Alkali
PENDAHULUAN
1.1 Latar Belakang
Dalam sistim periodik logam alkali terdapat pada kolom
pertama paling kiri sering juga disebut dengan ”Golongan IA”, terdiri dari:
lithium (Li), sodium (Na), potassium (K), rubidium (Rb), cesium (Cs) dan
francium (Fr). Disebut logam alkali karena oksidanya dapat bereaksi dengan air
menghasilkan larutan yang bersifat basa (alkaline). Hal tersebutl menjadi latar
belakang penulisan makalah ini.
1.2
Rumusan Masalah
1. Apa pengertian logam alkali ?
2. Bagaimana sifat fisis logam alkali ?
1.3 Manfaat Penulisan
Manfaat penulisan dalam makalah ini yaitu selain mengetahui
Logam Alkali lebih jelas, , Sifat-sifat dalam Logam Alkali, Kecenderungan Dalam
Sistim Periodik, juga dapat mengenal lebih jauh macam-macam logam Alkali secara
rinci dan jelas.
1.4 Tujuan
Penulisan
Adapun tujuan penulisan dalam pembuatan makalah ini yaitu
untuk mengetahui Logam Alkali lebih jelas,Macam-macam Logam Alkali, Sifat-sifat
dalam Logam Alkali, Kecenderungan Dalam Sistim Periodik, dan lain-lain.
PEMBAHASAN
2.1
Pengertian
Logam Alkali
Logam alkali adalah kelompok unsur kimia pada Golongan 1 tabel
periodik, kecuali hidrogen. Kelompok ini terdiri dari: litium (Li), natrium (Na), kalium (K), rubidium (Rb), sesium (Cs), dan fransium (Fr). Semua unsur pada kelompok ini sangat reaktif
sehingga secara alami tak pernah ditemukan dalam bentuk tunggal. Untuk
menghambat reaktivitas, unsur-unsur logam alkali harus disimpan dalam medium
minyak.
2.2 Karakteristik
Beberapa
jenis logam alkali
Seperti kelompok lainnya, anggota
dari grup ini dapat ditunjukkan dari konfigurasi elektronnya, terutama kulit terluarnya yang menghasilkan sifat
sebagai berikut:
|
3
|
2, 1
|
[He]2s1
|
|
|
11
|
2, 8, 1
|
[Ne]3s1
|
|
|
19
|
2, 8, 8, 1
|
[Ar]4s1
|
|
|
37
|
2, 8, 18, 8, 1
|
[Kr]5s1
|
|
|
55
|
2, 8, 18, 18, 8, 1
|
[Xe]6s1
|
|
|
87
|
2, 8, 18, 32, 18, 8, 1
|
[Rn]7s1
|
2.3 Unsur-Unsur Golongan Alkali.
Unsur-unsur
golongan IA disebut juga logam alkali. Unsur-unsur alkali merupakan logam yang
sangat reaktif. Kereaktifan unsur alkali disebabkan kemudahan melepaskan
elektron valensi pada kulit ns1 membentuk senyawa dengan bilangan
oksidasi +1. Oleh sebab itu, unsur-unsur logam alkali tidak ditemukan sebagai
logam bebas di alam, melainkan berada dalam bentuk senyawa.
2.4 Kelimpahan Unsur Logam Alkali di Alam.
Sumber utama logam alkali adalah air laut. Air laut merupakan larutan
garam-garam alkali dan alkali tanah dengan NaCl sebagai zat terlarut utamanya.
Jika air laut diuapkan, garam-garam yang terlarut akan membentuk kristal.
Selain air laut, sumber utama logam natrium dan kalium adalah deposit mineral
yang ditambang dari dalam tanah, seperti halit (NaCl), silvit (KCl), dan
karnalit (KCl.MgCl.H2O). Mineral-mineral ini banyak ditemukan di
berbagai belahan bumi.
2.5 Sifat-Sifat Logam Alkali.
1. Sangat reaktif
2. Bereaksi dengan halogen membentuk garam
3. Bereaksi dengan air membentuk basa kuat
4. Elektron terluar 1
5. Lunak
6. Titik lebur rendah
7. Massa Jenis rendah
8. Potensial untuk ionisasi sangat rendah
9. Tingkat elektronegativitas : Li > Na > K > Rb
> Cs > Fr
10. Tingkat reaktivitas : Li < Na < K < Rb < Cs
< Fr
11. Titik lebur dan titik uap : Li > Na > K > Rb
> Cs > Fr
BERIKUT AKAN DIJELASKAN
LEBIH RINCI MENGENAI ANGGOTA GOLONGAN ALKALI
2.6 LITIUM
A. Sejarah Litium
Litium merupakan golongan logam alkali (IA) dimana memiliki konfigurasi elektron 1s2 2s1. Berasal dari bahasa Yunani, lithos: batu). Ditemukan oleh Arfvedson pada tahun 1817, litium merupakan unsur logam teringan, dengan berat jenis sekitar setengahnya air (Mohsin, 2006).
Litium tidak ditemukan sebagai unsur tersendiri di alam; ia selalu terkombinasi dalam unit-unit kecil pada batu-batuan berapi dan pada sumber-sumber mata air. Mineral-mineral yang mengandung litium contohnya (Mohsin, 2006):
lepidolite : K2Li3Al4Si7O21(OH.F)3
spodumene: LiAlSi2O6
petalite: LiAlSi4O10 , dan
amblygonite : (LiNa)AlPO4(FOH)
Litum banyak terdistribusi di bumi akan tetapi karena kereaktifannya maka akan sulit menemukan litium dalam keadaan unsurnya. Total litium yang ada di air laut diperkirakan 230 billion ton dan unsur ini terdapat dalam konsentrasi yang relatif konstan yaitu 0.1-0,2 ppm. Di Amerika Serikat, litium diambil dari air asin di danau Searles Lake, di negara bagian California dan Nevada. Deposit quadramene dalam jumlah besar ditemukan di California Utara. Logam ini diproduksi secara elektrolisis dari fusi klorida. Secara fisik, litium tampak keperak-perakan, mirip natrium (Na) dan kalium (K), anggota seri logam alkali. Litium bereaksi dengan air, tetapi tidak seperti natrium. Litium memberikan nuansa warna pelangi yang indah jika terjilat lidah api, tetapi ketika logam ini terbakar benar-benar, lidah apinya berubah menjadi putih (Mohsin, 2006).
Kulit bumi mengandung kira-kira 0,006 % massa litium. Unsur ini juga terdapat dalam air lauti hingga kira-kira 0,1 ppm massa. Sumber utama litium yaitu diperoleh dari mineral spodumene, LiAlSi2O6. Logam Litium dapat diperoleh dari elektrolisis lelehan LiCl dengan campuran beberapa garam inert untuk menurunkan titik leleh hingga 500° C (Mohsin,2006).
B. Sifat Litium
Sifat Kimia Litium (Morie, 2010):
Nomor atom: 3
Nomor Massa : 6.941 g/mol
Keelektronegatifias (Pauli): 1
Densitas: 0.53 g/cm3 pada 20 C
Titik leleh : 180.5 C
Titik Didih : 1342 C
Jari-jari Van Der Walls : 0.145 nm
Jari-jari ion : 0.06 nm
Isotop : Li6 dan Li7
Konfigurasi elektron: 1s2 2s1
Energi ionisasi: 520.1 kJ/mol
Potensial standar : -3.02 V
Ditemukan oleh: ohann Arfvedson in 1817
Kristal struktur: cubic body center
Memanaskan litium dapat menyebabkan lekadan dan kebakaran. Serbuk litium secara spontan akan terbakar jika didispersikan ke udara bebas. Pada saat pemanasan terjadi maka kemungkinan akan terbentuk kabut atau gas yang berbahaya. bereaksi secara spontan dengan oksidator kuat, air, asam dan senyawa lain seperti halogen, asbes, hidrokarbon, menyebabkan ledakan (Morie, 2010).
Dengan densitas setengah dari densitas air, litium merupakan unsur yang paling kecil rapatan massanya daripada unsur padatan pada temperatur dan tekanan kamar. Logam ini mempunyai kenampakan mengkilat seperti perak, namun bila terkena udara lembab segera tertutup oleh lapisan tebal hitam sebagai akibat reaksinya dengan oksigen yang diikuti reaksi lanjut dengan gas karbondioksida membentuk litium karbonat. Litium merupakan satu-satunya logam yang bereaksi dengan gas dinitrogen; untuk memecah ikatan ganda tiga dalam molekul dinitrogen diperlukan masukan energi sekitar 945 kJ mol-1 . Untuk menyeimbangkan kebutuhan energi ini, energi kisi senyawa hasil harus sangat tinggi (Morie, 2010).
Dari kelompk logam alkali, hanya ion litium yang mempunyai densitas muatan yang paling besar, membentuk senyawa nitrida dengan energi kisi yang cukup tinggi menurut persamaan reaksi (Morie, 2010):
6Li (s) + N2 (g) 2Li3N (s)
Senyawa nitrida ini sangat reaktif, membentuk amonia jika direaksikan dengan air menurut persamaan reaksi (Morie, 2010):
Li3N (s) + 3H2O (l) 3LiOH (aq) + NH3 (g)
Litium mampu bergabung dengan molekul dihidrogen membentuk senyawa hidrida menurut persamaan reaksi (Morie, 2010):
2Li (s) + H2 (g) 2LiH (s)
Litium hidrida mudah bereaksi dengan air, demikian juga dengan aluminium klorida menurut persamaan reaksi berikut (Morie, 2010):
LiH (s) + H2O (l) LiOH (aq) + H2 (g)
LiH (s) + AlCl3 (s) LiAlH4 (s) + LiCl (s)
Sifat tersebut membuat litium hidrida bermanfaat sebagai bermanfaat sebagai pengering pelarut organik, dan litium aluminium hidrida banyak dimanfaatnkan sebagai agen pereduksi yang baik pada sintesis senyawa-senyawa organik.
Litium cair sampai saat ini diketahui sebagai zat yang paling korosif. Sebagai contoh, jika logam litium dilelehkan dalam suatu wadah dari bahan gelas, meninggalkan lubang pada wadah tersebut; reaksi ini disertai dengan pancaran cahaya putih kehijauan yang tajam. Tambahan pula, litium mempunyai standar potensional reduksi paling reaktif ketimbang unsur-unsur lainnya, yaitu(Morie, 2010):
Li+ (aq) + e Li (s) E° = -3,05
Sifat fisika Litium (Morie, 2010):
Koefisien ekspansi termal 56exp-6
Koduktifitas elektrik 0.106 x 10exp6/omh.cm
Konduktifitas termal 0.847 W/cmK
Densitas 0.534 g/cc
Modulus elastisitas bulk 11/GPA Rigiditas 4.24/GPa Youngs 4.91/GPA
Entalpi atomisasi 160.7 KJ/mol
Entalpi Fusi 3 KJ/mol
Entalpi vaporasi 134.7 KJ/mol
Flammabilitas : padatan mudah terbakar
Kekerasan 0.6 Mohs
Panas penguapan 145.92 KJ/mol
Volume molar 13 cm3/mol
Kalor jenis 3.6 J/gK
Tekanan uap 1.6 epx-8 Pa
C. Cara Membuat Unsur Litium
Sintesis logam litium memerlukan teknologi elektrolisis dan proses ini berlagsung sangat sulit disebabkan sulitnya memasukkan satu elektron kepada ion logam litium yang bersifat sangat elektropositif. Biji litium yang penting adalah spodumene, LiAl(SiO3)2. Bentuk litium alfa akan diubah menjadi bentuk litium beta pada kisaran suhu antara 1100° C. Campuran kemudian dicampur dengan asam sulfat panas kemudian diekstraksi ke dalam air untuk mendapatkan litium sulfat Li2SO4. Senyawaan sulfat ini kemudian ditambahkan natrium karbonat untuk mendapatkan garam Li2CO3 yang tidak mudah larut di dalam air. Reaksi litium karbonat dengan asam klorida akan diperoleh litium klorida LiCl yang siap untuk dielektrolisis (Morie, 2010).
