berbagi ilmu akhirat dan dunia

Blog Mahasiswa Universitas Brawijaya dan Mahasantri Pesantren uhur malang

unsur golongan 5a (Va)

 ditulis oleh mirza mujtaba santir LTPLM (pesantren luhur) dan mahasiswa jurusan kimia universitas brawijaya

1                     NITROGEN

Nitrogen (Latin nitrum, Bahasa Yunani Nitron berarti “soda asli”, “gen”, “pembentukan”) secara resmi ditemukan oleh Daniel Rutherford pada 1772, yang menyebutnya udara beracun atau udara tetap. Pengetahuan bahwa terdapat pecahan udara yang tidak membantu dalam pembakaran telah diketahui oleh ahli kimia sejak akhir abad ke-18 lagi. Nitrogen juga dikaji pada masa yang lebih kurang sama oleh Carl Wilhelm Scheele, Henry Cavendish, dan Joseph Priestley, yang menyebutnya sebagai udara terbakar atau udara telah flogistat. Gas nitrogen adalah cukup lemas sehingga dinamakan oleh Antoine Lavoisier sebagai azote, daripada perkataan Yunani αζωτος yang bermaksud “tak bernyawa”. Istilah tersebut telah menjadi nama kepada nitrogen dalam perkataan Perancis dan kemudiannya berkembang ke bahasa-bahasa lain.

Senyawa nitrogen diketahui sejak Zaman Pertengahan Eropa. Ahli alkimia mengetahui asam nitrat sebagai aqua fortis. Campuran asam hidroklorik dan asam nitrat dinamakan akua regia, yang diakui karena kemampuannya untuk melarutkan emas. Kegunaan senyawa nitrogen dalam bidang pertanian dan perusahaan pada awalnya ialah dalam bentuk kalium nitrat,terutama dalam penghasilan serbuk peledak (garam mesiu), dan kemudiannya, sebagai baja dan juga stok makanan ternak kimia.

 

 

 

 

1.2 Sifat Fisika dan Kimia

Keterangan Umum Unsur
Nama, lambang, nomor atom Nitrogen, N, 7
Deret kimia nonlogam
Golongan, piriode, blok 15, 2, p
Penampilan Tidak berwarna

Massa atom14.0067(2)  g/molKonfigurasi electron1s2 2s2 2p3Jumlah electron tiap kulit2, 5

 

Sifat Fisika
Fase gas
Massa jenis (0 °C; 101,325 kPa) 1.251 g/L
Titik lebur 63.15 K (-210.00 °C, -346.00 °F)
Titik didih  77.36 K (-195.79 °C, -320.42 °F)
Titik kritis 126.21 K, 3.39 MPa
Kalor peleburan (N2) 0.720 kJ/mol
Kalor penguapan (N2) 5.57 kJ/mol
Kapasitas kalor (25 °C) (N2) 29.124 J/(mol·K)

 

Ciri-ciri atom
Struktur Kristal Heksagonal
Bilangan oksidasi ±3, 5, 4, 2

(oksida asamkuat)Elektronegativitas3.04 (skala Pauling)Energi ionisasi (detail)IE1: 1402.3 kJ/mol

IE2: 2856 kJ/mol

IE3: 4578.1 kJ/mol Jari-jari atom65 pmJari-jari atom (terhitung)56 pmJari-jari kovalen75 pmJari-jari Van der Waals155 pm

 

Gas nitrogen termasuk kedalam gas yang inert ( tidak reaktif ). Hal ini disebabkan oleh besarnya energi ikatan antara ikatan rangkap tiga N      N, nitrogen digunakan sebagai atmosfer inert untuk suatu proses / sistem yang terganggu oleh oksigen, misalnya dalam industri elektronika dan juga Bilangan oksidasi nitrogen bervariasi dari -3 sampai +5, sebagaimana dapat dilihat dari tabel berikut ini :

 

Bilangan oksidasi Contoh senyawa
-3 NH3 ( amoniak )
-2 NH4+ ( Ion amonium )
-1 NH2OH  ( Hidroksilamin )
0 N2 ( gas nitrogen )
+1 N2O( dinitrogen monoksida)
+2 NO(Nitrogen oksida)
+2 N2O3( nitrogen trioksida )
+3 HNO2( asam nitrit )
+4 NO2  nitrogen dioksida )
N2O4( dinitrogen terra oksida )
+5 N2O5 (nitrogen pentaoksida )
HNO3 ( asam nitrat )

.

 

 

Nitrogen adalah salah satu unsur golongan VA yang merupakan unsur non-logam. Elektronegativitas adalah kemampuan suatu atom untuk menarik elektron terluar dari suatu atom lain agar terikat padanya, Dalam satu golongan nitrogen memiliki nilai elektronegativitas yang lebih tinggi dibandingkan dalam satu golongannya. Hal ini dikarenakan atom nitrogen memiliki ukuran atom yang lebih kecil sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar lebih besar atom nitrogen dibandingkan dengan atom lain yang satu golongan.

Gas nitrogen (N2) memiliki sifat tidak berwarna, tidak berbau, gas yang bersifat diamagnetic dan ada sebagai N2 molekul diatomik. Gas N2 membentuk ikatan rangkap tiga N≡N dengan panjang ikatan 1,09 Å. Ikatan N≡N ini sangat stabil (tidak reaktif) , dan akibatnya memiliki energi disosiasi sangat tinggi (945,4 kJ mol-1). Sehingga N≡N  ikatannya susah diputuskan. Karena gas nitrogen ini merupakan gas yang relative stabil, sukar bereaksi dengan unsur lain. hanya sedikit unsure yang dapat bereaksi dengan nitrogen Pada temperature kamar, misalnya logam lithium (Li) yang akan membentuk lithium nitride (Li3N).

Pada N2 temperatur semakin tinggi maka menjadi semakin reaktif, dan langsung bereaksi dengan unsur-unsur dari golongan II, III dan IV, H2 dan dengan beberapa logam transisi. Salah satunya reaksinya dengan hydrogen (H2) pada suhu antara 400ºC-650ºC dengan tekanan tinggi membentuk ammonia.

N2(g) + 3H2(g)                       2NH3(g)

1.3 Sumber Nitrogen di Alam

Gas nitrogen (N2) terdapat sebanyak 78,09% di volume atmosfer bumi. Sebagai perbandingan, di atmosfir Mars hanya mengandung 2,6% nitrogen. Nitrogen merupakan unsur utama penyusun senyawa dalam tubuh mahluk hidup (dalam bentuk protein dan asam amino). Meskipun nitrogen terdiri dari 78% di atmosfer bumi, nitrogen bukanlah unsur yang sangat melimpah di kerak bumi sebab senyawa Nitrat memiliki sifat sangat larut dalam air, sehingga nitrat tidak tersebar luas di kerak bumi.

Nitrogen selain dalam keadaan bebas sebagai gas nitrogen di udara, nitrogen juga terdapat dalam berbagai senyawa seperti KNO3 dan NaNO3 yang merupakan sumber senyawa nitrogen dialam. Sebelum perang dunia I, ketika proses sintetik dikembangkan untuk pembuatan nitrat dari nitrogen atmosfer. Sumber utama nitrat banyak ditemukan di beberapa daerah gurun, Yang terbesar adalah di sekitar  450 mil di sepanjang pantai utara chili, di mana NaNO3 ditemukan bersama-sama dengan sejumlah kecil KNO3, CaSO4 dan NaIO3 dibawah lapisan tipis pasir atau tanah.

Pada tumbuhuan dan hewan, nitrogen berupa bentuk protein yang komposisi rata-ratanya :

51% C; 25% O; 16% N; 7% H; 0,4%P; dan 0,4% S.

