GOLONGAN IIA LOGAM ALKALI TANAH

Transkripsi

1 GOLONGAN IIA LOGAM ALKALI TANAH Kimia Anorganik Golongan Utama Kelompok II: 1. Rika Yulianti ( ) 2. Handariatul Masruroh ( ) 3. Malikatul Bulqis ( ) 4. Kania Setianti ( ) 5. Lailatul Hikmah ( ) JURUSAN KIMIA FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM UNIVERSITAS JEMBER 2013

2 Golongan IIA ALKALI TANAH Logam alkali tanah terdiri dari 6 unsur yang terdapat di golongan IIA. Yang termasuk ke dalam golongan II A yaitu : Berilium (Be), Magnesium (Mg), Calcium (Ca), Stronsium (Sr), Barium (Ba), dan Radium (Ra). Di sebut logam karena memiliki sifat-sifat seperti logam. Disebut alkali karena mempunyai sifat alkalin jika direaksikan dengan air. Dan istilah tanah karena oksidasinya sukar larut dalam air, dan banyak ditemukan dalam bebatuan di kerak bumi. Oleh sebab itu, istilah alkali tanah biasa digunakan untuk menggambarkan kelompok unsur golongan II A.

3

4

5 Sifat-Sifat Unsur Alkali Tanah Golongan IIA mempunyai sifat-sifat yang mirip dengan golongan IA. Perbedaannya adalah bahwa golongan IIA ini mempunyai konfigurasi elektron ns2 dan merupakan reduktor yang kuat. Meskipun lebih keras dari golongan IA, tetapi golongan IIA ini tetap relatif lunak, perak mengkilat, dan mempunyai titik leleh dan kerapatan lebih tinggi. Unsur alkali tanah memiliki reaktifitas tinggi, sehingga tidak ditemukan dalam bentuk monoatomik, unsur ini mudah bereaksi dengan oksigen, dan logam murni yang ada di udara, membentuk lapisan luar pada oksigen.

6 Jari-Jari Atom

7 Energi Ionisasi

8 Keelektronegatifan

9 Titik Lebur

10 Titik Didih

11 Sifat fisik dan sifat kimia Pembahasan Sumber/kelimpahan di alam Kegunaan Isolasi Reaksi dengan: O 2 H 2 H 2 O N 2 X 2 S C

12 Berilium (Be) Berilium adalah unsur kimia (Be) dengan nomor atom 4. ditemukan sebagai oksida oleh Vauquelin dalam beryl dan di zamrud di tahun Logam ini diisolasi pada tahun 1828 oleh Wohler dan Bussy (mereka tidak berkolaborasi)dengan reaksi kimia kalium atas berilium klorida

13 Berilium Sifat Fisik Fase : padat Massa jenis (sekitar suhu kamar) :1,85 g/cm³ Massa jenis cair pada titik lebur :1,690 g/cm³ Titik lebur :1560 K (1287 C, 2349 F) Titik didih :2742 K (2469 C, 4476 F) Kalor peleburan :7,895 kj/mol Kalor penguapan :297 kj/mol Kapasitas kalor :(25 C) 16,443 J/(mol K)

14 Berilium Sifat Kimia Konduktivitas panas sangat baik Tidak magnetik dan tahan karat asam nitrat Tidak terisolasi apabila terpapar udara pada suhu dan tekanan ruang Sifat oksidasi amfoter Kovalen Reaksi dengan udara, menghasilkan MO dan M3N2 bila dipanaskan

15 Berilium Sumber Di Alam Unsur berilium terdapat sekitar 0,0006% dalam kerak bumi, yang memiliki 2 jenis warna : - Biru-hijau muda, yakni aquamaryn. - Hijau tua, yakni permata emerald (adanya sampai 2% ion Cr (III) dalam struktur kristalnya).