Reaksinya adalah (Morie,2010):
Li2SO4 + Na2CO3 →Na2SO4 + Li2CO3
Li2CO3 + 2HCl → 2LiCl + CO2 + H2O
Disebabkan litium klorida memiliki titik leleh yang tinggi yaitu lebih dari 600 °C maka LiCl dicampur dengan KCl sehingga titik lelehnya turun menjadi sekitar 430° C.
D. Pemanfaatan Litium
Sejak Perang Dunia II, produksi logam litium dan senyawa-senyawanya menjadi berkali lipat. Karena logam ini memiliki spesifikasi panas yang tertinggi di antara benda-benda padat, seringkali digunakan pada aplikasi transfer panas. Tetapi perlu diingat bahwa logam ini sangat mudah aus atau korosif dan perlu penanganan tertentu. Litium digunakan sebagai bahan campuran logam, sintesis senyawa organik dan aplikasi nuklir. Unsur ini juga digunakan sebagai bahan anoda pada baterai karena memiliki potensial elektrokimia yang tinggi. Elemen litium digunakan pula untuk pembuatan kaca dan keramik spesial. Kaca pada teleskop di gunung Palomar mengandung litium. Bersama dengan litium bromida, keduanya digunakan pada sistem pendingin dan penghangat ruangan. Lithium stearat digunakan untuk sebagai lubrikasi suhu tinggi. Senyawa-senyawa litium lainnya digunakan pada sel-sel kering dan baterai (Morie, 2010).
Litium banyak dipakai untuk baterai, keramik, gelas, lubrican, peningkat kekerasan paduan logam, farmasi, hidrogenasi, cairan pentransfer panas, propelant roket, sintesis vitamin A, pendingin reaktor nuklir, produksi tritium, deoksidator untuk logam tembaga dan paduannya. Penggunaan litium yang lain adalah (Morie, 2010):
Litium dipakai dalam kimia organik untuk membuat reagen berbasis organolitium
Litium neobate dipakai dalam alat telekomunikasi seperti HP sebagai resonat kristal
Litium klorida dan litium bromida dipakai sebagai desikan
Litium stearat dipakai sebagai lubrican pada alat bertemperatur tinggi
Alloy litium dengan logam lain seperti aluminium, kadmium, tembaga, dan mangan dipakai sebagai bahan pembuatan pesawat terbang.
Litium flourida dipakai diperalatan optik seperti IR, teleskop, UV dan UV Vacum karena sifatnya yang transparan
Logam litium dan hidridanya dipakai sebagai bahan untuk bahan bakar roket
Litium peroksida, litium nitrat, litium klorat, litium perklorat dipakai sebagai oksidator dalam propelan roket
Litium deuerida dipakai sebagai bahan bakar reaksi fusi dimana jika ditembaki dengan neutron maka akan menghasilkan tritium.
Litium hidroksida adalah senyawa penting yang diperoleh dari litium karbonat, bersifat basa kuat, dan bila dipanaskan dengan minyak akan diperoleh sabun litium yang bermanfaat untuk membersihkan lemak dan dipakai untuk melubrikasi gear mesin
Senyawaan litium dipakai sebagai zat pewarna pada kembang api karena dapat menghasilkan warna merah terang.
Pengaruh Litium Bagi Kesehatan
Litium sangat mudah terbakar, bayak faktor yang memicu reaksi litium sehingga menyebabkan ledakan. Hasil tersebut mengakibatkan terbentuknya kabut (gas) yang sangat beracun. Mudah terbakar bila terjadi kontak antara litium dan api. Bila terhirup akan menyebabkan sensasi seperti terbakar, batuk, sulit bernafas, dan juga luka padtenggorokan. Kontak dengan kulit menyebabkan kulit terbakar dan terasa sakit. Kontak pada mata akan menyebakan mata memerah, rasa sakit dan rasa pedih yang mendalam. Jika termakan akan menyebabkan kram perut, sakit di bagian perut, sensasi terbakar, kolaps, dan sampai kematian (Morie, 2010).
Pengaruh litium bagi lingkungan
Logam ini bereaksi dengan nitrogen dan hidrogen dari udara dan uap air. Secara cepat permukaan litium akan terlapisi oleh campuran LiOH, Li2CO3, Li3N. LiOH bersifat sangat korosif dan berbahaya bagi ikan yang hidup di air (Morie, 2010).
2.7 NATRIUM
A. Sejarah Natrium
Natrium ditemukan oleh Sir Humphrey Davy pada 1807 di Inggris ( Inggris, soda; Latin, sodanu: obat sakit kepala). Asal simbol Na berasal dari kata Latin “natrium”. Dia menemukan dengan cara mengisolasi melalui metoda mengelektrolisis,tetapi sebenarnya unsur ini sudah dikenal di berbagai senyawa. Unsur ini merupakan logam terbanyak dalam golongan alkali.Unsur ini merupakan terbanyak di permukaan bumi,dalam permukaan bumi terdapat 2,7 % (Mohsin, 2006).
Sumber
Natrium banyak ditemukan di bintang-bintang. Natrium juga merupakan elemen terbanyak keempat di bumi, terkandung sebanyak 2.6% di kerak bumi. Unsur ini merupakan unsur terbanyak dalam grup logam alkali. Jaman sekarang ini, sodium dibuat secara komersil melalui elektrolisis fusi basah natrium klorida. Metoda ini lebih murah ketimbang mengelektrolisis natrium hidroksida, seperti yang pernah digunakan beberapa tahun lalu (Mohsin, 2006).
Kelimpahan Natrium
lapisan bumi = 23000 ppm
Air laut = 10500 ppm
Matahari = 1910000 relatif terhadap H=1exp12
Natrium banyak ditemukan diberbagai mineral logam misalnya sebagai NaCl, amphibole, kriolit, soda niter, dan zeolit. Natrium banyak terdapat di bintang yang ada diluar angkasa berdasarkan spektra garis D-nya dan bertanggung jawab terhadap cahaya hampir kebanyakan bintang. Senyawa yang paling banyak ditemukan adalah natrium klorida (garam dapur), tapi juga terkandung di dalam mineral-mineral lainnya seperti soda niter, amphibole, zeolite, dsb (Morie,2010).
B. Sifat Natrium
Natrium, seperti unsur radioaktif lainnya, tidak pernah ditemukan tersendiri di alam. Natrium adalah logam keperak-perakan yang lembut dan mengapung di atas air. Tergantung pada jumlah oksida dan logam yang terkekspos pada air, natrium dapat terbakar secara spontanitas. Lazimnya unsur ini tidak terbakar pada suhu dibawah 115 derajat Celcius (Mohsin, 2006).
Sifat Kimia Natrium (Morie, 2010):
Nama : Natrium
Simbol : Na
Nomor atom : 11
Nomor massa: 22.989
Keadaan standar : padatan
Warna : putih keperakan
Klasifikasi dalam sistem periodik : Logam
Total isotop : 22
Total isomer 2
Isotop radioaktif = 19
Isotop stabil : 1
Elektronegatifitas pauli : 0.9
Entalpi atomisasi : 108.4 KJ/mol
Entalpi fusi : 2.59 KJ/mol
Entalpi penguapan : 89.04 KJ/mol
Panas penguapan= 96 KJ/mol
Volume molar : 23.7 cm3/mol
Jari-jari ionik : 2.23 Amstrong
Jari-jari kovalen : 1.54 Amstrong
kristal struktur : CCB kubus berpusat badan
Sifat Fisika (Morie, 2010):
Densitas : 0.97 g/cm3
Titik leleh : 97.5
Titik didih : 883
Potensial standar : -2.7 V
Penemu : Sih Humphrey Davy 1807
Koefisien ekspansi liner termal : 70.6x10exp-5 /K
Konduktivitas termal = 1.41 W/cmK
Konduktifitas listrik : 0.21x10exp-6/ohm.cm
Kalor jenis : 1.23 J/gK
Tekanan uap : 0.0000143 Pa pada 961 °C
Natrium mengapung di air, apabila kita menguraikannya, maka ia akan berubah menjadi gas hidrogen dan ion hidroksida. Jika kita gerus, maka akan menjadi bubuk, natrium juga akan meledak dalam air secara spontan. Tapi, biasanya natrium tidak meledak di udara bersuhu dibawah 388 K. Apabila natrium berikatan dengan ion OH-, maka akan membentuk basa kuat yang sering kita temukan, yaitu NaOH (Morie, 2010).
C. Cara Membuat Natrium
Natrium diisolasi denga cara elektrolisis. Dibumi terdapat sumber untuk dipakai sebagai pembuatan natrium. Sumber yang paling murah adalah NaCl yang dapat diperoleh dari air laut dengan cara penguapan (Morie, 2010).
NaCl memiliki titik leleh lebih dari 800° C oleh sebab itu pembuatan natrium hanya dengan NaCl saja akan membutuhkan energi yang cukup besar. Untuk menghemat energi maka NaCl dicampur dengan CaCl2 dengan perbandingan masing-masing 40% dan 60% sehingga titik lelehnya turun menjadi 580° C (Morie, 2010).
Reaksi yang terjadi (Morie, 2010):
Katoda : Na + + e Na
Anoda : Cl- 1/2Cl2 + e
Proses elektrolisis dilakukan dengan cara mencairkannya dalam peralatan “Down Cell” dalam prakteknya sering diikuti dengan pembentukan logam kalsium akan tetapi padatan ini dikembalikan lagi ke tempat pelelehan (Morie, 2010).
D. Pemanfaatan Natrium
Logam Natrium digunakan dalam banyak sintesis senyawa natrium, namun terdapat dua kegunaan utama. Pertama yaitu untuk ekstraksi logam-logam lain. Cara yang paling mudah untuk mendapatkan logam-logam yang lebih sedikit kelimpahannya seperti torium, zirkonium, tantalum dan titaium, yaitu dengan mereduksi senyawanya dengan natrium. Sebagai contoh, logam titanium dapat diperoleh dari reduksi titanium klorida dengan natrium menurut persamaan reaksi berikut (Sugiyarto,2003):
TiCl4 (l) + 4Na (s) Ti (s) + 4NaCl (s)
Pencucian dengan air akan melarutkan natrium klorida sehingga dapat diperoleh logam itanium murni.
