GAS MULIA DAN HIDROKARBON

GAS MULIA DAN HIDROKARBON

1. Gas Mulia

Gas mulai adalah unsur golongan VIIIA dalam table periodik. Disebut gas mulia karma unsure ini sangat stabil. Menurut lewis kestabilan gas mulia tersebut disebabkan konfigurasi elektronnya ang terisi penuh, yaitu konfiguradi oktet,( duplet untuk helium). Kestabilan gas mulia dicerminkan oleh energi ionisasinya yang sangat, dan afinitas elektronnya yang sangat rendah ( bertandah positif).

Ada hal penting yang menyebabkan gas mulia amat stabil yaitu konfigurasi elektron. Berikut ini adalah konfigurasi elektron gas mulia.

He = 1s²

Ne = 1s² 2s² 2p6

Ar = 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6

Kr = 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6

Xe = 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s² 4d10 5p6

Rn  = 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 4s² 3d10 4p6 5s² 4d10 5p6 6s² 4f14 6p6

a. Sifat Fisis Gas Mulia

• Pada suhu kamar berwujud gas dan inert
• Titik didihnya hanya beberapa derajat diatas titik lelehnya.
• Jumlah electron valensinya adalah 8 elektron, kecuali helium yang jumlah electron valensinya adalah 2 elektron.
• Makin besar nomor atom, maka makin besar pula jari – jari atom, titik leleh dan titik didihnya.
• Makin besar nomor atom, energi ionisasinya makin berkurang
• Makin bertambah besar nomor atomnya, maka makin besar pula kerapatannya.

b. Sifat Kimia Gas Mulia

·         Kereaktifan gas mulia sangat rendah karena mempunyai konfigurasi       electron yang stabil, yaitu jumlah electron valensinya 8 kecuali He = 2. kestabilan gas mulia juga dapat dilihat dari efinitas electron dan energi ionisasi.

·         Reaktifitas gas mulia bertambah sebanding dengan besarnya jari – jari atom, makin besar jari-jari atom pada gas  mulia, pada gas mulia maka semakin besar pula reaktifitas gas mulia. Makin besar jari-jari atom maka makin kecil daya tarik inti terhadapa electron pada kulit terluar, sehingga electron mudah di tarik oleh atom lain.

c. Kegunaan Gas Mulia

pada umumnya gas mulia diperoleh sebagai hasil samping pada proses gas NH4 dengan menggunakan proses Haber.

a.       Halium banyak digunaka sebagai pengisis balon  dan kapal udara karena bersifat ringan dan tidak mudah terbakar. Helium juga dugunakan untuk campuran oksigen pada alat pernapasan penyelam.

b.      Neon digunakan untuk lampu-lampu iklan karena dapat berwarna jingga jika dialiri arus listrik.

c.       Argon banyak digunakan untuk mengisi balon lampu.

d.      Kripton digunakan untuk mengisi lampu tabung, lampu kilat fotografi, dan salah satu garis spektrumnya digunakan sebagai standar panjang (meter).

e.       Xenon digunakan sebagai pengiris lampu pijar intensitas tinggi dan pembuatan tabung electron.

f.       Radon digunakan sebagai sumber radiasi untuk pengobatan kanker.

d. Reaksi pada gas mulia

Gas mulia adalah gas yang sudah memiliki 8 elektron valensi dan memiliki kestabilan yang tinggi. Tetapi gas mulia pun masih dapat bereaksi dengan atom lain karena sebenarnya tidak sama semua sub kulit pada gas mulia terisi penuh.

Contoh: Ar : 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6

Sebenarnya atom Ar masih memiliki satu sub kulit yang masih kosong yaitu sub kulit d jadii Ar 1s² 2s² 2p6 3s² 3p6 3d0  jadi masih bias diisi oleh atom-atom lain.

Berikut ini adalah beberapa contoh reaksi dan cara pereaksi pada gas mulia

Gas mulia	Reaksi	Nama senyawa yang terbentuk	Cara pereaksian
Ar (Argon)	Ar + HF → HArF	Argonhidroflourida	Senyawa ini dihasilkan oleh fotolisis dan matriks Ar padat dan stabil pada suhu rendah
Kr (Kripton)	Kr + F2  →KrF2	Kripton flourida	Reaksi ini dihasilkan dengan cara mendinginkan Kr pada F2 pada Suhu -1960C alu di beri loncatan muatan listrik/sinar X
Xe (Xenon)	Xe + F2  → XeF2 Xe + 2F2  → XeF4 Xe + 3F2 XeF6(s) +3H2O → XeO3 +6XeF+ 12H2O  → 2XeO3 + 4Xe + 3O2 +24HF	Xenon Flourida Xenon Oksida disproporsionasi	XeF2 dan XeF4 dapat diperoleh dari pemanaan Xe dan F2 pada tekanan 6atm, Jika jumlah pereaksi lebih besar maka akan diperoleh XeF6 XeO4 dibuat dari reaksi Reaksi dimana unsure pereaksi yang sama sebagian teroksidasi dan sebgaian tereduksi yang kompleks dari larutan XeO3 alkain
Rn (Radon)	Rn = F2  → RnF	Radon flourida	Bereaksi secara spontan

2.  Unsur Alkali

      Logam alkali adalah unsur golongan IA, (kecuali H). kata alkali dari bahasa arab yang artinya abu. Air abu bersifat asam, maka logam golongan IA membentuk basa kuat sehingga disebut logam alkalia. Dalam system periodek golongan alkali tanah terdapat pada kolom pertama paling kiri yang terdiri dari Lithium (Li), Sodium (Na), Patasium (K), Rubudium (Rb), Caesium (Cs), dan Francium (Fr).disebut logam alakali karena oksidasinya dapat bereaksi dengan air mengahsilkan larutan yang bersifat basa (alkaline).

