merupakan molekul di atom. Senyawa dari unsur halogen ini ada juga yang berbentuk molekul ion yang biasanya berupa garam dari alkali dan alkali tanah, misalnya NaCl, KI, CaBr2. Garam-garam alkali/alkali tanah dari halogen (garam halida) ini biasanya mempunyai titikdidih/leleh tinggi yang akan semakin tinggi dengan naiknya nomor atom. Keberadaan unsur halogen di alam yang paling banyak adalah unsur Cl. Bentuk senyawa alam dari unsur adalah NaCl yang terdapat di air laut dan tambang garam. Sifat-sifat unsur halogen ini dapat dilihat pada tabel 4. di bawah ini.
TABEL 5.1 SIFAT UNSUR GOLONGAN HALOGEN
No . 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14.
Sifat-sifat
F
Cl
Br
Rumus molekul F2 Cl2 Br2 Nomor atom 9 17 35 Massa atom relatif 18,99 35,45 79,90 Konfigurasi elektron valensi 2s2 2p5 3s1 3p5 4s1 4p5 (pada kulit terluar) Massa jenis ( g / cm3) 1,1 1,55 3,11 -220 -102 -7 Titik leleh( ° C) -188 -35 59 Titik didih( ° C) -12 Jari-jari atom(pm= x 10 m) 72 99 114 Jari-jari ion(pm= x 10-12m) 136 181 195 1680 1251 1139 Energi ionisasi pertama (kJ/mol) 4,0 3,0 2,8 Elektronegativitas 2,87 1,36 1,07 Potensial reduksi standar(Volt) 150,6 242,7 192,5 Energi ikatan Gas ku- Gas ku- Cairan Penampakan warna dan wujud ning muda
ning kehi- coklat jauan kemerahan
I I2 53 126.90 5s1 5p5 4,98 114 183 133 216 1003 2,5 0,53 151,0 Padatan violet tua dan meng-kilap seperti logam
Unsur halogen umumnya berwarna karena adanya perpindahan(tereksitasi) elektron pada kulit terluar ketingkat energi yang lebih tinggi, karenanya unsur halogen dapat dibedakan berdasarkan warna dari molekul atomnya. Selain dengan warna unsur halogen dapat juga dibedakan dengan menggunakan pelarut non polar misalnya CHCl3, CCl4, CS2, alkohol atau eter. Warna molekul atom dari halogen pada beberapa jenis pelarut dapat dilihat pada tabel 5.2 sedangkan warna unsur halogen adalah seperti di bawah ini.
Fluor
Brom
Khlor
Gambar 5. 1 Warna Unsur-unsur Halogen
Iodium
TABEL 5.2 WARNA MOLEKUL ATOM HALOGEN DALAM BERBAGAI PELARUT
No.
Jenis halogen
1. 2.
Cl2 Br2
3.
I2
Warna halogen dalam Pelarut air CHCl3/ CCl4/ CS2 Kuning Kuning – merah sam- Kuning kemerahan pai coklat (bergantung konsentrasi/komposisi) Kelarutannya sangat ungu sedikit sekali(nyaris tidak larut), jika ditambahkan KI akan larut karena membentuk KI3 dan larutannya berwarna coklat
Alkohol/ eter coklat
Di atas telah disebutkan bahwa unsur golongan ini sangat reaktif yang berarti mudah menarik elektron atau sifatnya sangat elektronegatif. Jadi unsur golongan ini akan mudah mengalami reaksi atau bilangan oksidasinya mudah turun dari nol menjadi negatif satu. Berdasarkan ini maka unsur halogen ini termasuk oksidator kuat. Sifat oksidator ini dari F(atas) ke I(bawah) akan semakin berkurang. Pembuatan Halogen Pembuatan molekul halogen umumnya dilakukan dengan cara elektrolisis lelehan atau larutan garam halidanya, misalnya gas klor dibuat dengan cara elektrolisis lelehan atau larutan NaCl . Unsur halogen dapat juga dibuat dengan cara berikut. 1. Pembuatan halogen secara industri. a. Fluor Fluor dibuat dengan cara elektrolisis larutan KHF2 dalam HF cair yang tidak berair. Fluor yang dihasilkan dimampatkan dan ditampung dalam tabung baja tahan karat. Cara ini sangat sukar karena fluor sangat reaktif. Peralatan harus bebas dari lembab, oli, pelumas. b. Klor Klor dibuat dengan cara elektrolisis larutan/lelehan garam dapur(NaCl). Alat yang digunakan untuk elektrolisis lelehan NaCl disebut sel Down . Klor dapat juga dibuat dengan cara oksidasi gas HCl dengan udara dengan menggunakan katalis tembaga. c. Brom Brom dibuat dari air laut yang diasamkan kemudian dialiri gas Cl2.. d. Iod Iod dibuat dari cairan kental hasil pemisahan kristal garam Chili(NaNO3) direaksikan dengan natrium bisulfit(NaHSO3) untuk mereduksi dan mengasamkan iodat. Penambahan NaHSO3 tidak boleh berlebih karena akan menghasilkan hipoiodit. Iod
dapat juga dibuat dari pembakaran ganggang laut sampai menjadi abu, kemudian abunya dilarutkan dalam air dan larutan ini lalu dilairi gas klor. 2. Pembuatan halogen secara laboratorium a. Fluor Fluor sukar dibuat secara laboratorium karena fluor sangat reaktif b. Klor Klor dibuat dengan cara mengoksidasi senyawa klorida dalam suasana asam. Klor dapat juga dibuat dengan cara mereaksikan kaporit(campuran kalsium klorida dan kalsium hipoklorit) dengan HCl pekat.
Gambar 5.2 Perangkat alat untuk membuat Gas Klor
c. Brom Brom dibuat dengan cara mengoksidasi senyawa bromida dalam suasana asam atau dengan cara ekeltrolisis larutan bromida. Brom dapat juga dibuat dengan cara larutan bromida direaksikan dengan gas klor d. Iod Iod dibuat dengan cara mengoksidasi senyawa iodida dalam suasana asam atau dengan cara ekeltrolisis larutan iodida. Iod dapat juga dibuat dengan cara larutan iodida direaksikan dengan gas klor Reaksi Halogen Unsur halogen adalah unsur non logam yang sangat reaktif / oksidator sehingga unsur-unsur ini mudah untuk bereaksi dengan berbagai logam maupun oksida logam dan non logam lain. Untuk itu akan dibahas reaksi antar halogen dengan beberapa unsur atau senyawa lain. 1. Reaksi dengan Logam Reaksi unsur halogen dengan logam akan membentuk garam halida
2 M (s) + n X2(g/l/s) → 2 MXn(aq) Rumus MXn sangat tergantung pada elektron valensi dari logam, contoh untuk alkali menjadi MX, untuk alkali tanah menjadi MX2. Untuk logam lain yang mempunyai 2 atau lebih valensi akan membentuk garam halida dengan valensi logam yang paling tinggi. Khusus untuk Br2 dan I2 tidak dapat bereaksi dengan emas dan platina.Contoh : 2 K(s) + Br2(l) → 2 KBr(s) 2 Fe(s) + 3 Cl2(l) → 2 FeCl3(s) Zn(s) + I2(l) → ZnI2 (s) 2. Reaksi dengan hidrogen Reaksi unsur halogen dengan gas hidrogen(H2) akan membentuk hidrogen halida H2(g) + n X2(g/l/s) → 2 HX(g/l/s) Reaksi H2 dengan F2 terjadi tempertur rendah dan gelap ,sedangkan reaksi dengan Cl2 harus diberi energi dahulu yaitu adanya cahaya UV(ultra violet) atau diberi percikan api. Reaksi H2 dengan Br2 berlangsung jika ada katalis platina(Pt) dan suhu reaksi pada 200 °C, sedangkan dengan I2 reaksinya berlangsung lambat dan reaksi berada dalam kesetimbangan walaupun ada katalis Pt. . 3. Reaksi dengan air Reaksi unsur halogen dengan air akan membentuk asam halida dan hipoalit (hipoklorit, hipobromit). Untuk halogen F asam hipo ini tidak akan terbentuk yang terbentuk adalah oksigen. Untuk halogennya I tidak terbentuk apapun. X2(g/l) + H2O(l) → HOX(aq) + HX(aq) Asam hipoklorit akan terdekomposisi menjadi hidrogen klorida dan oksigen jika dibiarkan pada suhu ruang apalagi jika ada cahaya matahari. 4. Reaksi dengan unsur atau senyawa non logam. Reaksi unsur halogen dengan unsur atau senyawa non logam akan membentuk senyawa kovalen. X2(g/l) + P 4(l) → PXn(aq) Rumus PXn sangat tergantung pada komposisi halogen yang direaksikan dan kemampuan halogen sebagai oksidator.contoh P4(s) + 6 Br2(g) → 4 PBr3 (s) P4(s) + 10 Cl2(g) → 4 PCl5 (s) CS2(s) + 3 Cl2(g) → CCl4(l) + S2Cl2(l) 24 F2(s) + S8(g) → 8 SF6 (g) CO(g) + Cl2(g) → COCl2 (s) SO2(g) + Cl2(g) → SO2Cl2(g) 2FeCl2(aq) + Cl2(g) → FeCl3(aq) CH4(g) + 4 F2(g) → CF4(g) + 4 HF H2S(g) + Cl2(g) → S↓ + 2 HCl(g) NH3(g) + 3 Cl2(g) → NCl3 + 3 HCl(g) Unsur halogen tidak dapat bereaksi dengan gas yang inert contoh oksigen, nitrogen, karbon, nitrogen.
6.
Reaksi dengan basa Reaksi unsur halogen dengan basa akan membentuk garam halida dan garam hipoalit (hipoklorit, hipobromit). Untuk halogen F garam hipo ini tidak akan terbentuk yang terbentuk adalah garam halida dan air. Untuk halogen I akan terbentuk garam halida dan garam hipoalit P bila reaksinya dingin. X2(g/l) + NaOH(aql) → NaOX(aq) + NaX(aq) Garam hipoklorit akan terdekomposisi menjadi hidrogen klorida dan oksigen jika dibiarkan pada suhu ruang apalagi jika ada cahaya matahari.