Kegunaan kedua yaitu dalam produksi zat aditif bahan bakar minyak, tetraetiltimbel (TEL) yang disintesis dari aloi Na-Pb dengan etil klorida menurut persamaan reaksi (Sugiyarto,2003) :
4NaPb (s) + 4C2H5Cl (g) (C2H5)4Pb (l) + 3 Pb (s) + 4 NaCl (s)
Senyawa natrium juga penting untuk industri-industri kertas, kaca, sabun, tekstil, minyak, kimia dan logam. Sabun biasanya merupakan garam natrium yang mengandung asam lemak tertentu. Pentingnya garam sebagai nutrisi bagi binatang telah diketahui sejak zaman purbakala. Di antara banyak senyawa-senyawa natrium yang memiliki kepentingan industrial adalah garam dapur (NaCl), soda abu (Na2CO3), baking soda (NaHCO3), caustic soda (NaOH), Chile salpeter (NaNO3), di- dan tri-natrium fosfat, natrium tiosulfat (hypo, Na2S2O3 . 5H20) and borax (Na2B4O7 . 10H2O) (Mohsin,2006).
2.8 KALIUM
A. Sejarah Kalium
(Inggris, potasium; Latin, kalium, Arab, qali, alkali). Ditemukan oleh Davy pada tahun 1807,yang mendapatkannya dari caustic potash(KOH). Ini logam pertama yang diisolasi melalui elektrolisis. Dalam bahasa Inggris, unsur ini disebut potassium (Mohsin,2006).
Sumber
Logam ini merupakan logam ketujuh paling banyak dan terkandung sebanyak 2.4% (berat) di dalam kerak bumi. Kebanyakan mineral kalium tidak terlarut dalam air dan unsur kalium sangat sulit diambil dari mineral-mineral tersebut. Mineral-mineral tertentu, seperti sylvite, carnalite, langbeinite, dan polyhalite ditemukan di danau purba dan dasar laut yang membentuk deposit dimana kalium dan garam-garamnya dengan mudah dapat diambil. Kalium ditambang di Jerman, negara bagian-negara bagian New Mexico, California, dan Utah. Deposit besar yang ditemukan pada kedalaman 3000 kaki di Saskatchewan, Kanada diharapkan menjadi tambang penting di tahun-tahun depan. Kalium juga ditemukan di samudra, tetapi dalam jumlah yang lebih sedikit ketimbang natrium (Mohsin,2006).
B. Sifat Kalium
Unsur ini sangat reaktif dan yang paling elektropositif di antara logam-logam. Kecuali litium, kalium juga logam yang sangat ringan. Kalium sangat lunak, dan mudah dipotong dengan pisau dan tampak keperak-perakan pada permukaan barunya. Elemen ini cepat sekali teroksida dengan udara dan harus disimpan dalam kerosene (minyak tanah). Seperti halnya dengan logam-logam lain dalam grup alkali, kalium mendekomposisi air dan menghasilkan gas hidrogen. Unsur ini juga mudah terbakar pada air. Kalium dan garam-garamnya memberikan warna ungu pada lidah api (Mohsin,2006).
Reaksi Kalium dengan udara
Kalium sangat lunak dan mudan dipotong. Permukaannya mengkilap tapi segera menjadi buram bila breaksi dengan oksigen dan uap air dari udara. Bila potassium dibakar di udara produk utamanya adalah superoksida KO2 (Wardhani,2006):
K (s) + O2(g) KO2 (s)
Reaksi dengan air
Kalium sangat cepat bereaksi dengan air menghasilkan larutan tidak berwarna kalium hidroksida (KOH) dan gas H2. Reaksi ini sangat eksotermis. Reaksi ini lebih lambat dibandingkan rubidium tapi lebih cepat dibandingkan natrium (Wardhani,2006):
2K (s) + 2H2O 2KOH (aq) + H2 (g)
Reaksi dengan halogen
Kalium segera bereaksi dengan halogen membentuk halide (Wardhani,2006):
2K(s) + F2 (g) 2KF (s)
Reaksi dengan Asam
2K (s) + H2SO4 (aq) 2K+ (aq) + SO42- (aq) + H2 (g)
C. Cara Membuat Kalium
Kalium tidak ditemukan tersendiri di alam, tetapi diambil melalui proses elektrolisis hidroksida. Metoda panas juga lazim digunakan untuk memproduksi kalium dari senyawa-senyawa kalium dengan CaC2, C, Si, atau Na.
Pembuatan Logam Kalium ( K )
elektrolisis lelehan KOH
elektrolisis lelehan KCN
reduksi garam kloridanya
reduksi KCl dengan natrium
Kalium tidak dibuat dengan metode yang sama seperti natrium karena logam kalium, awalnya dibentuk melalui elektrolisis larutan KCl terlarut dalam garam yang dilelehkan (Anonimous,2010):
Katoda: K+ (l) + e- K (l)
Anoda: Cl- (l) → 1/2Cl2 (g) + e-
Kalium dibuat melalui reaksi logam natrium dengan KCl cair pada 850 °C (Anonimous,2010):
Na + KCl→ K+ NaCl
D. Pemanfaatan Kalium
Kegunaan kalium dalam kehidupan sehari-hari adalah sebagai berikut.
Unsur kalium sangat penting bagi pertumbuhan. Tumbuhan membutuhkan garam-garam kalium, tidak sebagai ion K+sendiri, tetapi bersama-sama dengan ion Ca2+ dalam perbandingan tertentu.
Unsur kalium digunakan untuk pembuatan kalium superoksida (KO2) yang dapat bereaksi dengan air membentuk oksigen.
Persamaan reaksinya:
4KO2(S) + H2O(l) → 4KOH(aq) + 3O2(g)
senyawa KO2 digunakan sebagai bahan cadangan oksigen dalam tambang (bawah tanah), kapal selam, dan digunakan untuk memulihkan seseorang yang keracunan gas.
Kegunaan Senyawa kalium
Kegunaan senyawa kalium ialah sebagai berikut :
KOH digunakan pada industri sabun lunak atau lembek.
KCl dan K2SO4 digunakan untuk pupuk pada tanaman.
KNO3 digunakan sebagai komponen esensial dari bahan peledak, petasan dan kembang api.
KClO3 digunakan untuk pembuatan korek api, bahan peledak, dan mercon. KClO3 dapat juga digunakan sebagai bahan pembuat gas Cl2, apabila direaksikan dengan larutan HCl pada laboratorium.
K2CO3 digunakan pada industri kaca.
2.9 RUBIDIUM
A. Sejarah
Rubidium dalam bahasa Latin rubidus yang berarti merah menyala, ditemukan oleh Bunsen dan Kirchoff pada tahun 1861 di dalam mineral lepidolite dengan menggunakan spektroskop. Unsur ini ternyata ditemukan lebih banyak dari yang diperkirakan beberapa tahun lalu. Sekarang ini, rubidium dianggap sebagai elemen ke-16 yang paling banyak ditemukan di kerak bumi. Rubidium ada di pollucite, leucite dan zinnwaldite, yang terkandung sekitar 1% dan dalam bentuk oksida. Rb ditemukan di lepidolite sebanyak 1.5% dan diproduksi secara komersil dari bahan ini. Mineral-mineral Kalium, seperti yang ditemukan pada danau Searles, California, dan KCl yang diambil dari air asin di Michigan juga mengandung rubidium dan sukses diproduksi secara komersil. Elemen ini juga ditemukan bersamaan dengan Cesium di dalam deposit pollucite di danau Bernic, Manitoba.
Sifat-sifat Rubidium dapat menjelma dalam bentuk cair pada suhu ruangan. Rubidium merupakan logam akali yang lembut, keperak-perakan dan unsur akali kedua yang paling elektropositif. Rubidium dapat terbakar secara spontan di udara dan bereaksi keras di dalam air, membakar hidrogen yang terlepaskan. Rubidium membentuk amalgama dengan logam-logam alkali yang lain, seperti raksa dan campuran logam dengan emas, cesium dan kalium. Rb membuat lidah api bewarna ungu kekuning-kuningan. Logam rubidium juga dapat dibuat dengan cara mereduksi rubidium klorida dengan Kalsium dan dengan beberapa metoda lainnya. Unsur ini harus disimpan dalam minyak mineral yang kering, di dalam vakum atau diselubungi gas mulia.
Rubidium sangat mudah diionasi, unsur ini pernah dipikirkan sebagai bahan bakar mesin ion untuk pesawat antariksa. Hanya saja, Cesium sedikit lebih efisien untuk hal ini. Unsur ini juga pernah diajukan untuk digunakan sebagai fluida penggerak turbin uap dan untuk generator elektro-panas menggunakan prinsip kerja magnetohydrodynamic, yaitu ion-ion Rubidium terbentuk oleh energi panas pada suhu yang tinggi dan melewati medan magnet. Ion-ion ini kemudian akan mengantarkan listrik dan bekerja seperti amature sebuah generator sehingga dapat memproduksi aliran listrik.
Rubidium juga digunakan sebagai getter dalam tabung-tabung vakum dan sebagai komponen fotosel. Ia juga telah digunakan dalam pembuatan kaca spesial. RbAg4I5 sangat penting karena memiliki suhu ruangan tertinggi sebagai konduktor di antara kristal-kristal ion. Pada suhu 200C, konduktivitasnya sama dengan larutan asam sulfur. Sifat ini memungkinkan Rubidium digunakan pada aplikasi untuk baterai super tipis dan aplikasi lainnya.
B. Keberadaan Di Alam
Rubidium mempunyai titik leleh rendah, mudah menguap dan sukar di buat melalui elektrolisis. Rubidium di peroleh dalam bentuk uap yang di buat pada suhu tinggi. Unsur ini terdapat dalam mineral fosfat trifilit. Unsur ini ternyata di temukan lebih banyak dari yang di perkirakan beberapa tahun lalu.
Rubidium juga terdapat di alam bercampur dengan bijih uranium yang di sebut pitchblende yang di temukan di Joachimsthal, Bohem. Pasir carnotite di Colorado juga menghasilkan rubidium, tetapi bijih yang kaya akan unsur ini di temukan di Congo (Republik Zaire) dan danau besar (Great Lake) di Kanada. Rubidium terkandung di dalam mineral uranium dan bisa di ambil dari sisa hasil pemrosesan uranium. Deposit uranium yang besar terletak di Ontario (Kanada), New Meksiko (Negara bagian AS), Utah (AS) dan Australia.
Sekarang ini, Rubidium di anggap sebagai elemen ke 16 yang paling banyak di temukan di kerak bumi lebih kurang sebanyak seng dan lebih banyak dari tembaga. Rubidium ada di Pollucite, Leucite, dan Zinnwaldite yang terkandung sekitar 1% dan dalam bentuk oksida. Rubidium di temukan di Lepidolite sebanyak 1.5% dan di produksi secara komersil dari bahan ini. Mineral-mineral kalium seperti yang di temukan pada danau Searles, California dan Kalium Klorida yang di ambil dari air asin di Michigan juga mengandung Rubidium dan sukses di produksi secara komersil. Elemen ini juga di temukan bersamaan dengan Cesium di dalam Depositpollucite di danau Bernic, Manitoba.