 

1.4 Persenyawaan Nitrogen

  1. 1.      Ammonia NH3

Amonia adalah senyawa kimia dengan rumus NH3. Biasanya senyawa ini didapati berupa gas dengan bau tajam yang khas (mp -77.7 oC dan bp -33.4 oC). Ammonia adalah senyawa kaustik dan dapat merusak kesehatan. Administrasi Keselamatan dan Kesehatan Pekerjaan Amerika Serikat memberikan batas 15 menit bagi kontak dengan ammonia dalam gas berkonsentrasi 35 ppm volum, atau 8 jam untuk 25 ppm volum. Kontak dengan gas amonia berkonsentrasi tinggi dapat menyebabkan kerusakan paru-paru dan bahkan kematian. Sekalipun amonia di AS diatur sebagai gas tak mudah terbakar, amonia masih digolongkan sebagai bahan beracun jika terhirup.

Amonia umumnya bersifat basa (pKb=4.75), namun dapat juga bertindak sebagai asam yang amat lemah (pKa=9.25). NH3 merupakan molekul polar, berbentuk trigonal piramidal dengan tiga atom hydrogen menempati dasar piramid dan memiliki sepasang elektron bebas pada puncaknya (atom N),

menyebabkan senyawa ini mudah terkondensasi (suhu kondensasi -33oC) menjadi cairan yang dapat digunakan sebagai pelarut. Dalam banyak hal, ammonia cair merupakan pelarut yang mirip dengan air dan mampu melarutkan berbagai macam garam. Selain itu, ammonia mempunyai sifat yang unik dalam hal melarutkan logam-logam alkali dan alkali tanah, yakni menghasilkan larutan yang mengandung elektron tersolvasi. Gas ammonia sangat larut dalam air, karena baik NH3 maupun H2O adalah molekul-molekul polar. Ammonia dapat bereaksi dengan air yang akan membentuk ammonium hidroksida (NH4OH).

NH3 + H2O        NH4+ + OH-

NH3 dan NH4OH keduanya bereaksi dengan asam membentuk garam ammonium. NH3 bereaksi dengan oksigen membentuk warna nyala kuning muda, reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

4NH3 + 3O2            2N2 + 3H2O

Senyawa nitrogen salah satunya adalah ammonia (NH3) yang terdapat di atmosfir dalam jumlah yang sangat sedikit, terutama sebagai produk peruraian bahan yang mengandung nitrogen dari hewan dan tumbuhan.

Ammonia dapat juga dibuat dari hidrolisis kalsium sianamide(CaNCN). Kalsium sianamide (CaNCN) biasanya digunakan sebagai pupuk dan reaksi ini terjadi secara lambat di dalam tanah.

  1. 2.      Garam Ammonium

Garam Kristal stabil dari ion NH4+ berbentuk tetrahedral dengan sudut 109º28′ ini kebanyakan larut dalam air.

Amonia dan amonium hidroksida bereaksi baik dengan asam, membentuk garam ammonium. Amonium biasanya bersifat sedikit asam jika mereka telah berikatan dengan asam kuat seperti HCl, HNO3, dan H2SO4. Garam ammonium terurai cukup cepat dengan adanya proses pemanasan.

NH4Cl  heat    NH3 + HCl

(NH4)2SO4   heat     NH3 + H2SO4

NH4Cl Pada suatu waktu dapat diperoleh dengan memanaskan kotoran unta: amonium klorida mudah oleh sublimasi, itu didapatkan sebagai produk sampingan dari proses Solvay. NH4Cl  ini yang digunakan dalam baterai kering jenis Leclanché. Hal ini juga digunakan sebagai fluks ketika logam tinning atau solder, karena oksida logam banyak bereaksi dengan amonium klorida, membentuk klorida volatile, sehingga meninggalkan permukaan logam yang bersih.

  1. 3.      Hidrazin

Hidrazin, N2H4, dapat dianggap sebagai turunan dari ammonia dengan penggantian satu atom hidrogen oleh gugus NH2 dan memiliki bau yang hampir mirip dengan ammonia. Hidrazin murni terbakar secara cepat dengan udara.

N2H4(l) + O2(g )            N2(g)  + 2H2O

Turunan metil (MeNHNH2 dan Me2NHNH2) dicampurkan dengan N2O4 dapat digunakan sebagai bahan bakar roket. N2H4 adalah basa lemah dan akan bereaksi dengan asam, membentuk 2 macam garam. Garam yang terbentuk berbentuk padatan Kristal putih dan sifatnya dapat larut didalam air.

N2H4 + HX            N2H5+ + X-

N2H4 + 2HX         N2H62+ + 2X-

Ketika dilarutkan kedalam air (larutan netral atau basa ) Hidrazin atau garamnya merupakan agen pereduksi yang kuat. Mereka digunakan dalam produksi cermin perak dan tembaga serta pembentukan endapan logam platina. Hidrazin juga mereduksi I2 dan O2.

N2H4 + 2I2            4HI + N2

N2H4 + 2O2           2H2O2 + N2

 

 

  1. 4.      Hidroksilamin

Hidroksilamin berbentuk Kristal yang tidak berwarna memiliki titik didih 33ºC. hidroksilamin adalah basa yang yang lebih lemah daripada ammonia dan hydrazine. Garam yang terbentuk adalah ion hidroksilammonium.

NH2OH + HCl          [NH3OH]+Cl-

 

1.5 Reaksi –Reaksi

Satu-satunya reaksi N2 pada suhu ruangan adalah logam Li mengahsilkan Li3N dan komponen transisi tertentu, dan dengan bakteri fiksasi nitrogen. Mekanisme bakteri ini menfiksasi N2 tidak diketahui.

Pada suhu yang tinggi nitrogen menjadi lebih reaktif khususnya bilamana diberi katalis pada reaksinya. Reaksi yang khas adalah:

N2(g) + 3H2(g)     → 2NH3(g)

N2(g) + O2(g)        → 2NO(g)

N2(g) + 3Mg(s)  → Mg3N2

N2(g) + CaC2(s)   → C(s) + CaCNC(s)

  • Ikatan

Tipe ikatan mayoritas senyawa umumnya dibentuk dari kelompok kovalen. Struktur electron terluar dari kelompok unsur V

↑↓

s                         p

 

 

Tiga electron tidak berpasangan membentuk ikatan σ dengan tiga atom yang lain. Empat pasang electron memberikan bentuk tetrahedral dengan satu posisi sebuah pasangan electron bebas. Sebuah bilangan koordinasi 4 dihasilkan jika pasangan electron bebas didonorkan(digunakan untuk membentuk sebuah ikatan koordinasi) untuk atom atau ion yang lain. Seperti contoh ion ammonium [H3N  →  H]+

 

 

 

 

. .

 

 

 

N

H     ————————–  H

 

 

H

Gambar 1 Struktur ammonia

1.6 Kegunaan

            Adapun kegunaan dari senyawa-senyawa nitrogen diantaranya:

  1. Dalam bentuk amonia nitrogen , digunakan sebagai  bahan pupuk, obat-obatan, asam nitrat, urea, hidrasin, amin, dan pendingin.
  2. Asam nitrat digunakan dalam pembuatan zat pewarna dan bahan peledak.
  3. Nitrogen sering digunakan jika diperlukan lingkungan yang inert, misalnya dalam bola lampu listrik untuk mencegah evaporasi filament.
  4. Sedangkan nitrogen cair banyak digunakan sebagai refrigerant (pendingin) yang sangat efektif karena relatif murah
  5. Banyak digunakan oleh laboratorium-laboratorium medis dan laboratorium-laboratorium penelitian sebagai pengawet bahan-bahan preservatif untuk jangka waktu yang sangat lama, misalnya pada bank sperma, bank penyimpanan organ-organ tubuh manusia, bank darah.