Kegunaan Unsur Halogen Kegunaan unsur halogen ini sangat luas disini hanya akan dibahas beberapa saja 1. Unsur Flour a. Untuk membuat UF6 b. Untuk membuat senyawa-senyawa fluor c. Industri desinfektan d. Industri polimer e. Sebagai pelarut alumina pada industri pembuatan aluminium f. Untuk air minum g. Pasta gigi 2. Unsur Klor a. Untuk membuat senyawa klorida b. Untuk industri PVC(poli vinil klorida c. Untuk antiseptik dan insektisida d. Pemutih untuk sterilisasi air minum, kolam renang 3. Unsur Brom a. Untuk membuat etilen bromida dan senyawa lainnya yang mengandung brom b. Sebagai zat anti knoking dalam bahan bakar minyak c. Untuk fotografi d. Untuk menguji kejenuhan senyawa e. Untuk reagen 4. Unsur Iod a. Untuk germisida(antiseptik) misalnya dalam iodium tinktur b. Untuk membuat iodoform dan senyawa iod yang lainnya c. Untuk obat-obatan d. Untuk pertumbuhan dan kesuburan binatang e. Untuk pertumbuhan manusian Senyawa Halogen Dan Kegunaannya Sangat banyak jenis dan macamnya senyawa halida terutama senyawa organik tetapi disini hanya akan dibahas beberapa buah saja yang kegunaannya sangat luas. 1. Senyawa dari Fluor Senyawa dari fluor tidak sebanyak senyawa dari halogen lainnya yaitu hanya senyawa alkali fluorida(MF) dan hidrogen fluorida(HF) yang akan di bahas disini.
a. Senyawa HF Senyawa ini dapat dibuat secara laboratorium dan industri dengan cara pemanasan kalsium fluorida dengan asam sulfat pekat dalam wadah baja. Senyawa ini dapat dibuat dalam kondisi anhidrat dengan pemanasan kalium hidrogen fluorida(KHF2). Sifat senyawa anhidrat ini adalah cairan berasap yang tidak berwarna mempunyai titik didih 19 °C yang tidak dapat menghantarkan arus( non elektrolit) beracun dan dapat membakar kulit. Cairannya berikatan sangat kuat dengan membentuk ikatan hidrogen antar molekul. Senyawa HF ini sangat mudah larut dalam air menjadi larutan hidrogen fluorida . larutan ini merupakan asam lemah yang bereaksi dengan logam dan basa membentuk garam fluorida. HF dapat bereaksi dengan silika dan silikat(kaca) membentuk silikon florida(SiF4) Kegunaan senyawa HF ini adalah untuk membuat senyawa fluorida terutama senyawa organik fluorida. b. Senyawa alkali Fluorida (MF) Senyawa ini dapat dibuat secara laboratorium cara mereaksikan kalium atau natrium atau basa alkali dengan larutan HF. Contoh senyawa NaF dapat dibuat dengan cara NaOH pekat dialirkan HF. Senyawa NaF ini adalah padatan putih yang sedikit larut dalam air. Jika larutan alkali fluorida(NaF atau KF) yang mengandung HF berlebih diuapkan akan didapat kristal asan dari Alkali hidrogen fluorida(NaHF2 atau KHF2). Garam ini hanya ada dalam fluorida tidak ada dalam senyawa halogen lainnya, hal ini disebabkan adanya ikatan hidrogen dari HF( F-H-F)Kegunaan senyawa HF ini adalah untuk membuat senyawa fluorida terutama senyawa organik fluorida. 2. Senyawa dari klor Senyawa dari klor sangat banyak karena klor dapat berikatan baik dengan logam maupun dengan non logam. a. Senyawa HCl Senyawa ini dapat dibuat secara industri dengan cara membakar klor(Cl2) dengan hidrogen(H2) atau mengalirkan kedua molekul unsur(klor dan hidrogen) ini melalui katalis arang aktif. Kedua molekul unsur ini diperoleh sebagai hasil ele ktrolisis untuk pembuatan soda api. Secara laboratorium dan industri senyawa ini dapat diperoleh dengan cara mereaksikan garam dapur dengan asam sulfat pekat dalam keadaan panas. Cara ini sangat banyak digunakan karena dapat dihasilkan senyawa Na2SO4 sebagai hasil sampingan. Hasil dari dua cara diatas biasanya dilarutkan dalam air sehingga HCl yang diperoleh adalah larutan HCl. Sifat senyawa HCl ini adalah gas yang tidak berwarna, berbau menyengat, mempunyai titik didih –85 °C, tidak dapat menghantarkan arus( non elektrolit), tidak bersifat asam. Senyawa ini mudah sekali larut dalam air dan larutannya bersifat asam. Untuk melarutkan gas yang kelarutannya dalam air besar digunakan alat seperti pada gambar 1 di bawah ini. Larutan HCl pekat yang digunakan di laboratorium umumnya larutan dengan kadar 36 – 38 % dan massa jenisnya 1,2 g/cm3. HCl larutan merupakan senyawa reduktor yang
dapat teroksidasi menjadi klor dengan menggunakan zat pengoksidasi(oksidator) MnO2, KMnO4, KCr2O4, dan KClO3.
Gambar 5.3. Alat untuk melarutkan gas yang kelarutannya besar Reaksi dari HCl HCl dalam bentuk gas dapat bereaksi dengan logam membentuk senyawa klorida. Untuk logam yang mempunyai valensi lebih dari 2 senyawa klorida yang terbentuk adalah senyawa dengan valensi terrendah. HCl gas dapat bereaksi dengan oksida yang bervalensi rendah menghasilkan senyawa klorida dan air. Reaksi HCl gas dengan oksida logam yang bervalensi tinggi contoh MnO2 atau PbO2 memberikan klor. HCl gas beRgabung dengan amonia membentuk awan putih yang mengandung NH4Cl Larutan HCl adalah asam berbasa 1 (asam yang hanya mengandung 1 ion Hidrogen(H+)) dapat bereaksi dengan logam , basa , oksida basa ,dan karbonat membentuk senyawa klorida, tetapi Hg(raksa), perak(Ag), platina(Pt), dan emes (Au), tidak dapat bereaksi, sedangkan timbal dan tembaga dapat bereaksi jika dipanaskan. Kegunaan HCl sebagai gas maupun larutan adalah sebagai asam yang digunakan untuk membuat senyawa klorida dan berguna mengasamkan logam untuk menghilangkan karat, sebelum logam tersebut digalvanisasi, di cat atau dilapisi timah. Di laboratorium berguna sebagai reagen. Di bawah ini diberikan data sifat dari berbagai senyawa klor dengan unsur-unsur perioda 3 dalam sistem periodik baik yang berupa logam maupun yang non logam (tabel 6) b. Senyawa oksida klor(ClxOy) dan asam oksiklor Klor dapat bereaksi dengan oksigen membentuk senyawa oksida maupun asam oksinya. Ada bermacam-macam senyawa oksida dan asam oksi dari klor seperti yang terlihat pada tabel 7 dan 8 berikut ini. Semua senyawa oksida dari klor ini tidak stabil, senyawa ini akan meledak jika dipanaskan atau kontak dengan sulfur, fosfor, dan bahan organik misalnya alkohol. Senyawa asam oksi klornya juga termasuk senyawa yang tidak stabil kecuali asam perkloratnya(HClO4). Ada senyawa oksi klor dalam bentuk garam yang merupakan senyawa yang penting yang akan dibahas di bawah ini.
TABEL 5.3 SIFAT DARI BERBAGAI SENYAWA KLOR Kasrakteris-tik dan sifat Rumus
Na
Mg
NaCl
Titik leleh( °C)
800
MgCl2 (6H2O) 715
Al4Cl6 (AlCl3) Menyublim pada183 (°C)
Titik didih( °C) Ikatan
1420 ion
1400 ion
kovalen
Bentuk warna
dan kristal putih(tidak berwarna)
Aksi di uda-ra embab Aksi air
Aksi panas
kristal kristal puputih(titih(tidak dak ber- berwarna) warna)
Mencair dan berasap dengan Larut Larut Terhidrodan la- dan la- lisis rutannya rutannya menjadi netral bersifat Al(OH)3 asam
dengan
tetap
Senyawa klor dari unsur Al Si
Meleleh
mencair
Meleleh, hidratnya akan terhidrolisis
Menyublim dan terurai menjadi molekul AlCl3 di atas 400 °C
P
S
SiCl4
PCl3
PCl5
S2Cl2
-
-90
Menyu blim pada16 0 (°C)
-
59 Kova-len
76 Kovalen
137 Kovalen
Cair-an ti-dak berwarna
Cairan tidak berwarna
Bera-sap
Berasap
gas kovalen, padat ion Padata n berwar na kuning muda Berasa p
Terhidroli-sis men-jadi hidratsili ka
Mendidih
Terhidrolisis menjadi asam fosfit Mendidih
Cairan berwar na jing-ga
Berasa p
Terhid roli-sis menjad i asam fosfat
Terhid ro-lisis menjad i SO2 dan S
Menyu -blim dan terurai menjad i PCl3 dan Cl2 di atas 300 °C
Mendidih
TABEL 5.7 SENYAWA OKSIDA DARI KLOR No.
1. 2.
3. 4.
Nama senyawa, Rumus bilangan oksidasi dari klor Klor monoksida, Cl2O +1 Klor dioksida, ClO2 +4
Klor +6 Klor +7
heksoksida, Cl2O6 heptoksida, Cl2O7
Bentuk, Warna, dan Sifat
Titik le- Titik leh (°C) (°C)
Gas berwarna kuning, la- - 120 rut dalam air, mengiritasi Gas berwarna merah -59 kuning, sangat reaktif, oksidator kuat, terdekomposisi, mengiritasi Cairan berwarna merah 3
3
Cairan kental tidak ber- -92 warna dalam air terhidrolisa membentuk asam perklorat, mengiritasi
82
di-dih
10
200
TABEL 5.8 SENYAWA ASAM OKSI DARI KLOR No.
1.
Nama senyawa, Rumus bilangan oksidasi dari klor Asam hipoklorit, HOCl +1
Struktur dan sifat
Sifat keasaman
Nama garamnya
Asam sangat lemah
hipoklorit
Asam lemah Asam kuat
klorit
2.
Asam klorit , + 3
HClO2
H-O-Cl , larutan, berwarna kuning kehijauan, sangat tidak stabil, terdekomposisi menjadi larutan HCl dan oksigen, beracun, mengiritasi H-O-Cl→O
3.
Asam klorat, + 5
HClO3
O H-O-Cl
4.