16 Dalam alam berbentuk mineral beril [Be3Al2(SiO6)3] Dan krisoberil Al2BeO4

17 Berilium Kegunaan Agen aloy di dalam pembuatan tembaga berilium Alloy tembaga-berilium digunakan dalam industri angkasa-antariksa dan pertahanan sebagai bahan penstrukturan ringan dalam pesawat berkecepatan tinggi, peluru berpandu, kapal terbang dan satelit komunikasi

18 Berilium Penepis cahaya tampak dan memperbolehkan hanya sinaran X yang terdeteksi pemantul neutron dan moderator pembuatan giroskop, berbagai alat komputer, pegas jam tangan dan peralatan yang memerlukan keringanan, ketegaran dan kestabilan dimensi. pembuatan litar bersepadu mikroskopik Perintang listrik lampu floresens

19 Berilium Isolasi Metode Reduksi Metode ini diperlukan berilium dalam bentuk BeF 2 yang dapat diperoleh dengan cara memanaskan beryl dengan Na 2 SiF 6 pada suhu o C. Setelah itu dilakukan leaching (ekstraksi cair-padat) terhadap flour dengan air kemudian dilakukan presipitasi (pengendapan) dengan Ba(OH) 2 pada PH 12. Reaksi yang terjadi adalah: BeF 2 + Mg MgF 2 + Be

20 Berilium Metode elektrolisis Untuk mendapatkan berilium juga dapat dilakukan dengan cara elektrolisis dari lelehan BeCl 2 yang telah ditambah NaCl. Karena BeCl 2 tidak dapat mengahantarkan listrik dengan baik, sehingga ditambahkan NaCl. BeCl 2 tidak dapat menghantarkan listrik karena BeCl 2 bukan merupakan larutan elektrolit. Reaksi yang terjadi adalah : Katode : Be 2+ (l) + 2e - Be(l) Anode : 2Cl - Cl 2 (l) + 2e -

21 Berilium Reaksi Reaksi dengan air Berilium tidak bereaksi dengan air maupun uap air meskipun dalam suhu tinggi. Reaksi dengan oksigen Berilium tidak bereaksi dengan oksigen pada suhu kamar Reaksi dengan nitrogen Berilium dapat bereaksi dengan nitrogen membentuk nitrida. Berikut adalah reaksinya: 3Be(s) + O 2 (g) Be 3 N 2 (s) Reaksi dengan halogen Berilium bereaksi dengan halogen membentuk senyawahalida. Berikut adalah reaksinya: Be(s) + X 2 (g) BeX 2 (s)

22 Magnesium Nama magnesium berasal dari kata Yunani yang merupakan nama sebuah daerah di Thessaly yaitu Magnesia. Pada tahun 1755 Sir Humphry Davy memisahkan logam magnesium dengan elektrolisis pada tahun 1808 dari campuran magnesia dan HgO, sementara A. A. B. Bussy pula telah menyediakannya dalam bentuk koheren pada tahun Magnesium merupakan unsur kedelapan paling berlimpah dalam kerak Bumi

23 Sifat fisika Berwarna putih keabu-abuan Mempunyai permukaan pelindung lapisan tipis oksida Larut dalam asam encer Titik cair 922ºK Titik didih 1380ºK Energi ionisasi I 739(kJ/mol) Energi ionisasi II 1450(Kj/mol) Elektronegatifitas 1,31

24 Sumber Di Alam 0,13% Magnesium terdapat dalam batuan dolomit dan air laut. 2% kelimpahan magnesium terdapat pada kulit bumi.

25 Kegunaan digunakan sebagai bahan tahan api dalam tungku peleburan untuk memproduksi logam (besi dan baja), kaca, dan semen. Untuk bahan industri semen sorel, bahan isolasi, pertanian, peternakan, industri karet. sebagai bahan obat-obatan. Digunakan sebagai pembuat struktur ringan seperti dalam pesawat dan konstruksi rudal.

