Cara Menentukan: Notasi Sel Volta

Perhatikan data sel volta berikut:

Diketahui :

Ag+(aq) + e- –> Ag(s)         Eo = +0,80 V

Zn2+(aq) + 2e- –> Zn(s)     Eo = -0,76

1. Pada gambar di atas, reaksi yang berlangsung di anode adalah ….

a.     Ag+(aq) + e- –> Ag(s)

b.    Zn(s) –> Zn2+(aq) + 2e-

c.     Ag(s) –> Ag+(s) + e-

d.     Zn2+(aq) + e- –> Zn(s)

Alasan Menjawab :

i)       Ag mempunyai harga Eo lebih kecil dari Eo Zn

ii)     Zn mempunyai harga Eo lebih kecil dari Eo Ag

iii)    Zn mempunyai harga Eo lebih besar dari Eo Ag

2. Pada gambar di atas, reaksi yang berlangsung di katode adalah ….

a.    Ag+(aq) + e- –> Ag(s)

b.     Zn(s) –> Zn2+(aq) + 2e-

c.     Ag(s) –> Ag+(s) + e-

d.     Zn2+(aq) + e- à Zn(s)

Alasan Menjawab :

i)       Ag mempunyai harga Eo lebih kecil dari Eo Zn

ii)      Zn mempunyai harga Eo lebih besar dari Eo Ag

iii)   Ag mempunyai harga Eo lebih besar dari Eo Zn

3. Diagram Sel yang tepat pada proses sel volta tersebut adalah ….

a.     Zn(s) | Zn+(aq) || 2Ag(s) | 2Ag+(aq)

b.    Zn(s) | Zn2+(aq) ||2Ag+(aq) | 2Ag(s)

c.     Zn2+(aq) | Zn(s) || 2Ag2+(aq) | 2Ag(s)

d.     2Ag2+(aq) | 2Ag(s) || Zn2+(aq) | Zn(s)

e.     2Ag(s)| Zn2+(aq) || 2Ag2+(aq) | Zn(s)

Alasan Menjawab :

i)       Harga Eosel positif, yaitu +2,36 V dengan persamaan reaksi reduksi   oksidasi: Zn + 2Ag+ à Zn2+ + 2Ag.

Notasi sel dituliskan : anode | ion || ion | katode

ii)      Harga Eosel positif, yaitu +2,36 V dengan persamaan reaksi reduksi oksidasi: Zn + 2Ag+ à Zn2+ + 2Ag.

Notasi sel dituliskan : anode | ion || katode| ion

iii)    Harga Eosel positif, yaitu +2,36 V dengan persamaan reaksi reduksi oksidasi: Zn + 2Ag+ à Zn2+ + 2Ag.

Notasi sel dituliskan : ion| anode || ion | katode

iv)    Harga Eosel positif, yaitu +2,36 V dengan persamaan reaksi reduksi oksidasi: Zn + 2Ag+ à Zn2+ + 2Ag.

Notasi sel dituliskan : ion| anode || katode| ion

PEMBAHASAN

1, 2.     Jawaban butir soal nomor 1, dan 2 diselesaikan dengan melihat perbandingan harga E0sel. Jika harga E0sel lebih kecil maka reaksi berlangsung di anode (kutub negatif), sebaliknya jika harga E0sel lebih besar maka reaksi berlangsung di katode (kutub positif). Reaksi yang berlangsung pada anode adalah reaksi oksidasi, dan reaksi yang berlangsung pada katode adalah reaksi reduksi. Berdasarkan teori penerimaan dan pelepasan elektron, maka cara penulisan reaksi yang berlangsung di anode (kutub negatif) yaitu: unsur –> ion + elektron, sedangkan di katode (kutub positif) yaitu: ion + elektron –> unsur.

Berdasarkan gambar dan keterangan tentang sel volta yang diberikan di bawah ini:

 

Ag+(aq) + e- –> Ag(s)      Eo = +0,80 V

Zn2+(aq) + 2e- –> Zn(s)     Eo = -0,76 V

Maka reaksi yang berlangsung di anode dan katode ditentukan dengan cara sebagai berikut:

Karena reaksi  Zn2+(aq) + 2e- –> Zn(s) menghasilkan Eosel negatif yaitu -0,76 V maka reaksi ini berlangsung di anode sehingga reaksinya menjadi Zn(s) –> Zn2+(aq) + 2e- sedangkan reaksi Ag+(aq) + e- –> Ag(s) denganEoselpositif yaitu +0,80 V berlangsung di katode.        

3.      Jawaban butir soal nomor 13 diselesaikan dengan cara menuliskan notasi/diagram sel dengan urutan sebagai berikut:anode|ion || ion|katode”. Pada reaksi sel yang menghasilkan Eosel positif.

Ag+(aq) + e- –> Ag(s)                   Eo = +0,80 V             x 2    à katode

Zn(s) –> Zn2+(aq) + 2e-                Eo = +0,76 V             x 1    à anode

__________________________________

2Ag+(aq) + 2e-–> 2Ag(s)           Eo = +1,60 V          –> katode

Zn(s) –>Zn2+(aq) + 2e-                Eo = + 0,76 V         –> anode

__________________________________ +

Zn + 2Ag+ –> Zn2+ + 2Ag     Eo = + 2,36 V

Sehingga urutan penulisan diagram sel adalah sebagai berikut:

Zn | Zn2+ || 2Ag+|2Ag

Gelombang Elektromagnetik

HERTZ

Biodata

Nama: Heinrich Rudolf HertzHerzt 1

Lahir:  Hamburg, Jerman 22 Februari 1857

Meninggal:  Bonn, Jerman 1 Januari 1894

Alamat: Jerman

Kebangsaan: Jerman

Keahlian: Fisika dan teknik elektro

Institusi:  University of Kiel

University of Karlsruhe

University of Bonn

Almamater University of Munich

University of Berlin

PA Hermann von Helmholtz

Penelitian Radiasi Elektromagnetik

Biografi Hertz

Masa-masa awal

Heinrich Hertz lahir di Hamburg Jerman dari pasangan Gustav Ferdinand Hertz dan Anna Elisabeth Pfefferkorn. Ayahnya adalah seorang penasihat hukum di Hamburg. Sedangkan ibunya adalah anak dari seorang dokter tentara. Saat melanjutkan pendidikannya di Universitas  Hamburg, ia menunjukkan kecerdasannya pada sains sama baiknya seperti pada kemampuan bahasanya ketika mempelajari bahasa arab dan bahasa sansekerta. Ia belajar di Dresden, Munich dan Berlin oleh dua orang gurunya, Gustav R. Kirchhoff dan Hermann von Helmholtz. Ia mendapat PhD pada 1880 dan menjadi murid Helmholtz samapai 1883. Pada 1885 ia menjadi professor di Universitas Karlsruhe ketika meneliti gelombang elektromagnet.

Meteorologi

Hertz menjadi sangat tertarik pada metorologi karena pertemuannya dengan Wilhelm von Bezold yang merupakan professor Hertz ketika mengikuti kuliah praktek di politeknik Munich. Meski begitu, Hertz tidak berkontribusi banyak pada bidangnya kecuali pada masamasa awal ketika ia menjadi asisten di Helmholtz di Berlin. Termasuk penelitiannya mengenai penguapan cairan, jenis terbaru dari hygrometer, dan penjelasan grafik mengenai udara dengan keadaan adiabatik.

Ahli Kontak

Pada 1881-1882, Hertz mempublikasikan dua artikel yang dikenal juga dengan bidang ahli kontak. Hertz sangat dikenal untuk kontribusinya di bidang listrik dinamis. Banyak paper yang merujuk pada dua artikelnya sebagai sumber untuk beberapa ide. Namun, majalah Boussinesq mengeluarkan beberapa kritikan pada pekerjaan Hertz.

Electromagnetic Research

Maxwell Review

Sekitar abad ke 19, Maxwell menyatakan persamaan yang cukup mengejutkan dunia Fisika. Salah satunya menyatakan adanya gelombang elektromagnetik. Namun, saat itu belum dapat dibuktikan. Karena itu, Heinrich Hertz mencoba untuk membuktikan keberadaan gelombang elektromagnetik itu.

Herzt 2

Secara teori, Hertz menyadari bahwa gelombang elektromagnetik yang dinyatakan Maxwell merupakan gabungan dari gelombang listrik dan gelombang magnetik secara saling tegak lurus. Begitu pula dengan arah geraknya. Karena gelombang tersebut mengantung gelombang listrik, maka Hertz mencoba membuktikan keberadaan gelombang elektromagnetik tersebut melalui keberadaan gelombang listriknya yang diradiasikan oleh rangkaian pemancar.

Hertz mencoba membuat rangkaian pemancar sederhana dengan bantuan trafo untuk memperkuat tegangan dan kapasitor sebagai penampung muatannya. Karena ada arus pergeseran pada gap pemancar, diharapkan ada radiasi gelombang elektromagnetik yang akan dipancarkan. Karena secara teori, dari percikan yang muncul akan dihasilkan gelombang elektromagnetik. Alhasil, pada rangkaian loop penerima yang hanya berupa kawat berbentuk lingkaran yang tanpa diberikan sumber tegangan apapun, ternyata muncul percikan listrik pada gap-nya. Ini membuktikan ada listrik yang mengalir melalui radiasi suatu benda.yang akhirnya terhantarkan ke loop.