Asam +7
perklorat, HClO4
O larutan, beracun, oksidator kuat, O Asam sangat ↑ kuat H-O-Cl→ O ↓
O Cairan hidroskopis, tidak berwarna, berasap, oksidator kuat, mengiritasi, sangat beracun.
klorat
Perklorat
Senyawa garam dari oksi klor pada umumnya merupakan senyawa alkali dan alkali tanah yang dibuat dengan cara sebagai berikut. 1. Garam hipoklorit Garam ini biasanya dibuat dengan cara elektrolisis larutan garam dingin, dalam sel di mana gas klor yang keluar dari daerah anoda bercampur dengan NaOH yang dihasilkan di katoda. Garam hipoklorit dapat juga dibuat dengan cara meraksikan gas klor dalam larutan basa dingin. Senyawa hipo klorit yang banyak digunakan adalah natrium hipoklorit yang digunakan sebagai pemutih di rumah tangga misalnya soklin pemutih, bayklin. Untuk kolam renang biasa digunakan kaporit yaitu campuran antara garam kalsium klorida(CaCl2)dan kalsium hipoklorit(Ca(OCl)2). Sifat garam hipoklorit adalah jika larutannya dipanaskan akan terurai menjadi klorat dan klorida. Hipoklorit segera terdekomposisi menghasilkan oksigen jika ada garam kobalt. Garam hipoklorit ini jika diasamkan akan menghasilkan gas klor. Senyawa ini banyak digunakan sebagai zat pemutih dan desinfektan 2. Garam klorat Garam ini biasanya dibuat dengan cara elektrolisis larutan garam pakat pada 70 °C, dalam sel di mana gas klor yang keluar dari daerah anoda bercampur dengan NaOH yang dihasilkan di katoda(anoda dan katoda terletak pada tempat yang sama tanpa dinding pemisah. Garam klorat dapat juga dibuat dengan cara meraksikan gas klor dalam larutan alkali panas. Hasilnya akan didapat campuran dari garam klorat dan klorida, campuran ini dipisahkan dengan cara penguapan maka garam klorida akan mengendap dan kemudian dilakukan penyaringan. Filtrat dari hasil penyaringan ini lalu diuapkan kembali untuk mendapatkan kristal klorat. Sifat natrium klorat adalah kristal putih(tidak berwarna), padatan berair, sangat mudah larut dalam air, banyak digunakan sebagai pembasmi rumput liar. Pada suhu kamar kelarutan kalium klorat dalam air lebih kecil dari pada natrium klorat, karenanya kristal kalium klorat akan terbentuk jika larutan natrium klorat jenuh/pekat dicampur dengan kalium klorida. Kalium klorat akan terdekomposisi pada 600 dengan menghasilkan oksigen. Dekomposisi kalium klorat dapat terjadi pada suhu 250 °C jika dikatalisis oleh oksida logam misalnya MnO 2. Kalium klorat digunakan untuk korek api. 3. Garam perklorat Garam ini merupakan garam oksi klor yang paling stabil. Garam ini akan terdekomposisi jika dipanaskan dengan kuat. Kalium perkorat dibuat dari pemanasan kalium klorat pada suhu 400 °C. 3. Senyawa dari brom Senyawa dari brom sangat banyak karena brom dapat berikatan baik dengan logam maupun dengan non logam. a. Senyawa HBr Senyawa ini dapat dibuat secara laboratorium dengan cara menambahkan brom (Br2) pada campuran fosfor merah dan air. Alat pembuatan HBr dapat dilihat pada gambar 2 berikut ini. Hasil reaksi nya adalah PBr3 yang lalu terhidrolisis oleh air menghasilkan gas HBr. Larutan HBr dapat dibuat dengan cara menambahkan H2SO4 pekat pada senyawa bromida, tetapi cara ini kurang baik karena H2SO4 pekat cenderung akan
mengoksidasi hasilnya menjadi brom. Larutan HBr sebaiknya dibuat dengan cara mengalirkan SO2 ke dalam air brom. Sifat senyawa HBr ini adalah gas yang tidak berwarna, bersifat asam, mempunyai titik didih –69 °C,. Senyawa ini mudah sekali larut dalam air dan larutannya bersifat asam. Larutan HBr akan mendidih pada suhu 126 °C dan mengandung 47,7% HBr. Senyawa ini bersifat reduktor kuat dan dapat teroksidasi menjadi brom. b. Senyawa oksida brom (BrxOy) dan asam oksi brom brom dapat bereaksi dengan oksigen membentuk senyawa oksida maupun asam oksinya. Ada bermacam-macam senyawa oksida dan asam oksi dari brom. Semua senyawa oksida dari brom ini tidak stabil, senyawa ini sukar dibuat. Hanya ada 2 asam dan garam oksi brom yaitu asam/ garam hipo bromit dan asam/ garam bromat. Sifat dan pembuatannya hampir sama dengan senyawa oksi klor. 4. Senyawa dari iod Senyawa dari iod sangat banyak karena iod dapat berikatan baik dengan logam maupun dengan non logam. a. Senyawa HI Senyawa ini dapat dibuat secara laboratorium dengan cara menambahkan air pada campuran fosfor merah, pasir, dan iod. Alat pembuatan HI sama dengan alat pembuatan HBr(gambar 2). Hasil reaksinya adalah PI3 yang lalu terhidrolisis oleh air menghasilkan gas HI. Larutan HI dapat dibuat dengan cara menambahkan H2SO4 pekat pada senyawa iodida. Sifat senyawa HI ini hampir sama dengan HCl maupun HBr. Sifatnya adalah bersifat asam kuat. Senyawa ini mudah sekali larut dalam air dan larutannya bersifat asam yang diketahui sebagai hipoiodit. Larutan HI akan mendidih pada suhu 127°C dan mengandung 57 % HI. Senyawa ini lebih stabil dari asam halida lainnya, senyawa HI akan terdekomposisi jika dipanaskan dan akan dihasilkan hidrogen. HI merupakan reduktor kuat yang lebih kuat dari HCl maupun HBr. HI akan segera menjadi I2 jika dioksidasi dengan oksidator apa saja. Contoh beberapa reaksi oksidasi dari HI. H2O2 + 2 HI → I2 2 CuSO4 + 4 HI → I2 + 2 H2SO4 + 2 Cu2I2 2HIO3 + 5 HI → 3 I2 + 3 H2O 2 HNO3 + 2 HI → I2 + 2 H2O + 2 NO↑ Cl2 + 2 HI → I2 + 2 HCl 3 H2SO4 + 2 KMnO 4 + 10 HI → 5 I2 + 2 K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O
b. Senyawa oksida iod (IxOy) dan asam oksi iod Iod dapat bereaksi dengan oksigen membentuk senyawa oksida maupun asam oksinya. Ada bermacam-macam senyawa oksida dan asam oksi dari iod. Beberapa senyawa oksi iod adalah sebagai berikut. 1. Iod pentoksida Senyawa ini berupa padatan putih yang didapat dari hasil pemanasan asan iodat pada suhu 200 °C. Reaksi ini berjalan bolak balik( reversibel), jika oksida ini dilarutkan
dalam air maka segera akan terbentuk asam iodatnya. Senyawa ini akan terdekomposisi menjadi iod dan oksigen jika dipanaskan pada suhu di atas 300 °C.Senyawa ini merupakan oksidator kuat. 2. Asam hipoiodit(HIO) dan garam hipoiodit Senyawa ini serikit lebih stabil dibandingkan dengan senyawa yan g sama dari klor atau brom. Senyawa hipoiodit ini dibuat dengan cara yang sama seperti hipoklorit/ bromit hanya senyawa ini akan tyerdekomposisi menjadi iodatdan iodidsa dalam larutannya walaupun pada suhu kamar. 3. Asam iodat dan garamnya Asam iodat dibuat dengan cara pemanasan iod dalam larutan asam nitrat pada 200 °C, jika terdapat residu dari iod pentoksida larutkan dalam air panas. . Kristal asam iodat akan mengendap pada pendinginan. Asam iodat ini dapat juga dibuat dengan cara mengalirkan gas klor dalam suspensi iod dalam air. Atau mengasamkan garam iodat. Sifat asam ini adalah kristal berwarna putih titik lelehnya 110 °C, mudah larut dalam air, Oksidator kuat, dan asam kuat. Senyawa iodat lebih stabil dari bromat maupun klorat. Senyawa iodat dapat dibuat dengan cara menambahkan iod dalam larutan alkalis atau dengan memanaskan iod dengan larutan garam klorat pekat. Garam iodat adalah oksidator kuat yang dapat bereaksi dengan iodida menghasilkan iod. Garam iodat digunakan untuk iodisasi garam dapur. 4. Asam periodat dan garamnya Asam periodat merupakan kristal putih yang larut dalam air, mempunyai titik leleh 122 °C, oksidator kuat, terdekomposissi pada 130°C
Lembar Kerja Lembar kerja ini merupakan kegiatan praktek yang dilakukan untuk memperoleh penjelasan dari hasil bacaan di atas dan juga mengenalkan cara-cara pembuatan senyawa. Tujuan percobaan 1. Mengamati sifat unsur halogen 2. Mengamati sifat kelarutan dari halogen 3. Membuat unsur klor, brom, dan larutannya. 4. Mengamati sifat hipoklorit dan klorat 5. Membuat larutan Iod 6. Membuat HCl, HBr, HI 7. Mengamati sifat HCl, HBr, HI Alat dan Bahan No. 1. 2. 3. 4. No. 5.
Nama Alat/ Bahan Erlemeyer Pipa bengkok berpenjepit Labu isap Corong pisah Nama Alat/ Bahan Stati dan klem universal
Ukuran 3
250 cm
250 cm3 125 cm3 Ukuran
Jumlah 1 buah 1 buah 1 buah 1 buah Jumlah 1 set
No. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 11. 12. 13. 14. 15. 16. 17. 18. 19. 20. 21. 22. 23. 24. 25. 26. 27. 28. 29. 30. 31. 32. 33. 34. 35. 36. 37. 38. 39.