26 Adapun proses penting untuk mendapatkan logam adalah : a. Elektrolisis leburan campuran halida (MgCl2) dimana logam yang elektropositif yaitu Mg,ditampung. b. Reduksi dolomit (MgO) yang dikalsinasi (MgO.CaO). c. Dipanaskan dengan ferosilikon. d. Mg didistilasi.

27 Reaksi Reaksi Mg dengan air Mg (s) + H2O (g) MgO (s) + H2O(g) Reaksi Mg dengaan O2 2Mg (s) + O2 (g) MgO (s) Reaksi Mg dengan halida 2Mg (s) + Cl2 (g) MgCl2 (s)

28 Reaksi dengan asam Mg (s) + 2H + (aq) Mg 2 + (aq) + H 2 (g) Reaksi dengan nitrogen 3Mg (s) + N 2 (g) Mg 3 N 2 (s)

29 Kalsium (Ca) Kalsium adalah mineral yang amat penting bagi manusia, antara lain bagi metabolisme tubuh, penghubung antar saraf, kerja jantung dan pergerakan otot. Kalsium adalah sebuah elemen kimia dengan simbol Ca dan nomor ataom 20

30 Kalsium (Ca) Ciri-Ciri Fisika Nomor atom 20 Fase Solid Titik lebur 845 deg C Titik didih 1484 deg C Bera molekul warna Putih perak Kepadatan 20 C / 4 C Massa jenis pada suhu kamar 1,55 gcm -3

31 Unsur kalsium terdapat sekitar 3,4% dalam kerak bumi. Di alam kalsium berupa senyawa karbonat, fosfat, sulfat, dan fluorida.

32 Kalsium (Ca) Kegunaan Mengaktifkan saraf Melancarkan peredaran darah Melenturkan otot Menormalkan tekanan darah Menyeimbangkan tingkat keasaman darah Menjaga keseimbangan cairan tubuh

33 Isolasi Kalsium (Ca) Logam Kalsium secara komersial dibuat dari elektrolisis leburan kalsium klorida. Kalsium klorida dibuat dari kalsium karbonat dan asam klorida. Kalsium klorida juga diperoleh dari hasil samping proses Solway untuk membuat natrium karbonat. Dalam skala kecil kalsium dapat dibuat melalui reduksi dari CaO dengan aluminium atau reduksi CaCl2 dengan logam natrium.

34 Kalsium (Ca) Reaksi a. Reaksi kalsium dengan air Ca(s) + 2H 2 O(l) Ca(OH) 2 (aq) + H 2 (g) b. Reaksi kalsium dengan oksigen Ca(s)+ O 2(g) CaO 2(s) 4Ca(s) + ½ O 2 (g) + N 2 (g) CaO(s) + Ca3N 2 (s) c. Reaksi kalsiumdengan nitrogen 3Ca(s) + N 2 (g) Ca 3 N 2 (s) d. Reaksi kalsiumdengan halogen Ca(s) + Cl 2 (g) CaCl 2 (s)

35 Stronsium (Sr) Stronsium pertama kali ditemukan di kota Strontian di Skotland oleh Adair Crawford dan pertama kali diisolasi oleh Sir Humphry Davy pada tahun 1808 melalui elektrolisis dari campuran strontium klorida (SrCl 2 ) dan oksida merkuri (HgO). Stronsium adalah unsur kimia dengan lambang Sr dan berwarna kuning saat terkena udara.

36 Stronsium(Sr) Sifat Fisika Strontium lebih lunak dibanding kalsium dan terdekomposisi dalam air secara cepat. Logam strontium yang baru terbelah memiliki warna keperak-perakan, tapi dapat dengan cepat menjadi kuning jika teroksidasi. Logam ini jika terbelah secara halus dapat terbakar di udara secara spontan

37 Stronsium(Sr) Ciri-ciri Fisika Nomor atom 38 Fase Solid Titik lebur 769 C Titik didih C Kerapatan kg/m 3 Kekerasan 1,50 Mohs

38 Stronsium (Sr) Sifat Kimia Stronsium lebih reaktif dibandingkan kalsium untuk penyimpanannya dilakukan di dalam minyak. Logam stronsium akan terbakar ketika dipanaskan di atas titik didih. Stronsium mengurai sangat cepat dan akan membebaskan hidrogen. Hidroksinya merupakan hidroksida kuat.