Karena merasa belum puas, Hertz mencoba untuk menghitung frekuensi pada loop. Ternyata frekuensi yang dihasilkan sama dengan frekuensi pemancar. Ini artinya listrik pada loop berasal dari pemancar itu sendiri. Dengan ini terbuktilah adanya radiasi gelombang elektromagnetik Maxwell. Percobaan Hertz ini juga memicu penemuan telegram tanpa kabel dan radio oleh Marconi. Rangkaian ini ada dalam kaca quartz untuk menghindari sinar UV.

Herzt 3

Photoelectric research

Penemuan Tak Disangka

Pada tahun 1886, Hertz berhasil membuktikan konsep yang amat paradoks saat itu, yaitu persamaan Maxwell mengenai gelombang elektromagnetik. Meski begitu, nantinya Einstein akan menggunakan hasil ini untuk membantah beberapa konsep pada fisika klasik mengenai gelombang elektromagnetik.

Setelah itu hertz melanjutkan penelitiannya. Hingga akhirnya pada 1887 Hertz melakukan percobaan lanjutan dari hasil pembuktiannya terhadap gelombang elektromagnetik. Hingga ia akhirnya mendapatkan fakta yang cukup menarik tanpa disengaja. Yaitu bahwa muatan listrik akan berkurang jika ada sunar ultraviolet yang jatuh diantara kedua elektrodanya. Itulah alasannya kenapa Hertz memakai tabung quartz untuk melakukan pembuktian Maxwell. Saat itu, Hertz tidak memperhatikan dengan betul apa yang terjadi disana. Sehingga tidak ada hasil penelitian yang lengkap dan jelas mengenai efek tersebut.

Pembuktian oleh Hallwach dan Lenard

Hasil dari kedua tokoh ini tidak akan disinggung terlalu banyak karena diluar tujuan makalah ini. Namun kami akan menjelaskan hasil penelitian mereka yang terinspirasi oleh ketidaksengajaan Hertz mengenai efek fotolistrik.

Herzt 4

Hallwach membuat percobaan dengan rangkaian seperti pada gambar. Tabung kaca terisolasi membentuk ruang hampa di dalamnya. Karena menggunakan kaca quartz, maka tidak ada radiasi ultraviolet yang masuk. Sumber cahaya monokromatik yang masuk melalui quartz window jatuh pada pelat A membebaskan elektron yang disebut fotoelektron. Elektron yang terlepas akan  terdeteksi oleh pelat B. dengan ditandainya ada beda potensial antara A dan B yang tercatat pada Galvanometer yang sensitif.

Grafik 4 adalah grafik fungsi dari tegangan yang dihasilkan. Meski begitu, ada saat dimana tegangan akan sangat besar,. Ternyata, pada saat arus fotolistrik mencapai nol, ada batas tegangan tertentu yang dinamakan stopping potential. Grafik 5 adalah grafik stopping

potential.

Herzt 5

Hertz adalah orang yang berjasa besar atas penemuannya mengenai gelombang elektromagnetik dan efek fotolistrik. Meski tidak sengaja, segala macam pembuktiannya telah merubah dunia kita menjadi lebih praktis. Walau akhirnya hanya sedikit yang tahu bahwa efek fotolistrik ditemukan pertama kali oleh Hertz.

MANFAAT KOLOID

KEGUNAAN KOLOID DALAM KEHIDUPAN SEHARI-HARI

Sistem koloid banyak dijumpai dalam kehidupan sehari-hari, seperti di alam (tanah, air, dan udara), industri, kedokteran, sistem hidup, dan pertanian. Di industri sendiri, aplikasi koloid untuk produksi cukup luas. Hal ini disebabkan sifat karakteristik koloid yang penting, yaitu dapat digunakan untuk mencampur zat-zat yang tidak dapat saling melarutkan secara homogen dan bersifat stabil untuk produksi skala besar.

Contoh aplikasi kimia koloid dalam industri:

 

Jenis Industri

Contoh aplikasi

Industri makanan Keju, mentega, susu, saus salad
Industri kosmetika dan perawatan tubuh Krim, pasta gigi, sabun
Industri cat Cat
Industri kebutuhan rumah tangga Sabun, detergen
Industri pertanian Pestisida dan insektisida
Industri farmasi Minyak ikan, penisilin untuk suntikan

 

Beberapa aplikasi/fenomena sistem koloid lainnya dapat disimak berikut ini.

 

-         Pemutihan gula

Gula tebu yang masih berwarna dapat diputihkan. Hal ini dilakukan dengan melarutkan gula ke dalam air, kemudian larutan dialirkan melalui sistem koloid tanah diatomae atau karbon. Partikel-partikel koloid kemudian akan mengadsorbsi zat warna tersebut.

-         Pengambilan partikel koloid asap dan debu dari gas buangan pabrik

Contoh alat yang menggunakan prinsip elektroforesis adalah pengendap cottrell. Alat ini digunakan untuk memisahkan partikel-partikel koloid seperti asap dan debu yang terkandung dalam gas buangan pabrik. Hal ini bertujuan untuk mengurangi zat-zat polusi udara, di samping dapat digunakan untuk memperoleh kembali debu berharga seperti debu arsenik oksida.

Mekanisme kerja alat ini adalah sebagai berikut. Gas buangan dialirkan melalui ujung-ujung logam yang tajam yang telah diberi tegangan tinggi. Ujung-ujung logam ini akan melepas elektron-elektron dengan kecepatan tinggi yang akan mengionisasi molekul-molekul di udara. Partikel-partikel koloid dalam gas buangan akan mengadsorbsi ion-ion ini sehinggan menjadi bermuatan positif. Partikel-partikel koloid selanjutnya akan tertarik ke elektrode dengan muatan berlawanan dan menggumpal.

ALKANA, ALKENA, ALKUNA

Dari berbagai unsur-unsur kimia yang kita kenal….ada satu unsur yang cakupannya sangat luas dan pembahasannya sangat mendalam yakni KARBON. Karbon mempunyai nomor atom 6 sehingga jumlah elektronnya juga 6….dengan konfigurasi 6C = 2, 4. Dari konfigurasi elektron ini terlihat atom C mempunyai 4 elektron valensi (elektron pada kulit terluar)…..Untuk memperoleh 8 elektron (oktet) pada kulit terluarnya (elektron valensi) dibutuhkan 4 elektron sehingga masing-masing elektron valensi mencari pasangan elektron dengan atom-atom lainnya. Kekhasan atom karbon adalah kemampuannya untuk berikatan dengan atom karbon yang lain membentuk rantai karbon. Bentuk rantai2 karbon yang paling sederhana adalah Hidrokarbon.
Hidrokarbon hanya tersusun dari dua unsur yaitu Hidrogen dan Karbon.
Berdasarkan jumlah atom C lain yang terikat pada satu atom C dalam rantai karbon, maka atom C dibedakan menjadi :
a. Atom C primer, yaitu atom C yang mengikat satu atom C yang lain.
b. Atom C sekunder, yaitu atom C yang mengikat dua atom C yang lain.
c. Atom C tersier, yaitu atom C yang mengikat tiga atom C yang lain.
d. Atom C kwarterner, yaitu atom C yang mengikat empat atom C yang lain.

•  atom C primer, atom C nomor 1, 7, 8, 9 dan 10 (warna hijau)

