GOLONGAN IIA LOGAM ALKALI TANAH

#

GOLONGAN IIA

LOGAM ALKALI TANAH

Kimia Anorganik Golongan Utama Kelompok II: 1. Rika Yulianti (121810301002) 2. Handariatul Masruroh (121810301003) 3. Malikatul Bulqis (121810301004) 4. Kania Setianti (121810301006) 5. Lailatul Hikmah (121810301008) JURUSAN KIMIA

FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM UNIVERSITAS JEMBER

#

Golongan IIA

ALKALI TANAH

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

#

Sifat-Sifat Unsur Alkali Tanah

Golongan IIA mempunyai sifat-sifat yang mirip dengan golongan IA. Perbedaannya adalah bahwa golongan IIA ini mempunyai konfigurasi elektron ns2 dan merupakan

reduktor yang kuat. Meskipun lebih keras dari golongan IA, tetapi golongan IIA ini tetap relatif lunak, perak mengkilat, dan mempunyai titik leleh dan kerapatan lebih tinggi.

Unsur alkali tanah memiliki reaktifitas tinggi, sehingga tidak ditemukan dalam bentuk monoatomik , unsur ini mudah

bereaksi dengan oksigen, dan logam murni yang ada di udara, membentuk lapisan luar pada oksigen.

#

•

Jari-Jari Atom

#

• Energi Ionisasi

#

• Keelektronegatifan

#

• Titik Lebur

#

• Titik Didih

#

Pembahasan

• Sifat fisik dan sifat kimia

• Sumber/kelimpahan di alam • Kegunaan • Isolasi • Reaksi dengan:

→ O₂ → H₂ → H₂O → N₂ → X₂ →S →C

#

Berilium adalah unsur

kimia (Be) dengan nomor atom 4. ditemukan sebagai oksida oleh Vauquelin dalam beryl dan di zamrud di tahun 1798. Logam ini diisolasi

pada tahun 1828 oleh

Wohler dan Bussy (mereka

tidak berkolaborasi)dengan

reaksi kimia kalium atas berilium klorida

#

Sifat Fisik

Berilium

• Fase : padat

• Massa jenis (sekitar suhu kamar) :1,85 g/cm³ • Massa jenis cair pada titik lebur :1,690 g/cm³

• Titik lebur :1560 K (1287 °C, 2349 °F)

• Titik didih :2742 K (2469 °C, 4476 °F)

• Kalor peleburan :7,895 kJ/mol • Kalor penguapan :297 kJ/mol

• Kapasitas kalor :(25 °C) 16,443 J/(mol•K)

#

Sifat Kimia

Berilium

• Konduktivitas panas sangat baik

• Tidak magnetik dan tahan karat asam nitrat

• Tidak terisolasi apabila terpapar udara pada

suhu dan tekanan ruang

• Sifat oksidasi amfoter

• Kovalen

• Reaksi dengan udara, menghasilkan MO dan

M3N2 bila dipanaskan

#

Sumber Di Alam

Unsur berilium terdapat sekitar 0,0006%

dalam kerak bumi , yang memiliki 2 jenis

warna :

- Biru-hijau muda, yakni aquamaryn.

- Hijau tua, yakni permata emerald (adanya

sampai 2% ion Cr (III) dalam struktur

kristalnya).

#

Dalam alam berbentuk mineral beril

#

Kegunaan

• Agen aloy di dalam pembuatan tembaga

berilium

• Alloy tembaga-berilium digunakan dalam

industri angkasa-antariksa dan pertahanan

sebagai bahan penstrukturan ringan dalam

pesawat

berkecepatan

tinggi,

peluru

berpandu,

kapal

terbang

dan

satelit

komunikasi

#

• Penepis cahaya tampak dan memperbolehkan

hanya sinaran X yang terdeteksi

• pemantul neutron dan moderator

• pembuatan giroskop, berbagai alat komputer,

pegas jam tangan dan peralatan yang

memerlukan keringanan, ketegaran dan

kestabilan dimensi.