Contohnya :    Na2O + H2O → 2Na+ + 2OH-

1. Sifat Umum Logam Alkali
• Atom-atom logam alkali memepunyai jari-jari atom besar jika dibandingkan dengan unsure golongan lain yang seperiode.
• Makin besar nomor atom, maka jari-jari atom makin besar, sedangkan energi ionisasi dan keelektronegatifan makin berkurang.
2. Sifat Fisik logam alkali

·         Lunak jika diiris dan mengkilap

·         Penghantar listrik yang baik

·         Masa jenis rendah

·         Atom-atom logam alkali dapat membentuk struktur raksasasifat basa logam alkali dari atas ke bawah makin kuat.

3. Reaksi Logam Alkali

Reaksivitas logam alkali sangat tinggi. Logam alkali dapat bereaksi denga air oksigen, hydrogen, halogen, dan belerang.

·               Reaksi dengan air

Reaksi antara logam alkali dengan air akan menghasilkan suatu hidrosida (basa) dan gas hydrogen.reaksi paling kuat dengan litium (Li) ke sesium (Cs).

Reaksi : 2L + 2H2O → 2LOH + H2

(L= logam alkali)

·               Reaksi dengan hidrogen

Reaksi antara logam alkali dengan hydrogen akan menghasilkan senyawa hidrida (bilangan oksidasi hydrogen = -1).

Reaksi : 2L + H2 → 2LH

·                         Reaksi dengan oksogen

Reaksi dengan oksigen membentuk suatu oksida,peroksida dan superoksida.

Contoh: litium dengan oksigen membentuk suatu oksida.

Reaksi : 4Li + O2 → 2Li2O

·         Reaksi dengan larutan asam encer

Logam alkali dapat bereaksi dengan larutan asam encer.

Reaksi: 2L + 2H → 2L + H2

·         Reaksi dengan halogen

Reaksi dengan halogen akan menghasilkan garan halide.

Reaksi : 2L X2 → 2LX

Contoh : 2Li + Cl2 → 2LiCl

Warna nyala logam alkali dapat dilihat pada table berikut:

Unsur alkali	Warna nyala
Litium ( Li)	Merah
Natrium (Na)	Kuning
Kalium (K)	Ungu
Rubidium (Rb)	Merah
Sesium (Cs)	Biru

3. Unsur Alkali Tanah

Golongan alkali tanah adalah kelompok unsur kimia golongan  IIA, pada table periodic unsure, kelompok ini terdiri  dari Berilium (Be), Magnesium (Mg), Kalsuim (Ca), Stronsium (Sr), Barium (Ba) dan Radium (Ra). Logam  golongan IIA umumnya ditemukan dalam tanah berupa senyawa tak larut. Oleh karena itu, disebut logam alkali tanah.unsur alkali tanah kurang reaktif jika dibandingkan dengan unsur–unsur alkali.

1. Sifat fisis alkali tanah
• Mempunyai jari-jari atom yang besar, tetapi jika dibandingkan dengan unsure alkali pada satu periode, jari-jari atom unsure alkali tanah llebih kecil.
• Mempunyai energi ionisasi pertama yang rendah, teptapi lebih rendah dari enegi ionisasi pertama umsur alkali.
• Menghasilakn unsur 2 + karena dapat melepaskan dea electron valensi.
• Makin besar nomor atom maka,jari-jari atom makin besar, energi ionisasi makin besar, keelektronegatifan makin kecil dan reaktivitas makin besar.
• Titik cair dan titik didih cenderung menurun dari atas kebawah.
2. Reaksi logam alkali tanah

·         Reaksi dengan air

magnesium bereaksi sangat lambat dengan air sangat lambat pada suhu kamar, kalsium stronsium dan barium, bereaksi baik dengan air, sedangkan barilium tidak dapat bereaksi.

Reaksi: Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2

·         Reaksi denga udara

Dapat bereaksi denga udara membentuk oksida, hidriksida, atau karbonat yang merupakan suatu proses korosi, kecuali berilium dan magnesium.

Reaksi : 2M + O2 → 2MO

              3M + N2 → M3N2

·         Reaksi dengan hydrogen

Dapat bereaksi dengan hydrogen melalui pemanasan dan menghasilkan senyawa hidrida.

Reaksi : M + H2 → MH2

·               Reaksi dengan halogen

Logam alkali tanah bereaksi dengan halogen menghasilan garam-garan halide.

Reaksi : M + X2 →MX2

·         Reaksi dengan belerang

Reaksi dengan belerang akan menghasilkan senyawa sulfide.

Reaksi : M + S → MS

·         Reaksi dengan asam dan basa

Makin ke bawah dari Be ke Ba rekasinya makin cepat.

Reaksi : M + 2HCl → MCl2

Berilium bersifat amfoter, sehingga dapat bereaksi juga dengan basa.

Reaksi :

Be + 2NaOH + 2H2O →Na2Be(OH)4 + H2

3. Kelarutan Garam Dari Logam Alkali anah

Garam-garam sulfat, karbonat, oksalat, dam kromat dari logam alkali tanah makin sukar larut dengan bertambahnya nomor atom. Sedangkan untuk garam hidroksidanya makin besar nomor atomnya makin larut.