1.7 Bahaya

Selain kegunaan dari senyawa nitrogen adapula bahaya dari senyawa-senyawa nitrogen diantaranya:

  1. Jika oksida nitrat (N2O) mencapai stratosfer, ia membantu merusak lapisan ozon, sehingga menghasilkan tingkat radiasi UV yang lebih tinggi dan risiko kanker kulit serta katarak yang meningkat.
  2. Nitrogen oksida (N2O) terlarut dalam air atmosferik membentuk hujan asam, yang mengkorosi batuan dan barang logam dan merusak bangunan-bangunan.
  3. Nitrogen oksida (N2O) berkontribusi bagi pemanasan global.Walaupun konsentrasi oksida nitrat di atmosfer sangat rendah dibanding karbon dioksida, potensi pemanasan global oksida nitrat adalah sekitar 300 kali lebih besar.
  4. Kelebihan nitrogen di perairan menyebabkan berkurangnya kadar oksigen dalam air sehingga menyebabkan kepunahan kehidupan di perairan.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2. FOSFOR

2.1 Sejarah

Fosfor ditemukan oleh Hannig Brand seorang dokter  dan ahli kimiawan pada tahun 1669 di Hamburg, Jerman. Ia menemukan unsur ini dengan cara ‘menyuling’ air urin melalui proses penguapan dan setelah dia menguapkan 50 ember air urin, dia baru menemukan unsur yang dia inginkan. Namanya berasal dari bahasa Latin yaitu phosphoros dari bahasa yunani yang berarti ‘pembawa terang’:nama kuno untuk planet Venus ketika tampak sebelum matahari terbit. Karena keunikannya yaitu bercahaya dalam gelap (glow-in-the dark). Sekarang fosfor diperoleh dari batuan fosfat [Ca 3 (PO4)2].

 

2.2 Sifat Fisika Dan Kimia

Keterangan Umum Unsur

Nama, Lambang, Nomor atom Fosfor, P, 15
Deret kimia Non logam
Golongan, Periode, Blok 5, 3, P
Massa atom 30.973762 g/mol
Konfigurasi elektron [Ne] 3s2 3p3
Jumlah elektron tiap kulit 2, 8, 5

 

Titik didih

553K, 280°C, 536°F

Kerapatan

1.82g/cc pada 300K

Gambaran

Padatan lunak, lembut berwana putih; serbuk merah kecoklatan; atau padatan coklat

Entalpi atomisasi

314.6 kJ/mol pada 25°C

Entalpi fusi

0.63 kJ/mol

Entalpi penguapan

12.43 kJ/mol

Panas penguapan

12.129kJ/mol

Titik leleh

317.45K;  44.3°C;  111.7°F

Volume molar

17 cm3/mol

Keadaan fisik (pada 20°C & 1atm)

Padatan

Panas spesifik

0.77J/gK

Tekanan uap

20.8Pa pada 44.3°C

 

2.3 Sumber Fosfor di Alam

Di perairan unsur fosfor tidak ditemukan dalam bentuk bebas sebagai elemen, melainkan dalam bentuk senyawa anorganik yang terlarut (ortofosfat dan polifosfat) dan senyawa organik yang berupa partikulat. Senyawa fosfor membentuk kompleks ion besi dan kalsium pada kondisi aerob, bersifat tidak larut, dan mengendap pada sedimen sehingga tidak dapat dimanfaatkan oleh algae akuatik.

Fosfor merupakan bahan makanan utama yang digunakan oleh semua organisme untuk pertumbuhan dan sumber energi. Fosfor di dalam air laut, berada dalam bentuk senyawa organik dan anorganik. Dalam bentuk senyawa organik, fosfor dapat berupa gula fosfat dan hasil oksidasinya, nukloeprotein dan fosfo protein. Sedangkan dalam bentuk senyawa anorganik meliputi ortofosfat dan polifosfat. Senyawa anorganik fosfat dalam air laut pada umumnya berada dalam bentuk ion (orto) asam fosfat (H3PO4), dimana 10% sebagai ion fosfat dan 90% dalam bentuk HPO42-. Fosfat merupakan unsur yang penting dalam pembentukan protein dan membantu proses metabolisme sel suatu organisme.

Diperairan, bentuk unsur fosfor berubah secara terus menerus akibat proses dekomposisi dan sintesis antara bentuk organik, dan bentuk anorganik yang dilakukan oleh mikroba. Semua polifosfat mengalami hidrolisis membentuk ortofosfat. Perubahan ini bergantung pada suhu yang mendekati titik didih, perubahan polifosfat menjadi ortofosfat berlangsung cepat. Kecepatan ini meningkat dengan menurunnya nilai pH. Perubahan polifosfat menjadi ortofosfat pada air limbah yang mengandung banyak bakteri lebih cepat dibandingkan dengan perubahan yang terjadi pada air bersih.

 

2.4 Pembuatan/Teknik Ekstraksi

  1. 1.      Pembuatan Fosfor

Fosfor dapat diperoleh melalui reaksi batuan fosfor dari batu bara dan pasir dalam suatu pembakaran listrik. Fosfor putih dibuat dari reduksi kalsium fosfat oleh karbon.. adapun reaksi yang terjadi :

2 Ca3(PO4)2 + 6 SiO2 + 10 C →  P4 + 6 CaSiO3 + 10 CO

Fosfat putih yang lembut, seperti lilin, sangat beracun, reaktif, mudah bereaksi dengan udara lembab dan memberikan cahaya dalam gelap. Fosfor putih memiliki dua modifikasi: alfa dan beta dengan suhu transisi pada -3,8 derajat Celcius. Fosfat putih terbakar secara spontan di udara sekitar 35oC dan membentuk pentaoksida berupa ledakan, reaksi yang terjadi :

P4(s) + 5O2(g)  →  P4O10(s)

Hal ini akan menyebabkan pengaruh yang tidak baik terhadap makhluk hidup seperti : iritasi,kerusakan hati,kerusakan ginjal, kerusakan paru-paru,dan kematian. Sebagai pencegahan disimpan di bawah air.

Fosfat putih ada sebagai molekul P4 tetrahedral dan stuktur tetrahedral tetap dalam keadaan cair dan gas. Diatas suhu 800oC molekul P4 dalam gas mulai terdisosiasi menjadi molekul P2, yang memiliki energi ikatan 489,6 kJ/mol. Fosfor terdapat dalam empat atau lebih bentuk alotropi: putih (atau kuning), merah, dan hitam (atau ungu) dimana suatu unsur dapat memiliki lebih dari satu struktur yang stabil biasanya terjadi pada temperature yang berbeda sehingga masing-masing memiliki sifat kimia dan fisika yang berbeda.

Jika fosfat putih dipanaskan sampai sekitar 250 oC, atau suhu yang lebih rendah dari sinar matahari selama beberapa hari, maka terbentuk fosfat merah berbentuk bubuk. Komponen utamanya diasumsikan berupa rantai yang dibentuk dengan polimerisasi molekul P4 sebagai hasil pembukaan satu ikatan P-P. Fosfor merah tidak bersifat piroforik dan tidak beracun. Fosfor merah  adalah suatu polimer padat , yang jauh kurang reaktif daripada fosfor putih. Fosfor merah lebih  stabil di udara dan tidak mudah terbakar kecuali dipanaskan sampai 400oC. fosfor merah tidak perlu disimpan di bawah air. Fosfor merah tidak larut dalam pelarut organik.