C. Sifat Fisika
Rubidium (Rb)
Kondisi : Padat
Densitas cairan pada titik didih (gr/cm3) : 1,46
Titik didih 00 C : 688
Titik leleh 00 C : 39,33
Energi ionisasi (Kj/mol) : 403
A. Sejarah Litium
Litium merupakan golongan logam alkali (IA) dimana memiliki konfigurasi elektron 1s2 2s1. Berasal dari bahasa Yunani, lithos: batu). Ditemukan oleh Arfvedson pada tahun 1817, litium merupakan unsur logam teringan, dengan berat jenis sekitar setengahnya air (Mohsin, 2006).
Litium tidak ditemukan sebagai unsur tersendiri di alam; ia selalu terkombinasi dalam unit-unit kecil pada batu-batuan berapi dan pada sumber-sumber mata air. Mineral-mineral yang mengandung litium contohnya (Mohsin, 2006):
lepidolite : K2Li3Al4Si7O21(OH.F)3
spodumene: LiAlSi2O6
petalite: LiAlSi4O10 , dan
amblygonite : (LiNa)AlPO4(FOH)
Litum banyak terdistribusi di bumi akan tetapi karena kereaktifannya maka akan sulit menemukan litium dalam keadaan unsurnya. Total litium yang ada di air laut diperkirakan 230 billion ton dan unsur ini terdapat dalam konsentrasi yang relatif konstan yaitu 0.1-0,2 ppm. Di Amerika Serikat, litium diambil dari air asin di danau Searles Lake, di negara bagian California dan Nevada. Deposit quadramene dalam jumlah besar ditemukan di California Utara. Logam ini diproduksi secara elektrolisis dari fusi klorida. Secara fisik, litium tampak keperak-perakan, mirip natrium (Na) dan kalium (K), anggota seri logam alkali. Litium bereaksi dengan air, tetapi tidak seperti natrium. Litium memberikan nuansa warna pelangi yang indah jika terjilat lidah api, tetapi ketika logam ini terbakar benar-benar, lidah apinya berubah menjadi putih (Mohsin, 2006).
Kulit bumi mengandung kira-kira 0,006 % massa litium. Unsur ini juga terdapat dalam air lauti hingga kira-kira 0,1 ppm massa. Sumber utama litium yaitu diperoleh dari mineral spodumene, LiAlSi2O6. Logam Litium dapat diperoleh dari elektrolisis lelehan LiCl dengan campuran beberapa garam inert untuk menurunkan titik leleh hingga 500° C (Mohsin,2006).
B. Sifat Litium
Sifat Kimia Litium (Morie, 2010):
Nomor atom: 3
Nomor Massa : 6.941 g/mol
Keelektronegatifias (Pauli): 1
Densitas: 0.53 g/cm3 pada 20 C
Titik leleh : 180.5 C
Titik Didih : 1342 C
Jari-jari Van Der Walls : 0.145 nm
Jari-jari ion : 0.06 nm
Isotop : Li6 dan Li7
Konfigurasi elektron: 1s2 2s1
Energi ionisasi: 520.1 kJ/mol
Potensial standar : -3.02 V
Ditemukan oleh: ohann Arfvedson in 1817
Kristal struktur: cubic body center
Memanaskan litium dapat menyebabkan lekadan dan kebakaran. Serbuk litium secara spontan akan terbakar jika didispersikan ke udara bebas. Pada saat pemanasan terjadi maka kemungkinan akan terbentuk kabut atau gas yang berbahaya. bereaksi secara spontan dengan oksidator kuat, air, asam dan senyawa lain seperti halogen, asbes, hidrokarbon, menyebabkan ledakan (Morie, 2010).
Dengan densitas setengah dari densitas air, litium merupakan unsur yang paling kecil rapatan massanya daripada unsur padatan pada temperatur dan tekanan kamar. Logam ini mempunyai kenampakan mengkilat seperti perak, namun bila terkena udara lembab segera tertutup oleh lapisan tebal hitam sebagai akibat reaksinya dengan oksigen yang diikuti reaksi lanjut dengan gas karbondioksida membentuk litium karbonat. Litium merupakan satu-satunya logam yang bereaksi dengan gas dinitrogen; untuk memecah ikatan ganda tiga dalam molekul dinitrogen diperlukan masukan energi sekitar 945 kJ mol-1 . Untuk menyeimbangkan kebutuhan energi ini, energi kisi senyawa hasil harus sangat tinggi (Morie, 2010).
Dari kelompk logam alkali, hanya ion litium yang mempunyai densitas muatan yang paling besar, membentuk senyawa nitrida dengan energi kisi yang cukup tinggi menurut persamaan reaksi (Morie, 2010):
6Li (s) + N2 (g) 2Li3N (s)
Senyawa nitrida ini sangat reaktif, membentuk amonia jika direaksikan dengan air menurut persamaan reaksi (Morie, 2010):
Li3N (s) + 3H2O (l) 3LiOH (aq) + NH3 (g)
Litium mampu bergabung dengan molekul dihidrogen membentuk senyawa hidrida menurut persamaan reaksi (Morie, 2010):
2Li (s) + H2 (g) 2LiH (s)
Litium hidrida mudah bereaksi dengan air, demikian juga dengan aluminium klorida menurut persamaan reaksi berikut (Morie, 2010):
LiH (s) + H2O (l) LiOH (aq) + H2 (g)
LiH (s) + AlCl3 (s) LiAlH4 (s) + LiCl (s)
Sifat tersebut membuat litium hidrida bermanfaat sebagai bermanfaat sebagai pengering pelarut organik, dan litium aluminium hidrida banyak dimanfaatnkan sebagai agen pereduksi yang baik pada sintesis senyawa-senyawa organik.
Litium cair sampai saat ini diketahui sebagai zat yang paling korosif. Sebagai contoh, jika logam litium dilelehkan dalam suatu wadah dari bahan gelas, meninggalkan lubang pada wadah tersebut; reaksi ini disertai dengan pancaran cahaya putih kehijauan yang tajam. Tambahan pula, litium mempunyai standar potensional reduksi paling reaktif ketimbang unsur-unsur lainnya, yaitu(Morie, 2010):
Li+ (aq) + e Li (s) E° = -3,05
Sifat fisika Litium (Morie, 2010):
Koefisien ekspansi termal 56exp-6
Koduktifitas elektrik 0.106 x 10exp6/omh.cm
Konduktifitas termal 0.847 W/cmK
Densitas 0.534 g/cc
Modulus elastisitas bulk 11/GPA Rigiditas 4.24/GPa Youngs 4.91/GPA
Entalpi atomisasi 160.7 KJ/mol
Entalpi Fusi 3 KJ/mol
Entalpi vaporasi 134.7 KJ/mol
Flammabilitas : padatan mudah terbakar
Kekerasan 0.6 Mohs
Panas penguapan 145.92 KJ/mol
Volume molar 13 cm3/mol
Kalor jenis 3.6 J/gK
Tekanan uap 1.6 epx-8 Pa
C. Cara Membuat Unsur Litium
Sintesis logam litium memerlukan teknologi elektrolisis dan proses ini berlagsung sangat sulit disebabkan sulitnya memasukkan satu elektron kepada ion logam litium yang bersifat sangat elektropositif. Biji litium yang penting adalah spodumene, LiAl(SiO3)2. Bentuk litium alfa akan diubah menjadi bentuk litium beta pada kisaran suhu antara 1100° C. Campuran kemudian dicampur dengan asam sulfat panas kemudian diekstraksi ke dalam air untuk mendapatkan litium sulfat Li2SO4. Senyawaan sulfat ini kemudian ditambahkan natrium karbonat untuk mendapatkan garam Li2CO3 yang tidak mudah larut di dalam air. Reaksi litium karbonat dengan asam klorida akan diperoleh litium klorida LiCl yang siap untuk dielektrolisis (Morie, 2010).
Reaksinya adalah (Morie,2010):
Li2SO4 + Na2CO3 →Na2SO4 + Li2CO3
Li2CO3 + 2HCl → 2LiCl + CO2 + H2O
Disebabkan litium klorida memiliki titik leleh yang tinggi yaitu lebih dari 600 °C maka LiCl dicampur dengan KCl sehingga titik lelehnya turun menjadi sekitar 430° C.
D. Pemanfaatan Litium
Sejak Perang Dunia II, produksi logam litium dan senyawa-senyawanya menjadi berkali lipat. Karena logam ini memiliki spesifikasi panas yang tertinggi di antara benda-benda padat, seringkali digunakan pada aplikasi transfer panas. Tetapi perlu diingat bahwa logam ini sangat mudah aus atau korosif dan perlu penanganan tertentu. Litium digunakan sebagai bahan campuran logam, sintesis senyawa organik dan aplikasi nuklir. Unsur ini juga digunakan sebagai bahan anoda pada baterai karena memiliki potensial elektrokimia yang tinggi. Elemen litium digunakan pula untuk pembuatan kaca dan keramik spesial. Kaca pada teleskop di gunung Palomar mengandung litium. Bersama dengan litium bromida, keduanya digunakan pada sistem pendingin dan penghangat ruangan. Lithium stearat digunakan untuk sebagai lubrikasi suhu tinggi. Senyawa-senyawa litium lainnya digunakan pada sel-sel kering dan baterai (Morie, 2010).
Litium banyak dipakai untuk baterai, keramik, gelas, lubrican, peningkat kekerasan paduan logam, farmasi, hidrogenasi, cairan pentransfer panas, propelant roket, sintesis vitamin A, pendingin reaktor nuklir, produksi tritium, deoksidator untuk logam tembaga dan paduannya. Penggunaan litium yang lain adalah (Morie, 2010):
Litium dipakai dalam kimia organik untuk membuat reagen berbasis organolitium
Litium neobate dipakai dalam alat telekomunikasi seperti HP sebagai resonat kristal
Litium klorida dan litium bromida dipakai sebagai desikan
Litium stearat dipakai sebagai lubrican pada alat bertemperatur tinggi
Alloy litium dengan logam lain seperti aluminium, kadmium, tembaga, dan mangan dipakai sebagai bahan pembuatan pesawat terbang.
Litium flourida dipakai diperalatan optik seperti IR, teleskop, UV dan UV Vacum karena sifatnya yang transparan
Logam litium dan hidridanya dipakai sebagai bahan untuk bahan bakar roket
Litium peroksida, litium nitrat, litium klorat, litium perklorat dipakai sebagai oksidator dalam propelan roket
Litium deuerida dipakai sebagai bahan bakar reaksi fusi dimana jika ditembaki dengan neutron maka akan menghasilkan tritium.
Litium hidroksida adalah senyawa penting yang diperoleh dari litium karbonat, bersifat basa kuat, dan bila dipanaskan dengan minyak akan diperoleh sabun litium yang bermanfaat untuk membersihkan lemak dan dipakai untuk melubrikasi gear mesin
Senyawaan litium dipakai sebagai zat pewarna pada kembang api karena dapat menghasilkan warna merah terang.
Pengaruh Litium Bagi Kesehatan
Litium sangat mudah terbakar, bayak faktor yang memicu reaksi litium sehingga menyebabkan ledakan. Hasil tersebut mengakibatkan terbentuknya kabut (gas) yang sangat beracun. Mudah terbakar bila terjadi kontak antara litium dan api. Bila terhirup akan menyebabkan sensasi seperti terbakar, batuk, sulit bernafas, dan juga luka padtenggorokan. Kontak dengan kulit menyebabkan kulit terbakar dan terasa sakit. Kontak pada mata akan menyebakan mata memerah, rasa sakit dan rasa pedih yang mendalam. Jika termakan akan menyebabkan kram perut, sakit di bagian perut, sensasi terbakar, kolaps, dan sampai kematian (Morie, 2010).