39 Stronsium (Sr) Sumber Di Alam Keberadaan Stronsium di dalam kerak bumi sangat jarang yaitu sekitar 0,05% sebagai mineral selesit (SrSO 4 ) dan stronsianit (SrCO 3 )

40 Stronsium (Sr) Kegunaan Sr sebagai Sr(NO 3 ) 2 digunakan dalam nyala api/suara dan cahaya merah pada kembang api. Sr (dan Br) sebagai senyawa karbonat merupakan bahan baku pembuatan kaca televisi berwarna dan komputer. Isotop Sr-90 bersifat radioaktif yang melepas panas sewaktu meluruh digunakan sebagai senjata nuklir Isotop Sr-85 digunakan untuk mendeteksi kanker tulang

41 Stronsium (Sr) Isolasi Secara komersial dibuat dalam skala kecil dengan elektrolisis leburan Stronsiun klorida, SrCl 2. Untuk mendapatkan Strontium (Sr), kita bisa mendapatkannya dengan elektrolisis lelehan SrCl2. Lelehan SrCl 2 bisa didapatkan dari senyawa selesit [SrSO 4 ]. Karena senyawa selesit merupakan sumber utama stronsium (Sr). Reaksi elektrolisisnya adalah sebagai berikut: Katode : Sr 2+ (l) + 2e - Sr(l) Anode : 2Cl - Cl 2 + 2e -

42 Stronsium (Sr) Reaksi Reaksi Stronsium dengan air Sr(s) + 2H 2 O(l) Sr(OH) 2 (s) + H 2 (g) Reaksi Stronsium dengan oksigen 2Sr(s) + O 2 (g) 2SrO(s) (oksida) Sr(s) + O 2 (g) SrO 2 (s) (superoksida) Reaksi Stronsium dengan nitrogen 3Sr (s) + N 2 (g) Sr 3 N 2 (s) Reaksi Stronsium dengan halogen Sr(s) + X 2 (g) SrX 2 (s) Reaksi Stronsium dengan hidrogen Sr(s) + H 2 (g) SrH 2 (s)

43 Barium (Ba) Barium merupakan unsur dari golongan IIA yang memiliki nomor atom 56. Logam ini berwarna keabu-abuan,bereaksi dengan oksigen di udara pada temperatur kamar. Barium ditemukan pada tahun 1808 di kota Barys yang berarti berat atau padat.

44 Barium Sifat Sifat Fisika Nomor atom 56 Fase Padatan (solid) Massa jenis cair pada titik lebbur 3,338 g/cm 3 Massa jenis (sekitar suhu kamar) 3,51 g/cm 3 Titik lebur Titik didih Kalor peleburan Kalor penguapan Kapasitas kalor 1000 K 2170 K 7,12 kj/mol 140,3 kj/mol 28,07 J/mol-K

45 Barium Sifat Sifat Kimia elektronegatifitas 0,89 Sifat oksida asam basa Energi ionisasi (detil) Jari-jari atom 2,22 A 0 Ikatan I II ion 453 kj/mol 908 kj/mol Konduktifitas listrik 2,8 x 10 6 ohm - cm - Potensi reduksi standar -2,90 Kapasitas panas 0,204 J/gK

46 Barium Sumber Di Alam Kerak bumi rata-rata mengandung unsur barium sekitar 0,05% dalam bentuk barit (BaSO4) dan witerit (BaCO4)

47 Barium Kegunaan Logam barium digunakan sebagai pelapis konduktor listrik. Barium sulfat digunakan dalam industry karet, cat dan linolium Barium nitrat digunakan untuk membuat petasan dan kembang api. Digunakan untuk pengujian system gastroinstinal sinar X. BaSO 4 untuk pembuatan foto sinar X pada perut

