GOLONGAN IIA LOGAM ALKALI TANAH 1. 2. 3. 4. 5.
Kimia Anorganik Golongan Utama Kelompok II: Rika Yulianti (121810301002) Handariatul Masruroh (121810301003) Malikatul Bulqis (121810301004) Kania Setianti (121810301006) Lailatul Hikmah (121810301008)
JURUSAN KIMIA FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM UNIVERSITAS JEMBER 2013 #
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.
#
#
#
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.
#
• Jari-Jari Atom
#
• Energi Ionisasi
#
• Keelektronegatifan
#
• Titik Lebur
#
• Titik Didih
#
Pembahasan • • • • •
Sifat fisik dan sifat kimia Sumber/kelimpahan di alam Kegunaan Isolasi Reaksi dengan: → O2 → H2 → H2O → N2 → X2 →S →C
#
Berilium (Be) Berilium adalah unsur kimia (Be) dengan nomor atom 4. ditemukan sebagai oksida oleh Vauquelin dalam beryl dan di zamrud di tahun 1798. Logam ini diisolasi pada tahun 1828 oleh Wohler dan Bussy (mereka tidak berkolaborasi)dengan reaksi kimia kalium atas berilium klorida #
Berilium
• • • •
Sifat Fisik
Fase Massa jenis (sekitar suhu kamar) Massa jenis cair pada titik lebur Titik lebur
• Titik didih • Kalor peleburan • Kalor penguapan • Kapasitas kalor
: padat :1,85 g/cm³ :1,690 g/cm³ :1560 K (1287 °C, 2349 °F) :2742 K (2469 °C, 4476 °F) :7,895 kJ/mol :297 kJ/mol :(25 °C) 16,443 J/(mol•K) #
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 #
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). #
Dalam alam berbentuk mineral beril [Be3Al2(SiO6)3] Dan krisoberil Al2BeO4
#
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 #
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 #
Berilium
Isolasi
• Metode Reduksi Metode ini diperlukan berilium dalam bentuk BeF2 yang dapat diperoleh dengan cara memanaskan beryl dengan Na2SiF6 pada suhu 700-750oC. 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: BeF2 + Mg MgF2 + Be #
Berilium
• Metode elektrolisis Untuk mendapatkan berilium juga dapat dilakukan dengan cara elektrolisis dari lelehan BeCl2 yang telah ditambah NaCl. Karena BeCl2 tidak dapat mengahantarkan listrik dengan baik, sehingga ditambahkan NaCl. BeCl2 tidak dapat menghantarkan listrik karena BeCl2 bukan merupakan larutan elektrolit. Reaksi yang terjadi adalah : Katode : Be2+(l) + 2e- → Be(l) Anode : 2Cl- →Cl2(l) + 2e#
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) + O2(g) → Be3N2(s) • Reaksi dengan halogen Berilium bereaksi dengan halogen membentuk senyawahalida. Berikut adalah reaksinya: Be(s) + X2(g)→ BeX2(s) #
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 1831. Magnesium merupakan unsur kedelapan paling berlimpah dalam kerak Bumi #
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 #
Sumber Di Alam
0,13% Magnesium terdapat dalam batuan dolomit dan air laut. 2% kelimpahan magnesium terdapat pada kulit bumi. #
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. #
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. #
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) #
• Reaksi dengan asam Mg (s) + 2H+ (aq) → Mg2+ (aq) + H2(g)
• Reaksi dengan nitrogen 3Mg (s) + N2 (g) → Mg3N2 (s)
#
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 #
Kalsium (Ca)
Ciri-Ciri Fisika Nomor atom
20
Fase
Solid
Titik lebur
845 deg C
Titik didih
1484 deg C
Bera molekul
40.08
warna
Putih perak
Kepadatan
1,54 @ 20 ° C / 4 ° C
Massa jenis pada suhu kamar
1,55 gcm-3
#
Unsur kalsium terdapat sekitar 3,4% dalam kerak bumi. Di alam kalsium berupa senyawa karbonat, fosfat, sulfat, dan fluorida.
#
Kalsium (Ca)
Kegunaan
Mengaktifkan saraf Melancarkan peredaran darah Melenturkan otot Menormalkan tekanan darah Menyeimbangkan tingkat keasaman darah Menjaga keseimbangan cairan tubuh
#
₪
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. #
Kalsium (Ca)
Reaksi
a. Reaksi kalsium dengan air Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + H2(g) b. Reaksi kalsium dengan oksigen Ca(s)+ O2(g)→ CaO2(s) 4Ca(s) + ½ O2(g) + N2 (g) → CaO(s) + Ca3N2(s) c. Reaksi kalsiumdengan nitrogen 3Ca(s) + N2(g) → Ca3N2(s) d. Reaksi kalsiumdengan halogen Ca(s) + Cl2(g) → CaCl2(s)
#
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 (SrCl2) dan oksida merkuri (HgO). Stronsium adalah unsur kimia dengan lambang Sr dan berwarna kuning saat terkena udara. #
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 #
Stronsium(Sr)
Ciri-ciri Fisika Nomor atom
38
Fase
Solid
Titik lebur
769 °C
Titik didih
1.384 °C
Kerapatan
2.620 kg/m3
Kekerasan
1,50 Mohs
#
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.