•  atom C sekunder, atom C nomor 2, 4 dan 6 (warna biru)
•  atom C tersier, atom C nomor 3 (warna kuning)
•  atom C kwarterner, atom C nomor 5 (warna merah)
Berdasarkan bentuk rantai karbonnya :
• Hidrokarbon alifatik = senyawa hidrokarbon dengan rantai lurus/terbuka yang jenuh (ikatan tunggal/alkana) maupun tidak jenuh (ikatan rangkap/alkena atau alkuna).
•    Hidrokarbon alisiklik = senyawa hidrokarbon dengan rantai melingkar / tertutup (cincin).
•   Hidrokarbon aromatik = senyawa hidrokarbon dengan rantai melingkar (cincin) yang mempunyai ikatan antar atom C tunggal dan rangkap secara selang-seling / bergantian (konjugasi)
Selanjutnya dalam artikel ini saya batasi membahas hidrokarbon rantai terbuka (alifatik) saja….
Berdasarkan ikatan yang ada dalam rantai C-nya, senyawa hidrokarbon alifatik dibedakan atas :
1. Alkana (CnH2n+2)
2. Alkena (CnH2n)
3. Alkuna (CnH2n-2)
Keterangan : n = 1, 2, 3, 4, …….dst
Alkana (Parafin)
adalah hidrokarbon yang rantai C nya hanya terdiri dari ikatan kovalen tunggal saja. sering disebut sebagai hidrokarbon jenuh….karena jumlah atom Hidrogen dalam tiap2 molekulnya maksimal. Memahami tata nama Alkana sangat vital, karena menjadi dasar penamaan senyawa2 karbon lainnya.
Sifat-sifat Alkana
  1. Hidrokarbon jenuh (tidak ada ikatan atom C rangkap sehingga jumlah atom H nya maksimal)
  2. Disebut golongan parafin karena affinitas kecil (sedikit gaya gabung)
  3. Sukar bereaksi
  4. Bentuk Alkana dengan rantai C1 – C4 pada suhu kamar adalah gas, C4 – C17  pada suhu adalah cair dan > C18  pada suhu kamar adalah padat
  5. Titik didih makin tinggi bila unsur C nya bertambah…dan bila jumlah atom C sama maka yang bercabang mempunyai titik didih yang lebih rendah
  6. Sifat kelarutan : mudah larut dalam pelarut non polar
  7. Massa jenisnya naik seiring dengan penambahan jumlah unsur C
  8. Merupakan sumber utama gas alam dan petrolium (minyak bumi)
Rumus umumnya CnH2n+2
Deret homolog alkana
Deret homolog adalah suatu golongan/kelompok senyawa karbon dengan rumus umum yang sama, mempunyai sifat yang mirip dan antar suku-suku berturutannya mempunyai beda CH2 atau dengan kata lain merupakan rantai terbuka tanpa cabang atau dengan cabang yang nomor cabangnya sama.
Sifat-sifat deret homolog alkana :
o Mempunyai sifat kimia yang mirip
o Mempunyai rumus umum yang sama
o Perbedaan Mr antara 2 suku berturutannya sebesar 14
o Makin panjang rantai karbon, makin tinggi titik didihnya
n    Rumus                     Nama
1.     CH4                      =   metana
2 .    C2H6                    =   etana
3 .     C3H8                   =   propana
4.      C4H10                 =   butana
5.      C5H12                 =   pentana
6.      C6H14                 =   heksana
7.      C7H16                 =   heptana
8.      C8H18                 =   oktana
9.      C9H20                 =   nonana
10.    C10H22               =   dekana
11.    C11H24               =   undekana
12.    C12H26               =   dodekana
TATA NAMA ALKANA
1. Nama alkana didasarkan pada rantai C terpanjang sebagai rantai utama. Apabila ada dua atau lebih rantai yang terpanjang maka dipilih yang jumlah cabangnya terbanyak
2. Cabang merupakan rantai C yang terikat pada rantai utama. di depan nama alkananya ditulis nomor dan nama cabang. Nama cabang sesuai dengan nama alkana dengan mengganti akhiran ana dengan akhiran il (alkil).
3. Jika terdapat beberapa cabang yang sama, maka nama cabang yang jumlah C nya sama disebutkan sekali tetapi dilengkapi dengan awalan yang menyatakan jumlah seluruh cabang tersebut. Nomor atom C tempat cabang terikat harus dituliskan sebanyak cabang yang ada (jumlah nomor yang dituliskan = awalan yang digunakan), yaitu di = 2, tri = 3, tetra =4, penta = 5 dan seterusnya.
4. Untuk cabang yang jumlah C nya berbeda diurutkan sesuai dengan urutan abjad ( etil lebih dulu dari metil ).
5. Nomor cabang dihitung dari ujung rantai utama yang terdekat dengan cabang. Apabila letak cabang yang terdekat dengan kedua sama dimulai dari :
• Cabang yang urutan abjadnya lebih dulu ( etil lebih dulu dari metil )
• Cabang yang jumlahnya lebih banyak ( dua cabang dulu dari satu cabang )
Contoh   :
Apakah nama idrokarbon di bawah ini ?
pertama kali kita tentukan rantai utamanya…..Rantai utama adalah rantai terpanjang :
rantai utamanya adalah yang di kotak merah…… Kenapa?? coba kalian perhatikan sisi sebelah kiri, bila rantai utamanya yang lurus  (garis putus2) maka sama2 akan bertambah 2 atom C tapi hanya akan menimbulkan satu cabang (bagian yang belok ke bawah)….sedangkan bila kita belokkan ke bawah akan timbul 2 cabang (Aturan no 1). Sekarang coba kalian perhatikan bagian kanan, penjelasannya lebih mudah….bila rantai utamanya yang lurus (garis putus2) hanya bertambah satu atom C sedangkan bila belok ke bawah maka akan bertambah 2 atom C. Jadi rangkaian rantai utama itu boleh belak-belok dan gak harus lurus……asal masih dalam satu rangkaian yang bersambungan tanpa cabang.
rantai karbon yang tersisa dari rantai utama adalah cabangnya…..
terlihat ada 3 cabang yakni 1 etil dan 2 metil…..penomoran cabang kita pilih yang angkanya terkecil :
• bila dari ujung rantai utama sebelah kiri maka etil terletak di atom C rantai utama nomor  3 dan metil  terletak di atom C rantai utama nomor 2 dan 6
• bila dari ujung rantai utama sebelah kanan maka etil terletak di atom C rantai utama nomor  6 dan metil di atom C rantai utama nomor 3 dan 7
kesimpulannya kira urutkan dari ujung sebelah kiri…..
Urutan penamaan :    nomor cabang – nana cabang – nama rantai induk
jadi namanya          :    3 etil 2,6 dimetil oktana
 cabang etil disebut lebih dahulu daripada metil karena abjad nama depannya dahulu (abjad “e” lebih dahulu dari “m”). karena cabang metil ada dua buah maka cukup disebut sekali ditambah awalan “di” yang artinya “dua”. karena rantai utamanya terdiri dari 8 atom C maka rantai utamanya bernama : oktana.
bentuk struktur kerangka Alkana kadangkala  mengalami penyingkatan…..misalnya :
CH3 (warna hijau) merupakan ujung rantai
CH2 (warna biru) merupakan bagian tenganh rantai lurus
CH (warna  oranye) percabangan tiga
C (warna merah) percabangan empat
Kegunaan alkana, sebagai :
• Bahan bakar
• Pelarut
• Sumber hidrogen
• Pelumas
• Bahan baku untuk senyawa organik lain
• Bahan baku industri
Alkena (Olefin)
merupakan senyawa hidrokarbon tak jenuh yang memiliki 1 ikatan rangkap 2 (-C=C-)
Sifat-sifat Alkena
  • Hidrokarbon tak jenuh ikatan rangkap dua
  • Alkena disebut juga olefin (pembentuk minyak)
  • Sifat fisiologis lebih aktif (sbg obat tidur –> 2-metil-2-butena)
  • Sifat sama dengan Alkana, tapi lebih reaktif
  • Sifat-sifat : gas tak berwarna, dapat dibakar, bau yang khas, eksplosif dalam udara (pada konsentrasi 3 – 34 %)
  • Terdapat dalam gas batu bara biasa pada proses “cracking”
Rumus umumnya CnH2n
TATA NAMA ALKENA
hampir  sama dengan penamaan pada Alkana dengan perbedaan :
  • Rantai utama harus mengandung ikatan rangkap dan dipilih yang terpanjang. Nama rantai utama juga mirip dengan alkana dengan mengganti akhiran -ana dengan -ena. Sehingga pemilihan rantai atom C terpanjang dimulai dari C rangkap ke sebelah kanan dan kirinya dan dipilih sebelah kanan dan kiri yang terpanjang.
  • Nomor posisi ikatan rangkap ditulis di depan nama rantai utama dan dihitung dari ujung  sampai letak ikatan rangkap yang nomor urut C nya terkecil.
  • Urutan nomor posisi rantai cabang sama seperti urutan penomoran ikatan cabang rantai  utama.
Contoh  :
menpunyai rantai utama……
penghitungan atom C pada rantai utama dimulai dari ikatan rangkap….sebelah kiri ikatan rangkap hanya ada satu pilihan sedangkan sebelah kanan ikatan rangkap ada dua pilihan yaitu lurus dan belokan pertama ke bawah….kedua2nya sama2 menambah 4 atom C namun bila belokan pertama kebawah hanya menghasilkan satu cabang sedangkan bila lurus menimbulkan dua cabang.
Jadi namanya       :   3 etil 4 metil 1 pentena
1 pentena dapat diganti dengan n-pentena atau khusus ikatan rangkap di nomor satu boleh tidak ditulis….sehingga namanya cukup : pentena. Nomor cabang diurutkan sama dengan urutan nomor ikatan rangkapnya. Pada soal di atas dari ujung sebelah kanan….
Kegunaan Alkena sebagai :
  • Dapat digunakan sebagai obat bius (dicampur dengan O2)
  • Untuk memasakkan buah-buahan
  • bahan baku industri plastik, karet sintetik, dan alkohol.
Alkuna
merupakan senyawa hidrokarbon tak jenuh yang memiliki 1 ikatan rangkap 3  (–C≡C–). Sifat-nya sama dengan Alkena namun lebih reaktif.

Rumus umumnya CnH2n-2

  Tata namanya juga sama dengan Alkena….namun akhiran -ena diganti -una

Kegunaan Alkuna sebagai  :
  • etuna (asetilena = C2H2) digunakan untuk mengelas besi dan baja.
  • untuk penerangan
  • Sintesis senyawa lain.
Alkil Halida (Haloalkana)
Senyawa alkil halida merupakan senyawa hidrokarbon baik jenuh maupun tak jenuh yang satu unsur H-nya atau lebih digantikan oleh unsur halogen (X = Br, Cl. I)
Sifat fisika Alkil Halida :
  • Mempunyai titik  lebih tinggi dari pada titik didih Alkana dengan jumlah unsur C yang sama.
  • Tidak larut dalam air, tapi larut dalam pelarut organik tertentu.
  • Senyawa-senyawa bromo, iodo dan polikloro lebih berat dari pada air.
Struktur Alkil Halida  : R-X 
Keterangan :
R = senyawa hidrokarbon
X = Br (bromo), Cl (kloro) dan  I (Iodo)
Berdasarkan letak alkil dalam hidrokarbon di bagi menjadi :
  • Alkil halida primer, bila diikat atom C primer
  • Alkil halida sekunder, bila diikat atom C sekunder
  • Alkil halida tersier, bila diikat atom C tersier
CH3-CH2-CH2-CH2-Cl          (CH3)2CH-Br                 (CH3)3C-Br
               Primer                         sekunder                       tersier
Pembuatan Alkil Halida
  1. Dari alkohol
  2. Halogenasi
  3. Adisi hidrogen halida dari alkena
  4. Adisi halogen dari alkena dan alkuna

reaksi adisi dapat dilihat dalam TAUTAN artikel berikut dengan Judul: “REAKSI-REAKSI SENYAWA KARBON


Penggunaan Alkil Halida :
  • Kloroform (CHCl3) : pelarut untuk lemak, obat bius (dibubuhi etanol, disimpan dalam botol coklat, diisi sampai penuh).
  • Tetraklorometana = karbontetraklorida (CCl4) : pelarut untuk lemak, alat pemadam kebakaran (Pyrene).
  • Freon (Freon 12 = CCl2F2, Freon 22 = CHCl2F) : pendingin lemari es, alat “air conditioner”, sebagai propellant (penyebar) kosmetik, insektisida, dsb.