Fosfor hitam terlihat seperti serbuk grafit. Grafit adalah bentuk karbon yang digunakan dalam arang isi pensil. Fosfor hitam dapat dilakukan dengan menerapkan tekanan yang ekstrim untuk fosfor putih. Ia memiliki kerapatan 3,56-3,83 gr/cm3. Salah satu sifat yang menarik adalah bahwa ia mengalirkan arus listrik meskipun menjadi non-logam. Fosfor hitam ini lebih stabil dibandingkan fosfor merah dan putih.

  1. 2.      Reaksi Pada Fosfor

Reaksi Dengan Oksida

Asam fosfit, H3PO3

Fosfor(V) oksida bereaksi dengan air dingin menghasilkan larutan asam lemah, H3PO3 – dikenal dengan asam fosfit, asam ortofosfit atau asam fosfonat. Reaksinya dengan air panas lebih rumit.

 

Asam murninya yang tak terionkan mempunyai struktur:

Hidrogen tidak dapat dilepaskan sebagai ion hingga anda menambahkan air ke dalam asam ini, bahkan kemudian tidak ada yang dilepaskan karena asam fosfit hanya asam lemah.

Asam fosfit mempunyai pKa 2.00 yang menjadikannya lebih kuat jika dibandingkan dengan asam organik pada umumnya seperti asam etanoat (pKa = 4.76).

Ini memungkinkan untuk mereaksikan fosfor(III) oksida secara langsung dengan basa, tetapi anda perlu mengetahui apa yang terjadi jika anda mereaksikan asam fosfit dengan basa.

Pada asam fosfit, dua atom hidrogen pada gugus -OH bersifat asam, tetapi yang lainnya bukan. Itu artinya anda akan mendapatkan dua kemungkinan reaksi, sebagai contoh, reaksi dengan larutan natrium hidroksida akan tergantung pada proporsi natrium hidroksida yang direaksikan.

 

 

Pada contoh pertama, hanya satu hidrogen yang bersifat asam yang bereaksi dengan ion hidroksida membentuk basa. Pada contoh kedua (menggunakan natrium hidroksida dua kali lebih banyak), kedua hidrogen bereaksi.

Reaksi Dengan Halida

Fosfor putih bereaksi keras dengan semua halida di temperatur ruang untuk membentuk trihalida fosfor. Adapaun reaksinya diantaranya adalah

P4(s) + 5F2(g)  →  4PF3(s)

P4(s) + 5Cl2(g)  →  4PCl3(s)

Trihalida, kecuali PF3, diperoleh melalui halogenasi langsung, dengan membiarkan unsurnya berlebihan. Halogen berlebihan menghasilkan PX5. Trihalidanya terhidrolisis secara cepat dengan air dan mudah menguap; molekul gas mempunyai struktur pirimidal. Adapun reaksi fosfor halida bereaksi dengan air  membentuk asam okso adalah:

4 PCl3 + 6 H2O → P4O6 + 12 HCl

Reaksi dengan sulfida

Fosfor dan sulfur bergabung langsung diatas 100oC memberikan beberapa sulfida, yang terpenting adalah P4S3, P4S5, P4S7, dan P4S10. setiap senyawaan diperoleh dengan pemanasan sejumlah stoikimetri fosfor merah dan sulfur. P4S3 larut dalam pelarut organik seperti karbon disulfida dan benzena. P4S3 mempunyai struktur yang sama dengan P4O10. yang lainnya juga mempunyai strukturnya didasarkan atas gugus tetrahedral atom-atom fosfor dengan jembatan-jembatan P-S-P atau gugus-gugus apital P=S

 

2.5 Senyawa-Senyawa Paling Umum dengan Unsur Fosfor

  1. Diamonium fosfat ((NH4)2HPO4)
  2. kalsium fosfat dihidrogen (Ca(H2PO4)2).
  3. Trinatrium fosfat (Na3PO4),
  4. Fluor-apatit                 3 Ca3(PO4)2.CaF
  5. Karbonato-apatit         3 Ca3(PO4)2.CaCO3
  6. Hidroksi-apatit            3 Ca3(PO4)2.Ca(OH)2
  7. Oksi-apatit                  3 Ca3(PO4)2.CaO
  8. Trikalsium-fosfat         Ca3(PO4)2
  9. Dikalsium-fosfat         CaHPO4
  10. Monokalsium-fosfat   Ca(H2PO4)2

 

2.6 Manfaat

  1. Fosfor sangat penting dan dibutuhkan oleh mahluk hidup tanpa adanya fosfor tidak mungkin ada organik fosfor di dalam Adenosin trifosfat (ATP) Asam Dioksiribo nukleat (DNA) dan Asam Ribonukleat (ARN) mikroorganisme membutuhkan fosfor untuk membentuk fosfor anorganik dan akan mengubahnya menjadi organik fosfor yang dibutuhkan untuk menjadi organik fosfor yang dibutuhkan, untuk metabolisme karbohidrat, lemak, dan asam nukleat.
  2. Kegunaan fosfor yang terpenting adalah dalam pembuatan pupuk, bahan korek api,  kembang api, pestisida, odol, dan deterjen.
  3. Fosfor juga digunakan dalam memproduksi baja, perunggu fosfor, dan produk-produk lainnya. Trisodium fosfat sangat penting sebagai agen pembersih, sebagai pelunak air, dan untuk menjaga korosi pipa-pipa.
  4. Fosfor juga merupakan bahan penting bagi sel-sel protoplasma, jaringan saraf dan tulang.
  5. bahan tambahan dalam deterjen, bahan pembersih lantai dan insektisida. Selain itu fosfor diaplikasikan pula pada LED (Light Emitting Diode) untuk menghasilkan cahaya putih.

2.7 Bahaya

Penyalahgunan fosfor menjadi Bom yang sangat mengerikan. Fosfor bom  memiliki sifat utama membakar. Menurut Ang Swee Chai, seorang perempuan, dokter ortopedis kelahiran Malaysia yang juga seorang ahli medis. Dalam bukunya ”From Beirut to Jerusalem” (Kuala Lumpur, 2002), zat fosfornya biasanya akan menempel di kulit, paru-paru, dan usus para korban selama bertahun-tahun, terus membakar dan menghanguskan serta menyebabkan nyeri berkepanjangan. Para korban bom ini akan mengeluarkan gas fosfor hingga nafas terakhir.

 

 

 

 

 

 

 

  1. 3.      ARSEN

 

3.1 Sejarah

Arsen, arsenik, atau arsenikum adalah unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki simbol As dan nomor atom 33. Ini adalah bahan metaloid yang terkenal beracun dan memiliki tiga bentuk alotropik; kuning, hitam, dan abu-abu. Arsenik dan senyawa arsenik digunakan sebagai pestisida, herbisida, insektisida, dan dalam berbagai aloy.

3.1 Sejarah

Berasal dari kata Latin: arsenicum. Yunani: arsenikon, orpiment kuning, identik dengan arenikos, lelaki, dari kepercayaan Yunani bahwa logam memiliki kelamin yang berbeda; Arab: Az-zernikh, orpiment dari Persia zerni-zar, emas). Ditemukan pada tahun 1250 oleh Albertus Magnus.

Kata arsenik dipinjam dari bahasa Persia زرنيخ Zarnik yang berarti “orpimen kuning”. Zarnik dipinjam dalam bahasa Yunani sebagai arsenikon. Arsenik dikenal dan digunakan di Persia dan di banyak tempat lainnya sejak zaman dahulu. Bahan ini sering digunakan untuk membunuh, dan gejala keracunan arsenik sulit dijelaskan, sampai ditemukannya tes Marsh, tes kimia sensitif untuk mengetes keberadaan arsenik. Karena sering digunakan oleh para penguasa untuk menyingkirkan lawan-lawannya dan karena daya bunuhnya yang luar biasa serta sulit dideteksi, arsenik disebut Racun para raja, dan Raja dari semua racun.