4. Warna Nyala Logam Alkali Tanah

Warna nyala logam alkali tanah sebagai berikut:

Senyawa dengan Kation	Warna nyala
Magnesium (Mg)	Putih
Kalsium (K)	Merah
Stronsiuum (Sr)	Jingga
Arium (Ba)	Hijau

1.             Hidrogen

Hidrogen (bahasa Latin: hydrogenium, dari bahasa Yunani: hydro: air, genes: membentuk) adalah unsur kimia pada tabel periodik yang memiliki simbol H dan nomor atom 1. Pada suhu dan tekanan standar, hidrogen tidak berwarna, tidak berbau, bersifat non-logam, bervalensi tunggal, dan merupakan gas diatomik yang sangat mudah terbakar. Dengan massa atom 1,00794 amu, hidrogen adalah unsur teringan di dunia.

a. Sifat Kimia

Kelarutan dan karakteristik hidrogen dengan berbagai macam logam merupakan subyek yang sangat penting dalam bidang metalurgi (karena perapuhan hidrogen dapat terjadi pada kebanyakan logam  dan dalam riset pengembangan cara yang aman untuk meyimpan hidrogen sebagai bahan bakar.  Hidrogen sangatlah larut dalam berbagai senyawa yang terdiri dari logam tanah nadir dan logam transisi dan dapat dilarutkan dalam logam kristal maupun logam amorf. Kelarutan hidrogen dalam logam disebabkan oleh distorsi setempat ataupun ketidakmurnian dalam kekisi hablur logam.

b. Senyawa Hidrogen

Hidrogen adalah benda gas, kita sangat jarang menemukannya di atmosfer bumi. Gas hidrogen yang sangat ringan, jika tidak terkombinasi dengan unsur lain, akan berbenturan dengan unsur lain dan terkeluarkan dari lapisan atmosfer. Di bumi hidrogen banyak ditemukan sebagai senyawa (air) di mana atom-atomnya bertaut dengan atom-atom oksigen. Atom-atom hidrogen juga dapat ditemukan di tetumbuhan, petroleum, arang, dan lain-lain. Sebagai unsur yang independen, konsentrasinya di atmosfer sangat kecil (1 ppm by volume). Sebagai gas yang paling ringan, hidrogen berkombinasi dengan elemen-elemen lain ? kadang-kadang secara eksplosif ? untuk membentuk berbagai senyawa.

c.  Kegunaan Hidrogen

Hidrogen banyak digunakan untuk mengikat nitrogen dengan unsur lain dalam proses Haber (memproduksi amonia) dan untuk proses hidrogenasi lemak dan minyak. Hidrogen juga digunakan dalam jumlah yang banyak dalam produksi methanol, di dealkilasi hidrogen (hydrodealkylation), katalis hydrocracking, dan sulfurisasi hidrogen. Kegunaan-kegunaan lainnya termasuk sebagai bahan bakar roket, memproduksi asam hidroklorida, mereduksi bijih-bijih besi dan sebagai gas pengisi balon.

d.      Bentuk Hidrogen

Dalam keadaan yang normal, gas hidrogen merupakan campuran antara dua molekul, yang dinamakan ortho- dan para- hidrogen, yang dibedakan berdasarkan spin elektron-elektron dan nukleus.

Hidrogen normal pada suhu ruangan terdiri dari 25% parahidrogen dan 75% ortho-hidrogen. Bentuk ortho tidak dapat dipersiapkan dalam bentuk murni. Karena kedua bentuk tersebut berbeda dalam energi, sifat-sifat kebendaannya pun juga berbeda. Titik-titik lebur dan didih parahidrogen sekitar 0.1 derajat Celcius lebih rendah dari hidrogen normal.

e.       Isotop Hidrogen

Isotop hidrogen yang normal disebut Protium. Isotop-isotop lainnya adalah Deuterium (satu proton dan satu netron) dan Tritium (satu proton dan dua netron). Hidrogen adalah satu-satunya unsur yang isotop-isotopnya memiliki nama tersendiri. Deuterium dan Tritium keduanya digunakan sebagai bahan bakar reaktor fusi nuklir. Satu atom Deuterium ditemukan di sekitar 6000 atom-atom hidrogen.

Deuterium juga digunakan untuk memperlambat netron. Atom-atom tritium juga ada tapi lebih sedikit jumlahnya. Tritium juga dapat diproduksi dengan mudah di reaktor-reaktor nuklir dan digunakan pada produksi bom hidrogen (fusi). Gas hidrogen juga digunakan sebagai agen radioaktif untuk membuat cat yang bercahaya terang

2. Oksigen

Oksigen merupakan unsur penyusun kerak bumi. Sebanyak 46% massa kerak bumi merupakan oksigen. Selain itu udara mengandun molekul oksigen sekitar 21% volume, sedangan 90% massa air laut merupakan oksigen. Oksigen merupakan unsur utama penyusun senyawa biomolekul di dalam tubuh mahluk hidup. Molekul oksigen merupakan oksidator yang sangat penting dalam proses pemecahan biomolekul di dalam proses metabolisme dalam tubuh. Tampa molekul oksigen, manusia tidak dapat bertahan hidup.

Di laboratorium, oksigen di buat dengan memanaskan kalium klorat dengan katalis mangan (mangan) Oksida(MnO₂).

2KClO₃(s) 2KCl(s) + 3O₂(g)

Pengruraian hidrogen peroksida dengan katalis MnO₂ juga dapat menghasilkan gas oksigen.

H₂O₂(l)  H₂O(l) +  O₂ (g).

Cara memperoleh oksigen

Oksigen secara komersial di buat dengan dua cara, yaitu distilasi bertingkat udara cair dan elektrolisis larutan 10-25% KOH atau NaOH. Oksigen yang dihasilkan dalam proses ini sangat murni, di sampin itu juga di hasilkan gas hidrogen dengan kemurnian yang tinggi pula.

Proses elektrolisis dengan mengalirkan searah ke dalam larutan 10-25% KOH. Potensial listrik yang diperlukan ecara teoritis adalah 1,23 V, tetapi karena ada potensial ada potensial lebih Hidrogen pada elektrode dan tahanan sel, maka potensial yang digunakan 2-25% V. Katode dibuat dari baja(Fe) dan anode dari baja nikel (Fe-Ni).

Untuk mencegah terjadinya reaksi kembali antara gas hidrogen dan oksigen, maka ruang anode dan katode sel elektrolisis di pisahkan dengan diafragma dari abses. Hasi proses elektrolisis ini mencapai99,7%.