KEKHASAN ATOM KARBON

kimia_organik

atom_karbon

Atom karbon (C) dengan nomor atom 6 mempunyai susunan elektron K = 2, L = 4.  Atom Karbon (C) mempunyai 4 elektron valensi dan dapat mernbentuk empat ikatan kovalen serta dapat digambarkan dengan rumus Lewis. Sebagai contoh, dapat dilihat molekul CH4 (metana) yang memiliki diagram yang cukup sederhana dibawah ini.

gambar_12_1

Selain itu kemampuan diatas, atom karbon juga dapat membentuk ikatan dengan atom karbon lain untuk membentuk rantai karbon yang terbuka, terbuka bercabang dan tertutup. Contoh rantai karbon dapat digambarkan dengan rumus struktur berikut :

gambar_12_2gambar_12_3

gambar_12_4

Dapatlah sekarang  dimengerti bahwa jumlah senyawa karbon demikian banyaknya walaupun jumlah jenis unsur pembentuknya sedikit.

Kini kita dapat mulai membuat klasifikasi hidrokarbon, yang merupakan senyawa yang  hanya tersusun oleh karbon dan hidrogen. Senyawa-senyawa karbon lainnya dapat dipandang sebagai turunan dari hidrokarbon ini. Hidrokarbon dapat dibagi menjadi dua kelompok utama : hidrokarbon alifatik dan hidrokarbon aromatik. Termasuk di kelompok pertama adalah senyawa yang berantai lurus, berantai cabang dan rantai melingkar. Kelompok kedua, hidrokarbon aromatik, biasanya mengandung cincin atom karbon yang sangat stabil. Berdasarkan kelipatan ikatan karbon-karbonnya, hidrokarbon alifatik masih dapat dibedakan lagi menjadi dua sub-kelompok, yakni hidrokarbon jenuh yang mengandung ikatan tunggal karbon-karbon, serta hidrokarbon tak jenuh yang mengandung paling sedikit satu ikatan rangkap dua, atau ikatan rangkap tiga.

Karena senyawa hidro karbon terdiri atas karbon dan hidrogen, maka salah satu bagian dari ilmu kimia yang membahas segala sesuatu tentang senyawa hidrokarbon disebut  kimia karbon. Dulu ilmu kimia karbon disebut kimia organik, karena senyawa-senyawanya dianggap hanya dapat diperoleh dari tubuh makhluk hidup dan tidak dapat disintesis dalam pabrik.

Pada tahun 1928, Friedrich Wohler berhasil mensintesis urea (suatu senyawa yang terdapat dalam air seni) dari senyawa anorganik yaitu amonium sianat – dengan jalan memanaskannya.

gambar_12_5reaksi_pemanasan

Reaksi pemanasan amonium sianat oleh Wohler

Setelah keberhasilan Wohler diketahui, banyaklah sarjana lain yang mencoba membuat senyawa karbon dari senyawa anorganik. Lambat laun teori tentang arti hidup hilang dan orang hanya menggunakan kimia organik sebagai nama saja tanpa disesuaikan dengan arti yang sesungguhnya. Sejak saat itu banyak senyawa karbon berhasil disintesis dan hingga sekarang lebih dari 2 juta senyawa karbon dikenal orang dan terus bertambah setiap harinya. Apa sebabnya jumlah senyawa karbon sedemikian banyak bila dibandingkan dengan jumlah senyawa anorganik yang hanya sekitar seratus ribuan?

Selain perbedaan jumlah yang sangat mencolok yang menyebabkan kimia karbon dibicarakan secara tersendiri, karena memang terdapat perbedaan yang sangat besar antara senyawa karbon dan senyawa anorganik seperti yang dituliskan pada tabel berikut.

Hidrokarbon adalah sejenis senyawa yang banyak terdapat dialam sebagai minyak bumi. Indonesia banyak menghasilkan senyawa ini dalam bentuk minyak bumi yang mempunyai nilai ekonomi tinggi.

Senyawa hidrokarbon terdiri dari :

  1. Alkana (CnH2n+2)
  2. Alkena (CnH2n)
  3. Alkuna (CnH2n-2)

tabel_12_1

INDIKATOR ASAM BASA

Asam mempunyai rasa asam, sedangkan basa mempunyai rasa pahit. Namun begitu, tidak dianjurkan untuk mengenali asam dan basa dengan cara mencicipinya, sebab banyak diantaranya yang dapat merusak kulit (korosif) atau bahkan bersifat racun.

Asam dan basa dapat dikenali dengan menggunakan zat indikator, yaitu zat yang memberi warna berbeda dalam lingkungan asam dan lingkungan basa (zat yang warnanya dapat berubah saat berinteraksi atau bereaksi dengan senyawa asam maupun senyawa basa).
Dalam laboratorium kimia, indikator asam-basa yang biasa di gunakan adalah indikator buatan dan indikator alami. Berikut ini penjelasan tentang indikator asam-basa buatan dan indikator asam-basa alami

LUMUT KERAK

Sebenarnya, untuk mengetahui asam atau basanya suatu zat dapat dicicipi dengan menggunakan lidah. Akan tetapi, perlu kita ingat juga bahwa tidak semua zat aman bagi tubuh kita. Masih ingatkah kalian bahwa ada bahan kimia yang bersifat racun?

Berdasarkan hal tersebut di atas, maka untuk keperluan eksperimen, para ilmuan menciptakan lakmus. Lakmus adalah sejenis zat yang di peroleh dari jenis lumut kerak/liken (Rocella tinctoria), suatu simbiosis jamur dan alga. Lakmus yang banyak digunakan dalam laboratorium-laboratorium kimia sekarang ini tersedia dalam bentuk kertas. Sebagai indikator asam-basa, lakmus memiliki beberapa kelebihan antara lain adalah sebagai berikut.

  • Lakmus dapat berubah warnanya dengan cepat saat bereaksi dengan asam maupun basa. Warna yang terjadi pada lakmus dapat terlihat jelas. Lakmus akan berwarna merah dalam larutan asam dan akan berwarna biru dalam larutan basa.
  • Lakmus sukar bereaksi dengan oksigen dalam udara bebas, sehingga dapat bertahan lama.
  • Lakmus mudah di serap oleh kertas, sehingga di gunakan dalam bentuk kertas lakmus (agar zat lebih mudah meresap)

Kertas lakmus jenisnya ada dua, yaitu kertas lakmus merah & kertas lakmus biru.

Semua zat tergolong asam apabila :

  • lakmus biru berubah menjadi merah, atau
  • lakmus merah tidak berubah warna

Semua zat tergolong basa apabila :

  • lakmus merah menjadi biru, atau
  • lakmus biru tidak berubah warna

Idikator Asam Basa

Nama Indikator

Dalam Basa

Dalam Asam

Lakmus
Metil merah
Fenolftalen
Brom timol biru

biru
kuning
merah
biru

merah
merah
tak berwarna
kuning

Selain lakmus, dalam laboratorium kimia juga masih banyak lagi indikator asam-basa buatan antara lain fenolftalen, metil merah dan brom timol biru.

Fenolftalen dalam larutan asam tetap (tak berubah warnanya), sedangkan dalam larutan basa berubah menjadi warna merah. Metil merah dalam larutan asam berwarna merah sedangkan dalam larutan basa berwarna kuning.

indikator alami

Di samping menggunakan indikator buatan, seperti lakmus, fenolftalen, metil merah dan brom timol biru, kita juga dapat mengenali senyawa asam atau basa dengan menggunakan indikator alami, seperti bunga sepatu, bunga hidrangea, kol merah, kunyit dan beberapa jenis tumbuhan lainnya. Indikator asam-basa yang baik adalah zat warna yang memberi warna berbeda dalam larutan asam dan larutan basa. Bagimanakah cara membuat indikator alami? Di bawah ini, beberapa cara pembuatan indikator alami dengan menggunakan bunga sepatu, bunga hidrangea, kol merah dan kunyit

1. Cara pembuatan indikator alami dari bunga sepatu

    • Pilihlah beberapa helai mahkota bunga berwarna merah dari bunga sepatu.
    • Gerus dalam lumpang dengan sedikit air.
    • Saring ekstrak mahkota bunga merah tersebut.
    • Teteskan ekstrak mahkota bunga ke dalam:

- Air suling (netral)

- Larutan cuka (asam)

- Air kapur (basa)

    • Catat hasil perubahan warna yang terjadi

Indikator asam-basa dari bunga sepatu, ketika didalam larutan asam akan memberikan warna merah, di dalam larutan basa akan memberikan warna hijau dan pada larutan netral tidak berwarna.

