simpanan

Latihan 5.1 Deskripsikan kereaktifan logam alkali dalam air.
[Jawab] Kereaktifan litium terendah, natrium bereaksi dengan hebat, kalium, rubidium, dan
cesium bereaksi disertai ledakan.
Gambar 5.1 Struktur Na(kript).
Logam alkali juga aktif pada oksigen atau halogen. Karena logam alkali adalah reduktor kuat,
logam-logam ini juga digunakan untuk sebagai reduktor. Karena keaktifannya yang tinggi pada

halogen, logam alkali penting dalam sintesis organik dan anorganik yang menghasilkan halida
logam alkali sebagai hasil reaksi kondensasi dan metatesis. Walaupun biasanya sukar untuk
melarutkan logam dalam pelarut untuk menghasilkan dispersi atomik, logam alkali dapat
didipersikan dalam larutan amonia, amalgam, dan sebagai kriptan (Gambar 5.1), naftalen, atau
kompleks benzofenon (C H ) CO. Amonia mendidih pada -33.35 oC tetapi amonia cair dapat
ditangani dengan cukup mudah. Logam alkali larut dengan baik di amonia cair dan larutan
encernya berwarna biru. Larutan pekat logam alkali dalam amonia bewarna perunggu. Logam
alkali dapat direkoveri bila amonianya diuapkan dari larutan logamnya. Larutan logam alkali
menunjukkan warna yang sama tidak bergantung logam yang dilarutkan, karena warnanya berasal
dari elektron yang terlarut. Jadi, proses pelarutan disertai dengan pemisahan atom logam menjadi
ion logam alkali dan elektron yang tersolvasi dalam amonia, menurut persamaan+
M + n NH →M [e(NH)n]
Larutan logam alkali dalam amonia bersifat konduktif dan paramagnetik. Larutan yang sangat kuat
daya reduksinya ini digunakan untuk reaksi reduksi khusus atau sintesis kompleks logam dan polihalida.

5.2 Logam golongan 2
Logam golongan 2 dari berilium Be, sampai radium, Ra, disebut juga logam-logam alkali tanah
Berilium merupakan komponen beril atau emeral. Emeral adalah mineral yang
mengandung 2%, Cr, dalam beril, Be Al Si O . Logam berilium bewarna putih keperakan dan
digunakan dalam paduan khusus dan untuk jendela dalam tabung sinar-X, atau sebagai moderator
dalam reaktor nuklir, dsb. Senyawa Be2+ mirip dengan senyawa Mg2+ atau Al3+. Karena berilium
sangat beracun, berilium harus ditangani dengan sangat hati-hati.

Tabel 5.2 Sifat-sifat unsur golongan 2.
Magnesium, Mg, terutama diproduksi sebagai karbonat, sulfat, dan silikat, dan kelimpahannya di
antara natrium dan kalsium. Magnesium diproduksi dengan elektrolisis garam leleh magnesium
khlorida, MgCl , atau reaksi dolomit, CaMg(CO ) , dengan paduan ferosilikon FeSi. Logam
magnesium bewarna putih keperakan dan permukaannya dioksidasi di udara. Pada suhu tinggi
magnesium terbakar di udara dan bereaksi dengan nitrogen menghasilkan nitrida, Mg N . Logam
magnesium terbakar dengan nyala yang sangat terang dan sampai saat ini masih digunakan sebagai
lampu blitz. Paduannya dengan aluminum bersifat ringan dan kuat dan digunakan sebagai bahan
struktural dalam mobil dan pesawat. Mg2+ merupakan ion pusat dalam cincin porfirin dalam
khlorofil, dan memainkan peran dalam fotosintesis. Reagen Grignard, RMgX, yang disintesis
kimiawan Perancis F. A. V. Grignard tahun 1900, adalah senyawa organologam khas logam
golongan utama dan digunakan dengan luas dalam reaksi Grignard. Reagen yang penting ini
dihadiahi Nobel (1912), dan sangat bermanfaat tidak hanya untuk reaksi organik tetapi juga untuk
konversi halida logam menjadi senyawa organologam.Kalsium ada dalam silikat, karbonat, sulfat, fosfat, fluorit, dsb. Kalsium bewarna putih keperakan dan merupakan logam yang lunak diproduksi dengan elektrolisis garam kalsium khlorida, CaCl2, leleh.Kapur tohor, CaO, diproduksi dengan kalsinasi batu pualam, CaCO , pada 950-1100 oC. Jumlah produksi kapur tohor menempati ranking kedua produksi bahan kimia anorganik setelah asam sulfat. Kalsium hidroksida, Ca(OH) , juga disebut kapur mati. Kalsium karbonat adalah komponen utama pualam dan pualam digunakan dalam produksi semen. Gipsum adalah dihidrat kalsium sulfat CaSO .2H O dan didapatkan dalam jumlah besar sebagai produk disamping desulfurisasi gas, dan digunakan sebagai bahan bangunan, dsb.
Walaupun kalsium tidak penting baik dalam larutan dalam air maupun dalam kimia organologam
dalam pelarut organik, unsur ini memerankan peran kunci dalam organisme hidup. Tidak hanya
sebagai bahan struktural tulang dan gigi, ion kalsium juga memiliki berbagai fungsi biologis, seperti
transfer aksi hormon, kontraksi otot, komunikasi syaraf, stabilisasi protein, dan pembekuan darah.
Stronsium adalah logam lunak dengan warna putih keperakan. Permukaannya dioksidasi oleh
udara pada suhu kamar, dan menjadi oksidanya, SrO, dan nitridanya, Sr N , pada suhu tinggi.
Walaupun kerak bumi relatif tinggi kandungan stronsiumnya, unsur ini belum dipelajari dengan
luas dan aplikasinya agak terbatas. Ada empat isotop Sr, dan 88Sr (82.58 %) adalah yang paling
melimpah. Karena isotop artifisial 90Sr didapat dengan murah dalam reaksi inti, isotop ini
digunakan sebagai sumber partikel ß, dan sebagai perunut radioaktif. Namun, isotop ini, dan juga
137Cs, memiliki waktu paruh yang panjang (28.8 tahun) dan keduanya ada dalam sisa-sisa radioaktif
yang menyertai uji ledakan nuklir.
Kimia barium, Ba, tidak luar biasa, tetapi BaSO4 digunakan sebagai media kontras untuk
diagnostik sinar-X perut sebab senyawa ini tidak larut dalam asam khlorida. Ion Ba2+ sangat
beracun dan larut dalam air yang mengandung ion ini harus ditangani dengan ekstra hati-hati.
Walaupun radium, Ra, ada dalam bijih uranium, kandungannya hanya 10-6 kali kandungan
uranium. Tuan dan Nyonya Curie telah mengisolasi sejumlah kecil uranium khlorida dari berton-
ton pitblenda di tahun 1898. Unsur uranium diisolasi oleh Curie melalui anamalgamnya.
Walaupun radium memiliki nilai historis penting dalam radiokimia, kini radium tidak digunakan
lagi sebagai sumber radiasi.

Latihan 5.2 Tunjukkan contoh senyawa organologam golongan utama yang sering digunakan
dalam sintesis.
[Jawab] Butil litium, LiBu, reagen Grignard, RMgBr, trietilaluminum, AlEt , dan dietil zink ZnEt .
5.3 Logam golongan 12
Sulfida logam golongan 12 (zink, kadmium, merkuri) merupakan bahan baku dalam metalurgi.
Logam-logam ini terletak persis setelah logam transisi tapi tidak berkelakuan seperti logam transisi
karena orbitalnya d-nya penuh, Tabel 5.3, dan zink dan kadmium menunjukkan sifat kereaktifan
pertengahan antara keras dan lunak seperti magnesium. Merkuri adalah logam lunak dan
merupakan cairan, cenderung terikat pada fosfor atau belerang. Merkuri membentuk senyawa
monovalen atau divalen tetapi monovalen merkuri sebenarnya adalah Hg22+. Ion ini mengandung
ikatan Hg-Hg, dan merkurinya berkatenasi lebih lanjut menghasilkan misalnya Hg (AsF ) .
Kadmium dan merkuri bersifat racun, khususnya senyawa merkuri dan kadmium organik sangat
beracun dan harus ditangani dengan sangat hati-hati.