Pengaruh litium bagi lingkungan
Logam ini bereaksi dengan nitrogen dan hidrogen dari udara dan uap air. Secara cepat permukaan litium akan terlapisi oleh campuran LiOH, Li2CO3, Li3N. LiOH bersifat sangat korosif dan berbahaya bagi ikan yang hidup di air (Morie, 2010).
2.7 NATRIUM
A. Sejarah Natrium
Natrium ditemukan oleh Sir Humphrey Davy pada 1807 di Inggris ( Inggris, soda; Latin, sodanu: obat sakit kepala). Asal simbol Na berasal dari kata Latin “natrium”. Dia menemukan dengan cara mengisolasi melalui metoda mengelektrolisis,tetapi sebenarnya unsur ini sudah dikenal di berbagai senyawa. Unsur ini merupakan logam terbanyak dalam golongan alkali.Unsur ini merupakan terbanyak di permukaan bumi,dalam permukaan bumi terdapat 2,7 % (Mohsin, 2006).
Sumber
Natrium banyak ditemukan di bintang-bintang. Natrium juga merupakan elemen terbanyak keempat di bumi, terkandung sebanyak 2.6% di kerak bumi. Unsur ini merupakan unsur terbanyak dalam grup logam alkali. Jaman sekarang ini, sodium dibuat secara komersil melalui elektrolisis fusi basah natrium klorida. Metoda ini lebih murah ketimbang mengelektrolisis natrium hidroksida, seperti yang pernah digunakan beberapa tahun lalu (Mohsin, 2006).
Kelimpahan Natrium
lapisan bumi = 23000 ppm
Air laut = 10500 ppm
Matahari = 1910000 relatif terhadap H=1exp12
Natrium banyak ditemukan diberbagai mineral logam misalnya sebagai NaCl, amphibole, kriolit, soda niter, dan zeolit. Natrium banyak terdapat di bintang yang ada diluar angkasa berdasarkan spektra garis D-nya dan bertanggung jawab terhadap cahaya hampir kebanyakan bintang. Senyawa yang paling banyak ditemukan adalah natrium klorida (garam dapur), tapi juga terkandung di dalam mineral-mineral lainnya seperti soda niter, amphibole, zeolite, dsb (Morie,2010).
B. Sifat Natrium
Natrium, seperti unsur radioaktif lainnya, tidak pernah ditemukan tersendiri di alam. Natrium adalah logam keperak-perakan yang lembut dan mengapung di atas air. Tergantung pada jumlah oksida dan logam yang terkekspos pada air, natrium dapat terbakar secara spontanitas. Lazimnya unsur ini tidak terbakar pada suhu dibawah 115 derajat Celcius (Mohsin, 2006).
Sifat Kimia Natrium (Morie, 2010):
Nama : Natrium
Simbol : Na
Nomor atom : 11
Nomor massa: 22.989
Keadaan standar : padatan
Warna : putih keperakan
Klasifikasi dalam sistem periodik : Logam
Total isotop : 22
Total isomer 2
Isotop radioaktif = 19
Isotop stabil : 1
Elektronegatifitas pauli : 0.9
Entalpi atomisasi : 108.4 KJ/mol
Entalpi fusi : 2.59 KJ/mol
Entalpi penguapan : 89.04 KJ/mol
Panas penguapan= 96 KJ/mol
Volume molar : 23.7 cm3/mol
Jari-jari ionik : 2.23 Amstrong
Jari-jari kovalen : 1.54 Amstrong
kristal struktur : CCB kubus berpusat badan
Sifat Fisika (Morie, 2010):
Densitas : 0.97 g/cm3
Titik leleh : 97.5
Titik didih : 883
Potensial standar : -2.7 V
Penemu : Sih Humphrey Davy 1807
Koefisien ekspansi liner termal : 70.6x10exp-5 /K
Konduktivitas termal = 1.41 W/cmK
Konduktifitas listrik : 0.21x10exp-6/ohm.cm
Kalor jenis : 1.23 J/gK
Tekanan uap : 0.0000143 Pa pada 961 °C
Natrium mengapung di air, apabila kita menguraikannya, maka ia akan berubah menjadi gas hidrogen dan ion hidroksida. Jika kita gerus, maka akan menjadi bubuk, natrium juga akan meledak dalam air secara spontan. Tapi, biasanya natrium tidak meledak di udara bersuhu dibawah 388 K. Apabila natrium berikatan dengan ion OH-, maka akan membentuk basa kuat yang sering kita temukan, yaitu NaOH (Morie, 2010).
C. Cara Membuat Natrium
Natrium diisolasi denga cara elektrolisis. Dibumi terdapat sumber untuk dipakai sebagai pembuatan natrium. Sumber yang paling murah adalah NaCl yang dapat diperoleh dari air laut dengan cara penguapan (Morie, 2010).
NaCl memiliki titik leleh lebih dari 800° C oleh sebab itu pembuatan natrium hanya dengan NaCl saja akan membutuhkan energi yang cukup besar. Untuk menghemat energi maka NaCl dicampur dengan CaCl2 dengan perbandingan masing-masing 40% dan 60% sehingga titik lelehnya turun menjadi 580° C (Morie, 2010).
Reaksi yang terjadi (Morie, 2010):
Katoda : Na + + e Na
Anoda : Cl- 1/2Cl2 + e
Proses elektrolisis dilakukan dengan cara mencairkannya dalam peralatan “Down Cell” dalam prakteknya sering diikuti dengan pembentukan logam kalsium akan tetapi padatan ini dikembalikan lagi ke tempat pelelehan (Morie, 2010).
D. Pemanfaatan Natrium
Logam Natrium digunakan dalam banyak sintesis senyawa natrium, namun terdapat dua kegunaan utama. Pertama yaitu untuk ekstraksi logam-logam lain. Cara yang paling mudah untuk mendapatkan logam-logam yang lebih sedikit kelimpahannya seperti torium, zirkonium, tantalum dan titaium, yaitu dengan mereduksi senyawanya dengan natrium. Sebagai contoh, logam titanium dapat diperoleh dari reduksi titanium klorida dengan natrium menurut persamaan reaksi berikut (Sugiyarto,2003):
TiCl4 (l) + 4Na (s) Ti (s) + 4NaCl (s)
Pencucian dengan air akan melarutkan natrium klorida sehingga dapat diperoleh logam itanium murni.
Kegunaan kedua yaitu dalam produksi zat aditif bahan bakar minyak, tetraetiltimbel (TEL) yang disintesis dari aloi Na-Pb dengan etil klorida menurut persamaan reaksi (Sugiyarto,2003) :
4NaPb (s) + 4C2H5Cl (g) (C2H5)4Pb (l) + 3 Pb (s) + 4 NaCl (s)
Senyawa natrium juga penting untuk industri-industri kertas, kaca, sabun, tekstil, minyak, kimia dan logam. Sabun biasanya merupakan garam natrium yang mengandung asam lemak tertentu. Pentingnya garam sebagai nutrisi bagi binatang telah diketahui sejak zaman purbakala. Di antara banyak senyawa-senyawa natrium yang memiliki kepentingan industrial adalah garam dapur (NaCl), soda abu (Na2CO3), baking soda (NaHCO3), caustic soda (NaOH), Chile salpeter (NaNO3), di- dan tri-natrium fosfat, natrium tiosulfat (hypo, Na2S2O3 . 5H20) and borax (Na2B4O7 . 10H2O) (Mohsin,2006).
2.8 KALIUM
A. Sejarah Kalium
(Inggris, potasium; Latin, kalium, Arab, qali, alkali). Ditemukan oleh Davy pada tahun 1807,yang mendapatkannya dari caustic potash(KOH). Ini logam pertama yang diisolasi melalui elektrolisis. Dalam bahasa Inggris, unsur ini disebut potassium (Mohsin,2006).
Sumber
Logam ini merupakan logam ketujuh paling banyak dan terkandung sebanyak 2.4% (berat) di dalam kerak bumi. Kebanyakan mineral kalium tidak terlarut dalam air dan unsur kalium sangat sulit diambil dari mineral-mineral tersebut. Mineral-mineral tertentu, seperti sylvite, carnalite, langbeinite, dan polyhalite ditemukan di danau purba dan dasar laut yang membentuk deposit dimana kalium dan garam-garamnya dengan mudah dapat diambil. Kalium ditambang di Jerman, negara bagian-negara bagian New Mexico, California, dan Utah. Deposit besar yang ditemukan pada kedalaman 3000 kaki di Saskatchewan, Kanada diharapkan menjadi tambang penting di tahun-tahun depan. Kalium juga ditemukan di samudra, tetapi dalam jumlah yang lebih sedikit ketimbang natrium (Mohsin,2006).
B. Sifat Kalium
Unsur ini sangat reaktif dan yang paling elektropositif di antara logam-logam. Kecuali litium, kalium juga logam yang sangat ringan. Kalium sangat lunak, dan mudah dipotong dengan pisau dan tampak keperak-perakan pada permukaan barunya. Elemen ini cepat sekali teroksida dengan udara dan harus disimpan dalam kerosene (minyak tanah). Seperti halnya dengan logam-logam lain dalam grup alkali, kalium mendekomposisi air dan menghasilkan gas hidrogen. Unsur ini juga mudah terbakar pada air. Kalium dan garam-garamnya memberikan warna ungu pada lidah api (Mohsin,2006).
Reaksi Kalium dengan udara
Kalium sangat lunak dan mudan dipotong. Permukaannya mengkilap tapi segera menjadi buram bila breaksi dengan oksigen dan uap air dari udara. Bila potassium dibakar di udara produk utamanya adalah superoksida KO2 (Wardhani,2006):
K (s) + O2(g) KO2 (s)
Reaksi dengan air
Kalium sangat cepat bereaksi dengan air menghasilkan larutan tidak berwarna kalium hidroksida (KOH) dan gas H2. Reaksi ini sangat eksotermis. Reaksi ini lebih lambat dibandingkan rubidium tapi lebih cepat dibandingkan natrium (Wardhani,2006):
2K (s) + 2H2O 2KOH (aq) + H2 (g)
Reaksi dengan halogen
Kalium segera bereaksi dengan halogen membentuk halide (Wardhani,2006):
2K(s) + F2 (g) 2KF (s)
Reaksi dengan Asam
2K (s) + H2SO4 (aq) 2K+ (aq) + SO42- (aq) + H2 (g)
C. Cara Membuat Kalium
Kalium tidak ditemukan tersendiri di alam, tetapi diambil melalui proses elektrolisis hidroksida. Metoda panas juga lazim digunakan untuk memproduksi kalium dari senyawa-senyawa kalium dengan CaC2, C, Si, atau Na.