Dalam zaman Perunggu, arsenik sering digunakan di perunggu, yang membuat campuran tersebut lebih keras. Warangan, yang sering digunakan sebagai bahan pelapis permukaan keris, mengandung bahan utama arsen. Arsen membangkitkan penampilan pamor keris dengan mempertegas kontras pada pamor. Selain itu, arsen juga meningkatkan daya bunuh senjata tikam itu.

Albertus Magnus dipercaya sebagai orang pertama yang menemukan bagaimana mengisolasi elemen ini di tahun 1250. Pada tahun 1649 Johan Schroeder mempublikasi 2 cara menyiapkan arsenik.

Pada zaman Ratu Victoria di Britania Raya, arsenik dicampurkan dengan cuka dan kapur dan dimakan oleh kaum perempuan untuk meningkatkan penampilan wajah mereka, membuat kulit mereka lebih putih untuk menunjukkan bahwa mereka tidak bekerja di ladang. Arsenik juga digosokkan di muka dan di lengan kaum perempuan untuk memutihkan kulit mereka. Namun ini sangat tidak dianjurkan sekarang.

3.2 Sifat Kimia dan Fisika

Keterangan Umum Unsur
Nama, Lambang, Nomor atom arsenik, As, 33
Deret kimia metaloid
Golongan, Periode, Blok 15, 4, p
Penampilan Abu-abu metalik

Massa atom74,92160(2)  g/molKonfigurasi elektron[Ar] 3d10 4s2 4p3Jumlah elektron tiap kulit2, 8, 18, 5

 

 

Ciri-ciri Fisik
Fase Solid
Massa jenis (sekitar suhu kamar) 5,727 g/cm³
Massa jenis cair pada titik lebur 5,22 g/cm³
Titik lebur 1090 K (817 °C, 1503 °F)
Titik didih subl. 887 K (614 °C, 1137 °F)
Kalor peleburan (abu-abu) 24,44 kJ/mol
Kalor penguapan 34,76 kJ/mol
Kapasitas kalor (25 °C) 24,64 J/(mol·K)

 

Ciri-ciri Atom
Struktur Kristal Rhombohedral
Bilangan oksidasi ±3,5 (oksida asam lemah)
Elektronegativitas 2,18 (skala Pauling)
Energi ionisasi pertama: 947,0 kJ/mol

ke-2: 1798 kJ/mol

ke-3: 2735 kJ/molJari-jari atom115 pmJari-jari atom (terhitung)114 pmJari-jari kovalen119 pmJari-jari Van der Waals185 pm

 

3.3 Sumber Arsen di Alam

-          Alam semesta                    : 0,008 ppm

-          Kerak bumi                       : 1,8 ppm

-          Permukaan Atlantik          : 1,45 x 10 -3 ppm

-          Atlantik bagian dalam       : 1,53 x 10 -3 ppm

-          Permukaan Pasifik            : 1,45 x 10-3 ppm

-          Pasifik bagian dalam         : 1,75 x 10 -3 ppm

Arsen diperoleh sebagai As2O3 pada cerobong asap dari pemanggangan CuS, PbS, FeS, CoS, dan NiS dalam udara. Dunia memproduksi As2O3 kira-kira 50000 ton pada 1988.

3.4 Pembentukan Arsen

  1. 1.      Hidrida

Reaksi dengan hidrida membentuk AsH3 yang disebut dengan arsin. AsH3 dapat dipersiapkan oleh hidrolisis senyawa logam biner seperti Zn3As2, Mg3Sb2, atau Mg3Bi2 dengan air atau asam cair. AsH3 dibentuk dalam tes Marsh untuk senyawa As. Sebelum menggunakan analisis instrument tes ini digunakan dalam sebuah tes forensic. AsH3 lebih stabil dibanding dengan SbH3 sehingga memerlukan pemanasan yang kuat untuk membentuk dekomposisi. Selanjutnya AsH3 memberikan sebuah cermin setelah bernyala. Hidrida ini merupakan agen reduksi kuat dan reaksi dengan pelarut ion logam membentuk arsenide.

AsH3 mempunyai melting point -116,3; boiling point -62,4. Energy ikatan As-H = 247. Sudut ikat H-As-H = 91°48’ dan jarak ikatan 1,519 Å.

  1. 2.      Trihalide 

Arsen bereaksi dengan trihalida membentuk AsCl3. Trihalida mempunyai tipe dapat mengalami reaksi hidrolisis dengan air, tetapi produk dapat berubah tergantung dari unsure:

AsCl3  +  3H2O   →   H3AsO3  +  3HCl

  1. 3.      Pentahalida

Senyawa arsen pentahalida yaitu AsF5 dan AsCl5. AsCl5 sangat reaktif dan tidak stabil dan hanya ada sementara.

Reaksi yang menghasilkan senyawa arsen pentahalida

2As2O3  +  10F2   →   4AsF5  +  3O2

 

  1. 4.      Oksida

As4O6 diperoleh dari pembakaran logam dalam udara atau oksigen, kurang aktif unuk membentuk oksida tinggi. Pemanasan mineral sulfide As4S4 atau As2S3 dalam udara juga memberikan As4O6. As4O6 sangat beracun dan dapat larut dalam air. As4O6 bersifat amfoter ketika bereaksi dengan alkali, membentuk arsenic. Dahulu, berbagai tembaga arsenit digunakan sebagai pigmen hijau mengkilap. Dikenal dengan baik hijau Scheel Cu2As2O5 dan hijau Paris [(CH3COO)Cu2(AsO3)]. As4O6 dapat bereaksi dengan asam dan basa. Berikut reaksinya

As4O6  +  12NaOH   →   4Na3AsO+  6H2O

As4O6  +  12HCl    →   4AsCl3  +  6H2O

Arsen pentaoksida merupakan dimer dan mempunyai bentuk As4O­10 bukan As2O5. Struktur ini diperoleh dari As4O6. Setiap atom As membentuk tiga ikatan untuk atom O. Lima electron pada kulit terluar dari sebuah atom As. Tiga electron digunakan dalam ikatan, dan dua electron merupakan pasangan electron bebas,yang diletakkan di luar dari unit tetrahedral. Dalam As4O10 lone pair pada setiap atom As membentuk sebuah ikatan koordinat untuk sebuah atom oksigen. Tetapi kristalnya mengandung nomor yang sama dari [AsO6] tetrahedral dan [AsO6] octahedral yang ikut untuk berbagi sudut. As4O6 adalah agen oksidasi kuat dan oksidasi HCl untuk Cl2. As dan Sb membutuhkan oksidasi lebih drastic oleh padatan HNO3 untuk membentuk pentaoksida. As4O10 dan Sb4O10 kehilangan oksigen ketika dipanaskan dan membentuk trioksida. As4O10  larut perlahan dalam air, membnetuk asam arsenic H3AsO4. Senyawa ini merupakan asam kuat daripada asam arsenius. Garam seperti timah arsenat PbHAsO4 dan kalsium arsenat Ca3(AsO4)2 digunakan sebagai pelawan belalang, kumbang dan ngengat buah.

1.3  Ikatan

Arsen memiliki ikatan kovalen, contoh AsH3 memiliki bilangan koordinasi atom pusat 4 dengan 3 pasangan electron ikatan dan 1 pasangan electron bebas. Berdasarkan teori VSEPR molekul AsH3 berbentuk trigonal pyramidal dengan besarnya sudut ikatan H-As-H sekitar 107,3° (sudut ikatan pada NH3). Hasil eksperimen menunjukkan bahwa berat molekul dari AsH3 adalah trigonal pyramidal tetap besar sudut ikatan H-As-H mendekati 90°. Hal ini menunjukkan bahwa dalam pembentukan ikatan As-H atom pusat menggunakan orbital p, sedangkan pasangan electron bebas menempati orbital s dari atom pusat yang secara stereokimia tidak aktif dalam pembentukan ikatan kovalen.