Tabel 5.3 Sifat-sifat unsur golongan 12.

5.4 Logam golongan 13
Aluminum, Al, merupakan anggota golongan 13 (Tabel 5.4) berada sebagai aluminosilikat di kerak

bumi dan lebih melimpah daripada besi. Mineral aluminum yang paling penting dalam metalurgi

adalah bauksit, AlO (OH) (0 < ch ="CHR" ch ="CHR)">
Mengapa kelarutan kalium permanganat meningkat dengan kehadiran eter mahkota?
Mengapa trimetilaluminum disebut senyawa tuna elektron.


SENYAWA PEROKSIDA DAN SUPEROKSIDA


Dalam senyawa peroksida, misalnya Na2O2, gambar di samping menunjukkan ikatan kovalen yang terjadi. Jika Anda hitung bilangan oksidasi O dalam Na2O2, tentu Anda menyatakan bahwa tiap atom oksigen dalam peroksida itu memiliki bilangan oksidasi -1. Nah ikatan kedua atom oksigen itu ditunjukkan pada gambar di atas. Tuliskan rumus kimia peroksida untuk kalium dan barium. Kemudian tentukan bilangan oksidasinya. Apakah harga bilangan oksidasinya berbeda? Terangkan.Lanjutkan dengan menuliskan rumus kimia suatu superoksida, misal untuk kalium. Kalium mampu membentuk superoksida, namun unsur golongan alkali dan alkali tanah yang lain tidak bisa, walaupun oksigen yang disediakan sangat banyak. Mengapa? Tentukan bilangan oksidasi superoksida.
Bilangan Oksidasi (BILOKS)

Kata Kunci: bilangan oksidasi, biloks
Ditulis oleh Jim Clark pada 23-09-2004
Pengertian Bilangan Oksidasi
Dengan bilangan oksidasi akan mempermudah dalam pengerjaan reduksi atau oksidasi dalam suatu reaksi redoks.
Kita akan membuat contoh dari Vanadium. Vanadium membentuk beberapa ion, V2+ dan V3+. Bagaimana ini bisa terjadi? Ion V2+ akan terbentuk dengan mengoksidasi logam, dengan memindahkan 2 elektron:

Vanadium kini disebut mempunyai biloks +2.
Pemindahan satu elektron lagi membentuk ion V3+:

Vanadium kini mempunyai biloks +3.
Pemindahan elektron sekali lagi membentuk bentuk ion tidak biasa, VO2+.

Biloks vanadium kini adalah +4. Perhatikan bahwa biloks tidak didapat hanya dengan menghitung muatan ion (tapi pada kasus pertama dan kedua tadi memang benar).
Bilangan oksidasi positif dihitung dari total elektron yang harus dipindahkan-mulai dari bentuk unsur bebasnya.
Vanadium biloks +5 juga bisa saja dibentuk dengan memindahkan elektron kelima dan membentuk ion baru.

Setiap kali vanadium dioksidasi dengan memindahkan satu elektronnya, biloks vanadium bertambah 1.
Sebaliknya, jika elektron ditambahkan pada ion, biloksnya akan turun. Bahkan dapat didapat lagi bentuk awal atau bentuk bebas vanadium yang memiliki biloks nol.
Bagaimana jika pada suatu unsur ditambahkan elektron? Ini tidak dapat dilakukan pada vanadium, tapi dapat pada unsur seperti sulfur.

Ion sulfur memiliki biloks -2.
Kesimpulan

Biloks menunjukkan total elektron yang dipindahkan dari unsur bebas (biloks positif) atau ditambahkan pada suatu unsur (biloks negatif) untuk mencapai keadaan atau bentuknya yang baru.
Oksidasi melibatkan kenaikan bilangan oksidasi

Reduksi melibatkan penurunan bilangan oksidasi
Dengan memahami pola sederhana ini akan mempermudah pemahaman tentang konsep bilangan oksidasi. Jika anda mengerti bagaimana bilangan oksidasi berubah selama reaksi, anda dapat segera tahu apakah zat dioksidasi atau direduksi tanpa harus mengerjakan setengah-reaksi dan transfer elektron.
Mengerjakan bilangan oksidasi

Biloks tidak didapat dengan menghitung jumlah elektron yang ditransfer. Karena itu membutuhkan langkah yang panjang. Sebaliknya cukup dengan langkah yang sederhana, dan perhitungan sederhana.
E Biloks dari unsur bebas adalah nol. Itu karena unsur bebas belum mengalami oksidasi atau reduksi. Ini berlaku untuk semua unsur, baik unsur dengan struktur sederhana seperti Cl2 atau S8, atau unsur dengan struktur besar seperti karbon atau silikon.
* Jumlah biloks dari semua atom atau ion dalam suatu senyawa netral adalah nol.
* Jumlah biloks dari semua atom dalam suatu senyawa ion sama dengan jumlah muatan ion tersebut.
* Unsur dalam senyawa yang lebih elektronegatif diberi biloks negatif. Yang kurang elektronegatif diberi biloks positif. Ingat, Fluorin adalah unsur paling elektronegatif, kemudian oksigen.
* Beberapa unsur hampir selalu mempunyai biloks sama dalam senyawanya:

unsur
Bilangan Oksidasi
Pengecualian

Logam golongan I
selalu +1


Group 2 metals
selalu +2


Oksigen
biasanya -2
Kecuali dalam peroksida dan F2O (lihat dibawah)

Hidrogen
biasanya +1
Kecuali dalam hidrida logam, yaitu -1 (lihat dibawah)

Fluorin
selalu -1


Klorin
biasanya -1
Kecuali dalam persenyawaan dengan O atau F (lihat dibawah)

Alasan pengecualian
Hidrogen dalam hidrida logam
Yang termasuk hidrida logam antara lain natrium hidrida, NaH. Dalam senyawa ini, hidrogen ada dalam bentuk ion hidrida, H-. Biloks dari ion seperti hidrida adalah sama dengan muatan ion, dalam contoh ini, -1.
Dengan penjelasan lain, biloks senyawa netral adalah nol, dan biloks logam golongan I dalam senyawa selalu +1, jadi biloks hidrogen haruslah -1 (+1-1=0).
Oksigen dalam peroksida
Yang termasuk peroksida antara lain, H2O2. Senyawa ini adalah senyawa netral, jadi jumlah biloks hidrogen dan oksigen harus nol.
Karena tiap hidrogen memiliki biloks +1, biloks tiap oksigen harus -1, untuk mengimbangi biloks hidrogen.
Oksigen dalam F2O
Permasalahan disini adalah oksigen bukanlah unsur paling elektronegatif. Fluorin yang paling elektronegatif dan memiliki biloks -1. Jadi biloks oksigen adalah +2.
Klorin dalam persenyawaan dengan fluorin atau oksigen
Klorin memiliki banyak biloks dalam persenyawaan ini. Tetapi harus diingat, klorin tidak memiliki biloks -1 dalam persenyawaan ini.
Contoh soal bilangan oksidasi

Apakah bilangan oksidasi dari kromium dalam Cr2+?
Untuk ion sederhana seperti ini, biloks adalah jumlah muatan ion, yaitu +2 (jangan lupa tanda +)
Apakah bilangan oksidasi dari kromium dalam CrCl3?