Pembuatan Logam Kalium ( K )
elektrolisis lelehan KOH
elektrolisis lelehan KCN
reduksi garam kloridanya
reduksi KCl dengan natrium
Kalium tidak dibuat dengan metode yang sama seperti natrium karena logam kalium, awalnya dibentuk melalui elektrolisis larutan KCl terlarut dalam garam yang dilelehkan (Anonimous,2010):
Katoda: K+ (l) + e- K (l)
Anoda: Cl- (l) → 1/2Cl2 (g) + e-
Kalium dibuat melalui reaksi logam natrium dengan KCl cair pada 850 °C (Anonimous,2010):
Na + KCl→ K+ NaCl
D. Pemanfaatan Kalium
Kegunaan kalium dalam kehidupan sehari-hari adalah sebagai berikut.
Unsur kalium sangat penting bagi pertumbuhan. Tumbuhan membutuhkan garam-garam kalium, tidak sebagai ion K+sendiri, tetapi bersama-sama dengan ion Ca2+ dalam perbandingan tertentu.
Unsur kalium digunakan untuk pembuatan kalium superoksida (KO2) yang dapat bereaksi dengan air membentuk oksigen.
Persamaan reaksinya:
4KO2(S) + H2O(l) → 4KOH(aq) + 3O2(g)
senyawa KO2 digunakan sebagai bahan cadangan oksigen dalam tambang (bawah tanah), kapal selam, dan digunakan untuk memulihkan seseorang yang keracunan gas.
Kegunaan Senyawa kalium
Kegunaan senyawa kalium ialah sebagai berikut :
KOH digunakan pada industri sabun lunak atau lembek.
KCl dan K2SO4 digunakan untuk pupuk pada tanaman.
KNO3 digunakan sebagai komponen esensial dari bahan peledak, petasan dan kembang api.
KClO3 digunakan untuk pembuatan korek api, bahan peledak, dan mercon. KClO3 dapat juga digunakan sebagai bahan pembuat gas Cl2, apabila direaksikan dengan larutan HCl pada laboratorium.
K2CO3 digunakan pada industri kaca.
2.9 RUBIDIUM
A. Sejarah
Rubidium dalam bahasa Latin rubidus yang berarti merah menyala, ditemukan oleh Bunsen dan Kirchoff pada tahun 1861 di dalam mineral lepidolite dengan menggunakan spektroskop. Unsur ini ternyata ditemukan lebih banyak dari yang diperkirakan beberapa tahun lalu. Sekarang ini, rubidium dianggap sebagai elemen ke-16 yang paling banyak ditemukan di kerak bumi. Rubidium ada di pollucite, leucite dan zinnwaldite, yang terkandung sekitar 1% dan dalam bentuk oksida. Rb ditemukan di lepidolite sebanyak 1.5% dan diproduksi secara komersil dari bahan ini. Mineral-mineral Kalium, seperti yang ditemukan pada danau Searles, California, dan KCl yang diambil dari air asin di Michigan juga mengandung rubidium dan sukses diproduksi secara komersil. Elemen ini juga ditemukan bersamaan dengan Cesium di dalam deposit pollucite di danau Bernic, Manitoba.
Sifat-sifat Rubidium dapat menjelma dalam bentuk cair pada suhu ruangan. Rubidium merupakan logam akali yang lembut, keperak-perakan dan unsur akali kedua yang paling elektropositif. Rubidium dapat terbakar secara spontan di udara dan bereaksi keras di dalam air, membakar hidrogen yang terlepaskan. Rubidium membentuk amalgama dengan logam-logam alkali yang lain, seperti raksa dan campuran logam dengan emas, cesium dan kalium. Rb membuat lidah api bewarna ungu kekuning-kuningan. Logam rubidium juga dapat dibuat dengan cara mereduksi rubidium klorida dengan Kalsium dan dengan beberapa metoda lainnya. Unsur ini harus disimpan dalam minyak mineral yang kering, di dalam vakum atau diselubungi gas mulia.
Rubidium sangat mudah diionasi, unsur ini pernah dipikirkan sebagai bahan bakar mesin ion untuk pesawat antariksa. Hanya saja, Cesium sedikit lebih efisien untuk hal ini. Unsur ini juga pernah diajukan untuk digunakan sebagai fluida penggerak turbin uap dan untuk generator elektro-panas menggunakan prinsip kerja magnetohydrodynamic, yaitu ion-ion Rubidium terbentuk oleh energi panas pada suhu yang tinggi dan melewati medan magnet. Ion-ion ini kemudian akan mengantarkan listrik dan bekerja seperti amature sebuah generator sehingga dapat memproduksi aliran listrik.
Rubidium juga digunakan sebagai getter dalam tabung-tabung vakum dan sebagai komponen fotosel. Ia juga telah digunakan dalam pembuatan kaca spesial. RbAg4I5 sangat penting karena memiliki suhu ruangan tertinggi sebagai konduktor di antara kristal-kristal ion. Pada suhu 200C, konduktivitasnya sama dengan larutan asam sulfur. Sifat ini memungkinkan Rubidium digunakan pada aplikasi untuk baterai super tipis dan aplikasi lainnya.
B. Keberadaan Di Alam
Rubidium mempunyai titik leleh rendah, mudah menguap dan sukar di buat melalui elektrolisis. Rubidium di peroleh dalam bentuk uap yang di buat pada suhu tinggi. Unsur ini terdapat dalam mineral fosfat trifilit. Unsur ini ternyata di temukan lebih banyak dari yang di perkirakan beberapa tahun lalu.
Rubidium juga terdapat di alam bercampur dengan bijih uranium yang di sebut pitchblende yang di temukan di Joachimsthal, Bohem. Pasir carnotite di Colorado juga menghasilkan rubidium, tetapi bijih yang kaya akan unsur ini di temukan di Congo (Republik Zaire) dan danau besar (Great Lake) di Kanada. Rubidium terkandung di dalam mineral uranium dan bisa di ambil dari sisa hasil pemrosesan uranium. Deposit uranium yang besar terletak di Ontario (Kanada), New Meksiko (Negara bagian AS), Utah (AS) dan Australia.
Sekarang ini, Rubidium di anggap sebagai elemen ke 16 yang paling banyak di temukan di kerak bumi lebih kurang sebanyak seng dan lebih banyak dari tembaga. Rubidium ada di Pollucite, Leucite, dan Zinnwaldite yang terkandung sekitar 1% dan dalam bentuk oksida. Rubidium di temukan di Lepidolite sebanyak 1.5% dan di produksi secara komersil dari bahan ini. Mineral-mineral kalium seperti yang di temukan pada danau Searles, California dan Kalium Klorida yang di ambil dari air asin di Michigan juga mengandung Rubidium dan sukses di produksi secara komersil. Elemen ini juga di temukan bersamaan dengan Cesium di dalam Depositpollucite di danau Bernic, Manitoba.
C. Sifat Fisika
Rubidium (Rb)
Kondisi : Padat
Densitas cairan pada titik didih (gr/cm3) : 1,46
Titik didih 00 C : 688
Titik leleh 00 C : 39,33
Energi ionisasi (Kj/mol) : 403
Jari-jari ion : 1,48
Konfigurasi electron : 2.8.18.8.1
Keelektronegatifan : 0,8
Kerapatan (gr/cm3) : 1,532
Kalor peleburan (Kj/mol) : 2,19
Kalor penguapan (Kj/mol) : 75,77
D. Sifat Kimia
Konfigurasi electron : 2.8.18.8.1
Keelektronegatifan : 0,8
Kerapatan (gr/cm3) : 1,532
Kalor peleburan (Kj/mol) : 2,19
Kalor penguapan (Kj/mol) : 75,77
D. Sifat Kimia
Sangat reaktif
Dapat membentuk senyawa basa kuat
Mudah larut dalam air (kelarutannya
semakin ke bawah semakin besar)
Termasuk zat pereduksi kuat
(memiliki 1 buah elektron) sehingga mudah mengalami oksidasi
Membentuk kation dengan muatan +1
Bila di bakar akan mengubah warna
lain, sifat ini yang dapat diN jadikan cara kualitatif logam alkali (di kenal dengan tes warna nyala)
Dapat membentuk cair pada suhu
ruangan
Merupakan logam alkali yang halus
Yang paling elektropositif
Mudah terbakar di udara dan bereaksi
keras di air
Membakar hidrogen yang terlepas.
Dapat membentuk amalgam dengan raksa
dan campuran logam dengan emas, cesium dan kalium
Membuat lidah api berwarna ungu
E. Pengolahan
Dengan cara mengolah lelehan kloridanya dengan uap Na pada suhu tinggi, kemudian logamnya di murnikan dengan destilasi.
Rubidium tidak dapat di peroleh dengan proses elektrolosis karena logam-logam yang terbentuk pada anoda akan segera larut kembali dalam larutan garam yang di gunakan. Oleh sebab itu untuk memperoleh Rubidium di lakukan melalui metode reduksi. Proses yang di lakukan untuk memperoleh logam ini yaitu dengan mereaksikan lelehan garamnya dengan natrium.
L + NaCl ------- Na + LCl
Ket : L = Rubidium
Dari reaksi di atas L dalam bentuk gas yang di alirkan keluar. Gas yang keluar kemudian di padatkan dengan menurunkan tekanan atau suhu sehingga terbentuk padatan logam L. Karena jumlah produk berkurang maka reaksi akan bergeser ke arah produk. Demikian seterusnya hingga semua logam L habis bereaksi.
F. Kegunaan
a) SENYAWA
Rubidium klorida di gunakan dalam biokimia sebagai biomarker untuk melacak di mana kalium diambil oleh organisme hidup. Rubidium hidroksida merupakan bahan utama bagi kebanyakan proses kimia berbasis rubidium. Rubidium karbonat di gunakan dalam beberapa kaca optik .
Rubidium memiliki beberapa oksida, termasuk Rb6O dan Rb9O2 yang muncul jika seandainya logam rubidium di biarkan terkena udara. Hasil akhir reaksi dengan oksigen adalah RBO2 superoksida. Rubidium membentuk garam dengan banyak anion . Beberapa senyawa rubidium biasanya adalah rubidium klorida (RbCl), rubidium monoksida (Rb2O) dan rubidium tembaga sulfat (Rb2SO4, CuSO4, 6H2O). Senyawa rubidium, perak dan yodium yaitu RbAg4I5 yang memiliki sifat listrik menarik. Pada suhu 20 derajat celcius, konduktivitasnya sama dengan larutan asam sulfur. Sifat ini memungkinkan rubidium di gunakan pada aplikasi untuk baterai super tipis dan aplikasi lainnya.
Rubidium dapat mendeteksi tumor otak karena radioaktivitas yang kecil. Uap rubidium telah di gunakan untuk membuat magnetometer atom.
b) UNSUR
CaCl2(S) + 2Rb(q) Unsur ini akan memancarkanàCa(S) + 2 RbCl(S) elektron jika di sinari cahaya sehingga banyak di gunakan sebagai sel fotolistrik. Rubidium yang bereaksi dengan air akan menimbulkan ledakan. Karena rubidium sangat mudah di ionisasi, unsur ini pernah di pikirkan sebagai bahan bakar mesin untuk pesawat antariksa. Hanya saja, cesium sedikit lebih efisien untuk hal ini.