Reaksi sel yang terjadi sebagai berikut:

Anode          : 4OH^- (aq)  2H₂O(l) + O₂(g) + 4e^-

            Katode         : 4H₂ + 4e^-  4OH^- + 2H₂(g)

            Reaksi total   : 2H₂O(l)   2H₂(g) + O₂(g)

a.      Sifat  Fisis oksigen dan beberapa senyawa oksigen

o   Pada suhu kamar merupakan molekul gas diatomik, tidak berbau, dan tidak berwarna.

o   Titik bekunya-219°C dan titik didihnya -183°C.

o   Lebih berat dari udara, yaitu masa jenisnya 1,429 g/mol

o   Pada suhu 0°C, kelarutan oksigen, dalam air sebesar 5% volume.

b. Sifat Kimia Oksigen dan Senyawa

·         Oksida asam, yaitu oksida yang bereaksi dengan air membentuk asam. Misalnya:

Na₂O(s) + H₂(l)  H₂SO₄(aq)

Cl₂O₇(g) + H₂O(l) 2HclO₄(aq)

·         Oksia basa, yaitu oksida yang bereaksi dengan air membentuk basa. Misalnya:

Na₂O(s) + H₂O(l)  2NaOH(aq)

CaO(s)  + H₂O(l)  Ca(OH)₂(aq)

·         Oksida amfoter, yaitu oksida yang dapat bersifat sebagai asam maupun basa, dan dapat bereaksi dengan asam maupun basa. Misalnya:

ZnO(s) + H₂SO₄(aq)  ZnSO₄(aq) + H₂O(l)

ZnO(s) + 2NaOH(aq) Na₂ZnO₂(aq) + H₂O(l)

Al₂O₃(s) + 6HCl(aq)  2AlCl₃(aq) + 3

Al₂O₃(s) + 2NaOH(aq)  2NaAlO₂(aq) + H₂O(l)

·         Peroksida, oksigen ini mempunyai sebuah atom oksigan lebih banyak dari oksidanya. Bila peroksida direaksikan dengan asam akan menghasilkan hidrogen peroksida (H₂O₂).

Na₂O₂(s) + H₂SO₄(aq)  Na₂SO₄(aq) + H₂O₂(l)

BaO₂(s) + H₂SO₄(aq)  BaSO₄(s) + H₂O₂(l)

Oksida netral atau oksida indefern, yaitu oksida yang tidak dapat bereaksi dengan air,asm,maipun basa. Misalnya DO,N₂O,NO, dan H₂O.

1.       Ozon

Usur oksigen selain sebagai molekul O₂ di kenal pula bentuk alotropnya, yaitu sebagai molekul ozon (O₃). Ozon merupakan gas yang berwarna biru dan agak beracun, Titik didihnya -111,3⁰C, dan berbau khas. Di laboratorium, ozon dapat dibuat dengan mengalirkan gas oksigen ke dalam tabung yang berisi tegangan tinggi dan loncatan bunga api listrik (bau khas pada waktu ada konsluiting listrik adalah bau gas ozon). Struktur molekul ozon berupa segitiga datar dengan sudut ikatan 116,5⁰ dan mengalami resonansi ikatan rangkap.

Ozon banyak terdapat pada lapisan atmosfir bagian atmosfir (15-24 km). Ozon berperan dalam mwnyerap radiasi sinar ultra violet dari sinar matahari, karena sinar ultraviolet ini digunakan untuk mengubah O₂ menjadi O₃ atau sebaliknya.

       3O₂(g)  2O₃(g)

Lapisan ozon ini dapat rusak oleh adanya gas NO dan rasikal bebas klorin (Cl*) yang berasal dari peruarian freon jenis CFC.

NO(g) + O₃(g)  NO₂(g) + O₂(g)

Kerusakan oleh gas NO relatif kecil dan terjadi secara ilmiah, sehingga keseimbangan ozon pada lapisan ozon masih tetap terjaga.  Kerusakan yang diakibatkan oleh radikal bebas klorin lebih berbahaya, sebab setiap satu atom radikal radikal bebas dapat merusak lebih dari 2000 molekul ozon. Radikal klorin umumnya berasal dari peruraian freon jenisCFC (chlorofluorocarbon) yang digunakan untuk pengisi AC,lemari es, dan pabrik pembuatan karet busa (spon).

CFCl₃(g)  CFCl₂(g) + Cl*(g)

Cl*(g) + O₃(g)  ClO*(g) + O₂(g)

Oleh karena itu freon CFC di ganti dengan jenis non-CFC, yang tidak menghasilkan radikal bebas klorin. Berlubangnya lapisan ozon dikhawatirkan akan dapat menimbulkan masalah kesehatan pada manusia, sebab radiasi sinar ultra violet yang tidak terserap oleh ozon di duga bertanggung jawab terhadap terjadinya kangker kulit pada manusia.

Secara komersial, ozon digunakan pada proses pengolahan air minum kemasan. Ozonisasi pada air minum kemasan dapat membunuh kuman dan bekteri yang tterdapat pada air mineral tersebut. Pada proses pengolahan air limbah, ozon sering di gunakan untuk menghilangkan bau tidak sedap yang di hasilkan oleh limbah.

Hidrogen  peroksida

Hidrogen peroksida (H₂O₂) merupakan salah satu senyawa oksigen yang penting selain air. Larutan enncer 3% hidrogen peroksida di pasaran di klenal sebagai perhidrol yang digunakan sebagai antiseptik, karena sifatnya sebagai oksidator kuat.

Di laboratorium, hidrogen peroksida dibuat dengan mereaksikan barium peroksida dengan asam sulfat. Secara komersial, hidrogen perroksida diproduksi dengan cara elektrolisis larutan amonium sulfat yang di asamkan dengan asam sulfat. Proses ini akan menghasilkan ion persulfat di anode.

2HSO₄^-(aq)  2H⁺(aq) + S₂O₈^2-(aq) + 2e^-

Larutan persulfat ini selanjutnya di distilasi uap menghasilkan hidrogen peroksida.