48 Barium Isolasi Barium dibuat dalam skala kecil dengan elektrolisis leburan barium klorida. Barium juga dapat diperoleh dari reduksi BaO dengan Al 6BaO + 2Al 3Ba + Ba 3 Al 2 O 6

49 Barium Reaksi Reaksi dengan Air Ba bereaksi dengan air membentuk senyawa hidroksida. Ba (s) + 2H 2 O (l) Ba(OH) 2(s) + H 2(g) Reaksi dengan Oksigen Ba bereaksi dengan oksigen dan nitrogen dalam udara membentuk senyawa oksida dan superoksida Ba (s) + O 2(g) BaO 2(s)

50 Reaksi dengan Nitrogen Ba bereaksi dengan nitrogen membentuk senyawa nitrida. 3Ba (s) + N 2(g) Ba 3 N 2(s) Reaksi dengan Halogen Ba bereaksi dengan Halogen membentuk senyawa halida. Ba (s) + Cl 2(g) BaCl 2(s) Reaksi dengan Hidrogen Barium Ba bereaksi dengan hidrogen membentuk senyawa hidrida. Ba (s) + H 2(g) BaH 2(s)

51 Radium (Ra) Radium ditemukan pada tahun 1898 oleh Marie Curie dalam pitchblende atau uraninite di Bohemia Utara. Radium adalah sebuah unsur kimia yang mempunyai simbol Ra dan nomor atom 88.

52 Radium (Ra) Sifat Sifat Fisika Fase Massa jenis (sekitar suhu kamar) Titik lebur Titik didih Massa atom Kalor peleburan Kalor penguapan padat 5,5 g/cm³ 973 K, (700 C, 1292 F) 2010 K, (1737 C, 3159 F) 226 g/mol 8,5 kj/mol 113 kj/mol

53 Radium (Ra) Sifat Sifat Kimia Bilangan oksidasi Elektronegativitas Energi ionisasi (detil) Jari-jari atom 2 (oksida basa) 0,9 (skala Pauling) I 509,3 kj/mol II 979,0 kj/mol 215 pm isotop 6 Sifat magnetik Resistivitas listrik Konduktivitas termal Nonmagnetis (20 C) 1 µω m (300 K) 18,6 W/(m K)

54 Radium (Ra) Sumber Di Alam Radium sangat jarang sekali, tetapi keberadaaannya dapat dideteksi dengan mudah oleh sinar radioaktif. Kelimpahan Ra rata-rata dalam kerak bumi kurang dari 1/102.

55 Radium (Ra) Kegunaan Dalam dunia kedokteran, radium digunakan dalam terapi kanker dan penyakit-penyakit lainnya. Radium digunakan dalam memproduksi cat dan sumber netron.

56 Radium (Ra) Isolasi Ra dapat diperoleh dari elektrolisis lelehan RaCl 2 sebagai berikut: Katoda : Ra e - Ra Anoda : 2Cl - Cl 2 + 2e -

57 Radium (Ra) Reaksi Reaksi dengan Air Ra bereaksi dengan air membentuk senyawa hidroksida. Ra (s) + 2H 2 O (l) Ra(OH) 2(s) + H 2(g) Reaksi dengan Oksigen Ra bereaksi dengan oksigen dan nitrogen dalam udara membentuk senyawa oksida dan superoksida Ra (s) + O 2(g) RaO 2(s)

58 Radium (Ra) Reaksi dengan Nitrogen Ra bereaksi dengan nitrogen membentuk senyawa nitrida. 3Ra (s) + N 2(g) Ra 3 N 2(s) Reaksi dengan Halogen Ra bereaksi dengan Halogen membentuk senyawa halida. Ra (s) + Cl 2(g) RaCl 2(s) Reaksi dengan Hidrogen Ra bereaksi dengan hidrogen membentuk senyawa hidrida. Ra (s) + H 2(g) RaH 2(s)

59