Konfigurasi elektron

Atom As (keadaan dasar): [Ne]    ↑↓   ↑↓  ↑↓   ↑↓  ↑↓     ↑↓          ↑     ↑     ↑

3d             4s                 4p

Atom As (dalam AsH3): [Ne]  ↑↓   ↑↓  ↑↓   ↑↓  ↑↓     ↑↓         ↑↓   ↑↓   ↑↓

3d                    4s                4p

 

Pada pembentukan ikatan As-H, electron-elektron pada orbital-orbital 4px, 4py, dan 4pz dari atom As berpasangan dengan electron pada orbital 1s dari atom-atom H, sedangkan pasangan electron bebas menempati orbital 4s dari atom As. Berdasarkan orbital-orbital atom As yang digunakan pada pembentukan ikatan sseharusnya sudut ikatan H-As-H adalah 90°, akan tetapi adanya tolakan antara inti-inti dari atom-atom hydrogen menyebabkan membesarnya sudut ikatan tersebut menjadi 92.1(1)° (Effendy,2006).

3.5 Persenyawaan

3.6 Manfaat

  1. Arsen terutama digunakan sebagai racun tikus, dalam ilmu kesehatan untuk membunuh parasit, dan untuk kayu menjadi busuk, semuanya timbul dari racun alami.
  2. As4O10 dan H3AsO4 digunakan sebagai agen oksidasi dalam analisis volumetric.
  3. Arsen digunakan dalam pembuatan perunggu dan kembang api.

3.7 Bahaya

Arsenik dan sebagian besar senyawa arsenik adalah racun yang kuat. Arsenik membunuh dengan cara merusak sistem pencernaan, yang menyebabkan kematian oleh karena shock

 

  1. 1.        ANTIMONY

 

                  

 

1.1.      Sejarah

Antimon adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang Sb dan nomor atom 51 (Yunani: anti plus monos, logam yang tidak ditemukan sendiri). Lambangnya diambil dari bahasa LatinStibium.Antimon merupakan metaloid dan mempunyai empatalotropi bentuk.Antimon telah diketahui dalam berbagai senyawa sejak zaman kuno.Ia juga diketahui sebagai logam pada awal abad ke-17.Antimony ditemukan pada tahun 1450 dan pertama kali diuraikan secara ilmiah oleh Tholden.

 

1.2.      Sumber dan kelimpahan

Unsur ini tidak banyak, tetapi ditemukan dalam 100 spesies mineral.Kadang-kadang ditemukan sendiri, tetapi lebih sering sebagai sulfide stibnite.Bijih utama antimony (stibium) yaitu stibnite Sb2S3 yang banyak dijumpai dijumpai di Mexico, Bolivia, Afrika Selatan dan Cina. Dijumpai juga valentinit (Sb2O3) yang dikenal sebagai stibium putih.antimonlogamadalah logamyang sangatrapuhdaritekstur, bersisik kristal.Unsure ini mempunyai warnaputih kebiruandan memilikikilaumetalik.Hal ini tidakbereaksi denganudara padasuhu kamar, tapimembakarcemerlangketika dipanaskandengan pembentukanasapputih.Ini adalahkonduktorpanas yang burukdan listrik.

 

  

Kelimpahan di alam : 0.0004 ppm
 Kelimpahan di matahari : 0.001 ppm
 Kandungan di meteorit : 0.12 ppm
 Di kerak bumi : 0.2 ppm
Di perairan  Seawater: 2 x 10-4 ppm

1.3.      Sifat Fisika dan Kimia

Antimon merupakan unsur dengan warna putih keperakan, berbentuk Kristal padat yang rapuh.Daya hantar listrik (konduktivitas) dan panasnya lemah.Zat inimenyublim (menguap dari fasa padat) pada suhu rendah. Sebagai sebuah metaloid,antimony menyerupai logam dari penampilan fisiknya tetapi secara kimia ia bereaksiberbeda dari logam sejati.

 

Sifat Antimon:

  • Massa atom                                      = 121.760 (1)g/mol
  • Konfigurasi electron                                    = [Kr] 4d10 5S2 5P3
  • Jumlah elektron tiap kulit                 = 2, 8, 18, 18, 5
  • Fase                                                  = solid
  • Massa jenis (suhu kamar)                 = 6.697 g/cm3
  • Massa jenis cair pada titik lebur       = 6.53 g/cm3
  • Titik lebur                                         = 903.78 K (630.63 °C, 1167.13 °F)
  • Titik didih                                        = 1860 K (1587 °C, 2889 °F)
  • Kalor peleburan                                = 19.79 kJ/mol
  • Kalor penguapan                              = 193.43 kJ/mol
  • Kapasitas kalor                                 = (25 °C) 25.23 J/(mol・K)
  • Struktur kristal                                 = Rhombohedral
  • Bilangan oksidasi                             = −3, 3, 5
  • Elektronegatifan                              = 1,9
  • Jari-jari atom                                    = 145 pm
  • Jari-jari atom (terhitung)                  = 133 pm
  • Jari-jari kovalen                                = 138 pm
  • Konduktivitas termal                       = (300 K) 24.4 W/(m・K)
  • Energi Ionisasi ke-1                         = 834 kJ/mol
  • Energi Ionisasi ke-2                         = 1594.9 kJ/mol
  • Energi Ionisasi ke-3                         = 2440 kJ/mol

                                                                                                                                                                                      

1.4        Persenyawaan

1.4.1 Hidrida Antimon

  • Antimon membentuk stibin SbH3 yang diperoleh dari:

Mg3Sb2 + 6 HCl                      3 MgCl2 + 2SbH3

Hidrida ini bersifat basa dan tidak membentuk garam yang analog dengan ammonium dan posfonium, dan jika diuraikan dengan panas:

2SbH3                    2Sb + 3H2

Hidrida ini bersifat reduktor yang kuat, mereduksi larutan garam perak beramoniak menjadi logam perak:

SbH3+  3 Ag+                        Ag3Sb + 3H+

 

1.4.2  Oksida Antimon

  • Antimion trioksida

Antimon trioksida disediakan dengan cara memanaskan antimony atau sulfidanya dalam udara:

4Sb + 3O2                         SbO6

  • Antimon pentoksida

Antimon pentoksida terbentuk dari reaksi antara antimon dengan asam nitrat pekat:

4Sb + 2HNO3                         10 H2O + Sb4O10 + 2 NO2

 

1.4.3  Halida Antimon

  •  Trihalida

Antimon Trifluorida diperoleh dari penyulingan antara antimony dengan raksa (II) fluoridea:

3HgF2 + 2Sb                        2SbF3 + 3Hg

  • Pentahalida

Diperoleh dari gas klor yang dialirkan di antimony triklorida:

SbCl3 + Cl2                        SbCl5

1.5         Isolasi

tidakmudah untuk membuatantimondi laboratoriumseperti yangtersedia secara komersial.Antimonyditemukan di alamdalam sejumlahmineraltermasukstibnit(Sb2S3) dan ulmanite(NiSbS). Sejumlah kecilantimonaslitelah ditemukan.Beberapabijihyang dapat diobatidenganmengurangikondisiuntuk membentukSb2S3. Parasulfidaakan dihapus untukmeninggalkanunsurantimondenganbesi tua.