Nama Alat/ Bahan Kaki tiga dan kassa Pipa U Elektroda karbon kabel berpenjepit buaya Power supply Neraca Tabung reaksi Gelas ukur Pipet tetes Rak tabung reaksi Tissue batang pengaduk Gelas kimia Pembakar MnO2 padat Larutan NaOH pekat(4 M) Larutan NaCl 2 M H2SO4 pekat NaCl padat /garam dapur Alkohol Aseton Kloroform(CHCl3) KCl KBr KI Bunga berwarna Kertas lakmus KClO3 0,1 M KMnO4 0,1 M K2CrO7 0,1 M Kaporit HCl NaOH 2 M Fenolftalein I2 Mg Paku kecil Seng
Ukuran
25 cm3 dan 50 cm3
250 cm3
Jumlah 1 set 1 buah 2 buah 2 buah 1 buah 1 buah 10 buah @1 buah 2 buah 1 buah 10 lembar 1 buah 1 buah 1 buah
25 gram 25 cm3 10 cm3 50 cm3 50gram 25 cm3 25 cm3 25 cm3 10 cm3 10 cm3 10 cm3 1 buah 1 lembar 3 cm3 3 cm3 3 cm3 25 gram 25 cm3 10 cm3 10 tetes 5 gram 3 cm 10 buah 3 cm
Keselamatan dan Keamanan Kerja Pada kegiatan ini bahan yang Anda perlukan merupakan bahan berbahaya karena bahan bersifat racun, korosif , dan mudah meledak, untuk keselamatan Anda dalam bekerja maka Anda harus berhati-hati dalam mengambil dan memegang bahan. Bertindak hati-hati dalam bekerja karena Anda menggunakan peralatan gelas dan bahan yang beracun, ikutilah langkah kerja dengan baik, dan lakukan pengamatan dengan secermat mungkin.
Langkah Kerja •
Membuat larutan klor 1. Siapkan alat dan rangkailah seperti pada gambar 2 di bawah ini 2. Isi labu C(Erlenmeyer) dengan 50 cm3 air masukkan pipa bengkok yang telah disambung dengan kran atau klep penjepit dan sumbat karet. 3. Isi labu isap(B) dengan 50 gram kaporit dan sambungkan dengan pipa bengkok yang telah terhubung dengan labu C. 4. Pasang corong pisah pada labu isap dan kran bawahnya dalam keadaan tertutup, lalu masukkan 25 cm3 HCl pekat tutup bagian atas corong. 5. Buka kran bawah biarkan larutan HCl mengalir sampai habis dan biarkan beberapa saat . 6. Setelah beberapa saat tutup keran bawah dan biarkan kembali alat.selama 5 menit sambil menyiapkan sumbat untuk labu Erlenmeyer. 7. Setelah itu buka Erlenmeyer dan cepat tutup dengan sumbat lalu alat segera disiram dengan air dan dicuci.
Pertanyaan Langkah Kerja 1. Tuliskan hasil pengamatan percobaan sesuai dengan petunjuk percobaan ! 2. Apa yang terjadi ketika larutan HCl mengalir pada zat padat Kaporit? 3. Apa yang terjadi dalam wadah air di labu C? 4. Tuliskan reaksi yang terjadi! •
Membuat brom melalui elektrolisis 1. Siapkan dua buah tabung. Pada tabung pertama isikan larutan basa NaOH lalu tetesi larutan indikator fenolftalein. Pada tabung kedua isikan CHCl3, larutan KBr lalu tetesi larutan Cl2 di atas(air klor yang dibuat di atas). Amati masing-masing tabung ini! 2. Siapkan 2 buah elektroda karbon, 2buah kabel berpenjepit buaya, Pipa U, Power suplly, statip, klem Universal 3. Pada salah satu elektroda lilitkan kertas tisue sedemikian rupa sehingga berbentuk balon, Elektroda ini dihubungkan dengan kutub positif 4. Rangkailah alat elektrolisis seperti terlihat pada gambar 3 di bawah ini. 5. Masukkan 25 cm3 larutan KBr 0,5 M ke dalam pipa U 6. Pasang power supply pada DC 6 Volt dan biarkan selama 10 menit 7. Setelah 10 menit matikan power suplly 8. Pada kaki yang dihubungkan dengan kutub negatif teteskan larutan indikator fenolftalein, amati apa yang terjadi!( bandingkan dengan kegiatan no 1 pada kegiatan ini) 9. Pada kaki yang dihubungkan dengan kutub positif(elektroda yang dililit dengan tisue) angkat elektroda bersama tisuenya dan masukkan dalam wadah yang berisi air lalu peras
tisue tersebut dan angkat tisuenya. Amati bau yang terjadi dan warna air dalam wadah yang telah bersisi cairan dari elektroda berlilit tisue!( jika ada bau menyengat berarti terbentuk Br2)
Gambar1. Rangkaian alat elektrolisis Pertanyaan Langkah Kerja 1. Tuliskan hasil pengamatan percobaan sesuai dengan petunjuk percobaan ! 2. Apa yang terjadi ketika larutan NaOH dan ditetesi larutan indikator? 3. Apa yang terjadi ketika CHCl3 ditambahkan larutan KBr? 4. Apa yang terjadi ketika campuran CHCl3 dan larutan KBr ditambahkan air klor? 5. Cobalah tuliskan persamaan reaksi dari nomor 4 tersebut? 6. Mengapa salah satu elektroda dililit dengan tisue dan apa guna tisue tersebut? 7. Apa yang terjadi ketika kaki pada pipa U ditetesi larutan indikator? 8. Adakah bau yang menyengat pada kaki pipa U? 9. Apakah kertas tisue berubah warna? 10. Apa yang terjadi di dalam tisue? 11. Apakah air dalam wadah menjadi berwarna dan sebutkan mengapa? •
Membuat larutan iod Siapkan 10 cm3 air dalam wadah kecil lalu masukkan sedikit I2. Amati! Tambahkan sedikit KI dan amati lagi! Jika padatan I2 masih ada tambahkan lagi KI sampai padatan I2 tidak nampak lagi. ( larutan iod dapat juga dibuat dengan cara elektrolisis)
Pertanyaan Langkah Kerja 1. Tuliskan hasil pengamatan percobaan sesuai dengan petunjuk percobaan ! 2. Apa yang terjadi ketika air ditambahkan I2? 3. Apa yang terjadi ketika air dan I2 ditambahkan KI? •
Mengamati sifat halogen melalui reaksi dengan logam 1. Siapkan tabung 4 buah tabung reaksi,berilah nomor1, 2, 3, dan 4. 2. Isilah tabung-tabung tersebut dengan 2 cm3 air klor yang telah di buat di atas 3. masukkan masing-masing tabung tersebut secara berurutan dengan logam Mg, paku kecil, seng, dan tembaga, tutup masing-masing tabung dan amati Apa yang terjadi! Adakah terbentuk gas? 4. Siapkan batang korek yang menyala, buka tabung dan dekatkan korek yang menyala pada mulut tabung. Amati apa yang terjadi!
5. Cobalah lakukan langkah 1 sampai 4 dengan mengganti air klor dengan air brom dan air iod!
Pertanyaan Langkah Kerja 1. Tuliskan hasil pengamatan percobaan pada tabel yang disediakan di bawah ini ! No. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12.
Larutan yang ada Air klor Air klor Air klor Air klor Air Brom Air Brom Air Brom Air Brom Air Iod Air Iod Air Iod Air Iod
Logam yang direaksikan Mg Paku/besi Seng Tembaga Mg Paku/besi Seng Tembaga Mg Paku/besi Seng Tembaga
Hasil yang terjadi
2. Apakah semua menghasilkan gas, dan jelaskan gas yang terbentuk? 3. Tuliskan reaksi yang terjadi untuk masing-masing reaksi di atas! 4. Manakah yang paling reduktor dari ketiga halogen di atas( dilihat dari kemampuan halogen bereaksi dengan semua logam-logam tersebut) dan urutkan kereaktifannya? •
Mengamati kelarutan dari halogen 1. Siapkan 12 buah tabung. a. Pada 4 buah tabung pertama isikan air klor lalu pada masing-masing tabung diisikan sebagai berikut. 1) Pada tabung pertama tambahkan 3 cm3 air. 2) Pada tabung kedua tambahkan 3 cm3 alkohol. 3) Pada tabung ketiga tambahkan 3 cm3 aseton. 4) Pada tabung keempat tambahkan 3 cm3 CHCl3. Amati masing-masing tabung ini! b. Pada 4 buah tabung yang kedua isikan air brom lalu pada masing-masing tabung diisikan sebagai berikut. 1) Pada tabung pertama tambahkan 3 cm3 air. 2) Pada tabung kedua tambahkan 3 cm3 alkohol. 3) Pada tabung ketiga tambahkan 3 cm3 aseton. 4) Pada tabung keempat tambahkan 3 cm3 CHCl3. Amati masing-masing tabung ini!
c. Pada 4 buah tabung yang ketiga isikan air/larutan iod lalu pada masing-masing tabung diisikan sebagai berikut. 1) Pada tabung pertama tambahkan 3 cm3 air. 2) Pada tabung kedua tambahkan 3 cm3 alkohol. 3) Pada tabung ketiga tambahkan 3 cm3 aseton. 4) Pada tabung keempat tambahkan 3 cm3 CHCl3. Amati masing-masing tabung ini! Pertanyaan Langkah Kerja 1. Tuliskan hasil pengamatan percobaan pada tabel yang disediakan di bawah ini ! No. 1. 2. 3.
Pelarut
Air
Warna dalam Pelarut Alkohol Aseton Kloroform(CHCl3)
Air klor Air brom Air iod
2. Apakah klor, brom, iod dapat larut pada semua pelarut tersebut? 3. Pada pelarut manakah klor akan lebih baik melarut jelaskan? •
Mengamati kereaktifan dari halogen 1. Siapkan 9 buah tabung. a. Pada 3 buah tabung pertama isikan air klor lalu pada masing-masing tabung tambahkan sebagai berikut. 1) Pada tabung pertama tambahkan 1 cm3 KCl 0,1 M. 2) Pada tabung kedua tambahkan 1 cm3 KBr 0,1 M. 3) Pada tabung kedua tambahkan 1 cm3 KI 0,1 M. Amati masing-masing tabung ini! b. Pada 3 buah tabung yang kedua isikan air brom lalu pada masing-masing tabung diisikan sebagai berikut. 1) Pada tabung pertama tambahkan 1 cm3 KCl 0,1 M. 2) Pada tabung kedua tambahkan 1 cm3 KBr 0,1 M. 3) Pada tabung ketiga tambahkan 1 cm3 KI 0,1 M. Amati masing-masing tabung ini! c. Pada 3 buah tabung yang ketiga isikan air/larutan iod lalu pada masing-masing tabung diisikan sebagai berikut. 1) Pada tabung pertama tambahkan 1 cm3 KCl 0,1 M. 2) Pada tabung kedua tambahkan 1 cm3 KBr 0,1 M. 3) Pada tabung ketiga tambahkan 1 cm3 KI 0,1 M. Amati masing-masing tabung ini!