CrCl3 adalah senyawa netral, jadi jumlah biloksnya adalah nol. Klorin memiliki biloks -1. Misalkan biloks kromium adalah n:
n + 3 (-1) = 0
n = +3
Apakah bilangan oksidasi dari kromium dalam Cr(H2O)63+?
Senyawa ini merupakan senyawa ion, jumlah biloksnya sama dengan muatan ion. Ada keterbatasan dalam mengerjakan biloks dalam ion kompleks seperti ini dimana ion logam dikelilingi oleh molekul-molekul netral seperti air atau amonia.
Jumlah biloks dari molekul netral yang terikat pada logam harus nol. Berarti molekul-molekul tersebut dapat diabaikan dalam mengerjakan soal ini. Jadi bentuknya sama seperti ion kromium yang tak terikat molekul, Cr3+. Biloksnya adalah +3.

Apakah bilangan oksidasi dari kromium dalam ion dikromat, Cr2O72-?
Biloks oksigen adalah -2, dan jumlah biloks sama dengan jumlah muatan ion. Jangan lupa bahwa ada 2 atom kromium.
2n + 7(-2) = -2
n = +6
Apakah bilangan oksidasi dari tembaga dalam CuSO4?
Dalam mengerjakan soal oksidasi tidak selalu dapat memakai cara sederhana seperti diatas. Permasalahan dalam soal ini adalah dalam senyawa terdapat dua unsur (tembaga dan sulfur) yang biloks keduanyadapat berubah.
Ada dua cara dalam memecahkan soal ini:
E Senyawa ini merupakan senyawa ionik, terbentuk dari ion tembaga dan ion sulfat, SO42-, untuk membentuk senyawa netral, ion tembaga harus dalam bentuk ion 2+. Jadi biloks tembaga adalah +2.
E Senyawa ini juga dapat ditulis tembaga(II)sulfat. Tanda (II) menunjukkan biloksnya adalah 2. Kita dapat mengetahui bahwa biloksnya adalah +2 dari logam tembaga membentuk ion positif, dan biloks adalah muatan ion.
Menggunakan bilangan oksidasi
Dalam penamaan senyawa
Anda pasti pernah tahu nama-nama ion seperti besi(II)sulfat dan besi(III)klorida. Tanda (II) dan (III) merupakan biloks dari besi dalam kedua senyawa tersebut: yaitu +2 dan +3. Ini menjelaskan bahwa senyawa mengandung ion Fe2+ dan Fe3+.
Besi(II)sulfat adalah FeSO4. Ada juga senyawa FeSO3 dengan nama klasik besi(II)sulfit. Nama modern menunjukkan biloks sulfur dalam kedua senyawa.
Ion sulfat yaitu SO42-. Biloks sulfur adalah +6. Ion tersebut sering disebut ion sulfat(VI).
Ion sulfit yaitu SO32-. Biloks sulfur adalah +4. Ion ini sering disebut ion sulfat(IV). Akhiran -at menunjukkan sulfur merupakan ion negatif.
Jadi lengkapnya FeSO4 disebut besi(II)sulfat(VI), dan FeSO3 disebut besi(II)sulfat(IV). Tetapi karena kerancuan pada nama-nama tersebut, nama klasik sulfat dan sulfit masih digunakan.
Menggunakan bilangan oksidasi untuk menentukan yang dioksidasi dan yang direduksi.
Ini merupakan aplikasi bilangan oksidasi yang paling umum. Seperti telah dijelaskan:
Oksidasi melibatkan kenaikan bilangan oksidasi
Reduksi melibatkan penurunan bilangan oksidasi
Pada contoh berikut ini, kita harus menentukan apakah reaksi adalah reaksi redoks, dan jika ya apa yang dioksidasi dan apa yang direduksi.
Contoh 1:
Reaksi antara magnesium dengan asam hidroklorida:

Apakah ada biloks yang berubah? Ya, ada dua unsur yang berupa senyawa pada satu sisi reaksi dan bentuk bebas pada sisi lainnya. Periksa semua biloks agar lebih yakin.

Biloks magnesium naik, jadi magnesium teroksidasi. Biloks hidrogen turun, jadi hidrogen tereduksi. Klorin memiliki biloks yang sama pada kedua sisi persamaan reaksi, jadi klorin tidak teroksidasi ataupun tereduksi.
Contoh 2:

Reaksi antara natrium hidroksidsa dengan asam hidroklorida:

Semua bilangan oksidasi diperiksa:

Ternyata tidak ada biloks yang berubah. Jadi, reaksi ini bukanlah reaksi redoks.
Contoh 3:
Reaksi antara klorin dan natrium hidroksida encer dingin:

Jelas terlihat, biloks klorin berubah karena berubah dari undur bebas menjadi dalam persenyawaan. Bilangan oksidasi diperiksa:

Klorin ternyata satu-satunya unsur yang mengalami perubahan biloks. Lalu, klorin mengalami reduksi atau oksidasi? Jawabannya adalah keduanya. Satu atom klorin mengalami reduksi karena biloksnya turun, atom klorin lainnya teroksidasi.
Peristiwa seperti ini disebut reaksi disproporsionasi. Reaksi disproporsionasi yaitu reaksi dimana satu unsur mengalami oksidasi maupun reduksi.
Menggunakan bilangan oksidasi untuk mengerjakan proporsi reaksi

Bilangan oksidasi dapat berguna dalam membuat proporsi reaksi dalam reaksi titrasi, dimana tidak terdapat informasi yang cukup untuk menyelesaikan persamaan reaksi yang lengkap.
Ingat, setiap perubahan 1 nilai biloks menunjukkan bahwa satu elektron telah ditransfer. Jika biloks suatu unsur dalam reaksi turun 2 nilai, berarti unsur tersebut memperoleh 2 elektron.
Unsur lain dalam reaksi pastilah kehilangan 2 elektron tadi. Setiap biloks yang turun, pasti diikuti dengan kenaikan yang setara biloks unsur lain.
Ion yang mengandung cerium dengan biloks +4 adalah zat pengoksidasi (rumus molekul rumit, tidak sekedar Ce4+). Zat tersebut dapat mengoksidasi ion yang mngandung molybdenum dari biloks +2 menjadi +6. Biloks cerium menjadi +3 ( Ce4+). Lalu, bagaimana proporsi reaksinya?
Biloks molybdenum naik sebanyak 4 nilai. Berarti biloks cerium harus turun sebanyak 4 nilai juga.
Tetapi biloks cerium dalam tiap ionnya hanya turun 1 nilai, dari +4 menjadi +3. Jadi jelas setidaknya harus ada 4 ion cerium yang terlibat dalam setiap reaksi dengan molybdenum ini.
Proporsi reaksinya adalah 4 ion yang mengandung cerium dengan 1 ion molybdenum.
Reaksi Redoks Dalam Suasana Basa