Unsur ini juga pernah di ajukan untuk di gunakan sebagai fluida penggerak turbin uap dan untuk generator elektro panas menggunakan prinsip kerja magnetohydrodynamic, di mana ion-ion rubidium terbentuk oleh energi panas pada suhu yang tinggi dan melewati medan magnet. Ion-ion ini lantas menghantar listrik dan bekerja seperti amature sebuah generator, sehingga dapatmemproduksi aliran listrik. Rubidium juga di gunakan sebagai getter dalam tabung-tabung vakum dan sebagai komponen fotosel. Rubidium juga telah di gunakan dalam pembuatan kaca khusus.
Struktur elektron hiper-denda Rubidium-87 di gunakan dalam beberapa jam atom untuk menjaga akurasi. Isotop Rb-87 di gunakan oleh Eric Cornell, Wolfgang Ketterle, dan Carl Wiemen untuk menghasilkan kondensat Bose-Einstein. Penelitian mereka mendapat Hadiah Nobel tahun 2001 dalam Fisika.
Rubidium di gunakan sebagai katalis pada beberapa reaksi kimia. Sifat radioaktif Rb-87 di gunakan dalam bidang geologi (untuk menentukan umur batuan atau benda-benda lainnya). Saat ini Rb-87 di gunakan bersama-sama dengan logam alkali lain dalam pengembangan magnetometer konversi rotasi santaian bebas.
Rubidium telah di gunakan untuk mengutubkan He yang mengeluarkan gas He termagnet yang banyak dengan spin inti yang menjajar ke arah tertentu di angkasa (lebih dari secara acak). Uap rubidium telah di pompa secara optik oleh laser dan Rb terpolarisasi mengutubkan He dengan saling tindak hiperhalus. Pengutuban spin sel He menjadi lazim bagi ukuran pengutuban neutron dan untuk menghasilkan alur neutron terpolarisasi untuk tujuan lain.
Rubidium tidak memiliki peran biologis yang di kenal, namun memiliki sedikit efek slimulatory pada metabolis, mirip dengan kalium. Tanaman akan menyerap rubidium cukup cepat. Ketika kekurangan kalium, tanaman cenderung menggantikannya dengan menyerap rubidium. Dengan cara ini rubidium memasuki rantai makanan, sehingga memberikan kontribusi asupan harian antara 1 dan 5 mg.
2.10 CESIUM
E. Pengolahan
Dengan cara mengolah lelehan kloridanya dengan uap Na pada suhu tinggi, kemudian logamnya di murnikan dengan destilasi.
Rubidium tidak dapat di peroleh dengan proses elektrolosis karena logam-logam yang terbentuk pada anoda akan segera larut kembali dalam larutan garam yang di gunakan. Oleh sebab itu untuk memperoleh Rubidium di lakukan melalui metode reduksi. Proses yang di lakukan untuk memperoleh logam ini yaitu dengan mereaksikan lelehan garamnya dengan natrium.
L + NaCl ------- Na + LCl
Ket : L = Rubidium
Dari reaksi di atas L dalam bentuk gas yang di alirkan keluar. Gas yang keluar kemudian di padatkan dengan menurunkan tekanan atau suhu sehingga terbentuk padatan logam L. Karena jumlah produk berkurang maka reaksi akan bergeser ke arah produk. Demikian seterusnya hingga semua logam L habis bereaksi.
F. Kegunaan
a) SENYAWA
Rubidium klorida di gunakan dalam biokimia sebagai biomarker untuk melacak di mana kalium diambil oleh organisme hidup. Rubidium hidroksida merupakan bahan utama bagi kebanyakan proses kimia berbasis rubidium. Rubidium karbonat di gunakan dalam beberapa kaca optik .
Rubidium memiliki beberapa oksida, termasuk Rb6O dan Rb9O2 yang muncul jika seandainya logam rubidium di biarkan terkena udara. Hasil akhir reaksi dengan oksigen adalah RBO2 superoksida. Rubidium membentuk garam dengan banyak anion . Beberapa senyawa rubidium biasanya adalah rubidium klorida (RbCl), rubidium monoksida (Rb2O) dan rubidium tembaga sulfat (Rb2SO4, CuSO4, 6H2O). Senyawa rubidium, perak dan yodium yaitu RbAg4I5 yang memiliki sifat listrik menarik. Pada suhu 20 derajat celcius, konduktivitasnya sama dengan larutan asam sulfur. Sifat ini memungkinkan rubidium di gunakan pada aplikasi untuk baterai super tipis dan aplikasi lainnya.
Rubidium dapat mendeteksi tumor otak karena radioaktivitas yang kecil. Uap rubidium telah di gunakan untuk membuat magnetometer atom.
b) UNSUR
CaCl2(S) + 2Rb(q) Unsur ini akan memancarkanàCa(S) + 2 RbCl(S) elektron jika di sinari cahaya sehingga banyak di gunakan sebagai sel fotolistrik. Rubidium yang bereaksi dengan air akan menimbulkan ledakan. Karena rubidium sangat mudah di ionisasi, unsur ini pernah di pikirkan sebagai bahan bakar mesin untuk pesawat antariksa. Hanya saja, cesium sedikit lebih efisien untuk hal ini.
Unsur ini juga pernah di ajukan untuk di gunakan sebagai fluida penggerak turbin uap dan untuk generator elektro panas menggunakan prinsip kerja magnetohydrodynamic, di mana ion-ion rubidium terbentuk oleh energi panas pada suhu yang tinggi dan melewati medan magnet. Ion-ion ini lantas menghantar listrik dan bekerja seperti amature sebuah generator, sehingga dapatmemproduksi aliran listrik. Rubidium juga di gunakan sebagai getter dalam tabung-tabung vakum dan sebagai komponen fotosel. Rubidium juga telah di gunakan dalam pembuatan kaca khusus.
Struktur elektron hiper-denda Rubidium-87 di gunakan dalam beberapa jam atom untuk menjaga akurasi. Isotop Rb-87 di gunakan oleh Eric Cornell, Wolfgang Ketterle, dan Carl Wiemen untuk menghasilkan kondensat Bose-Einstein. Penelitian mereka mendapat Hadiah Nobel tahun 2001 dalam Fisika.
Rubidium di gunakan sebagai katalis pada beberapa reaksi kimia. Sifat radioaktif Rb-87 di gunakan dalam bidang geologi (untuk menentukan umur batuan atau benda-benda lainnya). Saat ini Rb-87 di gunakan bersama-sama dengan logam alkali lain dalam pengembangan magnetometer konversi rotasi santaian bebas.
Rubidium telah di gunakan untuk mengutubkan He yang mengeluarkan gas He termagnet yang banyak dengan spin inti yang menjajar ke arah tertentu di angkasa (lebih dari secara acak). Uap rubidium telah di pompa secara optik oleh laser dan Rb terpolarisasi mengutubkan He dengan saling tindak hiperhalus. Pengutuban spin sel He menjadi lazim bagi ukuran pengutuban neutron dan untuk menghasilkan alur neutron terpolarisasi untuk tujuan lain.
Rubidium tidak memiliki peran biologis yang di kenal, namun memiliki sedikit efek slimulatory pada metabolis, mirip dengan kalium. Tanaman akan menyerap rubidium cukup cepat. Ketika kekurangan kalium, tanaman cenderung menggantikannya dengan menyerap rubidium. Dengan cara ini rubidium memasuki rantai makanan, sehingga memberikan kontribusi asupan harian antara 1 dan 5 mg.
2.10 CESIUM
A. Sejarah
Cesium adalah unsur kimia dengan simbol Cs dan nomor atom 55. Cesium adalah perak-emas logam alkali dengan titik leleh 28 ° C (82 ° F), yang menjadikannya salah satu dari lima unsur logam yang cair di (atau dekat) suhu kamar. Cesium adalah logam alkali yang memiliki sifat fisika dan kimia mirip dengan rubidium dan kalium. Logam ini sangat reaktif dan piroforik, bereaksi dengan air bahkan pada suhu -116 ° C (-177 ° F). Cesium adalah unsur elektronegatif yang memiliki isotop stabil. Cesium ditambang sebagian besar dari pollucite, sedangkan radioisotop, terutama cesium-137, produk fisi yang diekstrak dari limbah yang dihasilkan oleh reaktor nuklir.
B. Isotop Cesium
Isotop dari cesium : cesium memiliki total 39 isotop diketahui bahwa kisaran jumlah massa unsur tersebut 112-151.
Unsur 135 Cs radioaktif memiliki waktu sangat panjang sekitar 2,3 juta tahun. 135Cs isotop adalah salah satu unsur berumur panjang produk fisi uranium yang membentuk di reaktor nuklir. Namun, hasil produk fisi berkurang dalam reaktor karena pendahulunya, 135Xe, adalah racun yang sangat kuat dan neutron transmute untuk 136Xe stabil.
Unsur 137Cs adalah emitor kuat dari radiasi gamma yang bertanggung jawab untuk radioaktivitas bahan bakar nuklir bekas setelah beberapa tahun pendinginan sampai beberapa ratus tahun setelahnya. Sebagai contoh 137Cs bersama dengan 90Sr saat ini menghasilkan sumber terbesar radioaktivitas yang dihasilkan di daerah sekitar bencana Chernobyl.
Hampir semua cesium dihasilkan dari reaksi fisi nuklir berasal dari peluruhan beta neutron. Umumnya lebih kaya produk fisi, melewati berbagai isotop yodium dan xenon. Karena yodium dan xenon yang stabil dan dapat menyebar melalui bahan bakar nuklir atau udara, radioaktif cesium. sering dibuat jauh dari lokasi asli dari fisi. Dengan dimulainya pengujian senjata nuklir sekitar 1945, 137Cs dirilis ke atmosfer dan kemudian kembali ke permukaan bumi sebagai komponen radioaktif fallout.
Cesium adalah elemen yang relatif jarang terjadi seperti yang diperkirakan sekitar 3 bagian per juta dalam kerak bumi. Karena jari-jari ionik yang besar, cesium adalah salah satu unsur yang tidak kompatibel. Selama kristalisasi magma, cesium terkonsentrasi dalam fase cair lalu mengkristal .
C. Karakteristik Cesium
· Sifat Fisika
Cesium memiliki titik leleh 28,4 ° C (83.1 ° F), menjadikannya salah satu dari beberapa unsur logam yang cair di suhu kamar. Selain itu logam ini memiliki titik didih , 641 ° C (1186 ° F).
Cesium adalah bentuk paduan emas dengan logam alkali lainnya, dan amalgam dengan merkuri. Pada suhu di bawah 650 ° C (1202 ° F), berpadu dengan kobalt, besi, molibdenum, nikel, tantalum platinum, atau tungsten. Cesium membentuk senyawa intermetalik baik didefinisikan dengan antimon, galium, indium dan thorium, yang fotosensitif . Cesium bercampur dengan logam alkali lain (kecuali dengan litium), dan paduan dengan distribusi molar cesium 41%, 47% kalium, dan natrium 12% memiliki titik leleh terendah dari setiap paduan logam yaitu pada -78 ° C (-108 ° F).
· Sifat Kimia
Logam Cesium sangat reaktif dan sangat piroforik. Bereaksi eksplosif dengan air bahkan pada temperatur rendah. Reaksi dengan air padat terjadi pada temperatur -116 ° C (-177 ° F). Karena reaktivitas tinggi, logam cesium diklasifikasikan sebagai bahan berbahaya. Cesium disimpan dan dikirim dalam hidrokarbon jenuh kering seperti minyak mineral. Demikian pula harus ditangani di bawah atmosfer inert seperti argon. Hal ini dapat disimpan dalam vakum-disegel ampul kaca borosilikat. Dalam jumlah lebih dari sekitar 100 gram (3,5 oz), cesium dikirim dalam wadah tertutup rapat berbahan stainless steel.