2. Cara pembuatan indikator alami dari bunga Hidrangea

    • Pilihlah beberapa helai mahkota bunga Hidrangea
    • Gerus dalam lumpang dengan sedikit air.
    • Saring ekstrak mahkota bunga Hidrangea tersebut.
    • Teteskan ekstrak mahkota bunga ke dalam:

- Air suling (netral)

- Larutan cuka (asam)

- Air kapur (basa)

    • Catat hasil perubahan warna yang terjadi

Indikator asam-basa dari bunga Hidrangea akan memberikan warna biru ketika didalam larutan asam , di dalam larutan basa akan memberikan warna merah jambu dan pada larutan netral tidak berwarna

3. Cara pembuatan indikator alami dari kol merah

    • Haluskan sejumlah kol merah yang masih segar
    • Rebus selama 10 menit
    • Biarkan air kol merah menjadi dingin
    • Saring dalam stoples besar
    • Teteskan ekstrak kol merah ke dalam:

- Air suling (netral)

- Larutan cuka (asam)

- Air kapur (basa)

    • Catat hasil perubahan warna yang terjadi

Indikator asam-basa dari kol merah akan berubah warna menjadi merah muda bila dicelupkan ke dalam larutan asam, menjadi hijau dalam larutan basa, dan tidak berwarna pada larutan netral.

4. Cara pembuatan indikator alami dari kunyit

    • Parut kunyit yang telah dibersihkan
    • Saring ekstrak kunyit dengan alkohol menggunakan kain ke dalam mangkok kecil
    • Teteskan ekstrak kunyit ke dalam:

- Air suling (netral)

- Larutan cuka (asam)

- Air kapur (basa)

    • Catat hasil perubahan warna yang terjadi

Indikator asam-basa dari kunyit, akan memberikan warna kuning tua ketika dilarutkan dalam larutan asam, memberikan warna jingga di dalam larutan basa dan memberikan warna kuning terang pada larutan netral.

INDIKATOR ALAMI ASAM BASA

Dalam kehidupan sehari-hari akan ditemukan senyawa dalam tiga keadaan yaitu asam, basa, dan netral. Ketika mencicipi rasa jeruk maka akan terasa asam karena jeruk mengandung asam. Sedangkan ketika mencicipi sampo maka akan terasa pahit karena sampo mengandung basa. Namun sangat tidak baik apabila untuk mengenali sifat asam atau basa dengan mencicipinya karena mungkin saja zat tersebut mengandung racun atau zat yang berbahaya. Sifat asam dan basa suatu zat dapat diketahui menggunakan sebuah indikator.

Indikator yang sering digunakan antara lain kertas lakmus, fenolftalein, metil merah dan brom timol biru. Indikator tersebut akan memberikan perubahan warna jika ditambahkan larutan asam atau basa. Indikator ini biasanya dikenal sebagai indikator sintetis. Dalam pembelajaran kimia khususnya materi asam dan basa indikator derajat keasaman diperlukan untuk mengetahui pH suatu larutan. Karena itu setiap sekolah seharusnya menyediakan indior sintetis untuk percobaan tersebut. Tetapi pada kenyataannya, tidak semua sekolah mampu menyediakan indikator sintetis. Oleh karena itu diperlukan alternatif lain sehingga proses pembelajaran tetap berjalan lancar indikator pH sintetis dapat diganti dengan alternatif lain berupa indikator pH dari bahan-bahan alam atau tanaman.

Indikator pH dari bunga tapak dara (Vinca Rosea U), bunga jengger ayam (Celosia Cristata L), dan bunga tembelekan (Lantara Camara L) dengan didasari pemikiran bahwa zat warna pada tanaman merupakan senyawa organik berwarna seperti dimiliki oleh indikator sintetis, selain itu mudah dibuat juga murah karena bahan-bahannya mudah didapat serta menambah pengetahuan tentang manfaat bunga tapakdara, jengger ayam dan tembelekan. Karakteristik bunga yang baik digunakan sebagai indikator pH yaitu bunga yang masih segar berwarna tua digunakan hanya mahkota bunga sedangkan benang sari dan putik tidak digunakan.

Pada pembuatan indikator cair bunga dicuci dengan air mengalir agar bersih juga dimaksudkan agar pigmen warna bunga tidak ikut larut dalam air. Bunga yang sudah dicuci kemudian dipotong kecil-kecil untuk memperluas permukaan bunga sehingga proses pelarutan bunga lebih efektif. Semakin luas permukaan bunga maka semakin banyak pigmen warna bunga yang larut pada proses pelarutan. Pada proses pemotongan bunga tidak dicincang melainkan dipotong kecil-kecil. Setelah bunga dipotong selanjutnya bunga dikeringkan dalam oven untuk mengurangi kadar air yang terkandung. Pengovenan dilakukan pada suhu 50ºC selama 15 menit. Pada suhu tersebut, pigmen bunga tidak berubah sehingga ketika dilarutkan akan menghasilkan warna yang mudah diamati. Apabila pengeringan dilakukan pada suhu lebih besar dari 50ºC maka warna bunga akan berubah karena karakteristik warna bunga awal hilang. Bunga yang sudah kering dimasukkan dalam stoples dan ditambahkan alkohol 70% sampai ± 0,5 cm di atas bunga lalu didiamkan semalam agar pigmen warna bunga larut dalam alkohol. Alkohol 70% sebenarnya merupakan etanol, yang dipilih sebagai pelarut selain dilihat dari sifat polarnya juga dilihat dari aspek ekonomisnya. Etanol lebih mudah didapatkan dan harganya lebih murah dibandingkan dengan jenis alkohol lainnya. Penggunaan pelarut untuk melarutkan bunga digunakan secukupnya karena apabila berlebihan maka larutan yang dihasilkan akan menjadi encer sehingga menyebabkan produk yang dihasilkan kurang baik. Setelah semalam, larutan disaring untuk mendapatkan filtratnya yaitu ekstrak bunga. Ekstrak bunga tersebut merupakan indikator cair. Kemudian indikator cair dituangkan dalam stoples lain dan disimpan dalam kulkas sampai akan digunakan. Cara penggunaan indikator cair yaitu meneteskan indikator tersebut pada larutan yang akan diuji pHnya. Larutan akan memberikan perubahan warna yang kemudian perubahan warna tersebut dicocokkan dengan warna pada trayek pH indikator tersebut. Masing-masing warna pada trayek pH memiliki pH yang berbeda setiap warnanya. Warna larutan yang sama dengan warna pada trayek pH menunjukkan bahwa pH larutan sama dengan pH pada trayek pH indikator tersebut.
indikator alami asam basa

Indikator alami asam dan basa lain yang mudah ditemui yaitu bunga sepatu, bunga Hidrangea, kol merah dan kunyit.

Dengan menggunakan indikator alami tersebut kita akan membuatnya dengan cara dibawah ini:

1. Cara pembuatan indikator alami dari bunga sepatu

Pilihlah beberapa helai mahkota bunga berwarna merah dari bunga
sepatu.
Gerus dalam lumpang dengan sedikit air.
Saring ekstrak mahkota bunga merah tersebut.
Teteskan ekstrak mahkota bunga ke dalam:
– Air suling (netral)
– Larutan cuka (asam)
– Air kapur (basa)

Catat hasil perubahan warna yang terjadi
Indikator asam-basa dari bunga sepatu, ketika didalam larutan asam akan memberikan warna merah, di dalam larutan basa akan memberikan warna hijau dan pada larutan netral tidak berwarna.

2. Cara pembuatan indikator alami dari bunga Hidrangea

Pilihlah beberapa helai mahkota bunga Hidrangea
Gerus dalam lumpang dengan sedikit air.
Saring ekstrak mahkota bunga Hidrangea tersebut.
Teteskan ekstrak mahkota bunga ke dalam:
– Air suling (netral)
– Larutan cuka (asam)
– Air kapur (basa)

Catat hasil perubahan warna yang terjadi Indikator asam-basa dari bunga Hidrangea akan memberikan warna biru ketika didalam larutan asam , di dalam larutan basa akan memberikan warna merah jambu dan pada larutan netral tidak berwarna.

3. Cara pembuatan indikator alami dari kol merah

Haluskan sejumlah kol merah yang masih segar
Rebus selama 10 menit
Biarkan air kol merah menjadi dingin
Saring dalam stoples besar
Teteskan ekstrak kol merah ke dalam:
– Air suling (netral)
– Larutan cuka (asam)
– Air kapur (basa)

Catat hasil perubahan warna yang terjadi Indikator asam-basa dari kol merah akan berubah warna menjadi merah muda bila dicelupkan ke dalam larutan asam, menjadi hijau dalam larutan basa, dan tidak berwarna pada larutan netral.

4. Cara pembuatan indikator alami dari kunyit

Parut kunyit yang telah dibersihkan
Saring ekstrak kunyit dengan alkohol menggunakan kain ke dalam mangkok kecil
Teteskan ekstrak kunyit ke dalam:
– Air suling (netral)
– Larutan cuka (asam)
– Air kapur (basa)

Catat hasil perubahan warna yang terjadi Indikator asam-basa dari kunyit, akan memberikan warna kuning tua ketika dilarutkan dalam larutan asam, memberikan warna jingga di dalam larutan basa dan memberikan warna kuning terang pada larutan netral.