Kata Kunci: redoks basa
Ditulis oleh Jim Clark pada 23-09-2004
Menyelesaikan soal persamaan setegah-reaksi dalam suasana basa lebih rumit daripada yang telah dijelaskan pada bagian-bagian sebelumnya. Disini akan dijelaskan bagaimana mengerjakan persamaan setengah-reaksi redoks dalam suasana basa, dan bagaimana menggabungkannya untuk mendapat persamaan ion yang lengkap.
Ketika mengerjakan setengah-reaksi seperti diatas, kita hanya dapat menambahkan:
* elektron
* air
* ion hidrogen (kecuali reaksi dalam suasana basa, dapat menambahkan ion hidroksida)
Ketika mengerjakan reaksi dalam suasana asam atau netral, urutan pengerjaannya biasanya:
* Menyetarakan atom, selain oksigen dan hidrogen.
* Menyetarakan oksigen dengan menambahkan molekul air.
* Menyetarakan hidrogen dengan menambahkan ion hidrogen.
* Menyetarakan muatan dengan menambahkan elektron.
Bagaimana perbedaan dengan reaksi dalam susana basa?
Permasalahan dalam pengerjaan ini adalah molekul air dan ion hidrogen yang ditambahkan untuk menyetarakan persamaan reaksi dalam suasana basa mengandung hidrogen dan oksigen.
Untuk menyetarakan oksigen, kita dapat menambahkan H2O atau OH- pada persamaan. Begitu juga ketika ingin menyetarakan hidrogen. Bagaimana kita tahu harus memulai dengan apa?
Dalam beberapa kasus, dapat jelas terlihat bagaimana mengerjakan soal menggunakan ion hidroksida. Tetapi jika tidak, kita dapat mengerjakan setengah-reaksi seperti pengerjaan reaksi dalam suasana asam yang telah dijelaskan sebelumnya, yaitu dengan menulis molekul air, ion hidrogen, dan elektron.
Ketika diperoleh setengah-reaksi yang setara, kita ubah persamaan tersebut dalam suasana basa. Untuk lebih jelas kita akan lihat contoh berikut.
Contoh
Persamaan reaksi dalam contoh ini mungkin belum anda kenal. Tetapi itu bukan masalah, yang penting adalah bagaimana mengerjakan persamaan reaksinya.
Oksidasi kobalt(II) menjadi kobalt(III) dengan hidrogen peroksida
Jika kita menambahkan larutan amonia berlebih ke dalam larutan mangandung ion kobalt(II), kita akan mendapat ion kompleks, ion heksaaminkobalt(II), Co(NH3)62+. Ion ini dioksodasi dengan cepat oleh larutan hidrogen peroksida menjadi ion heksaaminkobalt(III),Co(NH3)63+.
Larutan amonia, jelas, bersifat basa.
Setengah-reaksi untuk kobalt cukup mudah. Dimulai dengan menulis apa yang kita tahu dari soal.

Semua atom sudah setara, hanya muatan yang belum setara. Dengan menambah satu elektron pada sisi kanan akan menyetarakan muatan, yaitu 2+.

Setengah-reaksi hidrogen peroksida juga tidak terlalu sulit, kecuali kita belum tahu apa hasil reaksi dari hidrogen peroksida ini, jadi kita harus menebak. Persamaan akan setara jika kita buat 2 ion hidrogen pada sisi kanan.
Ini adalah contoh yang baik untuk kasus dimana kita dapat jelas melihat dimana harus menempatkan ion hidroksida.

Kemudian kita hanya perlu menambah 2 elektron pada sisi kiri untuk menyetarakan muatan.

Menggabungkan setengah-reaksi untuk mendapat persamaan reaksi
Yang telah kita dapat sejauh ini adalah:

Perkalian dan penjumlahan setengah reaksi:

Dan selesai, satu contoh yang mudah!
Oksidasi besi(II)hidroksida oleh udara
Jika kita menambah larutan natrium hidroksida ke dalam larutan senyawa besi(II), kita akan mendapat endapan hijau besi(II)hidroksida. Endapan ini cepat dioksidasi oleh oksigen dari udara manjadi endapan jingga-coklat besi(III)hidroksida.
Setengah-reaksi untuk besi(II)hidroksida sangat sederhana. Kita mulai dengan yang kita tahu dari soal.

Kita jelas perlu ion hidroksida lain pada sisi kiri. Ini bahkan lebih sederhana dan mudah dari contoh sebelumnya.

Untuk menyetarakan muatan, kita tambah satu elektron pada sisi kanan.

Setengah reaksi untuk oksigen tidak terlalu mudah. Kita tidak tahu apa hasil reaksi yang terbentuk.

Tidak pasti apakah kita perlu menyetarakan oksigen dengan molekul air atau ion hidroksida pada sisi kanan. Untuk soal ini, kita akan buat seolah-olah reaksi dalam suasana asam.
Pada kasus ini, kita hanya dapat menyetarakan oksigen dengan menambah molekul air pada sisi kanan.

Setarakan hidrogen dengan menambah ion hidrogen pada sisi kiri.

Lalu, setarakan muatan dengan menambah 4 elektron.

Sekarang kita dapat setengah reaksi yang setara. Permasalahannya kini, persamaan itu hanya jika dalam suasana asam. Reaksi yan gkita kerjakan adalah suasana basa, dengan ion hidroksida bukan ion hidrogen.
Jadi, kita harus menyingkirkan ion-ion hidrogen. Tambahkan ion hidroksida secukupnya padakedua sisi persamaan sehingga dapat menetralkan semua ion hidrogen. Karena persamaan ini telah setara, kita harus menambah ion hidroksida dalam jumlah yang sama pada kedua sisi untuk mempertahankan kesetaraannya.

Ion hidrogen dan ion hidroksida pada sisi kiri akan menjadi 4 molekul air.

Akhirnya, ada molekul air pada kedua sisi persamaan. Kita dapat meniadakan molekul air pada salah satu sisi.

Jangan lupa untuk memeriksa kembali bahwa semua penyetaraan telah diselesaikan.
Menggabungkan setengah-reaksi untuk mendapat persamaan reaksi
Dari sini, pengerjaan selanjutnya sama dengan yang sebelumnya telah kita kerjakan berulang-ulang. Kita telah mendapat dua setengah-reaksi:

Persamaan untuk besi harus terjadi 4 kali untuk dapat menyediakan elektron yang cukup bagi oksigen.

Perhatikan bahwa ion hidroksida pada masing-masing sisi saling meniadakan.

Reduksi ion manganat(VII) menjadi ion manganat(VI) oleh ion hidroksida
Reaksi ini agak tidak jelas, tetapi tidak terlalu sulit untuk dikerjakan dan disetarakan. Ion hidrogen tidak biasanya berperan sebagai reduktor (zat pereduksi).
Larutan ungu gelap kalium mannganat(VII) direduksi perlahan menjadi larutan hijau gelap kalium manganat(VI) oleh larutan kalium hidroksida. Dari reaksi ini juga dihasilakan gelembugn oksigen.
Setengah-reaksi untuk perubahan ion manganat(VII) menjadi ion manganat(VI) cukup mudah (tentu saja jika kita tahu rumus molekulnya).

Lalu bagaimana dengan ion hidroksida utnuk menghasilkan gas oksigen. Akan sangat sulit untuk mengerjakan setengah-reaksi secara langsung, kita akan buat dengan urutan yang biasa.
Tuliskan apa yang kita tahu dari soal, setarakan oksigen pada reaksi.

Setarakan hidrogen dengan menambah ion hidrogen.

Kemudian setarakan muatan.

Singkirkan ion hidrogen dengan menambah ion hidroksida dengan jumlah yang cukup pada kedua sisi persamaan.

Selesaikan persamaan diatas.

Menggabungkan setengah-reaksi untuk mendapat persamaan reaksi

Sejauh ini, yang telah kita dapat adalah:


Reaksi mangan harus terjadi 4 kali untuk menghabiskan 4 elektron yang dihasilkan dari persamaaan setengah-reaksi hidroksida.

Persamaan kimia ini mungkin belum anda kenal, tetapi mengerjakannya tidak terlalu sulit!
Oksidasi kromium(III) menjadi kromium(VI)
Jika kita menambahkan larutan natium hidroksida berlebih ke dalam larutan yang mengandung ion kromium(III), kita akan mendapat larutan hijau gelap yang mengandung ion kompleks heksahidroksokromat(III), Cr(OH)63-.
Zat ini dapat dioksidasi menjadi ion kromat(VI), CrO42-, yang berwarna kuning terang, dengan memanaskannya dengan larutan hidrogen peroksida.
Kita tadi telah mengerjakan setengah-reaksi hidrogen peroksida yang berperan sebagai oksidator dalam suasana basa.