Pertanyaan Langkah Kerja 1. Tuliskan hasil pengamatan percobaan pada tabel yang disediakan di bawah ini !
No. 1. 2. 3. 2. 3. 4. 5. •
Larutan dalam tabung Air klor Air brom Air iod
Warna yang terjadi setelah ditambahkan Larutan KCl KBr KI
Apakah klor, brom, iod dapat bereaksi dengan KCl, KBr, KI? Pada larutan manakah brom dapat bereaksi? Pada larutan manakah Iod dapat bereaksi? Tuliskan reaksi yang terjadi? Mengamati sifat halogen sebagai bahan pemutih 1. Siapkan 3 buah tabung. Pada tabung pertama isikan air klor, pada tabiung kedua isikan air brom, pada tabung ketiga isikan air /larutan iod. 2. Pada masing-masing tabung tempelkan kertas lakmus atau bunga berwarna. Amati warna kertas lakmus atau bunga pada masing-masing tabung ini!
Pertanyaan Langkah Kerja 1. Apakah klor, brom, iod dapat memutihkan kertas lakmus atau bungan ? 2. Pada larutan manakah warna tersebut cepat hilang? 3. Berdasarkan kecepatanhilangnya warna bunga/ kertas lakmus halogen manakah yang paling baik sebagai bahan pemutih •
Membuat larutan hidrogen klorida 1. Siapkan alat dan rangkailah seperti pada gambar 2 di atas 2. Isi labu C(Erlenmeyer) dengan 50 cm3 air masukkan pipa bengkok yang telah disambung dengan kran atau klep penjepit dan sumbat karet. 3. Isi labu isap(B) dengan 50 gram garam dapur dan sambungkan dengan pipa bengkok yang telah terhubung dengan labu C. 4. Pasang corong pisah pada labu isap dan kran bawahnya dalam keadaan tertutup, lalu masukkan 25 cm3 H2SO4 pekat tutup bagian atas corong. 5. Buka kran bawah biarkan larutan H2SO4 pekat mengalir sampai habis dan biarkan beberapa saat . 6. Setelah beberapa saat tutup keran bawah dan biarkan kembali alat.selama 5 menit sambil menyiapkan sumbat untuk labu Erlenmeyer. 7. Setelah itu buka Erlenmeyer dan cepat tutup dengan sumbat lalu alat segera disiram dengan air dan dicuci.
Pertanyaan Langkah Kerja 1. Tuliskan hasil pengamatan percobaan sesuai dengan petunjuk percobaan ! 2. Apa yang terjadi ketika larutan H2SO4 pekat mengalir pada zat padat garam dapur? 3. Apa yang terjadi dalam wadah air di labu C? 4. Mengapa pada ujung pipa tidak dipasang corong kecil?
5. Apa gunanya alat dibiarkan beberapa saat? 6. Tuliskan reaksi yang terjadi! 7. Rqancanglah pervcobaan untuk membuat HBr dan HI •
Mengamati sifat kereaktifan asam hidrogen halida terhadap logam 1. Siapkan tabung 4 buah tabung reaksi,berilah nomor1, 2, 3, dan 4. 2. Isilah tabung-tabung tersebut dengan 2 cm3 larutan HCl yang telah di buat di atas 3. Masukkan pada masing-masing tabung tersebut secara berurutan logam Mg, paku kecil, seng, dan tembaga, tutup masing-masing tabung dan amati Apa yang terjadi! Adakah terbentuk gas? 4. Siapkan batang korek yang menyala, buka tabung dan dekatkan korek yang menyala pada mulut tabung. Amati apa yang terjadi! 5. Cobalah lakukan langkah 1 samapi 4 dengan mengganti air klor dengan HBr dan HI!
Pertanyaan Langkah Kerja 1. Tuliskan hasil pengamatan percobaan pada tabel yang disediakan di bawah ini ! No. 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12.
Larutan yang ada HCl HCl HCl HCl HBr HBr HBr HBr HI HI HI HI
Logam yang Hasil yang terjadi direaksikan Mg Paku/besi Seng Tembaga Mg Paku/besi Seng Tembaga Mg Paku/besi Seng Tembaga
2. Apakah semua menghasilkan gas, dan jelaskan gas yang terbentuk? 3. Tuliskan reaksi yang terjadi untuk masing-masing reaksi di atas! 4. Manakah yang paling reduktor dari ketiga asam halida tersebuthalogen di atas( dilihat dari kemampuan asam halida bereaksi dengan logam-logam tersebut) dan urutkan kereaktifannya? •
Mengamati sifat reduktor dari asam halida 1. Siapkan 9 buah tabung. a. Pada 3 buah tabung pertama isikan 2 cm3 larutan HCl lalu pada masing-masing tabung tambahkan sebagai berikut. 2) Pada tabung pertama tambahkan 0,25 gram KClO3 0,1 M. 2) Pada tabung kedua tambahkan 0,25 gram KMnO4 0,1 M. 3) Pada tabung kedua tambahkan 0,25 gram K2Cr2O7 0,1 M. Amati masing-masing tabung ini!
b. Pada 3 buah tabung yang kedua isikan 2 cm3 larutan HBr lalu pada masing-masing tabung diisikan sebagai berikut. 1) Pada tabung pertama tambahkan 0,25 gram KClO3 0,1 M. 2) Pada tabung kedua tambahkan 0,25 gram KMnO4 0,1 M. 3) Pada tabung kedua tambahkan 0,25 gram K2Cr2O7 0,1 M. Amati masing-masing tabung ini! c. Pada 3 buah tabung yang ketiga isikan 2 cm3 larutan HI lalu pada masing-masing tabung diisikan sebagai berikut. 3) 1) Pada tabung pertama tambahkan 0,25 gram KClO3 0,1 M. 2) Pada tabung kedua tambahkan 0,25 gram KMnO4 0,1 M. 3) Pada tabung kedua tambahkan 0,25 gram K2Cr2O7 0,1 M. Amati masing-masing tabung ini! Pertanyaan Langkah Kerja 1. Tuliskan hasil pengamatan percobaan pada tabel yang disediakan di bawah ini !
No. 1. 2. 3. 2. 3. 4. 5. •
Padatan yang Warna zat ditambahkan padat mulamula KClO3 KMnO4 K2Cr2O7
Warna yang terjadi setelah ditambahkan Larutan HCl HBr HI
Pada larutan manakah HCl dapat bereaksi? Pada larutan manakah HBr dapat bereaksi? Pada larutan manakah HI dapat bereaksi? Tuliskan reaksi yang terjadi? Membuat larutan hipoklorit dan klorat 1. Siapkan alat dan rangkailah seperti pada gambar 2 di atas 2. Isi labu C(Erlenmeyer) dengan 50 cm3 larutan dingin NaOH 2 M pipa bengkok yang telah disambung dengan kran atau klep penjepit dan sumbat karet. 3. Isi labu isap(B) dengan 25 gram MnO2 dan 25 gram NaCl sambungkan dengan pipa bengkok yang telah terhubung dengan labu C. 4. Pasang corong pisah pada labu isap dan kran bawahnya dalam keadaan tertutup, lalu masukkan 10 cm3 H2SO4 pekat tutup bagian atas corong. 5. Buka kran bawah biarkan larutan H2SO4 pekat mengalir sampai habis dan biarkan beberapa saat . 6. Setelah beberapa saat tutup keran bawah dan biarkan kembali alat.selama 5 menit sambil menyiapkan sumbat untuk labu Erlenmeyer. 7. Setelah itu buka Erlenmeyer dan cepat tutup dengan sumbat lalu alat segera disiram dengan air dan dicuci.
Pertanyaan Langkah Kerja 1. Tuliskan hasil pengamatan percobaan sesuai dengan petunjuk percobaan ! 2. Apa yang terjadi ketika larutan H2SO4 pekat mengalir pada zat padat campuran dari MnO2 dan garam dapur? 3. Apa yang terjadi dalam wadah NaOH di labu C? 4. Mengapa pada ujung pipa tidak dipasang corong kecil? 5. Apa gunanya alat dibiarkan beberapa saat? 6. Tuliskan reaksi yang terjadi! •
Membuat larutan klorat Larutan klorat dibuat dengan cara yang sama seperti membuat hipoklorit hanya larutan NaOH yang digunakan dipanaskan dahulu sampai suhunya selitar 70 – 80 °C, atau hasil dari hipoklorit dipanaskan.
Pertanyaan Langkah Kerja 1. Tuliskan hasil pengamatan percobaan sesuai dengan petunjuk percobaan ! 2. Tuliskan hasil reaksi jika larutan NaOH yang digunakan adalah larutan panas ! 3. Tuliskan reaksi yang terjadi jika hasil reaksi 6 di panaskan! •
1. 2. 3. 4. 5.
6. 7.
Mengamati sifat senyawa hipoklorit dan klorat Siapkan tabung 12 buah tabung reaksi,berilah nomor1, 2, 3, . . . dan 12 Isilah 4 buah tabung pertama dengan 2 cm3 larutan NaCl 2 M. Masukkan pada masing-masing tabung tersebut secara berurutan paku kecil, larutan timbal nitrat, tinta dalam asam, air panas, tutup masing-masing tabung dan amati Apa yang terjadi! Adakah terbentuk gas? Jika ada lakukan dengan cara mencium. Isilah 4 buah tabung kedua dengan 2 cm3 larutan hipoklorit yang telah di buat di atas Masukkan pada masing-masing tabung tersebut secara berurutan paku kecil, larutan timbal nitrat, tinta dalam asam, air panas, tutup masing-masing tabung dan amati Apa yang terjadi! Adakah terbentuk gas? Jika ada lakukan dengan cara mencium. Isilah 4 buah tabung ketiga dengan 2 cm3 larutan klorat yang telah di buat di atas Masukkan pada masing-masing tabung tersebut secara berurutan paku kecil, larutan timbal nitrat, tinta dalam asam, air panas, tutup masing-masing tabung dan amati Apa yang terjadi! Adakah terbentuk gas? Jika ada lakukan dengan cara mencium., Lakukan juga pengamatan berikut ini. Siapkan batang korek yang menyala, buka tabung dan dekatkan korek yang menyala pada mulut tabung. Amati apa yang terjadi!
Pertanyaan Langkah Kerja 1. Tuliskan hasil pengamatan percobaan pada tabel yang disediakan di bawah ini ! No.
Larutan yang ada
1. 2.
NaCl NaCl
3. 4.