S₂O₈^2-(aq) + 2H₂O(l)  H₂O₂(aq) + 2HSO₄^-(aq)

2. Pemanfaatan oksigen

Gas oksigen dimanfaatkkan untuk keperluan pengalasan, alat bantu pernapasan, dan industri bahan kimia, sedangkan ozon dimanfaatkan untuk sterilisasi air minum botol dan pemutih.Salah satu senaywa oksigen yang penting selain air adalah hidro peroksida (H₂O₂) yang di kenal sebagai perhidrol. Hidrogen peroksida digunakkan sebagai oksidator bahan bakar roket, sedangkan larutan perhidrol 3% digunakan sebagai bahan pemutih kapas dan antiseptik.

2. Nitrogen

Nitrogen adalah unsure non logam yang terdapat pada golongan VA, periode kedua pada table periodic. Atom unsure nitrogen mempunyai jumlah electron 7 dengan konfigurasi electron 1s²2s²2p³. Nitrogen terdapat bebas di alam dalam bentuk molekul  diatomic N₂. Nitrogen merupakan komponen utama di udara, keberadaannya diatmosfer 78,08 % volume.sumber nitrogen lain terdapat dalam garam NaNO₃(sendawa chili)

Gas nitrogen (N₂) sukar breaksi dengan zat lain, karena pada molekul zat N₂mempunyai ikatan kovalen rangkap tiga yang kuat, sehingga di butuhkan energy yang besar untuk memutuskan ikatannya.maka energy ikatan N₂ sangat tinggi.

a.      Sifat Fisik

Unsur	Nitrogen
Simbol	N
Nomor atom	7
Massa atom relatif	14.00
Titik leleh (oC)	-209,9
Titik didih (oC)	-195,8
Rapatan pada 25oC (g / cm3)	0,81
Warna	Tidak berwarna
Energy ionisasi (kj / mol)	1.402,3
Keelektro negatifan	3,04
Jari – jari ion (A)	1,71
Jari – jari atom (A)	0,70

b.      Sifat Kimia Nitrogen         

o   Kurang reaktif,  karena mempunyai ikatan rangkap tiga (N=N) dengan energi ikatan sebesar 946 kJ mol-1

o   Pada suhu kamar hanya dapat bereaksi dengan unsure tertentu, misalnya litium.

o   Pada suhu tinggi nitrogendapat bereaksi beberapa logam membentuk nitrida.

Nitrogen gas tidak berwarna, tidak berbau, tidak mempunyai rasa dan bukan merupakan gas beracun. Gas nitrogen dapat dikondensasi menjadi gas cair dan dapat dipadatkan menjadi Kristal solid tidak berwarna.

Senyawa-senyawa nitrogen

No	Senyawa	Rumus kimia	Bilangan oksidasi
1	Amonia	NH3	-3
2	Ion amonium	NH4+	-3
3	Hidrazin	N2H2	-2
4	Hidroksilamin	NH2OH	-1
5	Gas nitrogen	N2	0
6	Dinitrogen moniksida	N2O	+1
7	Nitrogen monoksida	NO	+2
8	Dinitrogen trioksida	N2O3	+3
9	Asam nitrit	HNO2	+3
10	Nitrogen dioksida	NO2	+4
11	Dinitrogen tetra oksida	N2O4	+4
12	Dinitrogen pentaoksida	N2O5	+5
13	Asam nitrat	HNO3	+5

1.      Amonia

Amonia merupakan senyawa nitrogen yang cukup penting di dalam industri kimia.Di laboraturium, amonia dapat dibuat dari reaksi antara amunium klorida dengan basa kuat (misalnya NaOH)

H₄Cl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H₂O(l) + NH₃(g)

Pada suhu kamar amonia merupakan gas yang tidak berwarna dan berbau menyangat, menyebabkan mual dan mata pedih (menyebabkan iritasi), mempunyai titik didih -33,4⁰C, dan mudah larut dalam air dengan kelarutan 1130 liter amonia setiap liter air.

2.      Hidrazin

Hidrazin merupakan senyawa hidrida nitrogen selain amonia dengan rumus molekul N₂H₂. Hidrazin merupakan senyawa tidak berwarna dengan titik lebur 2⁰C dan titik didih 114⁰C, berbau seperti amonia. Senyawa ini merupan basa yang dapat menarik proton membentuk ion N₂H₅⁺, N₂H₆²⁺ dan merupakan raeduktor kuat yang bereaksi dengan oksigen secara eksotermis.

N₂H₂(l) + O₂(g)  N₂(g) + H₂O(l)  H= -666,6 kj mol^-1

Salah satu senyawa hidrazin adalah metilhidrazil (CH₃) N₂H₃. Campuran metil hidrazin dengan N₂O₄ digunakan sebagai bahan bakar roket titan II. Selain itu, hidrazin memegang peranan penting dalam industri polimer dan industri pestisida.

a .Oksida nitrogen

Nitrogen mempunyai 6 jenis oksida, yaitu nitrogen (I) oksida atau dinitrogen oksida (N₂O) nitrogen (II) oksida atau nitrogen monoksida (NO), nitrogen (III) oksida atau nitrogen trioksida (N₂O₃), Nitrogen (IV) Oksida atau nitrogen dioksida, nitrogen tetreoksida (N₂O₄) dan nitrogen (V) oksida (N₂O₅). Senyawa N₂O dibuat dengan memanaskan amonium nitrat pada suhu sekitar 170⁰C.

NH₄NO₃(s)  N₂O(g) + 2H₂O(g)

Senyawa N₂O merupakn gas takberwarna berbau khas yang dapat merangsang syaraf penyebab tertawa dan dikenal sebagai gas gelak.

Pada pemanasan, senyawa ini terurai  menjadi gas nitrogen dan oksigen, sehingga dapat dimanfaatkan untuk menyempurnakan pembakaran, yang dikenal sebagai gas nitro pada booster mobil. Bahan ini menyempurnakan pembakaran bensin pada mobil.