Jadi, sekarang kita hanya perlu mengerjakan setengah-reaksi ion kromium. Yang kita tahu dari soal adalah:

Pada soal ini pun tidak jelas dimana harus menempatkan ion hidroksida atau molekul air, jadi kita kerjakan seolah-olah dalam suasana asam. Dengan cara ini, kita mulai dengan menyetarakan oksigen dengan menambah molekul air
.
Untuk mendapat 6 oksigen pada tiap sisi, kita perlu dua air pada sisi kanan.

Lalu setarakan hidrogen dengan menambah ion hidrogen.

Dan setarakan muatan dengan menambah elektron.

Akhirnya, ubah dari suasana asam menjadi suasana basa dengan menambah ion hidrogen dengan jumlah yang cukup pada kedua sisi untuk mengubah ion hidrogen menjadi air.

Dan selesaikan persamaan.

Menggabungkan setengah-reaksi untuk mendapat persamaan reaksi
Kedua setengah reaksi yang kita dapat adalah:


Jika kita mengali satu persamaan dengan 3 dan yang lain dengan 2, akan menghasilkan total elektron yang ditransfer adalah 6.

Akhirnya, selesaikan ion hidrogen yang ada pada kedua sisi sehinga menghasilkan persamaan ion akhir.

Setengah-Reaksi Elektron
Apakah setengah-reaksi elektron?
Ketika magnesium mereduksi tembaga(II)oksida dalam suhu panas menjadi tembaga, persamaan ion untuk reaksi itu adalah:

Kita dapat membagi persamaan ion ini menjadi dua bagian, dengan melihat dari sisi magnesium dan dari sisi ion tembaga(II) secara terpisah. Dari sini terlihat jelas bahwa magnesium kehilangan dua elektron, dan ion tembaga(II) yang mendapat dua elektron tadi.

Kedua persamaan di atas disebut “setengah-reaksi elektron” atau “setengah-persamaan” atau “setengah-persamaan ionik” atau “setengah-reaksi”, banyak sebutan tetapi mempunyai arti hal yang sama.
Setiap reaksi redoks terdiri dari dua setengah-reaksi. Pada salah satu reaksi terjadi kehilangan elektron (proses oksidasi), dan di reaksi lainnya terjadi penerimaan elektron (proses reduksi).
Mengerjakan setengah-reaksi elektron dan menggunakannya untuk membuat persamaan ion

Pada contoh di atas, kita mendapat setengah-reaksi elektron dengan memulai dari persamaan ion kemudian mengeluarkan masing-masing setengah-reaksi dari persamaan tersebut. Itu merupakan proses yang tidak benar.
Pada kenyataannya, kita hampir selalu memulai dari setengah-reaksi elektron dan menggunakannya untuk membuat persamaan ion.
Contoh 1: Reaksi antara klorin dan ion besi(II)
Gas klorin mengoksidasi ion besi(II) menjadi ion besi(III). Pada proses ini, klorin direduksi menjadi ion klorida. Sebagai permulaan kita buat dahulu masing-masing setengah-reaksi.
Untuk klorin, seperti kita ketahui klorin (sebagai molekul) berubah menjadi ion klorida dengan reaksi sebagai berikut:

Pertama, kita harus menyamakan jumlah atom di kedua sisi:

Penting untuk diingat, jumlah atom harus selalu disamakan dahulu sebelum melakukan proses selanjutnya. Jika terlupa, maka proses selanjutnya akan menjadi kacau dan sia-sia.
Kemudian untuk menyempurnakan setengah-reaksi ini kita harus menambahkan sesuatu. Yang bisa ditambah untuk setengah-reaksi adalah:
* Elektron
* Air
* Ion hidrogen (H+) (kecuali jika reaksi terjadi dalam suasana basa, jika demikian yang bisa ditambahkan adalah ion hidroksida (OH-)
Dalam kasus contoh di atas, hal yang salah pada persamaan reaksi yang kita telah buat adalah muatannya tidak sama. Pada sisi kiri persamaan tidak ada muatan, sedang pada sisi kanannya ada muatan negatif 2 (untuk selanjutnya disingkat dengan simbol : 2-).
Hal itu dapat dengan mudah diperbaiki dengan menambah dua elektron pada sisi kiri persamaan reaksi. Akhirnya didapat bentuk akhir setengah-reaksi ini:

Proses yang sama juga berlaku untuk ion besi(II). Seperti telah diketatahui, ion besi(II) dioksidasi menjadi ion besi(III).

Jumlah atom dikedua sisi telah sama, tetapi muatannya berbeda. Pada sisi kanan, terdapat muatan 3+, dan pada sisi kiri hanya 2+.
Untuk menyamakan muatan kita harus mengurangi muatan positif yang ada pada sisi kanan, yaitu dengan menambah elektron pada sisi tersebut:

Mengabungkan setengah reaksi untuk mendapat persamaan ion untuk reaksi redoks
Sekarang kita telah mendapatkan persamaan dibawah ini:

Terlihat jelas bahwa reaksi dari besi harus terjadi dua kali untuk setiap molekul klorin. Setelah itu, kedua setengah-reaksi dapat digabungkan.

Tapi jangan berhenti disitu! Kita harus memeriksa kembali bahwa semua dalam keadaan sama atau setara, baik jumlah atom dan muatannya. Sangat mudah sekali terjadi kesalahan kecil (tapi bisa menjadi fatal!) terutama jika yang dikerjakan adalah persamaan yang lebih rumit.
Pada persamaan terakhir, terlihat bahwa tidak ada elektron yang diikutsertakan. Pada persamaan terakhir ini, di kedua sisi sebenarnya terdapat elektron dalam jumlah yang sama, jadi saling meniadakan, dapat dicoret, dan tidak perlu ditulis dalam persamaan akhir yang dihasilkan.
Contoh 2: Reaksi antara hidrogen peroksida dan ion manganat(VII)
Persamaan reaksi pada contoh 1 merupakan contoh yang sederhana dan cukup mudah. Tetapi teknik atau cara pengerjaannya berlaku juga untuk reaksi yang lebih rumit dan bahkan reaksi yang belum dikenal.
Ion manganat(VII), MnO4-, mengoksidasi hidrogen peroksida, H2O2, menjadi gas oksigen. Reaksi seperti ini terjadi pada larutan kalium manganat(VII) dan larutan hidrogen peroksida dalam suasana asam dengan penambahan asam sulfat.
Selama reaksi berlangsung, ion manganat(VII) direduksi menjadi ion mangan(II).
Kita akan mulai dari setengah-reaksi dari hidrogen peroksida.

Jumlah atom oksigen telah sama/ setara, tetapi bagaimana dengan hidrogen?
Yang bisa ditambahkan pada persamaan ini hanyalah air, ion hidrogen dan elektron. Jika kita menambahkan air untuk menyamakan jumlah hidrogen, jumlah atom oksigen akan berubah, ini sama sekali salah.
Yang harus dilakukan adalah menambahkan dua ion hidrogen pada sisi kanan reaksi:

Selanjutnya, kita perlu menyamakan muatannya. Kita perlu menambah dua elektron pada sisi kanan untuk menjadikan jumlah muatan di kedua sisi 0.

Sekarang untuk setengah-reaksi manganat(VII):
Ion manganat(VII) berubah menjadi ion mangan(II).

Jumlah ion mangan sudah setara, tetapi diperlukan 4 atom oksigen pada sisi kanan reaksi. Satu-satunya sumber oksigen yang boleh ditambahkan pada reaksi suasana asam ini adalah air.

Dari situ ternyata ada tambahan hidrogen, yang juga harus disetarakan. Untuk itu, kita perlu tambahan 8 ion hidrogen pada sisi kiri reaksi.

Setelah semua atom setara, selanjutnya kita harus menyetarakan muatannya. Pada tahapan reaksi diatas, total muatan disisi kiri adalah 7+ (1- dan 8+), tetapi pada sisi kanan hanya 2+. Jadi perlu ditambahkan 5 elektron pada sisi kiri untuk mengurangi muatan dari 7+ menjadi 2+.