Sifat kimia dari cesium serupa dengan logam alkali lainnya, tetapi lebih dekat mirip dengan rubidium. Beberapa perbedaan kecil muncul dari fakta bahwa cesium memiliki massa atom yang lebih tinggi dan lebih elektropositif dari yang lain (non-radioaktif). Cesium adalah unsur kimia yang paling elektropositif stabil. Ion cesium juga lebih besar dan kurang “keras” daripada logam alkali ringan .
2.11 FRANSIUM
A. SEJARAH
Elemen ini ditemukan pada tahun 1993 oleh Marguerite Perey, ilmuwan Curie Institute di Paris. Fransium yang merupakan unsur terberat seri logam-logam alkali, muncul sebagai hasil disintegrasi unsur actinium. Ia juga bisa dibuat secara buatan dengan membombardir thorium dengan proton-proton. Walau fransium secara alami dapat ditemukan di mineral-mineral uranium, kandungan elemen ini di kerak bumi mungkin hanya kurang dari satu ons. Fransium juga merupakan elemen yang paling tidak stabil di antara 101 unsur pertama di tabel periodik. Ada 33 isotop fransium yang dikenal. Yang paling lama hidup 223Fr (Ac, K), anak 227Ac, memiliki paruh waktu selama 22 menit. Ini satu-satunya isotop fransium yang muncul secara alami. Karena isotop-isotop fransium lainnya sangat labil, sifat-sifat fisik mereka diketahui dengan cara teknik radiokimia. Sampai saat ini unsur belum pernah dipersiapkan dengan berat yang memadai atau diisolasi. Sifat-sifat kimia fransium sangat mirip dengan Sesium.
B. Sifat Fisika 73 Kimia
Simbol: Fr
Radius Atom: 2.7 Å
Volume Atom: cm3/mol
Massa Atom: -223
Titik Didih: 950 K
Radius Kovalensi: 64 Å
Struktur Kristal: bcc
Massa Jenis: g/cm3
Konduktivitas Listrik: 15 x 106 ohm-1cm-1
Elektronegativitas: 0.7
Konfigurasi Elektron: [Rn]7s1
Formasi Entalpi: kJ/mol
Konduktivitas Panas: Wm-1K-1
Potensial Ionisasi: V
Titik Lebur: 300 K
Bilangan Oksidasi: 1
Kapasitas Panas: Jg-1K-1
Entalpi Penguapan: 2.1 kJ/mol
Cesium adalah unsur kimia dengan simbol Cs dan nomor atom 55. Cesium adalah perak-emas logam alkali dengan titik leleh 28 ° C (82 ° F), yang menjadikannya salah satu dari lima unsur logam yang cair di (atau dekat) suhu kamar. Cesium adalah logam alkali yang memiliki sifat fisika dan kimia mirip dengan rubidium dan kalium. Logam ini sangat reaktif dan piroforik, bereaksi dengan air bahkan pada suhu -116 ° C (-177 ° F). Cesium adalah unsur elektronegatif yang memiliki isotop stabil. Cesium ditambang sebagian besar dari pollucite, sedangkan radioisotop, terutama cesium-137, produk fisi yang diekstrak dari limbah yang dihasilkan oleh reaktor nuklir.
B. Isotop Cesium
Isotop dari cesium : cesium memiliki total 39 isotop diketahui bahwa kisaran jumlah massa unsur tersebut 112-151.
Unsur 135 Cs radioaktif memiliki waktu sangat panjang sekitar 2,3 juta tahun. 135Cs isotop adalah salah satu unsur berumur panjang produk fisi uranium yang membentuk di reaktor nuklir. Namun, hasil produk fisi berkurang dalam reaktor karena pendahulunya, 135Xe, adalah racun yang sangat kuat dan neutron transmute untuk 136Xe stabil.
Unsur 137Cs adalah emitor kuat dari radiasi gamma yang bertanggung jawab untuk radioaktivitas bahan bakar nuklir bekas setelah beberapa tahun pendinginan sampai beberapa ratus tahun setelahnya. Sebagai contoh 137Cs bersama dengan 90Sr saat ini menghasilkan sumber terbesar radioaktivitas yang dihasilkan di daerah sekitar bencana Chernobyl.
Hampir semua cesium dihasilkan dari reaksi fisi nuklir berasal dari peluruhan beta neutron. Umumnya lebih kaya produk fisi, melewati berbagai isotop yodium dan xenon. Karena yodium dan xenon yang stabil dan dapat menyebar melalui bahan bakar nuklir atau udara, radioaktif cesium. sering dibuat jauh dari lokasi asli dari fisi. Dengan dimulainya pengujian senjata nuklir sekitar 1945, 137Cs dirilis ke atmosfer dan kemudian kembali ke permukaan bumi sebagai komponen radioaktif fallout.
Cesium adalah elemen yang relatif jarang terjadi seperti yang diperkirakan sekitar 3 bagian per juta dalam kerak bumi. Karena jari-jari ionik yang besar, cesium adalah salah satu unsur yang tidak kompatibel. Selama kristalisasi magma, cesium terkonsentrasi dalam fase cair lalu mengkristal .
C. Karakteristik Cesium
· Sifat Fisika
Cesium memiliki titik leleh 28,4 ° C (83.1 ° F), menjadikannya salah satu dari beberapa unsur logam yang cair di suhu kamar. Selain itu logam ini memiliki titik didih , 641 ° C (1186 ° F).
Cesium adalah bentuk paduan emas dengan logam alkali lainnya, dan amalgam dengan merkuri. Pada suhu di bawah 650 ° C (1202 ° F), berpadu dengan kobalt, besi, molibdenum, nikel, tantalum platinum, atau tungsten. Cesium membentuk senyawa intermetalik baik didefinisikan dengan antimon, galium, indium dan thorium, yang fotosensitif . Cesium bercampur dengan logam alkali lain (kecuali dengan litium), dan paduan dengan distribusi molar cesium 41%, 47% kalium, dan natrium 12% memiliki titik leleh terendah dari setiap paduan logam yaitu pada -78 ° C (-108 ° F).
· Sifat Kimia
Logam Cesium sangat reaktif dan sangat piroforik. Bereaksi eksplosif dengan air bahkan pada temperatur rendah. Reaksi dengan air padat terjadi pada temperatur -116 ° C (-177 ° F). Karena reaktivitas tinggi, logam cesium diklasifikasikan sebagai bahan berbahaya. Cesium disimpan dan dikirim dalam hidrokarbon jenuh kering seperti minyak mineral. Demikian pula harus ditangani di bawah atmosfer inert seperti argon. Hal ini dapat disimpan dalam vakum-disegel ampul kaca borosilikat. Dalam jumlah lebih dari sekitar 100 gram (3,5 oz), cesium dikirim dalam wadah tertutup rapat berbahan stainless steel.
Sifat kimia dari cesium serupa dengan logam alkali lainnya, tetapi lebih dekat mirip dengan rubidium. Beberapa perbedaan kecil muncul dari fakta bahwa cesium memiliki massa atom yang lebih tinggi dan lebih elektropositif dari yang lain (non-radioaktif). Cesium adalah unsur kimia yang paling elektropositif stabil. Ion cesium juga lebih besar dan kurang “keras” daripada logam alkali ringan .
2.11 FRANSIUM
A. SEJARAH
Elemen ini ditemukan pada tahun 1993 oleh Marguerite Perey, ilmuwan Curie Institute di Paris. Fransium yang merupakan unsur terberat seri logam-logam alkali, muncul sebagai hasil disintegrasi unsur actinium. Ia juga bisa dibuat secara buatan dengan membombardir thorium dengan proton-proton. Walau fransium secara alami dapat ditemukan di mineral-mineral uranium, kandungan elemen ini di kerak bumi mungkin hanya kurang dari satu ons. Fransium juga merupakan elemen yang paling tidak stabil di antara 101 unsur pertama di tabel periodik. Ada 33 isotop fransium yang dikenal. Yang paling lama hidup 223Fr (Ac, K), anak 227Ac, memiliki paruh waktu selama 22 menit. Ini satu-satunya isotop fransium yang muncul secara alami. Karena isotop-isotop fransium lainnya sangat labil, sifat-sifat fisik mereka diketahui dengan cara teknik radiokimia. Sampai saat ini unsur belum pernah dipersiapkan dengan berat yang memadai atau diisolasi. Sifat-sifat kimia fransium sangat mirip dengan Sesium.
B. Sifat Fisika 73 Kimia
Simbol: Fr
Radius Atom: 2.7 Å
Volume Atom: cm3/mol
Massa Atom: -223
Titik Didih: 950 K
Radius Kovalensi: 64 Å
Struktur Kristal: bcc
Massa Jenis: g/cm3
Konduktivitas Listrik: 15 x 106 ohm-1cm-1
Elektronegativitas: 0.7
Konfigurasi Elektron: [Rn]7s1
Formasi Entalpi: kJ/mol
Konduktivitas Panas: Wm-1K-1
Potensial Ionisasi: V
Titik Lebur: 300 K
Bilangan Oksidasi: 1
Kapasitas Panas: Jg-1K-1
Entalpi Penguapan: 2.1 kJ/mol
Fransium merupakan unsur logam alkali yang bersifat radioaktif dan sifat-sifat kimianya sangat mirip dengan cesium.
Fransium dihasilkanketika unsur radioaktif aktinium meluruh melalui reaksi sebagai berikut: _89 〖Ac〗^227→_87 〖Fr〗^223+_2 〖He〗^4
Selain itu fransium merupakan unsur logam berat yang angat elektropositif dan merupakan unsur radioaktif alami yang isotop-isotopnya mempunyai massa atom dalam rentang 204 sampai 224.
Daftar Pustaka
www.sukarjo.1990.ikatankimia.yogyakarta:rinekacipta.com
http://herisuheri90.blogspot.com/2012/12/makalah-kimia-ikatan-kimia.html
http://niaumiyani.blogspot.com/2013/12/makalah-kimia-golongan-i-logam-alkali.html
http://springfanfiction.wordpress.com/2011/12/13/tugas-sekolah-kimia-cesium-dalam-kehidupan/
http://herisuheri90.blogspot.com/2012/12/makalah-kimia-ikatan-kimia.html
http://niaumiyani.blogspot.com/2013/12/makalah-kimia-golongan-i-logam-alkali.html
http://springfanfiction.wordpress.com/2011/12/13/tugas-sekolah-kimia-cesium-dalam-kehidupan/
Purba,
Michael. 2006. KIMIA Untuk SMA Kelas XII. Jakarta : Penerbit Erlangga
Purba,
Michael. 2004. KIMIA Untuk SMA Kelas XI Semester GanjilI. Jakarta : Penerbit
Erlangga
http://entoen.nu/beemster/id
http://id.wikipedia.org
http://entoen.nu/id
http://corrosion-doctors.org/Electrochem/Cell
bisa juga didownload di sini
Comments
Post a Comment
Mari berkomentar dengan baik dan bijak.....