Sb2S3+3Fe→2Sb+3FeS

Dalam prosesanther, beberapa bijihdapat dipanaskanuntukberevolusiSb2O3oksidadan pada gilirannyadapat dikurangi denganarangdi hadapannatrium sulfat, untuk menjamin pencampuran,untuk membentukantimonunsur.

2Sb2O3+3C+3CO2→4Sb

 

1.6        Reaksi

  1. Reaksi dengan air

Ketika antimon panas merah akan bereaksi dengan air untuk membentuk antimon

(III) trioksida.

2Sb (s) + 3H2O (g) →Sb2O3 (s) + 3H2 (g)

  1. Reaksi dengan udara

Ketika antimon dipanaskan akan bereaksi dengan oksigen di udara untuk formulir

trioksida antimon (III).

4Sb (s) + 3O2 (g) →2Sb2O3 (s)

  1. Reaksi dengan halogen

Antimon bereaksi dalam kondisi yang terkendali dengan semua halogen untuk

membentuk antimon (III) dihalides.

2Sb (s) + 3F2 (g) →2SbF3 (s)

2Sb (s) + 3Cl2 (g)→ 2SbCl3 (s)

2Sb (s) + 3Br2 (g)→ 2SbBr3 (s)

2Sb(s) + 3I2(g)→ 2SbI3(s)

  1. Reaksi dengan asam

Antimon larut dalam asam sulfat pekat panas atau asam nitrat, untuk membentuk solusi yang mengandung Sb (III). Reaksi asam sulfat menghasilkan sulfur (IV) gas dioksida. Antimon tidak bereaksi dengan asam klorida dalam ketiadaan oksigen.

 

1.6 Kegunaan

Antimon digunakan di teknologi semikonduktor untuk membuat detektor inframerah, dioda dan peralatan Hall-effect.Ia dapat meningkatkan kekerasan dan kekuatan timbal. Baterai, logam anti friksi, senjata ringan dan tracer bullets (peluru penjejak), pembungkus kabel, dan produk-produk minor lainnya menggunakan sebagian besar antimon yang diproduksi.Senyawa-senyawa yang mengambil setengah lainnya adalah oksida, sulfida, natrium antimonat, dan antimon tetraklorida. Mereka digunakan untuk membuat senyawa tahan api, cat keramik, gelas dan pot.

 

1.7 Bahaya Antimon

Antimon dan senyawa-senyawanya adalah toksik (meracun).Secara klinis, gejala akibat keracunan antimon hampir mirip dengan keracunan arsen.Dalam dosis rendah, antimon menyebabkan sakit kepala dan depresi. Dalam dosis tinggi, antimony akan mengakibatkan kematian dalam beberapa hari.

  1. 2.        BISMUT

        

2.1        Sejarah

Bismut adalah suatu unsur kimia yang memiliki lambang Bi dan nomor atom 83 (Yunani: Weisse Masse, zat putih. Di kemudian hari disebut Wisuth dan Bisemutum).Pada masa awalnya, bismut sempat disangka sebagai arsen dan antimoni karena memiliki sifat kimia yang mirip. Calude Geoffroy the Younger menunjukkan bahwa bismut beda dengan timbal pada tahun 1753.Dari semua jenis logam, unsur ini paling bersifat diamagnetik dan merupakan unsur kedua setelah raksa yang memiliki konduktivitas termal terendah.

2.2        Sumber dan Kelimpahan

Di dalam kulit bumi, bismut kira-kira dua kali lebih berlimpah dari padaemas.Biasanya tidak ekonomis bila menjadikannya sebagai tambang utama.Melainkan biasanya diproduksi sebagai sampingan pemrosesan biji logam lainnyamisalnya timbal, tungsten dan campuran logam lainnya.Bismut terdapat dialam sebagai bijih sulfide dan Bi2S3 (bismuth glance) dandalam bijih tembaga, timah dan timbel. Bismut dapat diperoleh dari bijih denganproses yang sederhana yaitu dipanggang untuk memperoleh oksidasinya Bi2O3kemudian direduksi dengan karbon atau dengan H2. Bismut yang terdapat dalamsenyawanya dengan tingkat oksidasi +3 dan +5.Senyawa bismuth dengan tingkatoksidasi +5 (NaBiO3, BiF5) bersifat oksidator kuat.Semua garam bismuth (III) halide dapat dijumpai namun hanya BeF3 yang ditemui sebahai garam.Seperti halnya padatimah dan timbel, bismut (III) lebih stabil dari pada bismut (V).

Negara yang kaya bijih ini yaitu Bolivia, Tasmania, Canada, dan Amerika Serikat.Kebanyakan bismut yang diproduksi di Amerika didapatkan sebagai hasil produksi penyulingan timbal, tembaga, seng, perak dan bijih emas.Bismut memilikihambatan listrik yangtinggi, dan memiliki efek Halltertinggilogam(yaitu,peningkatan terbesar dalamhambatan listrikketika ditempatkandalam medan magnet).

Di alam: 0.0007 ppm
 Matahari : 0.01 ppm
 Meteor : 0.07 ppm
 Kerak bumi: 0.048 ppm
   Permukaan Atlantik: 5.1 x 10-8 ppm
   Permukaan Pasifik : 4 x 10-8 ppm
   Dasar Pasifik: 4 x 10-9 ppm

2.3        Sifat-sifat

Diantara logam berat lainnya, bismut tidak berbahaya seperti unsur-unsur lainseperti Timbal, Thallium and Antimon.Dulunya, bismut juga diakui sebagai elemendengan isotop yang stabil, tapi sekarang diketahui bahwa itu tidak benar.Tidak ada material lain yang lebih natural diamakentik dibandingkan bismut.Bismutmempunyai tahanan listrik yang tinggi.Ketika terbakar dengan oksigen, bismuth terbakar dengan nyala yang berwarna biru.

 

Sifat Bismut

  • Massa atom                                            = 208.98040 (1)g/mol
  • Konfigurasi elektron                              = [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p3
  • Jumlah elektron tiap kulit                       = 2, 8, 18, 32, 18, 5
  • Fase                                                        = solid
  • Massa jenis (sekitar suhu kamar)            = 9.78 g/cm3
  • Ø    Massa jenis cair pada titik lebur             = 10.05 g/cm3
  • Titik lebur                                               = 544.7 K (271.5 °C, 520.7 °F)
  • Titik didih                                              = 1837 K (1564 °C, 2847 °F)
  • Kalor peleburan                                      = 11.30 kJ/mol
  • Kalor penguapan                                    = 151 kJ/mol
  • Kapasitas kalor                                       = (25 °C) 25.52 J/(mol・K)
  • Struktur kristal                                       = Rhombohedral
  • Bilangan oksidasi                                   = 3, 5
  • Jari-jari atom                                          = 160 pm
  • Elektronegativitas                                  = 2.02
  • Jari-jari atom (terhitung)                        = 143 pm
  • Jari-jari kovalen                          = 146 pm
  • Konduktivitas termal                             = (300 K) 7.97 W/(m・K)
  • Energi Ionisasi ke-1                                = 703 kJ/mol
  • Energi Ionisasi ke-2                               = 1610kJ/mol
  • Energi Ionisasi ke-3                               = 2466 kJ/mol

 

2.4        Persenyawaan

¢ Trihidrida :  Bismutin (BiH3)

¢  Oksida bismut : Bismut trioksida (Bi2O3)

¢  Bismut hidroksida : Bi(OH)3

¢  Halida

—   Trihalida : Bismut triklorida (BiCl3), Bismut tribromida (BiBr3), Bismut triiodida (BiI3)

—   Pentahalida : Bismut pentafluorida (BiF5)

2.5        Reaksi

  1. Reaksi dengan air

Ketika bismut panas bereaksi dengan air untuk membentuk bismut (III)trioksida.