Dapat disimpulkan, urutan pengerjaan setengah reaksi ini adalah:
Menyetarakan jumlah atom selain oksegen dan hidrogen.
Menyetarakan jumlah oksigen dengan menambah molekul air (H2O).
Menyetarakan jumlah hidrogen dengan menambah ion hidrogen (H+).
Menyetarakan muatan dengan menambah elektron.
Menggabungkan setengah-reaksi untuk membuat persamaan reaksi
Kedua setengah-reaksi yang sudah kita dapat adalah:

Supaya dapat digabungkan, jumlah elektron dikedua setengah-reaksi sama banyak. Untuk itu setengah-reaksi harus dikali dengan faktor yang sesuai sehingga menghasilkan jumlah elektron yang setara. Untuk reaksi ini, masing-masing setengah reaksi dikalikan sehingga jumlah elektron menjadi 10 elektron.

Tapi kali ini tahapan reaksi belum selesai. Dalam hasil persamaan reaksi, terdapat ion hidrogen pada kedua sisi reaksi.

Persamaan ini dapat disederhanakan dengan mengurangi 10 ion hidrogen dari kedua sisi sehingga menghasilkan bentuk akhir dari persamaan ion ini. Tapi jangan lupa untuk tetap memeriksa kesetaraan jumlah atom dan muatan!

Sering terjadi molekul air dan ion hidrogen muncul di kedua sisi persamaan reaksi, jadi harus selalu diperiksa dan kemudian disederhanakan.
Contoh 3: Oksidasi etanol dengan kalium dikromat(VI) suasana asam
Tehnik yang telah dijelaskan tadi dapat juga digunakan pada reaksi yang melibatkan zat organik. Larutan kalium dikromat(VI) yang diasamkan dengan asam sulfat encer dapat digunakan untuk mengoksidasi etanol, CH3CH2OH, menjadi asam etanoat, CH3COOH.
Sebagai oksidator adalah ion dikromat(VI), Cr2O72-, yang kemudian tereduksi menjadi ion kromium (III), Cr3+.
Pertama kita akan kerjakan setengah-reaksi etanol menjadi asam etanoat.
- Tahapan reaksi seperti contoh sebelumnya, dimulai dengan menulis reaksi utama yang terjadi, yang diketahui dari soal.

- Setarakan jumlah oksigen dengan menambah molekul air pada sisi kiri:

- Tambahkan ion hidrogen pada sisi kanan untuk menyetarakan jumlah hidrogen:

- Selanjutnya, setarakan muatan dengan menambah 4 elektron pada sisi kanan sehingga menghasilkan total muatan nol pada tiap sisi:

Setengah reaksi untuk dikromat(VI) agak rumit dan jika tidak teliti dapat menjebak:
- Buat persamaan reaksi utama:

- Setarakan jumlah kromium. Hal ini sering dilupakan, dan jika ini terjadi akan fatal, karena hasil reaksi selanjutnya akan salah. Jumlah muatan akan salah, faktor pengali yang digunakan juga akan salah. Sehingga keseluruhan persamaan reaksi akan salah.

- Kemudian setarakan oksigen dengan menambah molekul air:

- Setarakan jumlah hidrogen dengan menambah ion hidrogen:

- Selanjutnya setarakan muatannya. Tambah 6 elektron pada sisi kiri sehingga jumlah muatan menjadi 6+ pada tiap sisi.

Menggabungkan setengah-reaksi untuk mendapat persamaan reaksi
Sejauh ini setengah reaksi yang telah kita dapat adalah:

Untuk menyelesaikan persamaan ini kita harus mengubah jumlah elektron, dengan jumlah terkecil yang dapat habis dibagi 4 dan 6, yaitu 12. Jadi faktor pengali untuk persamaan ini adalah 3 dan 2.

Dapat dilihat ada molekul air dan ion hidrogen pada kedua sisi persamaan. Ini dapat disederhanakan menjadi bentuk akhir persamaan reaksi:

dikutip dari:http://www.chem-is-try.org/kategori/materi_kimia/kimia_anorganik1/oksidasi_dan_reduksi/

Logam golongan 2

Logam golongan 2
Logam golongan 2 dari berilium Be, sampai radium, Ra, disebut juga logam-logam alkali tanah
Berilium merupakan komponen beril atau emeral. Emeral adalah mineral yang
mengandung 2%, Cr, dalam beril, Be Al Si O . Logam berilium bewarna putih keperakan dan
digunakan dalam paduan khusus dan untuk jendela dalam tabung sinar-X, atau sebagai moderator
dalam reaktor nuklir, dsb. Senyawa Be2+ mirip dengan senyawa Mg2+ atau Al3+. Karena berilium
sangat beracun, berilium harus ditangani dengan sangat hati-hati.

Tabel 5.2 Sifat-sifat unsur golongan 2.
Magnesium, Mg, terutama diproduksi sebagai karbonat, sulfat, dan silikat, dan kelimpahannya di
antara natrium dan kalsium. Magnesium diproduksi dengan elektrolisis garam leleh magnesium
khlorida, MgCl , atau reaksi dolomit, CaMg(CO ) , dengan paduan ferosilikon FeSi. Logam
magnesium bewarna putih keperakan dan permukaannya dioksidasi di udara. Pada suhu tinggi
magnesium terbakar di udara dan bereaksi dengan nitrogen menghasilkan nitrida, Mg N . Logam
magnesium terbakar dengan nyala yang sangat terang dan sampai saat ini masih digunakan sebagai
lampu blitz. Paduannya dengan aluminum bersifat ringan dan kuat dan digunakan sebagai bahan
struktural dalam mobil dan pesawat. Mg2+ merupakan ion pusat dalam cincin porfirin dalam
khlorofil, dan memainkan peran dalam fotosintesis. Reagen Grignard, RMgX, yang disintesis
kimiawan Perancis F. A. V. Grignard tahun 1900, adalah senyawa organologam khas logam
golongan utama dan digunakan dengan luas dalam reaksi Grignard. Reagen yang penting ini
dihadiahi Nobel (1912), dan sangat bermanfaat tidak hanya untuk reaksi organik tetapi juga untuk
konversi halida logam menjadi senyawa organologam.Kalsium ada dalam silikat, karbonat, sulfat, fosfat, fluorit, dsb. Kalsium bewarna putih keperakan dan merupakan logam yang lunak diproduksi dengan elektrolisis garam kalsium khlorida, CaCl2, leleh.Kapur tohor, CaO, diproduksi dengan kalsinasi batu pualam, CaCO , pada 950-1100 oC. Jumlah produksi kapur tohor menempati ranking kedua produksi bahan kimia anorganik setelah asam sulfat. Kalsium hidroksida, Ca(OH) , juga disebut kapur mati. Kalsium karbonat adalah komponen utama pualam dan pualam digunakan dalam produksi semen. Gipsum adalah dihidrat kalsium sulfat CaSO .2H O dan didapatkan dalam jumlah besar sebagai produk disamping desulfurisasi gas, dan digunakan sebagai bahan bangunan, dsb.
Walaupun kalsium tidak penting baik dalam larutan dalam air maupun dalam kimia organologam
dalam pelarut organik, unsur ini memerankan peran kunci dalam organisme hidup. Tidak hanya
sebagai bahan struktural tulang dan gigi, ion kalsium juga memiliki berbagai fungsi biologis, seperti
transfer aksi hormon, kontraksi otot, komunikasi syaraf, stabilisasi protein, dan pembekuan darah.
Stronsium adalah logam lunak dengan warna putih keperakan. Permukaannya dioksidasi oleh
udara pada suhu kamar, dan menjadi oksidanya, SrO, dan nitridanya, Sr N , pada suhu tinggi.
Walaupun kerak bumi relatif tinggi kandungan stronsiumnya, unsur ini belum dipelajari dengan
luas dan aplikasinya agak terbatas. Ada empat isotop Sr, dan 88Sr (82.58 %) adalah yang paling
melimpah. Karena isotop artifisial 90Sr didapat dengan murah dalam reaksi inti, isotop ini
digunakan sebagai sumber partikel ß, dan sebagai perunut radioaktif. Namun, isotop ini, dan juga
137Cs, memiliki waktu paruh yang panjang (28.8 tahun) dan keduanya ada dalam sisa-sisa radioaktif
yang menyertai uji ledakan nuklir.
Kimia barium, Ba, tidak luar biasa, tetapi BaSO4 digunakan sebagai media kontras untuk
diagnostik sinar-X perut sebab senyawa ini tidak larut dalam asam khlorida. Ion Ba2+ sangat
beracun dan larut dalam air yang mengandung ion ini harus ditangani dengan ekstra hati-hati.
Walaupun radium, Ra, ada dalam bijih uranium, kandungannya hanya 10-6 kali kandungan
uranium. Tuan dan Nyonya Curie telah mengisolasi sejumlah kecil uranium khlorida dari berton-
ton pitblenda di tahun 1898. Unsur uranium diisolasi oleh Curie melalui anamalgamnya.
Walaupun radium memiliki nilai historis penting dalam radiokimia, kini radium tidak digunakan
lagi sebagai sumber radiasi.