N₂O_(g) N_2(g) +  O_2(g)

Gas NO dihasilkan oleh reaksi antara gas nitrogen dan oksigen diatmosfer yang diakibatkan oleh loncatan bunga api listrik ( kilat ), serta dari pembakaran nitrogen oleh oksigen pada suhu tinggi pada mesin kendaraan dan tungku listrik atau tanur tinggi. Labaoraturium, gas NO dapat dibuat dengan mereaksikan logam tembaga dengan asan nitrat encer.

3Cu_(s) + 8HNO_3(aq)  3Cu(NO₃)₂ + 2NO_(g) + 4H₂O_(l)

Gan NO akan membentuk domer ( gabungan dua molekul ) dan menjadi oksigen teroksida N₂O₄ yang berwarna soklat dalam kesetimbangan:

2NO_(g)N₂O_4(g)

_{tak berwarna           coklat}

gas N₂O dan NO merupakan oksida nitrogen yang bersifat indiferent, yaitu oksida yang tidak bereaksi dengan air. Senyawa NO₂ merupakan gas berwarna kuning – coklat tidak berbau dan tidak bersifat iritasi serta beracun. Secara alamiah senyawa ini tebentuk di atmosfer, terutama dilapisan ozon akibat dari reaksi antara gas NO dengan ozon (O₃).

NO_3(g) + O_3(g) NO_2(g) + O_2(g)

Senyawa NO₂ dapat dibuat dilaboraturium melalui reksi antara logam tembaga dengan asam nitrat pekat.

Cu_(g) + 4HNO_3(aq) Cu(NO₃)_2(aq)  + 2H₂O_(l) +2NO_2(g)

Senyawa NO₂ merupakan oksidasi asam yang bereaksi dengan air membentuk asam nitrat dan asam nitrit.

2NO_2(g) + H₂O_(l)HNO_3(aq) + HNO_3(aq)

Senyawa N₂O₃ merupakan oksidasin itrogen yang stabil pada suhu rendah. Senyawa N₂O₃ merupakan cairan yang berwarna biru yang mudah terurai menjadi NO dan NO₂ kembali.

Senyawa N₂O₅ merupakan zat padat tak berwarna yanng tak dapat dibuat dari dehidrasi asam nitrat dengan fosforus pentakoksida ( P₂O₅) secara hati – hati.

2HNO_3(aq)  + P₂O_5(s)  N₂O_{5 (s)} + 2HPO_3(s)

Senyawa N₂O₅ bereaksi dengan air membentuk asam nitrat kembali,

N₂O_5(s) + H₂O_(l) 2HNO_3(aq)

c.       Asam Nitrat dan Garam Nitrat

Asam nitrat dan senyawa nitrat merupakan salah satu bahan industry kimia yang penting dari senyawa nitrogen asam nitrat dibuat melalui proses Oswald. Proses ini pertama kali diusulkan oleh friederich Oswald pada tahun 1908, dengan bahan baku ammonia. Amonia yang dihasilkan oleh proses habber diaoksidasi oleh oksigen pada converter oksigen untuk mengahasilkan gas NO.

4NH_3(g) + 5O_2(g)  4NO_(g) + 6H₂O_(L)

Gas NO akan bereaksi dengan oksigen untuk membentuk gas NO₂

2NO_(g) + O_2(g) 2NO_2(g)

Seanjutnya gas NO₂ dialirkan kedalam air untuk membentuk asam nitrat dan gas NO.

3NO_2(g) + H₂O_(l)  2HNO_3(aq) + NO_(g)

Gas NO yang sisa reaksi ini dikembangkan pada converter oksigen yang selanjutnya membentuk gas NO₂. Proses ini akan berulang secara terus menerus, sehingga kadar asam nitrat yang dihasilkan akan semakin pekat.

Asam nitrat merupakan asam kuat dan bersifat sebagai oksidator kuat, dapat bereaksi dengan beberapa logam mulia misalnya Cu dan Pb. Hasil reduksi dari asam nitrat tergantung pada kepekatannya. Asam nitrat pekat akan menghasikan gas NO₂ sedangkan asam nitrat encer akan menghasilkan gas NO dan asam nitrat yang sangat encer akan direduksi menjadi NH₄⁺.

Cu_(s) +4HNO₃ (pekat)Cu(NO₃)_2(aq) + 2NO_2(g) +2H₂O_(l)

3Cu_(s) + 8HNO_3(aq)  3Cu(NO₃)₂ + 2NO_(g) + 4H₂O_(l)

4Zn_(s) +10HNO_3(aq)  4Zn(NO₃)_2(aq) + NH₄NO_3(aq) +3H₂O_(l).

Campuran 1 bagian volum asam nitrat pekat dengan 3 bagian volum asam klorida pekat dikenal sebagi air raja (akuaregina) yang dapat melarutkan emas     

2Au_(s) + 2HNO_3(aq) + 6HCl_(aq)  2AuCl_3(aq) +4H₂O_(l) + 2NO_(g)

3Pt_(s) + 4HNO_3(aq) +12HCl_(aq)  3PtCl_4(aq) + 8H₂O_(l) + 4NO_(g

Tabel senyawa nitrat dan penggunanya  sebagai berikut:

Jenis penggunaan	Jenis senyawa nitrat yang digunakan
Pupuk	NH4NO3,NaO3,Ca(NO3)2,KNO3,CO(NO3)3
Petasan dan kembang api	Ca(NO3)2(merah),Ba(NO3)2(hijau),Sr(NO3)2(merah ungu),NaOH3(kuning),  KNO3(violet)
Obat obataN	KNO3, Sr (NO3) Cu (NO3)3 AgNO3,Zn (NO3)2 Hg2(NO3)2,
Bahan peledak	NH4NO3,NaNO3,KNO3,Ca (NO3)2, TNT, asam pikrat
Bahan bakar roket	NaNO3,KNO3, N2H2
Pewarna rambut	Co(NO3)2
Zat pewarna (cat )	Pb(NO3)2,Cu(NO3)2 Zn(NO3)2

c. Pembuatan  Nitrogen dilaboraturium

Nitrogen dapat di buat dengan memanaskan garam ammonium dan garam nitrit. Persamaan reaksinya:

NH₄⁺_(aq)  + NO₂^-_(aq) N_2(g) +2H₂O_(l)

Beberapa reaksi berikut dapat digunakan untuk memperoleh gas nitrogen

3Cu(s) + 2NH₃(g)  3Cu(s) + 3H₂O(g) +N₂(g)...............(dengan pemanasan)

NaNO₂(s) + NH₄Cl(s)  NaCl(s) + 2H₂O(g) + N₂(g)..............(dengan pemanasan)

(NH₄)₂Cr₂O₇(s)  Cr₂O₃(s) + 4H₂O(g) +N₂(g)........................(dengan pemanasan)

Jarak ikatan ganda tiga pada molekul nitrogen sangat pendek (0,070 nm), sehingga ikatan ini sangat kuat. Hal itu di dukung fakta bahwa energi disosiasi ikatan pada N N sebesar 946 kj mol^-1. Kekuatan ikatan pada molekul nitrogen ini menyebabkan nitrogen merupakan gas yang relatif stabil, sukar bereaksi dengan unsur lain. Hanya sedikit unsur yang dapat bereaksi dengan unsur nitrogen pada suhu kamar, misalnya logam litium ysng membentuk litium nitrida.

3Li(s) +  N₂ (g)  Li₃N(s)

Sifat nitrogen yang sukar bereaksi ini menyebabkan nitrogen dimanfaatkan untuk atmosfir pada proses pengelasan tidak ada oksigen yang bisa menyebsabkan terjadinya korosi pada logam. Gas nitrogen juga di gunsakan sebagai pengganti udara untuk mengisi ban agar logam (kawat)  pada ban tidak mudah berkarat, sehingga ban menjadi lebih awet.

Pada suhu tinggi, nitrogen dapat bereaksi dengan beberapa logam membentuk nitrida, misalnya:

3Mg(s) +  N₂(g)  Mg₃N₂(s)

3Ca(s) + N₂(g)  Ca₃N₂(s)

Pada suhu tinggi nitrogen juga dapat bereaksi dengan oksigen

N₂(g) + O₂(g)  2NO(g)

Reaksi tiu dapat terjadi pada suhu 1000⁰C, misalnya pada mesin kendaraan atau pada kawat gunun berapi yang seadang meletus. Di atmosfir pada saat terjadi kilat (loncatan bunga api lkistrik) juga dimungkinkan terjadi reaksi tersebut.

Reakksi nitrogen dengan hidrogen pada suhu antara 400-650⁰C dan tekanan tinggi akan membentuk amonia.

N₂(g) + 3H₂(g)  2NH₃(g)

4. Fosfor

Fosfor adalah unsure non logam, dalam table periodic terletak pada golongan VA dan periode ketiga. Atom unsure fosfor mempunyai 15 elektron dengan konfigerasi electron ( Ne) 3s² 3p³. 1.

Sifat fisik fosfor dilihat pada table berikut.

Unsure	Fosfor
Nomor atom	15
Masa atom relative	30,97
Titik leleh (0C)	44,1
Titik didih (oC)	280,0
Rapan pada 25oC ( g/cm3)	1,82 (putih) 2,20 (merah)
Warna	Hitam
Energy ionisasi(kj / mol)	1.011,7
Afinitas electron (kj / mol)	72,03
Keelektronegatifan	2,193
Jari – jari ion (A)	0.44(+3)
Jari – jari ion(A)	1,10

Unsur fosfor dialam tidak terdapat dalam keadaan bebas tetapi terikat dengan unsure – unsure lain dalam bentuk senyawa didalam mineral. Contohnya batuan fosfat mengandung Ca₃(PO₄)₂ dan apatit mengandung garam rangkap CaF₂3Ca₃(PO₄)₂ Senyawa fosfor biasanya terdapat dalam bentuk fosfat yang merupakan penyusun utama dari Faal mahluk hidup. Misalanya tulang dan gigi banyak mengandung kalsium fosfat,

Sifat - sifat fosfor

1. Fosfor Putih

Fosfor putih mempunyai sifat padat seperti lilin, titik lebur rendah (^oC), berupa unsure non logam, beracun, mempunyai struktur molekul, tetrahedral, dan bersinar dalam keadaan gelap.

1.      Fosfor Merah

Fosfor merah terentuk jika fosfor putih dipanaskan atau disunari dengan sinar uktra violet ( UV), yang mengakibatkan atom fosfor saling berikatan dalam bentuk tetrahedral. Fosfor merah biasanya digunakan untuk bahan peledak dan kembang api. Mempunyai sifat berupa serbuk, tidak mudah menguap, tidak beracun, dan tidak bersinar dalam gelap.titik lebur fosfor merah 600^oC.

2.      Fosfor Hitam

Fosor hitam kurang reaktif dibandingkan fosfor merah. Atom fosfor tersusun dalam bidang datar melalui ikatan kovalen. Antara bidang terdapat Van Der Waals yang lemah.

2. Pembuatan Fosfor

Sumber utama industry  adalah Ca₃(PO₄)₂ dalam prosesnya Ca₃(PO₄)₂ dicampur degan silica(SiO₂) pada terperatu 1.400^o C – 1.500^OC. proses berlangsung pada temperature 1.400^o C – 1.500^OC (dengan bunga api listrik).SiO₂ bereaksi dengan Ca₃(PO₄)₂ pada temperature tersebut menghasilkan P₄O₁₀ (g).reaksinya sebagai berikut;

2Ca₃(PO₄)_2(l) + 6SiO_2(l)  6CaSiO_3(l) + P₄O_10(g)

P₄O_10(g) direduksi dengan karbon, reaksinya sebagai berikut

2P₄O_10(g) + 10C_(s)  2P_4(g) + 10CO_2(g)

P_4(g) yang terjadi dikristalkan dan disimpan didalam CS₂ cair atau didalam air. Hal itu guna menghindari terjadinya oksidasi dengan oksigen dari udara yang cepat terjadi pada temperatur 30^oC berupa nyala fosfor. P₄ hasil pengolahan berupa salah satu bentuk alotropi fosfor, yaitu fosfor putih. Bentuk alotropi fosfor yang lain adalah fosfor merah dan fosfor hitam.