#
Stronsium (Sr)
Sumber Di Alam
Keberadaan Stronsium di dalam kerak bumi sangat jarang yaitu sekitar 0,05% sebagai mineral selesit (SrSO4) dan stronsianit (SrCO3)
#
Stronsium (Sr)
Kegunaan
• Sr sebagai Sr(NO3)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
#
Stronsium (Sr)
Isolasi
Secara komersial dibuat dalam skala kecil dengan elektrolisis leburan Stronsiun klorida, SrCl2. Untuk mendapatkan Strontium (Sr), kita bisa mendapatkannya dengan elektrolisis lelehan SrCl2. Lelehan SrCl2 bisa didapatkan dari senyawa selesit [SrSO4]. Karena senyawa selesit merupakan sumber utama stronsium (Sr). Reaksi elektrolisisnya adalah sebagai berikut: Katode : Sr2+(l) + 2e- → Sr(l) Anode : 2Cl- → Cl2 + 2e#
Stronsium (Sr)
Reaksi
₪ Reaksi Stronsium dengan air Sr(s) + 2H2O(l) → Sr(OH)2(s) + H2(g) ₪Reaksi Stronsium dengan oksigen 2Sr(s) + O2(g) → 2SrO(s) (oksida) Sr(s) + O2(g) → SrO2(s) (superoksida) ₪Reaksi Stronsium dengan nitrogen 3Sr (s) + N2(g) → Sr3N2(s) ₪Reaksi Stronsium dengan halogen Sr(s) + X2(g) → SrX2(s)
₪Reaksi Stronsium dengan hidrogen Sr(s) + H2(g) → SrH2(s)
#
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.
#
Barium Sifat – Sifat Fisika Nomor atom
56
Fase
Padatan (solid)
Massa jenis cair pada titik lebbur
3,338 g/cm3
Massa jenis (sekitar suhu kamar)
3,51 g/cm3
Titik lebur
1000 K
Titik didih
2170 K
Kalor peleburan
7,12 kJ/mol
Kalor penguapan
140,3 kJ/mol
Kapasitas kalor
28,07 J/mol-K
#
Barium Sifat – Sifat Kimia elektronegatifitas
0,89
Sifat oksida asam
basa
Energi ionisasi (detil)
I
453 kJ/mol
II
908 kJ/mol
Jari-jari atom
2,22 A0
Ikatan
ion
Konduktifitas listrik
2,8 x 106ohm-cm-
Potensi reduksi standar
-2,90
Kapasitas panas
0,204 J/gK
#
Barium
Sumber Di Alam
Kerak bumi rata-rata mengandung unsur barium sekitar 0,05% dalam bentuk barit (BaSO4) dan witerit (BaCO4)
#
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. • BaSO4 untuk pembuatan foto sinar X pada perut #
Barium
Isolasi
• Barium dibuat dalam skala kecil dengan elektrolisis leburan barium klorida. Barium juga dapat diperoleh dari reduksi BaO dengan Al 6BaO + 2Al
3Ba + Ba3Al2O6
#
Barium
Reaksi
• Reaksi dengan Air Ba bereaksi dengan air membentuk hidroksida. Ba(s) + 2H2O(l) → Ba(OH)2(s) + H2(g)
senyawa
• Reaksi dengan Oksigen Ba bereaksi dengan oksigen dan nitrogen dalam udara membentuk senyawa oksida dan superoksida Ba(s) + O2(g) → BaO2(s) #
Barium
• Reaksi dengan Nitrogen Ba bereaksi dengan nitrogen membentuk senyawa nitrida. 3Ba(s) + N2(g) → Ba3N2(s) • Reaksi dengan Halogen Ba bereaksi dengan Halogen membentuk senyawa halida. Ba(s) + Cl2(g) → BaCl2(s) • Reaksi dengan Hidrogen Ba bereaksi dengan hidrogen membentuk senyawa hidrida. # Ba(s) + H2(g) → BaH2(s)
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.
#
Radium (Ra)
Sifat – Sifat Fisika Fase
padat
Massa jenis (sekitar suhu kamar)
5,5 g/cm³
Titik lebur
973 K, (700 °C, 1292 °F)
Titik didih
2010 K, (1737 °C, 3159 °F)
Massa atom
226 g/mol
Kalor peleburan Kalor penguapan
8,5 kJ/mol 113 kJ/mol
#
Radium (Ra) Sifat – Sifat Kimia Bilangan oksidasi
2 (oksida basa)
Elektronegativitas
0,9 (skala Pauling)
Energi ionisasi (detil)
I
509,3 kJ/mol
II
979,0 kJ/mol
Jari-jari atom
215 pm
isotop
6
Sifat magnetik
Nonmagnetis
Resistivitas listrik
(20 °C) 1 µΩ·m
Konduktivitas termal
(300 K) 18,6 W/(m·K)
#
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.
#
Radium (Ra)
Kegunaan
• Dalam dunia kedokteran, radium digunakan dalam terapi kanker dan penyakit-penyakit lainnya. • Radium digunakan dalam memproduksi cat dan sumber netron.
#
Radium (Ra)
Isolasi
• Ra dapat diperoleh dari elektrolisis lelehan RaCl2 sebagai berikut: Katoda : Ra2+ + 2e- → Ra Anoda : 2Cl- → Cl2 + 2e-
#
Radium (Ra)
Reaksi
• Reaksi dengan Air Ra bereaksi dengan air membentuk senyawa hidroksida. Ra(s) + 2H2O(l) → Ra(OH)2(s) + H2(g)
• Reaksi dengan Oksigen Ra bereaksi dengan oksigen dan nitrogen dalam udara membentuk senyawa oksida dan superoksida Ra(s) + O2(g) → RaO2(s) #
Radium (Ra) • Reaksi dengan Nitrogen Ra bereaksi dengan nitrogen membentuk senyawa nitrida. 3Ra(s) + N2(g) → Ra3N2(s) • Reaksi dengan Halogen Ra bereaksi dengan Halogen membentuk senyawa halida. Ra(s) + Cl2(g) → RaCl2(s) • Reaksi dengan Hidrogen Ra bereaksi dengan hidrogen membentuk senyawa hidrida. Ra(s) + H2(g) → RaH2(s) #
#