Latihan 5.2 Tunjukkan contoh senyawa organologam golongan utama yang sering digunakan
dalam sintesis.
[Jawab] Butil litium, LiBu, reagen Grignard, RMgBr, trietilaluminum, AlEt , dan dietil zink ZnEt .

Logam golongan 1

Kimia Logam Golongan Utama

Logam menunjukkan kilap, konduktor panas dan listrik yang baik, mudah dibentuk
dan duktil. Sifat-sifat seperti ini khas logam, walaupun definisi atom logam dan ion
tidak sederhana. Unsur logam membentuk oksida basa, hidroksida dalam bilangan
oksidasi +1 atau +2 dan menjadi kation. Semua unsur transisi adalah logam,
sementara golongan utama diklasifikasikan atas logam dan non logam. Germanium
dan polonium dapat dimasukkan sebagai logam. Boron, silikon, germanium, arsen,
antimon, selenium, dan telurium menunjukkan sedikit ciri logam dan unsur-unsur ini
sering disebut metaloid.

5.1 Logam golongan 1
Golongan 1 disebut juga logam alkali. Logam alkali melimpah dalam mineral dan di air laut.
Khususnya, natrium, Na, di kerak bumi adalah keempat setelah Al, Fe, dan Ca. Walaupun
keberadaan ion natrium dan kalium telah dikenali sejak lama, sejumlah usaha untuk mengisolasi
logam ini dari larutan air garamnya gagal sebab kereaktifannya yang tinggi pada air. Kalium (1807)
dan tidak lama setelahnya natrium diisolasi dengan mengelektrolisis garam leleh KOH atau
NaOH oleh H. Davy di abad ke-19. Litium Li ditemukan sebagai unsur baru di tahun 1817, dan
Davy segera setelah itu mengisolasinya dari Li2O dengan elektrolisis. Rubidium, Rb dan Cesium,
Cs, ditemukan sebagai unsur baru dengan teknik spektroskopi tahun 1861. Fransium, Fr,
ditemukan dengan menggunakan teknik radiokimia tahun 1939, kelimpahan alaminya sangat
rendah.

Tabel 5.1 sifat-sifat logam golongan 1.
Terlihat di Tabel 5.1, titik leleh, titik didih dan kerapatan logam alkali rendah dan logam-logam itu
sangat lunak. Karena kulit elektron terluarnya hanya mengandung satu elektron s, energi ionisasi
logam-logam ini sangat rendah, dan kation mono logam alkali terbentuk dengan mudah. Analisis
kualitatif logam alkali dapat dilakukan dengan uji nyala dengan menggunakan garis luminisensinya
yang khas. Khususnya garis-D oranye dari Natrium digunakan dalam lampu natrium. Logam
alkali dioksidasi oleh air dan akan melepaskan gas hidrogen karena rendahnya potensial reduksi
logam-logam tersebut. Logam alkali yang lebih berat dari litium bereaksi hebat dengan air, oleh
karena itu harus ditangani dengan sangat hati-hati.
Latihan 5.1 Deskripsikan kereaktifan logam alkali dalam air.
[Jawab] Kereaktifan litium terendah, natrium bereaksi dengan hebat, kalium, rubidium, dan
cesium bereaksi disertai ledakan.
Gambar 5.1 Struktur Na(kript).
Logam alkali juga aktif pada oksigen atau halogen. Karena logam alkali adalah reduktor kuat,
logam-logam ini juga digunakan untuk sebagai reduktor. Karena keaktifannya yang tinggi pada

halogen, logam alkali penting dalam sintesis organik dan anorganik yang menghasilkan halida
logam alkali sebagai hasil reaksi kondensasi dan metatesis. Walaupun biasanya sukar untuk
melarutkan logam dalam pelarut untuk menghasilkan dispersi atomik, logam alkali dapat
didipersikan dalam larutan amonia, amalgam, dan sebagai kriptan (Gambar 5.1), naftalen, atau
kompleks benzofenon (C H ) CO. Amonia mendidih pada -33.35 oC tetapi amonia cair dapat
ditangani dengan cukup mudah. Logam alkali larut dengan baik di amonia cair dan larutan
encernya berwarna biru. Larutan pekat logam alkali dalam amonia bewarna perunggu. Logam
alkali dapat direkoveri bila amonianya diuapkan dari larutan logamnya. Larutan logam alkali
menunjukkan warna yang sama tidak bergantung logam yang dilarutkan, karena warnanya berasal
dari elektron yang terlarut. Jadi, proses pelarutan disertai dengan pemisahan atom logam menjadi
ion logam alkali dan elektron yang tersolvasi dalam amonia, menurut persamaan+
M + n NH →M [e(NH)n]
Larutan logam alkali dalam amonia bersifat konduktif dan paramagnetik. Larutan yang sangat kuat
daya reduksinya ini digunakan untuk reaksi reduksi khusus atau sintesis kompleks logam dan polihalida.

Sifat Senyawa Ion dan Senyawa Kovalen

Sifat Senyawa Ion dan Senyawa Kovalen
Ikatan ionik dapat dikatakan jauh lebih kuat dari pada ikatan kovalen karena ikatan ionik terbentuk akibat gaya tarik listrik (gaya Coulomb) sedangkan ikatan kovalen terbentuk karena pemakaian elektron ikatan bersama. Perbandingan sifat senyawa ionik dan senyawa kovalen disajikan pada tabel berikut:

Sifat Senyawa Ion dan Senyawa Kovalen
Ikatan Kovalen Koordinat

Ikatan kovalen koordinat terjadi apabila pasangan electron yang dipakai bersama berasal dari penyumbangan saah satu atom yang berikatan. Ikatan kovalen koordinat dikenal juga sebagai ikatan dativ atau ikatan semipolar. Amonia (NH3) dapat bereaksi dengan boron trifklorida (BCl3) membentuk senyawa NH3.BCl3.

Pembentukan ikatan kovalen koordinat NH3.BF3
Atom nitrogen dalam NH3 telah memenuhi aturan oktet dengan sepasang elektron bebas. Akan tetapi atom boron telah berpasangan dengan tiga atom klorin tetapi belum memenuhi aturan oktet. Akibat hal ini, pasangan elektron bebas atom nitrogen dapat digunakan untuk berikatan dengan atom boron. Dalam menggambarkan struktur molekul, ikatan kovalen koordinat dinyatakan dengan garis berpanah dari atom donor menuju akseptor pasangan elektron bebas.