2Bi (s) + 3H2O (g) → Bi2O3 (s) + 3H2 (g)

 

  1. Reaksi dengan udara

Setelah pemanasan bismut bereaksi dengan oksigen di udara untuk formulirtrioksida bismut (III).

4Bi (s) + 3O2 (g) → 2Bi2O3 (s)

  1. Reaksi dengan halogen

Bismut bereaksi dengan fluor untuk membentuk bismut (V) fluoride.

2Bi (s) + 5F2 (g) → 2BiF5 (s)

Bismut bereaksi dalam kondisi yang terkendali dengan halogen fluorin, klorinbromin, dan iodin bismut (III) trihalides.

2Bi (s) + 3F2 (g) → 2BiF3 (s)

2Bi (s) + 3Cl2 (g) → 2BiCl3 (s)

2Bi (s) + 3Br2 (g) → 2BiBr3 (s)

2Bi (s) + 3I2 (g) → 2BiI3 (s)

  1. Reaksi dengan asam

Bismut larut dalam asam sulfat pekat atau asam nitrat, untuk membentuk solusiyang mengandung Bi (III). Reaksi asam sulfat menghasilkan sulfur (IV) gasdioksida. Dengan asam klorida dalam kehadiran oksigen, bismut (III) kloridayang dihasilkan.

4Bi (s) + 3O2(g) + 12HCl (aq) → 4BiCl3 (aq) + 6H2O (l)

2.6        Kegunaan

  • Bismut oxychloride digunakan dalam bidang kosmetik dan bismutsubnitrate dan subcarbonate digunakan dalam bidang obat-obatan.
  • Magnet permanen yang kuat bisa dibuat dari campuran bismanol(MnBi)dan diproduksi oleh US Naval Surface Weapons Center.
  • Bismut digunakan dalam produksi besi lunak
  • Bismut sedang dikembangkan sebagai katalis dalam pembuatanacrilic fiber
  • Bismut telah digunakan dalam peyolderan, bismut rendah racunterutamauntuk penyolderan dalam pemrosesan peralatan makanan.
  • Sebagai bahan lapisan kaca keramik

2.7         Bahaya

Bismutdapat memasuki tubuhmelalui tigacara yaitu mengisap, menelan,dan melaluipenyerapankulit.Dampakyang paling umum untukbismuttermasuk bekerja dikorelasierat denganelemen.Misalnya,seorang tukang ledengyangmenggunakan banyaksolderdapat terkenabismutdengan bernapasdalamasap darisolderdi ruang tertutup. SenyawaBismutdigunakan dalamsejumlah aplikasidi mana ia dapatdatang dalamkontak langsung dengantubuh.

 

Unsur

Sb

Bi

Kelimpahan di alam

0.0004 ppm

0.0007 ppm

Titik lebur (oC)

630,63

271,5

Titik didih (oC)

1587

1564

Nomor Atom, Konfigurasi Elektron

[Kr] 4d10 5S2 5P3

[Xe] 4f14 5d10 6s2 6p3

Elektronegativitas

1.9

2,02

Energi IonisasiI(kJ/mol)nergi

834

703

Energi Ionisasi II (kJ/mol)

1594,9

1610

Energi Ionisasi III (kJ/mol)

2440

2466

Massa Jenis (g/cm3) 6.697 9.78

 

 

  1. 3.        Ununpentium

 

              

3.1    Sejarah

Penelitian ilmuwan di Institut Bersama untuk Penelitian Nuklir di Dubna, Rusia dan Lawrence Livermore National Laboratory (LLNL), California percaya bahwa mereka telah membuat unsur 115, ununpentium (UUP), di Dubna, Rusia pada tahun 2003. Pekerjaan itu merupakan kolaborasi antara tim ilmu dipimpin oleh Yuri Oganessian dan Ken Moody.

Ununpentium, juga disebut eka-bismut, hanya telah disintesis beberapa kali dalam sejarah. Proses sintesis pertama terjadi pada tahun 2004, dan sekali lagi pada tahun 2006. Sejauh ini, hanya beberapa atom dari ununpentium pernah dibuat. Atom-atom mengalami peluruhan alfa ke ununtrium elemen dalam rentang waktu kurang dari 100 milidetik. Waktu sangat singkat bahwa unsur telah ada telah mengurangi studi mungkin pada elemen untuk memastikan kimia sifat dan karakteristik.

Reaksi terjadi dengan adanya perpaduan antara kalsium-48 dengan amerisium-243.Percobaan dimulai pada tanggal 14 Juli 2003 dan berakhir pada tanggal 10 Agustus 2003.Dimana ion kalsium dibentuk menjadi sinar dalam siklotron (akselerator partikel) dan menembaki lapisan target amerisium, kemudian diendapkan pada foil titanium. Empat atom dari elemen 115 (ununpentium) mungkin telah diproduksi, yang mungkin memiliki unsur alpha membusuk memproduksi 113 (ununtrium).

 

3.2    Sifat Kimia dan Fisika

 

Sifat

Keterangan

Nomor Atom

115

Simbol Unsur

Uup

Nama Unsur

Ununpentium

Berat Atom

288

Nomor Grup

15

Nama Grup

Pnictogen

Nomor Periodik

7

Blok

P

Konfigurasi Elektron

[Rn] 5f14 6d10 7S2 7P3

 

Ini pertama kali diamati pada 2003 dan sekitar 50 atom ununpentium telah disintesis sampai saat ini, dengan sekitar 25 meluruh langsung dari elemen induk yang telah terdeteksi. Empat isotop berturut-turut yang saat ini dikenal, 287-290Uup, dengan 289Uup memiliki waktu paruh terpanjang yaitu320 ms.

Isotop

Waktu Paruh

287UUP

32 ms

288UUP

87 ms

289UUP

320 ms

290UUP

23 ms

 

  1. a.        Isolasi

Ununpentium tidak ada di alam dalam bentuk apapun. Unsur ini hanya dapat disintesis dalam jumlah yang sangat menit menggunakan peralatan khusus dan prosedur.

Sintesis ununpentium dihasilkan dari bentuk-bentuk isotop dari amerisium dan kalsium. Selama prosedur ini, isotop dari amerisium, nomor 243, mengalami fusi nuklir dengan isotop kalsium, nomor 48, untuk menghasilkan dua isotop ununpentium. Isotop dari ununpentium yang diproduksi adalah nomor 287 dan 288; tujuh neutron juga diproduksi dari reaksi ini. Setelah isotop ununpentium terbentuk, mereka mengalami peluruhan alfa cepat ke ununtrium. Ununtrium dengan cepat meluruh dirinya menjadi sebuah isotop helium.

24395Am + 4820Ca → 287, 288Uup →284,283Uut→

  1. b.        Kegunaan

Ununpentium tidak memiliki aplikasi yang diketahui.

 

  1. c.       Bahaya
    Pengaruh kesehatan dari ununpentium

Karena sangat tidak stabil, setiap jumlah terbentuk akan terurai menjadi unsur-unsur lain sangat cepat sehingga tidak ada alasan untuk mempelajari dampaknya pada kesehatan manusia.

Efek ununpentium pada lingkungan

Karena sangat pendek paruh nya, tidak ada alasan untuk mempertimbangkan pengaruh ununpentium di lingkungan.

International Union of Murni dan Kimia Terapan (IUPAC) meninjau bukti untuk penemuan ununpentium selama beberapa tahun.Pada tahun 2011 mereka mengumumkan bahwa ada bukti yang cukup untuk membuktikan bahwa unsur tersebut telah dibuat dalam siklotron.

 

 

posted by mirza mujtaba in kimia and have Comments Off

Comments are closed.