Indikator asam dan basa yang baik yaitu zat warna yang memberikan warna berbeda pada larutan asam dan larutan basa. Nah itulah tadi tulisan saya tentang indikator alamai asam basa. Semoga tulisan Indikator Alami Asam Basa bisa bermanfaat bagi anda yang mencarinya.

SMAN-2 Muara Teweh

UNSUR-UNSUR GOLONGAN UTAMA

Gas Mulia (Noble Gas)

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

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

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

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

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

Halogen (Halogen)

 

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

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

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

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

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

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

 

 

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

X2(g) +  H2(g) ——> 2 HX(g)

X = F, Cl, Br, atau I

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

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

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

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

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

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

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

Hidrogen Bromida dapat dibuat melalui beberapa reaksi berikut :

P4(s) +  6 Br2(l) ——> 4 PBr3(l)

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

Hidrogen Iodida dapat diperoleh dengan cara serupa.

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

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

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

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

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

 

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

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

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

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

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

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

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

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

Alkali (Alkali)

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

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

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

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

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

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

Na(g) +  KCl(l) <——>  NaCl(l) +  K(g)

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

2 Na(s) +  O2(g) ——> Na2O2(s)

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

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

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

K(s) +  O2(g) ——> KO2(s)

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

2 NaNO3(s) ——> 2 NaNO2(s) +  O2(g)

Kalium Nitrat (saltpeter) dapat dibuat melalui reaksi berikut :

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

Alkali Tanah (Alkaline Earth)

 

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

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

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

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

Mg(s) +  H2O(g) ——> MgO(s) +  H2(g)

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

2 Mg(s) +  O2(g) ——> 2 MgO(s)

3 Mg(s) +  N2(g) ——> Mg3N2(s)

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

MgO(s) +  H2O(l) ——> Mg(OH)2(s)

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

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

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

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

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

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

CaCO3(s) ——> CaO(s) +  CO2(g)

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

CaO(s) +  H2O(l) ——> Ca(OH)­2(aq)

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

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

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

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

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

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

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

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

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

BaCO3(s) ——> BaO(s) +  CO2(g)

Unsur-Unsur Periode Ketiga (Periode 3 Elements)

 

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

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

1. Natrium Oksida

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

4 Na(s) +  O2(g) ——> 2 Na2O(s)

2. Magnesium Oksida

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

2 Mg(s) +  O2(g) ——> 2 MgO(s)

3. Aluminium Oksida

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

4 Al(s) +  3 O2(g) ——> 2 Al2O3(s)

4. Silikon Oksida (Silika)

Si(s) +  O2(g) ——> SiO2(s)

5. Fosfor (V) Oksida

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

P4(s) +  5 O2(g) ——> P4O10(s)

6. Belerang Dioksida dan Belerang Trioksida

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

S(s) +  O2(g) ——>SO2(g)

2 SO2(g) +  O2(g) ——> 2SO3(g)

7. Klor (VII) Oksida

2 Cl2(g) +  7 O2(g) ——> 2 Cl2O7(g)

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

1. Natrium Klorida

Natrium direaksikan dengan gas klor akan menghasilkan endapan putih NaCl.

2 Na(s) +  Cl2(g) ——> 2 NaCl(s)

2. Magnesium Klorida

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

Mg(s) +  Cl2(g) ——> MgCl2(s)

3. Aluminium Klorida

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

2 Al(s) +  3 Cl2(g) ——> 2 AlCl3(s)

Dalam bentuk uap, senyawa ini akan membentuk dimer Al2Cl6.

4. Silikon (IV) Klorida

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

Si(s) +  2 Cl2(g) ——> SiCl4(l)

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

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

P4(s) +  6 Cl2(g) ——> 4 PCl3(l)

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

PCl3(l) +  Cl2(g) ——> PCl5(s)

6. Belerang (II) Oksida

 

S(s) +  Cl2(g) ——> SCl2(s)

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

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

Na2O(s) +  H2O(l) ——> 2 NaOH(aq)

MgO(s) +  H2O(l) ——> Mg(OH)2(aq)

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

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

P4O10(s) +  6 H2O(l) ——> 4 H3PO4(aq)

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

SO2(g) +  H2O(l) ——> H2SO3(aq)

SO3(g) +  H2O(l) ——> H2SO4(aq)

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

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

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

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

SO3(g) +  MgO(s) ——> MgSO4(s)

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

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

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

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

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

KOROSI

Korosi adalah kerusakan atau degradasi logam akibat reaksi redoks antara suatu logam dengan berbagai zat di lingkungannya yang menghasilkan senyawa-senyawa yang tidak dikehendaki. Dalam bahasa sehari-hari, korosi disebut perkaratan. Contoh korosi yang paling lazim adalah perkaratan besi.

Pada peristiwa korosi, logam mengalami oksidasi, sedangkan oksigen (udara) mengalami reduksi. Karat logam umumnya adalah berupa oksida atau karbonat. Rumus kimia karat besi adalah Fe2O3.nH2O, suatu zat padat yang berwarna coklat-merah.

Korosi merupakan proses elektrokimia. Pada korosi besi, bagian tertentu dari besi itu berlaku sebagai anode, di mana besi mengalami oksidasi.

Fe(s) <–> Fe2+(aq) + 2e

Elektron yang dibebaskan di anode mengalir ke bagian lain dari besi itu yang bertindak sebagai katode, di mana oksigen tereduksi.

O2(g) + 4H+(aq) + 4e <–> 2H2O(l)

atau

O2(g) + 2H2O(l) + 4e <–> 4OH-(aq)

Ion besi(II) yang terbentuk pada anode selanjutnya teroksidasi membentuk ion besi(III) yang kemudian membentuk senyawa oksida terhidrasi, yaitu karat besi. Mengenai bagian mana dari besi itu yang bertindak sebagai anode dan bagian mana yang bertindak sebagai katode, bergantung pada berbagai faktor, misalnya zat pengotor, atau perbedaan rapatan logam itu.

Korosi dapat juga diartikan sebagai serangan yang merusak logam karena logam bereaksi secara kimia atau elektrokimia dengan lingkungan. Ada definisi lain yang mengatakan bahwa korosi adalah kebalikan dari proses ekstraksi logam dari bijih mineralnya. Contohnya, bijih mineral logam besi di alam bebas ada dalam bentuk senyawa besi oksida atau besi sulfida, setelah diekstraksi dan diolah, akan dihasilkan besi yang digunakan untuk pembuatan baja atau baja paduan. Selama pemakaian, baja tersebut akan bereaksi dengan lingkungan yang menyebabkan korosi (kembali menjadi senyawa besi oksida).

Deret Volta dan hukum Nernst akan membantu untuk dapat mengetahui kemungkinan terjadinya korosi. Kecepatan korosi sangat tergantung pada banyak faktor, seperti ada atau tidaknya lapisan oksida, karena lapisan oksida dapat menghalangi beda potensial terhadap elektroda lainnya yang akan sangat berbeda bila masih bersih dari oksida.

 

Korosi atau perkaratan sangat lazim terjadi pada besi.  Besi merupakan logam yang mudah berkarat.  Karat besi merupakan zat yang dihasilkan pada peristiwa korosi, yaitu berupa zat padat berwarna coklat kemerahan yang bersifat rapuh serta berpori.  Rumus kimia dari karat besi adalah Fe2O3.xH2O.  Bila dibiarkan, lama kelamaan besi akan habis menjadi karat.

Dampak dari peristiwa korosi bersifat sangat merugikan.  Contoh nyata adalah keroposnya jembatan, bodi mobil, ataupun berbagai konstruksi dari besi lainnya.Siapa di antara kita tidak kecewa  bila bodi mobil kesayangannya tahu-tahu sudah keropos karena korosi.  Pasti tidak ada.  Karena itu, sangat penting bila kita sedikit tahu tentang apa korosi itu, sehingga bisa diambil langkah-langkah antisipasi.

Peristiwa korosi sendiri merupakan proses elektrokimia, yaitu proses (perubahan / reaksi kimia) yang melibatkan adanya aliran listrik.  Bagian tertentu dari besi berlaku sebagai kutub negatif (elektroda negatif, anoda), sementara bagian yang lain sebagai kutub positif (elektroda positif, katoda).  Elektron mengalir dari anoda ke katoda, sehingga terjadilah peristiwa korosi.

 

Ion besi (II)yang terbentuk pada anoda selanjutnya teroksidasi menjadi ion besi (III) yang kemudian membentuk senyawa oksida terhidrasi (karat besi), Fe2O3.xH2O.

Dari reaksi terlihat bahwa korosi melibatkan adanya gas oksigen dan air.  Karena itu, besi yang disimpan dalam udara yang kering akan lebih awet bila dibandingkan ditempat yang lembab.  Korosi pada besi ternyata dipercepat oleh beberapa faktor, seperti tingkat keasaman, kontak dengan elektrolit, kontak dengan pengotor, kontak dengan logam lain yang kurang aktif (logam nikel, timah, tembaga), serta keadaan logam besi itu sendiri (kerapatan atau kasar halusnya permukaan).