RADIOAKTIVITAS

senyawa radioaktif

Radioaktivitas adalah kemampuan inti atom yang tak-stabil untuk memancarkan radiasi
menjadi inti yang stabil. Materi yang mengandung inti tak-stabil yang memancarkan radiasi,
disebut zat radioaktif. Besarnya radioaktivitas suatu unsur radioaktif (radionuklida ditentukan
oleh konstanta peluruhan (λ), yang menyatakan laju peluruhan tiap detik, dan waktu paro

(t½). Kedua besaran tersebut bersifat khas untuk setiap radionuklida. Berdasarkan
sumbernya, radioaktivitas dibedakan atas radioaktivitas alam dan radioaktivitas buatan.
Radioaktivitas buatan banyak digunakan di berbagai bidang.

1. Definisi radioaktivitas
Radioaktivitas adalah kemampuan inti atom yang tak-stabil untuk memancarkan radiasi dan
berubah menjadi inti stabil. Proses perubahan ini disebut peluruhan dan inti atom yang tak-
stabil disebut radionuklida. Materi yang mengandung radionuklida disebut zat radioaktif.

Peluruhan ialah perubahan inti atom yang tak-stabil menjadi inti atom yang lain, atau
berubahnya suatu unsur radioaktif menjadi unsur yang lain.

Radioaktivitas ditemukan oleh H. Becquerel pada tahun 1896. Becquerel menamakan radiasi dengan uranium. Dua tahun setelah itu, Marie Curie meneliti radiasi uranium dengan
menggunakan alat yang dibuat oleh Pierre Curie, yaitu pengukur listrik piezo (lempengan
kristal yang biasanya digunakan untuk pengukuran arus listrik lemah), dan Marie Curie
berhasil membuktikan bahwa kekuatan radiasi uranium sebanding dengan jumlah kadar
uranium yang dikandung dalam campuran senyawa uranium. Disamping itu, Marie Curie juga
menemukan bahwa peristiwa peluruhan tersebut tidak dipengaruhi oleh suhu atau tekanan,
dan radiasi uranium dipancarkan secara spontan dan terus menerus tanpa bisa dikendalikan.
Marie Curie juga meneliti campuran senyawa lain, dan menemukan bahwa campuran
senyawa thorium juga memancarkan radiasi yang sama dengan campuran senyawa uranium,
dan sifat pemancaran radiasi seperti ini diberi nama radioaktivitas.
Pada tahun 1898, ia menemukan unsur baru yang sifatnya mirip dengan bismut. Unsur baru ini dinamakan polonium diambil dari nama negara asal Marie Curie, yaitu Polandia. Setelah itu H. Becquerel dan Marie Curie melanjutkan penelitiannya dengan menganalisis pitch blend (bijih uranium). Mereka berpendapat bahwa di dalam pitch blend terdapat unsur yang
radioaktivitasnya lebih kuat daripada uranium atau polonium. Pada tahun yang sama mereka
mengumumkan bahwa ada unsur radioaktif yang sifatnya mirip dengan barium. Unsur baru ini
dinamakan radium (Ra), yang artinya benda yang memancarkan radiasi. Detail dari
penemuan ini dapat dilihat pada pokok bahasan tentang Penemuan Radioaktivitas Alam.
2. Waktu Paro

Waktu paro (t½ adalah waktu yang diperlukan oleh suatu radionuklida untuk meluruh
sehingga jumlahnya tinggal setengahnya. Radiasi radionuklida mempunyai sifat yang khas
(unik untuk masing-masing inti. Peristiwa pemancaran radiasi suatu radionuklida sulit untuk
ditentukan, tetapi untuk sekumpulan inti yang sama, kebolehjadian peluruhannya dapat
diperkirakan. Waktu paro bersifat khas terhadap setiap jenis inti.

Laju pancaran radiasi dalam satuan waktu disebut konstanta peluruhan (λ dan secara

matematik hubungan antara λ dan t½ dinyatakan dengan

λ = 0,693/ t½

3. Radioaktivitas alam dan buatan
Berdasarkan asalnya, radioaktivitas dikelompokkan menjadi radioaktivitas alam, dan
radioaktivitas buatan, yaitu hasil kegiatan yang dilakukan manusia. Dalam radioaktivitas alam,
ada yang berasal dari alam dan dari radiasi kosmik. Radioaktivitas buatan dipancarkan oleh
radioisotop yang sengaja dibuat manusia, dan berbagai jenis radionuklida dibuat sesuai
dengan penggunaannya.

4. Radioaktivitas alam

4.1 Radioaktivitas primordial

Pada litosfer, banyak terdapat inti radioaktif yang sudah ada bersamaan dengan terjadinya
bumi, yang tersebar secara luas yang disebut radionuklida alam. Radionuklida alam banyak
terkandung dalam berbagai macam materi dalam lingkungan, misalnya dalam air, tumbuhan,
kayu, bebatuan, dan bahan bangunan.

Radionuklida primordial dapat ditemukan juga di dalam tubuh mausia. Terutama radioisotop
yang terkandung dalam kalium alam. Uraian lengkap mengenai radioaktivitas alam dijelaskan
pada pokok bahasan "inti radioaktif alam (08-01-01-02)".

4.2 Radioaktivitas yang berasal dari radiasi kosmik

Pada saat radiasi kosmik masuk ke dalam atmosfer bumi, terjadi interaksi dengan inti atom
yang ada di udara menghasilkan berbagai macam radionuklida. Yang paling banyak
dihasilkan adalah H-3 dan C-14.

Kecepatan peluruhan dan kecepatan pembentukan radionuklida seimbang, sehingga secara
teoritis jumlahnya di alam adalah tetap. Berdasarkan fenomena tersebut, maka dengan
mengukur kelimpahan C-14 yang ada dalam suatu benda, dapat ditentukan umur dari benda
tersebut dan metode penentuan umur ini dinamakan penanggalan karbon (Carbon Dating).

5. Radioaktivitas Buatan

5.1. Radioaktivitas yang berhubungan dengan pembangkit listrik tenaga nuklir

Energi yang dihasilkan oleh proses peluruhan dapat digunakan sebagai pembangkit listrik
tenaga nuklir. Dalam instalasi pembangkit listrik tenaga nuklir, faktor keselamatan radiasi
menjadi prioritas yang utama, dan dengan berkembangnya teknologi pembangkit listrik
tenaga nuklir, maka tingkat keselamatan radiasinya pun semakin tinggi.

5.2. Radioaktivitas akibat percobaan senjata nuklir

Radioaktivitas yang berasal dari jatuhan radioaktif akibat percobaan senjata nuklir disebut fall
out. Tingkat radioaktivitas dari fall out yang paling tinggi terjadi pada tahun 1963 dan setelah
itu jumlahnya terus menurun. Hal itu disebabkan pada tahun 1962 Amerika dan Rusia
mengakhiri percobaan senjata nuklir di udara.

5.3. Radioaktivitas dalam kedokteran

Radioaktivitas yang berasal dari radioisotop dalam bidang kedokteran digunakan misalnya
untuk diagnosis, terapi, dan sterilisasi alat kedokteran. Uraian lengkap dari penggunaan
radioaktivitas di bidang kedokteran dapat dibaca pada pokok bahasan penggunaan radiasi
dalam bidang kedokteran.

5.4. Radioaktivitas dalam rekayasa teknologi

Penggunaan radiasi dalam bidang pengukuran (gauging), analisis struktur materi,
pengembangan bahan-bahan baru, dan sebagai sumber energi dibahas dalam pokok
bahasan penggunaan radiasi dalam rekayasa teknologi.

5.5. Radioaktivitas dalam bidang pertanian

Penggunaannya dalam bioteknologi, pembasmian serangga atau penyimpanan bahan
pangan, dan teknologi pelestarian lingkungan dibahas dalam pokok bahasan penggunaan
radiasi dalam produksi pertanian, kehutanan dan laut.
Sumber : www.batan.go.id