NaCl NaCl
Logam yang Hasil yang terjadi direaksikan Paku/besi larutan timbal nitrat tinta dalam asam air panas
No.
Larutan yang ada
5.
9. 10.
Senyawa hipoklorit Senyawa hipoklorit Senyawa hipoklorit Senyawa hipoklorit Senyawa klorat Senyawa klorat
11. 12.
Senyawa klorat Senyawa klorat
6. 7. 8.
2. 3. 4. 5. 6. 7.
Logam direaksikan Paku/besi
yang Hasil yang terjadi
larutan timbal nitrat tinta dalam asam air panas Paku/besi larutan timbal nitrat tinta dalam asam air panas
Apakah semua senyawa di atas dapat bereaksi dengan paku? Jelaskan! Apakah semua senyawa di atas dapat bereaksi dengan timbal nitrat? Jelaskan! Apakah semua senyawa di atas dapat dapat menghilangkan warna tinta ? Jelaskan! Apakah ada yang menghasilkan gas, dan jelaskan gas yang terbentuk? Tuliskan reaksi yang terjadi untuk masing-masing reaksi di atas! Manakah yang paling oksidator dari ketiga senyawa klor tersebut di atas( dilihat dari kemampuan dan kecepatan senyawa bereaksi dengan paku atau hilangnya warna tinta) dan urutkan kereaktifannya?
Lembar Latihan Setelah Anda memahami uraian yang diberikan di atas cobalah melakukan latihan di bawah ini 1. Sebutkanlah sifat-sifat halogen ? 2. Unsur halogen manakah yang sangat reaktif ? 3. Apa yang menyebabkan I2 lebih reduktor dibandingkan Cl2? 4. Mengapa HI lebih mudah dioksidasi dari pada HCl jelaskan ? 5. Mengapa senyawa halogen umumnya berwarna? 6. Sebutkan kegunaan dari senyawa halogen ! 7. Senyawa klor apakah yang mempunyai sifat oksidator? 8. Senyawa halogen manakah yang paling banyak di alam? 9. Manakah yang akan bersifat lebih asam HClO atau HClO 3? jelaskan!
Lembar evaluasi Jawablah pertanyaan di bawah ini dengan memberi tanda silang pada huruf B atau S yang terdapat pada bagian depan pertanyaan di bawah ini. 1. B – S Dari semua unsur halogen maka iod merupakan unsur yang paling reaktif. 2. B – S Ikatan antara klor dengan berbagai unsur adalah ikatan ionik. 3. B – S Iod sangat penting untuk perkembangan tubuh manusia. 4. B – S Asam fluorida dapat disimpan dalam wadah gelas. 5. B – S Semua halogen dibuat melalui elektrolosis larutan halidanya Berilah tanda silang pada huruf di depan jawaban yang Anda anggap benar. 6. Senyawa apakah yang akan dihasilkan jika klor direaksikan dengan larutan NaOH pada suhu kamar? A. Klorida saja B. Hipoklorit dan klorida C. Klorat dan klorida D. Hipoklorit saja 7. Reaksi manakah yang akan terjadi dari keempat reaksi di bawah ini? A Cl2 + NaF → B. Br2 + NaCl → C. Cl2 + KI → D.. I 2 + NaCl → 8. Asam halida dapat dibuat dengan cara mereaksikan senyawa halidanya dengan asam sulfat pekat. Untuk pembuatan HBr dan HI tidak dapat digunakan cara ini karena . . . . A.bromida dan iodida teroksidasi oleh asam sulfat membentuk senyawa oksinya B. bromida dan iodida dapat teroksidasi oleh asam sulfat membentuk brom atau iod C. bromida dan iodida bereaksi dengan asam sulfat menghasilkan oksigen D. bromida dan iodida bereaksi dengan asam sulfat membentuk senyawa sulfohalida 9.Rumus kimia dari kaporit adalah …. A. Ca(OCl)2 C. Ca(ClO2)2 B. CaOCl2 D. CaClO2 Jawablah dengan singkat ! 10. Mengapa untuk unsur fluor tidak ada senyawa oksinya, sedangkan unsur yang lain mempunyai senyawa oksinya? 11.Dalam iodisasi garam dapur mengapa senyawa yang digunakan adalah kalium iodat, bukan kalium iodida atau iodiumnya sendiri? 12. Tuliskanlah reaksi yang terjadi pada : a. penguraian hipobromit b. Pembuatan kalium iodat c. Campuran As2O3 dan I2, d. Campuran I2 dan natrium tiosulfat(Na2S2O3)
LEMBAR EVALUASI 1.
Jawablah pertanyaan-pertanyaan di bawah ini a. Dengan mengacu pada larutan asam klorida jelaskan tentang teori asam basa menurut Arrhenius, Br nsted-lowry, dan Lewis ? b. Tuliskan reaksi dari HCl dengan asam asetat(CH3COOH) dan gunakan teori asam basa Br nsted-lowry, dan Lewis untuk menentukan yang mana asam dan yang mana basa? c. Diberikan zat dari senyawa amonia yaitu amonium klorida(NH4Cl) dan natrium amida(NaNH2) kedua senyawa yang mengandung amonia ini jika dilarutkan dalam KOH ataupun HCl, akan bersifat asam, basa atau netral? jelaskan! HO OH
d. e. f. g. h. 2.
Asam oksalat dapat dirumuskan sebagai berikut( O=C-C=O) dalam larutan asam oksalat dapat berbentuk C2H2O4, C2HO4-, C2O42-, dan H+, speci manakah yang hanya dapat bertindak sebagai : (i) asam, (ii) basa, dan (iii) sebagai asam dan basa. Sebutkan defenisikan dari pH! Mengapa ahli kimia lebih senang menggunakan pH dari pada konsentrasi ion H+ untuk menentukan ukuran keasaman? Diketahui suatu zat jika dilarutkan dalam asam memberikan nilai pH 6,5 tentu-kanlah zat tersebut bersifat asam atau basa ! jelaskan! Dapatkah nilai pH sama dengan nol atau negatif, jelaskan!
a. Tuliskan konfigurasi elektron dari Na dan Cs yang bernomor atom 11 dan 55, apakah kedua unsur ini terletak dalam 1 golongan? b. Jelaskan mengapa energi ionisasi dari golongan alkali dari atas ke bawah dalam satu golongan akan semakin kecil? c. Jelaskan mengapa jari-jari atom dari golongan alkali dari atas ke bawah dalam satu golongan akan bertambah? d. Jelaskan mengapa jari-jari atom lebih besar dari jari-jari ionnya? e. Jelaskan mengapa natrium jika bereaksi dengan oksigen dapat membentuk senyawa peroksida sedangkan litium tidak dapat ? f. Jelaskan mengapa NaCl bersifat netral sedangkan NaCO3 bersifat basa? g. Faktor apa yang mempengaruhi massa jenis dari alkali? h. Mengapa massa jenis dari natrium lebih besar dari pada kalium?
3. a. b. c. d. e.
Jelaskan mengapa titik leleh golongan IIA lebih tinggi dari golongan IA? Jelaskan mengapa energi ionisasi golongan IIA lebih tinggi dari golongan IA? Jelaskan mengapa ikatan pada BeCl2 cenderung kovalen sedangkan pada BaCl2 ionik? Jelaskan mengapa massa jenis dari magnesium lebih besar dari pada kalsium? Jelaskan mengapa massa jenis dari barium lebih besar dari pada kalsium?
4. a. Jelaskan perbedaan antara oksida, peroksida, dan superoksida! b. Apa yang dimaksud dengan asam oksi dan berikan contohnya? c. Hidrogen sulfida(H2S) di udara mempunyai efek negatif terhadap manusia dan barang dari logam jelaskan pernyataan ini! d. Hidrogen peroksida (H2O2) adalah senyawa yang tidak stabil yang segera akan terdekomposisi menjadi air dan oksigen. Reaksi penguraian ini dipercepat dengan
adanya katalis, panas dan cahaya. Jelaskan mengapa senyawa ini disimpan dalam botol hitam dan dalam ruang dingin? e. Asam sulfat pekat adalah zat penarik air tuliskan reaksi yang terjadi antara asam sulfat dengan (i)asam formiat(HCOOH), (ii)glukosa(C6H12O6) f. Tuliskan jenis oksida yang ada dan berikan contohnya serta jelaskan ! g. Hidrogen peroksida dapat dibuat dengan mereaksikan barium peroksida dengan asam sulfat. Tuliskan persamaan reaksi dari pembuatan ini! 5. a. Jelaskan cara pembuatan unsur halogen ! b. Mengapa HBr dan HI tidak dapat dibuat dengan cara mereaksikan KBr atau KI dengan asam sulfat pekat? c. Berikan contoh reaksi dari pembuatan logam halida(garam halida) yang dibuat dengan cara mereaksikan : Logam(M) dengan halogen(X2) a. logam dengan asam halida(HX) b. asam halida(HX) dengan basa(MOH) c. asam halida dengan senyawa karbonat(MCO3) catatan M dan X boleh apa saja E. Di bawah ini di berikan gambar tabung berisi gas amonia, karbon dioksida, hidrogen klorida, nitrogen mono oksida, dan belerang dioksida yang dicelupkan dalam air. Setelah beberapa saat air akan naik. NH3
CO2
HCl
NO
SO2
1 2 3 4 5 a. Pada tabung yang berisi gas apakah air akan dengan cepat naik, jelaskan? b. Pada tabung yang berisi apakah nilai pH akan bertambah? Jelaskan! c. Pada tabung yang berisi apakah nilai pH akan tetap? Jelaskan! d. Pada tabung yang berisi apakah nilai pH akan berkurang? Jelaskan! e. Urutkan keasaman dari gas tersebut dari yang paling kecil hingga yang paling besar!
LEMBAR KUNCI JAWABAN 1. Lembar Kunci Jawaban Latihan a.