Pencegahan korosi

Pencegahan korosi didasarkan pada dua prinsip berikut :

- Mencegah kontak dengan oksigen dan/atau air

Korosi besi memerlukan oksigen dan air. Bila salah satu tidak ada, maka peristiwa korosi tidak dapat terjadi.  Korosi dapat dicegah dengan melapisi besi dengan cat, oli, logam lain yang tahan korosi (logam yang lebih aktif seperti seg dan krom).  Penggunaan logam lain yang kurang aktif (timah dan tembaga) sebagai pelapis pada kaleng bertujuan agar kaleng cepat hancur di tanah. Timah atau tembaga bersifat mampercepat proses korosi.

- Perlindungan katoda (pengorbanan anoda)

Besi yang dilapisi atau dihubugkan dengan logam lain yang lebih aktif akan membentuk sel elektrokimia dengan besi sebagai katoda.  Di sini, besi berfungsi hanya sebagai tempat terjadinya reduksi oksigen. Logam lain berperan sebagai anoda, dan mengalami reaksi oksidasi.  Dalam hal ini besi, sebagai katoda, terlindungi oleh logam lain (sebagai anoda, dikorbankan).  Besi akan aman terlindungi selama logam pelindungnya masih ada / belum habis.  Untuk perlindungan katoda pada sistem jaringan pipa bawah tanah lazim digunakan logam magnesium, Mg.  Logam ini secara berkala harus dikontrol dan diganti.

- Membuat alloy atau  paduan logam yang bersifat tahan karat, misalnya besi dicampur dengan logam Ni dan Cr menjadi baja stainless (72% Fe, 19%Cr, 9%Ni).

 

1.

Faktor yang berpengaruh

1. Kelembaban udara
2. Elektrolit
3. Zat terlarut pembentuk asam (CO2, SO2)
4. Adanya O2
5. Lapisan pada permukaan logam
6. Letak logam dalam deret potensial reduksi

 

2.

Mencegah Korosi

1. Dicat
2. Dilapisi logam yang lebih mulia
3. Dilapisi logam yang lebih mudah teroksidasi
4. Menanam batang-batang logam yang lebih aktif dekat logam besi dan dihubungkan
5. Dicampur dengan logam lain

 

SEL ELEKTROLISIS

Sel Elektrolisis adalah sel yang menggunakan arus listrik untuk menghasilkan reaksi redoks yang diinginkan dan digunakan secara luas di dalam masyarakat kita. Baterai aki yang dapat diisi ulang merupakan salah satu contoh aplikasi sel elektrolisis dalam kehidupan sehari-hari. Baterai aki yang sedang diisi kembali (recharge) mengubah energi listrik yang diberikan menjadi produk berupa bahan kimia yang diinginkan. Air, H2O, dapat diuraikan dengan menggunakan listrik dalam sel elektrolisis. Proses ini akan mengurai air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :     2 H2O(l) ——>  2 H2(g) + O2(g)

Rangkaian sel elektrolisis hampir menyerupai sel volta. Yang membedakan sel elektrolisis dari sel volta adalah, pada sel elektrolisis, komponen voltmeter diganti dengan sumber arus (umumnya baterai). Larutan atau lelehan yang ingin dielektrolisis, ditempatkan dalam suatu wadah. Selanjutnya, elektroda dicelupkan ke dalam larutan maupun lelehan elektrolit yang ingin dielektrolisis. Elektroda yang digunakan umumnya merupakan elektroda inert, seperti Grafit (C), Platina (Pt), dan Emas (Au). Elektroda berperan sebagai tempat berlangsungnya reaksi. Reaksi reduksi berlangsung di katoda, sedangkan reaksi oksidasi berlangsung di anoda. Kutub negatif sumber arus mengarah pada katoda (sebab memerlukan elektron) dan kutub positif sumber arus tentunya mengarah pada anoda. Akibatnya, katoda bermuatan negatif dan menarik kation-kation yang akan tereduksi menjadi endapan logam. Sebaliknya, anoda bermuatan positif dan menarik anion-anion yang akan teroksidasi menjadi gas. Terlihat jelas bahwa tujuan elektrolisis adalah untuk mendapatkan endapan logam di katoda dan gas di anoda.

Ada dua tipe elektrolisis, yaitu elektrolisis lelehan (leburan) dan elektrolisis larutan. Pada proses elektrolisis lelehan, kation pasti tereduksi di katoda dan anion pasti teroksidasi di anoda. Sebagai contoh, berikut ini adalah reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl (yang dikenal dengan istilah sel Downs) :

Katoda (-)            :   2 Na+(l) + 2 e- ——>  2 Na(s) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 Cl-(l) Cl2(g) +  2 e- ……………….. (2)

Reaksi sel            :   2 Na+(l) +  2 Cl-(l) ——>  2 Na(s) +  Cl2(g) ……………….. [(1) + (2)]

Reaksi elektrolisis lelehan garam NaCl menghasilkan endapan logam natrium di katoda dan gelembung gas Cl2 di anoda. Bagaimana halnya jika lelehan garam NaCl diganti dengan larutan garam NaCl? Apakah proses yang terjadi masih sama? Untuk mempelajari reaksi elektrolisis larutan garam NaCl, kita mengingat kembali Deret Volta (lihat Elektrokimia I : Penyetaraan Reaksi Redoks dan Sel Volta).

Pada katoda, terjadi persaingan antara air dengan ion Na+. Berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, air memiliki red yang lebih besar dibandingkan ion Na+. Ini berarti, air lebih mudah tereduksi dibandingkan ion Na+. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di katoda adalah air. Sementara, berdasarkan Tabel Potensial Standar Reduksi, nilai red ion Cl- dan air hampir sama. Oleh karena oksidasi air memerlukan potensial tambahan (overvoltage), maka oksidasi ion Cl- lebih mudah dibandingkan oksidasi air. Oleh sebab itu, spesi yang bereaksi di anoda adalah ion Cl-. Dengan demikian, reaksi yang terjadi pada elektrolisis larutan garam NaCl adalah sebagai berikut :

Katoda (-)            :   2 H2O(l) +  2 e- ——>  H2(g) +  2 OH-(aq) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 Cl-(aq) ——>  Cl2(g) +  2 e- ……………….. (2)

Reaksi sel            :   2 H2O(l) +  2 Cl-(aq) ——>  H2(g) +  Cl2(g) +  2 OH-(aq) ……………………. [(1) + (2)]

Reaksi elektrolisis larutan garam NaCl menghasilkan gelembung gas H2 dan ion OH­(basa) di katoda serta gelembung gas Cl2 di anoda. Terbentuknya ion OH- pada katoda dapat dibuktikan dengan perubahan warna larutan dari bening menjadi merah muda setelah diberi sejumlah indikator fenolftalein (pp). Dengan demikian, terlihat bahwa produk elektrolisis lelehan umumnya berbeda dengan produk elektrolisis larutan.

Selanjutnya kita mencoba mempelajari elektrolisis larutan Na2SO4. Pada katoda, terjadi persaingan antara air dan ion Na+. Berdasarakan nilai red, maka air yang akan tereduksi di katoda. Di lain sisi, terjadi persaingan antara ion SO42- dengan air di anoda. Oleh karena bilangan oksidasi S pada SO4-2 telah mencapai keadaan maksimumnya, yaitu +6, maka spesi SO42- tidak dapat mengalami oksidasi. Akibatnya, spesi air yang akan teroksidasi di anoda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Katoda (-)            :   4 H2O(l) +  4 e- ——>  2 H2(g) +  4 OH-(aq) ……………….. (1)

Anoda (+)            :   2 H2O(l) ——>   O2(g) +  4 H+(aq) +  4 e- ……………….. (2)

Reaksi sel            :   6 H2O(l) ——>  2 H2(g) +  O2(g) +  4 H+(aq) +  4 OH-(aq) …………………….. [(1) + (2)]

6 H2O(l) ——>  2 H2(g) +  O2(g) +  4 H2O(l) …………………. [(1) + (2)]

2 H2O(l) ——>  2 H2(g) +  O2(g) …………………….. [(1) + (2)]

Dengan demikian, baik ion Na+ maupun SO42-, tidak bereaksi. Yang terjadi justru adalah peristiwa elektrolisis air menjadi unsur-unsur pembentuknya. Hal yang serupa juga ditemukan pada proses elektrolisis larutan Mg(NO3)2 dan K2SO4.