3.  Kegunaan fosfor

Kegunaan fosfor antara lain untuk pembuatan korek api setelah dicampur degan karbon dan belerang.

3. Unsur Halogen

Halogen adalah kelompok unsur kimia yang berada pada golongan 17 (VII atau VIIA pada sistem lama) di tabel periodik. Kelompok ini terdiri dari: fluor (F), klor (Cl), brom (Br), yodium (I), astatin (At), dan unsur unun septium (Uus) yang belum ditemukan. Halogen menandakan unsur-unsur yang menghasilkan garam jika bereaksi dengan logam. Istilah ini berasal dari istilah ilmiah bahasa Perancis dari abad ke-18 yang diadaptasi dari bahasa Yunani.

a.      Sifat Fisis

·         Pada suhu kamar, fluorin dan klorin berwujud gas, bromine berwujud cair, dan iodine berwujud padat

·         Pada suhu kamar kluorin berwarna kuning mudah, gas klorin berwarna hijau mudah, bromine berwarna mereh tua, dan iodine berwarna hitam.

·         Semua unsure halogen berbau merangsang dan menusuk.

·         Unsure halogen terdapat dalam bentuk diatomic.

·         Kestabilan molekul halogen berkurang dengan bertambahnya nomor atom

·               Halogen mudah larut dalam pelarut nonpolar, seperti kloroform (CHCl3) atau karbon tetraklorida (CCl4).

·         Kelarutan halogen dalam air berkurang dengan bertambahnyanomor atom.

·         Titik didih dan leleh unsure-unsur halogen bertambah sebanding dengan bertambahnya masa atom. Molekul halogen (X2), bersifat nonpolar sehingga mempunyai daya tarik menerik antar molekul yang kuat dengan bertambahnya nomor masa.

b. Sifat Kimia

·         Kereaktifan halogen berkurang dengan bertambahnya nomor atom.

·         Daya pengoksidasi halogen makin berkurang degan bertambahnya nomor atom. Apabila halogen bersenyawa dengan logam atau non logam, maka halogen bertindak sebagai oksidator. Fluor (F) mempunyai daya pengoksida yang paling kuat sehingga paling reaktif.

c. Reaksi-Reaksi Halogen

·         Reaksi dengan logam

Halogen dapat bereksi denga hampir semua unsure logam

Contoh:

2Na + F2 → 2NaF

Zn + Cl2 → ZnCl2

·         Reaksi dengan hidrogen

Reaksi antar halogen dengan dengan hydrogen menghasikal hydrogen halide(HX).

Reaksi: H2 + X2 → 2HX

Contoh: H2 + Cl2 → 2HCl

              H2 + I2  → 2HI

·         Reaksi deangan unsure  nonlogam dan netaloid.

Unsur halogen dapat bereaksi dengan sejumlah nonlogam dan metalloid

Contoh:

Si + 2X2 → SiX4

2B + 3X2 → 2BX3

Khusus untuk reaksi antar halogen dengan fosforus, arsen dan antimony akan dihasilkan senyawa trihalida, jika jumlah halogen direaksikan berlebihan akan menghasikan senyawa pantahalida.

Contoh:

P4 + 6X  → 4PX3

P4 + 10X2 → 4PX5

·                     Reaksi dengan hidrokarbon

Reaksi antara hydrogen hidrokarbon umumnya merupakan reaksi subtitusi.

Reaksi : CxHy + X2 → CxHy-1 + HX

Contoh: C2H6 + F2 → C2H5F + HF

·         Reaksi dengan basa

Pada larutam basa, unsure klorin (Cl), bromine (Br), dan Iodin (I) akan mengalami reaksi disporposionasi.

Contoh:

Rekasi antara klourin dan NaOH pada suhu kamar:

Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O

·         Reaksi dengan air

Semua halogen dapat larut dalam air.

Contoh:

2F2 + 2H2O → 4HF + O2

3F2 +3H2O →6HF + O3

Selain fluorin dan iodine, didalam air akan mengalami reaksi disporposionasi menurut reaksi.

X2 + H2O → HX +HXO

·         Reaksi antar halogen

Antara atom-atom halogen dapat membentuk suatu molekul menurut persamaan reaksi:

X2 + nY2 → 2XYn

Y adalah atom hydrogen yang bersifat elektronegaif, sedangkan n adalah bilangan ganjil.

d.      Kegunaan Halogen

1.      Fluor

Gas Fluor atau klor pentaflurida( ClF₅) banyak digunakan sebagai zat pengoksidasi ( oksidator).  Senyawa Freon digunakan untuk zat pendingin ruangan, Teflon merupakan plastic yang tahan panas.fluor juga mencegah kerusakan gigi.

2. Klour

Gas klour digunakan juga sebagai oksidatos pada pembuatan brom. Senyawa hipoklorit banyak digunakan sebagai pemutih bubur serat kertas dan tekstil, sebagai pembunuh bakteri pada air minum, kolam renang, dan air lmbah. Asam klorida banyak digunakan sebagai pelarur dan pembersi. Dipakai juga sebagai bahan baku pembuatan obat – obatan, plastic, dan zat pewarna, garan NaCl banyak digunakan ibu rumah tangga untuk menambah rasa asin makanan. Berperan juga sebagai pegawet makanan, seperti pada ikan asin, telur asin, dan ikan pindang.

3. Brom

Banyak di buat sebagai bahan baku atau reaksi untuk membuat obat - obatan .

4.                  Iodium

Dalam bentuk senyawa ofiadon iodide banyak di gunakan sebagai anti septic ( obat luka). dapat mencegah penyakit gondok.