Kegiatan Satu 1. Pernyataan Asam Basa
Contoh
Teori asam basa dari Arrhenius Br nsted-Lowry Rasanya asam dan Dapat melepas promempunyai ion H+ ton(proton donor) Rasanya seperti sa- Dapat menerima bun mempunyai proton(proton ion OHdonor) Asam HCl HCO3Basa NaOH H2O
Lewis Aseptor pasangan elektron Donor pasangan elektron H+ NH3
2. Tidak dapat menjelaskan sifat keasaman dari senyawa yang tidak mengandung ion hidrogen contoh SO 2. 3. Bersifat umum, dapat mencakup semua reaksi dan baik reaksi organik mau-pun reaksi pembentukan kompleks 4. NH4+, HCn adalah asam menurut Br nsted-Lowry atau Lewis, dan SO 3, NO3adalah basa menurut Br nsted-Lowry atau Lewis 5. Basa konyugasi dari asam HNO2 adalah NO2Basa konyugasi dari H2SO4 adalah HSO4- atau SO 42Asam konyugasi dari PO43- adalah H3PO4 atau HPO42- atau H2PO4Asam konyugasi dari HSO4- adalah H2SO46. BF3 adalah asam dan NH3 adalah basa , reaksi yang dihasilkannya adalah F3B:NH3 7. CO2 + H2O → HCO3+ OHBasa asam asam konyugasi basa konyugasi 8. Dengan mengunakan kertas lakmus, jika kertas lakmus merah berubah menjadi biru maka senyawa yang ditentukan tersebut adalah basa , dan sebaliknya jika kertas lakmus biru berubah menjadi merah maka senyawa yang ditentukan adalah asam b. 1.
2. 3. 4. 5.
Kegiatan Dua Konfigurasi elektron pada kulit terluarnya adalah ns1, dari atas(Li) ke bawah (K) massa jenisnya makin bertambah, titik leleh dan titik didihnya makin kecil, jari-jari atomnya bertambah, energi ionisasinya makin kecil karena ikatan inti dengan elektron terluar makin kecil akibatnya elektron pada kulit terluar lebih mudah dilepaskan. Kalium Kerena kalium lebih mudah melepaskan elektron pada kulit terluarnya (energi yang diperlukan untuk melepaskan elektron kecil) Karena kalium yang larut dalam tanah sudah diserap oleh tumbuh-tumbuhan. Karena hidrogen tidak dapat membentuk basa yang sangat kuat
6.
7. 8. 9.
Kegunaan NaOH dan KOH adalah untuk industri sabun dan ditergen, untuk menghilangkan penyumbat pada WC, industri kertas dan plup, pembuata soda abu dan soda kue, sebagai zat penetral. Kalium klorida Kaliun dan natrium Na2CO3 akan bersifat lebih basa dibandingkan dengan NaHCO3 karena jika dilarutkan dalam air Na2CO3 akan menghasilkan ion hidroksida lebih banyak dibandingkan NaHCO3, dengan reaksi sebagai berikut. 1). Untuk NaHCO3 HCO3- + H2O → H2CO3 + OH2). Untuk Na2CO3 CO3-- + H2O HCO3- + H2O
→ →
HCO3- + OHH2CO3 + OH-
c.
Kegiatan tiga 1. Konfigurasi elektron pada kulit terluarnya adalah ns2, dari atas(Be) ke tengah (Ca) massa jenisnya menurun dan dari tengah (Ca) ke bawah(Ba) bertambah, demikian juga dengan titik leleh, titik didihnya, dan jari-jari atomnya berubah, energi ionisasinya makin kecil, ikatan inti dengan elektron terluar makin kecil akibatnya elektron pada kulit terluar lebih mudah dilepaskan karenanya logam ini reaktif. Ba(OH)2 bersifat basa kuat karenasenyawa ini mudah larut dalam air sedangkan senyawa hidroksida dari alkali tanah lainnya sukar larut. 2. Be(OH)2 + 2 HCl → BeCl2 + 2 H2O Be(OH)2 + 2 NaOH → NaBeO2 + 2 H2O 3. MgCl2 terdapat banyak di laut dibandingkan dengan CaCl2 karena ion kalsium di laut digunakan oleh biata laut ada yang berupa rumah seperti kerang, yang berupa kalsium karbonat yang tidak larut. 4. Kegunaan Ca(OH)2 untuk bangunan, menghilangkan kesadahan air, pengolahan limbahpemurnian jus gula, pabrik semen. Kegunaan Ba(OH)2 adalah untuk zat aditif pada oli, insektisida dan fungisida. 5. MgCl2 hidrat 6. Kalsium dan magnesium 7. Sifat senyawa karbonatpadatan putih yang tidak larut dalan air, dalam asam larut dengan melepaskan CO2. Bereaksi dengan CO2 menghasilkan bikarbonat. Jika dipanaskan akan membentuk oksidanya dan suhu pemanasan bertambah dari atas(Be) ke bawah(Ba)
d.
Kegiatan empat 1. Konfigurasinya ns 2 np4, dari atas(O) ke bawah(Te) massa jenis, titik leleh, titik didihnya bertambah, kelarutan oksigen dalam air kecil, belerang tidak larut dalam air 2. Perbedaan sifatnya terlalu berbeda dan senyawa selenium serta telurium sangat jarang di alam 3. Akan membentuk peroksida dengan unsur alkali dan alkali tanah ( Na, K, Ba, Ca, Mg), sedangkan membentuk superoksida bila bereaksi dengan kalium, barium
4. Karena batu bara atau minyak bumi mengandung belerang dalam kadar yang kecil sehingga pada saat pembakaran batu bara atau minyak bumi belerang akan ikut terbakar membentuk SO2 5. a. Jenis oksigen yaitu O2 yang berguna untuk pernafasan/ respirasi, pembakaran, pembuatan senyawa oksi dan O3 yang berguna untuk sterilisasi air minum, memurnikan udara, pemutih. b. Jenis belerang yaitu monokloin stabil pada suhu 95,6 °C dan rhombik stabil pada suhu kamar merupakan padatan berwarna kuning. Kegunaan belerang adalah untuk membuat asam sulfat, vulkanisasi karet, pembuatan korek api, obat kulit, dan fungisida. 6. a. Oksida adalah senyawa antara unsur dengan oksigen dan bilangan oksida dari oksigen adalah –2, ada 4 jenis oksida yaitu: (i) oksida asam yang sifatnya asam dalam air, oksida ini dihasilkan dari reaksi unsur non logam dengan oksigen contoh CO2, SO2 (ii) oksida basa yang sifatnya basa dalam air, oksida ini dihasilkan dari reaksi unsur logam dengan oksigen contoh Na2O. K2O, BaO (iii) oksida netral yang sifatnya netral dalam air, oksida ini dihasilkan dari reaksi unsur non logam dengan oksigen contoh CO, NO, N2O (iv) oksida amfoter yang dapat bersifat asam maupoun basa tergantung pada suasana laruta, contoh Al2O3, SnO, SnO2, PbO b. Peroksida adalah senyawa antara unsur dengan oksigen dan bilangan oksida dari oksigen adalah –1 disebut sebagai ion bivalen atau O22-, senyawa I ni merupakan okdidator kuat dapat menghasilkan hidrogen peroksida jika direaksikan dengan air atau asam. Contoh Na2O2 c. Superoksida adalah senyawa antara unsur dengan oksigen dan bilangan oksida dari oksigen adalah –setengah, mengandung ion O21-, contoh KO2 d. Dioksida adalah senyawa antara unsur dengan oksigen dan bilangan oksida dari oksigen adalah –2, senyawa ini adalah senyawa oksida logam kovalen yabg jika dipanaskan akan terdekomposisi menjadi oksida dasarnya dan melepaskan oksigen . Contoh MnO2 7. Sumber penghasil oksigen adalah tumbuhan terutama yang berhijau daun. Oksigen ini tidak akan habis karena setiap saat oksigen dapat dihasilkan oleh tumbuhan melalui peristiwa fotosintesis, kecuali jika tumbuhan tidak ada. 8. Senyawa sulfat adalah senyawa oksi belerang dengan bilangan oksidasi dari belerang adalah + 6 , larut dalam air kecuali senyawa sulfat alkali tanah( Ba, Ca, Sr, Pb, Hg). Senyawa sulfit adalah senyawa oksi belerang dengan bilangan oksidasi dari belerang adalah + 4, jika bereaksi dwengan lakali akan memberikan 3 senyawa yaitu sulfit normal, sulfit asa/ bisulfit, dan meta bisulfit. 9. Pembuatan oksigen dapat dilakukan dengan cara destilasi udara cair, dan secara laboratorium dapat dibuat melalui reaksi dekomposisi senyawa oksida atau garam oksinya. Contoh : MnO2 KClO3 → ↑
2 KMnO4
KCl + O2
→
K2MnO4 + O2 + MnO2
2 H2O2
↑ →
H2O + O2
↑
10. Proses kontak yang dilakukan melalui reaksi SO2 dengan oksigen yang dialirkan melalui katalis vanadium oksida dan proses kamar timbal yang dilakukan melalui reaksi SO2 dengan oksigen dan air yang menggunakan katalis NO2 dalam kamar timbal. Proses yang terbaik adalah proses kontak karena pada pprose ini akan dihasilkan asam sulfat murni dengan kadar yang tinggi e. Kegiatan lima 1. Konfigurasi elektron pada kulit terluarnya adalah ns2 np5, dari atas(F) ke bawah(I) massa jenisnya bertambahdan, demikian juga dengan titik leleh, titik didihnya, dan jari-jari atomnya bertambah, unsur yang sangat reaktif karena nya bersifat elektronegatif dan bersifat oksidator kuat. Dapat bereaksi dengan logam membentuk garam tanpa oksigen, mudah meledak 2. Fluor 3. I lebih reduktor dari Cl karena jari-jari dari I lebih besar dari Cl sehingga ikatan antara inti dengan elektron terluar lebih sukar . 4. HI lebih mudah dioksidasi dari pada HCl karena massa dari I besar sehingga ikatan antara I dengan H lebih mudah lepas dibandingkan dengan ikatan Cl dengan H 5. Semua unsur halogen berwarna karena adanya perpindahan (eksitasi) elektron pada kulit terdalam ke tingkat energi yang lebih besar. 6. Kegunaan senyawa halogen sangat bervariasi terutama untuk senyawa halida dan polimer (teflon, PVC). Kegunaan Fluor untuk desinfektan, pasta gigi, sedangkan kegunaan I untuk obat pencuci darah, perkembangan kecerdasan dan perkembangan tubuh. Kegunaan Br untuk fotografi, dan anti knoking, sedangkan kegunaan klor adalah pemutih, sterilisasi air minum, kolam renang 7. Senyawa klor yang mempunyai sifat oksidator adalah ClO-, ClO3-, ClO4-, ClO 2-, dan Cl2. 8. Halogen terbanyak dengan urutan menurun adalah Cl, F. 9. Karena ClO3- lebih mudah menarik elektron di bandingkan ClO-, akibatnya H+ lebih mudah dilepaskan pada ClO3-.