Bagaimana halnya jika elektrolisis lelehan maupun larutan menggunakan elektroda yang tidak inert, seperti Ni, Fe, dan Zn? Ternyata, elektroda yang tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda, sehingga produk yang dihasilkan di anoda adalah ion elektroda yang larut (sebab logam yang tidak inert mudah teroksidasi). Sementara, jenis elektroda tidak mempengaruhi produk yang dihasilkan di katoda. Sebagai contoh, berikut adalah proses elektrolisis larutan garam NaCl dengan menggunakan elektroda Cu :

Katoda (-)            :   2 H2O(l) +  2 e- ——>  H2(g) +  2 OH-(aq) ……………………..  (1)

Anoda (+)            :   Cu(s) ——>  Cu2+(aq) +  2 e- ……………………..  (2)

Reaksi sel            :   Cu(s) +  2 H2O(l) ——>  Cu2+(aq) +  H2(g) +  2 OH-(aq) ……………………..  [(1) + (2)]

Dari pembahasan di atas, kita dapat menarik beberapa kesimpulan yang berkaitan dengan reaksi elektrolisis :

  1. Baik elektrolisis lelehan maupun larutan, elektroda inert tidak akan bereaksi; elektroda tidak inert hanya dapat bereaksi di anoda
  2. Pada elektrolisis lelehan, kation pasti bereaksi di katoda dan anion pasti bereaksi di anoda
  3. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion alkali, alkali tanah, ion aluminium, maupun ion mangan (II), maka air yang mengalami reduksi di katoda
  4. Pada elektrolisis larutan, bila larutan mengandung ion sulfat, nitrat, dan ion sisa asam oksi, maka air yang mengalami oksidasi di anoda

Salah satu aplikasi sel elektrolisis adalah pada proses yang disebut penyepuhan. Dalam proses penyepuhan, logam yang lebih mahal dilapiskan (diendapkan sebagai lapisan tipis) pada permukaan logam yang lebih murah dengan cara elektrolisis. Baterai umumnya digunakan sebagai sumber listrik selama proses penyepuhan berlangsung. Logam yang ingin disepuh berfungsi sebagai katoda dan lempeng perak (logam pelapis) yang merupakan logam penyepuh berfungsi sebagai anoda. Larutan elektrolit yang digunakan harus mengandung spesi ion logam yang sama dengan logam penyepuh (dalam hal ini, ion perak). Pada proses elektrolisis, lempeng perak di anoda akan teroksidasi dan larut menjadi ion perak. Ion perak tersebut kemudian akan diendapkan sebagai lapisan tipis pada permukaan katoda. Metode ini relatif mudah dan tanpa biaya yang mahal, sehingga banyak digunakan pada industri perabot rumah tangga dan peralatan dapur.

Setelah kita mempelajari aspek kualitatif reaksi elektrolisis, kini kita akan melanjutkan dengan aspek kuantitatif sel elektrolisis. Seperti yang telah disebutkan di awal, tujuan utama elektrolisis adalah untuk mengendapkan logam dan mengumpulkan gas dari larutan yang dielektrolisis. Kita dapat menentukan kuantitas produk yang terbentuk melalui konsep mol dan stoikiometri.

Satuan yang sering ditemukan dalam aspek kuantitatif sel elektrolisis adalah Faraday (F). Faraday didefinisikan sebagai muatan (dalam Coulomb) mol elektron. Satu Faraday equivalen dengan satu mol elektron. Demikian halnya, setengah Faraday equivalen dengan setengah mol elektron. Sebagaimana yang telah kita ketahui, setiap satu mol partikel mengandung 6,02 x 1023partikel. Sementara setiap elektron mengemban muatan sebesar  1,6 x 10-19 C. Dengan demikian :

1 Faraday  =  1 mol elektron  =  6,02 x 1023 partikel elektron x 1,6 x 10-19 C/partikel elektron 1 Faraday  =  96320 C (sering dibulatkan menjadi 96500 C untuk mempermudah perhitungan)

Hubungan antara Faraday dan Coulomb dapat dinyatakan dalam persamaan berikut :

Faraday  =  Coulomb / 96500

Coulomb  =  Faraday x 96500

Coulomb adalah satuan muatan listrik. Coulomb dapat diperoleh melalui perkalian arus listrik (Ampere) dengan waktu (detik). Persamaan yang menunjukkan hubungan Coulomb, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :

Coulomb  =  Ampere  x  Detik

Q  =  I  x  t

Dengan demikian, hubungan antara Faraday, Ampere, dan detik adalah sebagai berikut :

Faraday  =  (Ampere  x  Detik)  /  96500

Faraday  =  (I  x  t)  /  96500

Dengan mengetahui besarnya Faraday pada reaksi elektrolisis, maka mol elektron yang dibutuhkan pada reaksi elektrolisis dapat ditentukan. Selanjutnya, dengan memanfaatkan koefisien reaksi pada masing-masing setengah reaksi di katoda dan anoda, kuantitas produk elektrolisis dapat ditemukan.

Berikut ini adalah beberapa contoh soal aspek kuantitatif sel elektrolisis :

1. Pada elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert dihasilkan gas oksigen sebanyak 5,6 L pada STP. Berapakah jumlah listrik dalam Coulomb yang dialirkan pada proses tersebut?

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis larutan AgNO3 dengan elektroda inert adalah sebagai berikut :

Katoda (-)   :  Ag+ +  e- ——>  Ag

Anoda (+)   :  2 H2O(l) ——>  O2(g) +  4 H+(aq) +  4 e-

Gas O2 terbentuk di anoda. Mol gas O2 yang terbentuk sama dengan 5,6 L / 22,4 L = ¼ mol O2

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan ¼ mol gas O2, maka jumlah mol elektron yang terlibat adalah sebesar  4 x ¼ = 1 mol elektron.

1 mol elektron = 1 Faraday = 96500 C

Jadi, jumlah listrik yang terlibat adalah sebesar 96500 C

2. Unsur Fluor dapat diperoleh dengan cara elektrolisis lelehan NaF. Berapakah waktu yang diperlukan untuk mendapatkan 15 L gas fluorin ( 1 mol gas mengandung 25 L gas) dengan arus sebesar 10 Ampere?

Penyeleasian :

Reaksi elektrolisis lelehan NaF adalah sebagai berikut :

K (-) : Na+(l) +  e- ——>  Na(s)

A (-) : 2 F-(l) ——>  F2(g) +  2 e-

Gas F2 terbentuk di anoda. Mol gas F2 yang terbentuk adalah sebesar 15 L / 25 L = 0,6 mol F2

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, untuk menghasilkan 0,6 mol gas F2, akan melibatkan mol elektron sebanyak 2 x 0,6 = 1,2 mol elektron

1,2 mol elektron = 1,2 Faraday

Waktu yang diperlukan dapat dihitung melalui persamaan berikut :

Faraday = (Ampere x Detik) / 96500

1,2  =  (10 x t)  / 96500

t  =  11850 detik  =  3,22 jam

Jadi, diperlukan waktu selama 3,22 jam untuk menghasilkan 15 L gas fluorin

3. Arus sebesar 0,452 A dilewatkan pada sel elektrolisis yang mengandung lelehan CaCl2 selama 1,5 jam. Berapakah jumlah produk yang dihasilkan pada masing-masing elektroda?

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis lelehan CaCl2 adalah sebagai berikut :

K (-) : Ca2+(l) +  2 e- ——>  Ca(s)

A (+) : 2 Cl-(l) ——>  Cl2(g) +  2 e-

Mol elektron yang terlibat dalam reaksi ini dapat dihitung dengan persamaan berikut :

Faraday  =  (Ampere x Detik) / 96500

Faraday  =  (0,452 x  1,5  x  3600) / 96500  mol elektron

Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol Ca yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, massa Ca yang dihasilkan adalah :

Massa Ca = mol Ca x Ar Ca

Massa Ca  =  ½  x  (0,452 x  1,5  x  3600) / 96500  x  40  =  0,506 gram Ca

Berdasarkan persamaan reaksi di anoda, mol gas Cl2 yang dihasilkan adalah setengah dari mol elektron yang terlibat. Dengan demikian, volume gas Cl2 (STP) yang dihasilkan adalah :

Volume gas Cl2 = mol Cl2 x 22,4 L

Volume gas Cl2 =  ½  x  (0,452 x  1,5  x  3600) / 96500  x  22.4 L  =  0,283 L gas Cl2

Jadi, produk yang dihasilkan di katoda adalah 0,506 gram endapan Ca dan produk yang dihasilkan di anoda adalah 0,283 L gas Cl2 (STP)

4. Dalam sebuah percobaan elektrolisis, digunakan dua sel yang dirangkaikan secara seri. Masing-masing sel menerima arus listrik yang sama. Sel pertama berisi larutan AgNO3, sedangkan sel kedua berisi larutan XCl3. Jika setelah elektrolisis selesai, diperoleh 1,44 gram logam Ag pada sel pertama dan 0,12 gram logam X pada sel kedua, tentukanlah massa molar (Ar) logam X tersebut!

Penyelesaian :

Reaksi elektrolisis larutan AgNO3 :

K (-) :  Ag+(aq) +  e- ——>  Ag(s)

A (+) : 2 H2O(l) ——>  O2(g) +  4 H+(aq) +  4 e-

Logam Ag yang dihasilkan sebanyak 1,44 gram; dengan demikian, mol logam Ag yang dihasilkan sebesar  1,44 / 108 mol Ag

Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol elektron yang dibutuhkan untuk menghasilkan logam Ag sama dengan mol logam Ag (koefisien reaksinya sama)

Sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini adalah sebesar   1,44 / 108 mol  elektron

Reaksi elektrolisis larutan XCl3 :

K (-) :  X3+(aq) +  3 e- ——>  X(s)

A (+) : 2 Cl-(l) ——>  Cl2(g) +  2 e-

Arus yang sama dialirkan pada sel kedua, sehingga, mol elektron yang digunakan dalam proses elektrolisis ini sama seperti sebelumya, yaitu sebesar 1,44 / 108 mol  elektron

Berdasarkan persamaan reaksi di katoda, mol logam X yang dihasilkan sama dengan  1 / 3 kali mol elektron, yaitu sebesar  1 / 3  x  1,44 / 108 mol X

Massa logam X  =  0,12 gram; dengan demikian, massa molar (Ar) logam X adalah sebagai berikut:

mol  =  massa / Ar

Ar  = massa / mol

Ar  =  0,12 / (1 / 3  x  1,44  / 108)  =  27

Jadi, Ar dari logam X adalah 27