2. Lembar Kunci Jawaban Evaluasi a.
Kegiatan Satu 1. S 2. B 3. S 4. B 5. B 6. B 7. B 8. B 9. C
10. HClO adalah asam dan basa konyugasinya adalah ClOCH3NH2 adalah basa dan asam konyugasinya adalah CH3NH3+ 11. AlCl3 adalah basa dan HCl adalah asam b.
Kegiatan Dua 1. S 2. B 3. B 4. S 5. S 6. D 7. A 8. C 9. C 10. a. Reaksi proses Solvay NH3 + H2O + NaCl + CO2 100°C →
NaHCO3
→
NaHCO3 +NH4Cl
Na2CO3 + CO2 + H2O
↑
atau NH3 + H2O + CO2 → NH4HCO3 NaCl + NH4HCO3 → NaHCO3 +NH4Cl 100°C →
2 NaHCO3
Na2CO3 + CO2 + H2O
↑
b. reaksi pembuatan KNO3 KCl + NaNO3 c.
→
KNO 3 + NaCl
Kegiatan tiga 1. B 2. S 3. B 4. S 5. S 6. B 7. B 8. C 9. C T°C
10.
a.
MCO3
→
MO + CO2
↑
b.
Pembuatan CaCl2 anhidrat dari proses Solvay CaCO3(s) + HCl(aq) → CaCl2(aq) + CO2 + H2O
260 °C CaCl2(aq)
) →
CaCl2 anhidrat + H2O↑
↑
d.
Kegiatan empat 1. B 2. B 3. S 4. S 5. B 6. B 7. A 8. C 9. C
e.
Kegiatan lima 1. S 2. S 3. B 4. S 5. S 6. B 7. C 8. B 9. B 10. karena F terlalu kecil sehingga tidak dapat di kelilingi oleh oksigen karenanya akan terjadi halangan ruang 11. KIO3 adalah snyawa yang stabil, sedangkan I2 dan KI senyawa yang tidak stabil. I2 mudah menguap sedangkan KI mudah berubah menjadi I2 yang kemudian dapat menguap. 12. a. HBrO → HBr + O 2 ↑
b. Pembuatan iodat KClO3 + I2 → KIO 3 + Cl2↑ c. As2O3 + 2 I2 + 2 H2O → As2O5 + 4 HI d. 2 Na2S2 O3 + I2 → Na2S4O6 + 2 NaI h. Evaluasi akhir 1. a. Pernyataan Asam Basa
Teori asam basa dari Arrhenius Br nsted-Lowry Mempunyai ion H+ Dapat melepas proton(proton donor) Mempunyai ion Dapat menerima OHproton(proton donor)
Lewis Aseptor pasangan elektron Donor pasangan elektron
b. HCl + CH3COOH → Cl+ CH3CO2H2+ asam1 basa 1 basa 2 asam 2 basa 2 adalah basa konyugasi dari asam 1(HCl) asam 2 adalah asam konyugasi dari basa 1 (CH3COOH) c. NH 4+ dalam OH- adalah asam karena NH 4+ dapat memberikan protonnya kepada OH- atau dapat menerima pasangan elektron dari OH-, sedangkan NH2dalam HCl adalah basa karena NH2dapat memberikan pasangan elektron pada H+ dari HCl atau dapat menerima proton dari HCl. d. (i) C2H2O4 dan H+ (ii) C2O42(iii) C2HO4e. Negatif logaritma dari konsentrasi ion hidrogen(H+) dalam molar atau mol per Liter. pH = - log[H+] f. Karena akan dihasilkan harga positif untuk untuk konsentrasi ion hidrogen (H+) yang sangat kecil g. bersifat asanm karena harga pH nya kurang dari 7 h. Harga pH dapat nol atau negatif karena sangat bergantung pada harga konsentrasi dari ion hidrogen(H+) misalnya konsentrasi (H+) = 1 M maka harga pH = 0 dan jika konsentrasi (H+) > 1 M maka harga pH = negatif. 2. a. Konfigurasi elektron dari Na adalah 1s 2, 2s 2 2p6, 3s1 Konfigurasi elektron dari Cs adalah 1s2, 2s2 2p6, 3s2 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s 1 b. Karena jarak dari inti ke elektron terluar semakin jauh sehingga ikatan antara inti dengan elektron terluar semakin lemah c. Karena jumlah kulit atau nomor atom/elektron bertambah d. Karena elektron pada kulit terluar terlepas maka kulit ini akan mengkerut sehingga mendekati kulit sebelumnya e. Karena ukuran litium terlalu kecil sehingga ion oksigen tidak cukup untuk mengelilinginya (terjadi halangan ruang) f. NaCl dibentuk dari asam kuat dan basa kuat, sedangkan Na2CO3 dibentuk dari asan lemah basa kuat. g. Massa atom dan jari-jari atom besar maka volume atom akam bertambah akibatnya massa jenis berkurang h. Karena jari-jari kalium lebih besar dari natrium sehingga volume atom dari kalium bertambah. 3.
a. b. c.
d. e.
Titik leleh golongan II A lebih besar dari titik leleh golongan I A karena golongan II A mempunyai elektron valensi 2 buah yang saling . Karena dibutuhkan energi memisahkan elektron Sifat keelektropositifan dari atas(Be) ke bawah(Ba) bertambah, sehingga elektron pada Be relatif saling meminjamkan ( ikatan dari inti ke elektron terluar relatif lebih kuat sehingga Be lebih sukar melepaskan elektronnya dibandingkan dengan Jari-jari atom kalsium lebih besar dari jari-jari atom magnesium Massa atom barium jauh lebih besar dari massa atom kalsium walaupun jarijarinya lebih besar
4.
a.
Oksida adalah senyawa antara unsur dengan oksigen dan bilangan oksida dari oksigen adalah –2, ada 4 jenis oksida asam, basa, netral, amfoter. Peroksida adalah senyawa antara unsur dengan oksigen dan bilangan oksida dari oksigen adalah –1 disebut sebagai ion bivalen atau O22-, senyawa ini merupakan okdidator kuat dapat menghasilkan hidrogen peroksida jika direaksikan dengan air atau asam. Superoksida adalah senyawa antara unsur dengan oksigen dan bilangan oksida dari oksigen adalah –½ , mengandung ion O21-.
b. Asam oksi adalah asam dari golongan non logam yang mengandung oksigen contoh asam sulfat( H2SO4), HNO3, H2SO3, HClO, HClO3, H3PO3. c. H2S bersifat asam dan berbau karenanya dapat merusak logam sehingga logam terkorosi. Selain itu H2S dapat mengiritasi pernafasan. d. Agar hidrogen peroksida terhindar dari pengaruh cahaya dan panas yang dapat menguraikannya. e.
H2SO4 pekat HCOOH → H2SO4 pekat C6H12O6 →
CO + H2O
6 C + 12 H2O f. Oksida basa yaitu senyawa antara oksigen dengan logam yang bersifat basa, contoh Na2O. Oksida asam yaitu senyawa antara oksigen dengan unsur non logam yang bersifat asam, contoh CO2. Oksida netral yaitu senyawa antara unsur dengan oksigen yang bersifat netral, contoh CO, NO, N2O. Oksida amfoter yaitu senyawa antara oksigen dengan unsur yang dapat bersifat asam ataupun basa tergantung pada susana larutannya, contoh SnO, SnO2 g. BaO2 + H2SO4 → BaSO4 + H2O2 5. a. Cara pembuatan halogen adalah melalui reaksi MnO2 + H2SO4 + alkali halidanya maka akan dihasilkan halogen yang sesuai dengan halida yang digunakan.Contoh NaCl maka akan dihasilkan Cl2. Khusus untuk Cl2 dapat dibuat dengan cara mereaksikan kaporit CaOCl2 dengan asam klorida. b. Karena H2SO4 pekat bersifat oksidator sehingga akan mengoksidasi HI dan HBr yang terbentuk menjadi Br2 dan I2. → 2 FeCl3 c. 2 Fe + 3 Cl2 Fe + 2 HCl → FeCl2 + H2 NaOH + HCl → NaCl + H2O BaCO3 + 2 HCl → BaCl2 + CO2 + H2O 6. a. b. c. d. e.
Berisi NH3, HCl, SO2, CO2 Berisi NH3 Berisi NO Berisi HCl, SO 2, CO2 HCl, SO2, CO2, NO, NH3
DAFTAR PUSTAKA Abbott, T. W.,Neckers, J. W.,K. A.Van Lente,(1951), Experimental General Chemistry, 2nd edition , Thimas Y. Crowell Company, New york Austin, George T., (1986), Shreve’s Chemical Process Industries, 5th edition, McGraw Hill Book Company, New York Bandtock, John and Hanson, Paul,(1978), Success in Chemistry, Fletcher& son Ltd, Norwich B. S. Bahl and G.D. Tuli, ( 1978 ), Physical Chemistry,21 New Delhi.
th
Ed., S. Chand & company Ltd.
Briggs, J G R., (1998), A Level Guides Chemistry, 3rd edition, Longman Singgapura Brown, Peter,(1982), Questions and Solutions for A Level Chemistry, !st publisher, Edward Arnold (Publisher) Ltd, London P C. Commons and P. Martin, ( 1982 ), Australian Chemistry Test Item Bank, The Australian Council for Educational Research limited, Victoria. George M. Bodner and Harry L. Pardue, ( 1995 ), Chemistry an Experimental Science, John Wiley & Sons, Inc, New York. Hawley, Gessner G., (1985), The Condensed Chemical Dictionary, 10th edition, Van Nostrand Reinhold Company, New York Henderson, Everette L.,(1951), Esperimental Studies in Basic College Chemistry, Thomas Y. Crowell Company, New York Hill, Graham C.. Holman,John S., (1989),Chemistry in Context, 3rd edition, Thomas Nelson ans Sons Ltd, Hongkong Hicks, John, ( 1981 ), Comprehensive chemistry, 2nd Ed., The Macmilian Press LTD, London. Ralph H. Petrucci, ( 1982 ), General Chemistry, 3rd Ed., Macmilian Publishing Co., Inc, New York. Ramsden, E. N., (1981), Revision Notes in Chemistry, Stainley, Thornes(Publishers) Ltd, London Raymond Chang, (1998), Chemistry, 6th, WCB Mac Graw-Hill, Boston. T. F. Chadwick, ( 1980 ), Physical Chemistry, 3rd Ed., George Allen & Unwin, Boston.