• pembuatan litar bersepadu mikroskopik

• Perintang listrik

• lampu floresens

#

Isolasi

• Metode Reduksi

Metode ini diperlukan berilium dalam bentuk BeF₂

yang dapat diperoleh dengan cara memanaskan beryl

dengan Na₂SiF₆ pada suhu 700-750oC. Setelah itu

dilakukan

leaching

(ekstraksi cair-padat) terhadap

flour dengan air kemudian dilakukan presipitasi

(pengendapan) dengan Ba(OH)₂ pada PH 12. Reaksi

yang terjadi adalah:

BeF₂ + Mg  MgF₂ + Be

#

• Metode elektrolisis

Untuk mendapatkan berilium juga dapat

dilakukan dengan cara elektrolisis dari lelehan BeCl₂

yang telah ditambah NaCl. Karena BeCl₂ tidak dapat

mengahantarkan listrik dengan baik, sehingga

ditambahkan NaCl. BeCl₂ tidak dapat

menghantarkan listrik karena BeCl₂ bukan

merupakan larutan elektrolit. Reaksi yang terjadi adalah :

Katode : Be2+

(l)

+ 2e- → Be

(l)

Anode : 2Cl- →Cl₂

(l)

+ 2e-

#

Reaksi

• Reaksi dengan air

Berilium tidak bereaksi dengan air maupun uap air meskipun dalam suhu tinggi.

• Reaksi dengan oksigen

Berilium tidak bereaksi dengan oksigen pada suhu kamar • Reaksi dengan nitrogen

Berilium dapat bereaksi dengan nitrogen membentuk nitrida. Berikut adalah reaksinya:

3Be(s) + O₂(g) → Be₃N₂(s) • Reaksi dengan halogen

Berilium bereaksi dengan halogen membentuk senyawahalida. Berikut adalah reaksinya:

Be(s) + X₂(g)→ BeX₂(s)

#

Magnesium

Nama magnesium berasal dari kata Yunani yang merupakan nama sebuah daerah di Thessaly yaitu Magnesia. Pada tahun 1755 Sir Humphry Davy memisahkan logam magnesium dengan elektrolisis pada tahun 1808 dari campuran magnesia dan HgO, sementara A. A. B. Bussy pula telah menyediakannya dalam bentuk koheren pada tahun 1831. Magnesium merupakan unsur kedelapan paling berlimpah dalam kerak Bumi

#

Sifat fisika

• Berwarna putih keabu-abuan

• Mempunyai permukaan pelindung lapisan tipis oksida

• Larut dalam asam encer • Titik cair 922ºK

• Titik didih 1380ºK

• Energi ionisasi I 739(kJ/mol) • Energi ionisasi II 1450(Kj/mol) • Elektronegatifitas 1,31

#

0,13% Magnesium terdapat dalam batuan

dolomit dan air laut.

2% kelimpahan magnesium terdapat pada

kulit bumi.

#

digunakan sebagai bahan tahan api dalam tungku peleburan untuk memproduksi logam (besi dan

baja), kaca, dan semen.

Untuk bahan industri semen sorel, bahan isolasi, pertanian, peternakan, industri karet.

sebagai bahan obat-obatan.

Digunakan sebagai pembuat struktur ringan seperti dalam pesawat dan konstruksi rudal.

# Adapun proses penting untuk mendapatkan logam adalah :

a. Elektrolisis leburan campuran halida

(MgCl

2

) dimana logam yang elektropositif

yaitu Mg,ditampung.

b. Reduksi dolomit (MgO) yang dikalsinasi

(MgO.CaO).

c. Dipanaskan dengan ferosilikon.

d. Mg didistilasi.

#

Reaksi

• Reaksi Mg dengan air

Mg (s) + H

2

O (g) → MgO (s) + H

2

O(g)

• Reaksi Mg dengaan O

2

2Mg (s) + O

2

(g) → MgO (s)

• Reaksi Mg dengan halida

#

• Reaksi dengan asam

Mg (s) + 2H

+

(aq) → Mg

₂+

(aq) + H

₂

(g)

• Reaksi dengan nitrogen

#

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

#

Ciri-Ciri Fisika

Nomor atom 20

Fase Solid

Titik lebur 845 deg C

Titik didih 1484 deg C

Bera molekul 40.08

warna Putih perak

Kepadatan 1,54 @ 20 ° C / 4 ° C

Massa jenis pada suhu kamar 1,55 gcm-3

#

Unsur kalsium terdapat sekitar 3,4% dalam kerak bumi. Di alam kalsium berupa senyawa karbonat,

#

 Mengaktifkan saraf

 Melancarkan peredaran darah

 Melenturkan otot

 Menormalkan tekanan darah

 Menyeimbangkan tingkat keasaman darah

 Menjaga keseimbangan cairan tubuh

Kegunaan

#

₪

Isolasi Kalsium (Ca)

¤ Logam Kalsium secara komersial dibuat dari elektrolisis leburan kalsium klorida.

¤ Kalsium klorida dibuat dari kalsium karbonat dan asam klorida. Kalsium klorida juga diperoleh dari hasil samping proses Solway untuk membuat natrium karbonat.

¤ Dalam skala kecil kalsium dapat dibuat melalui reduksi dari CaO dengan aluminium atau reduksi CaCl2 dengan logam natrium.

#

a

. Reaksi kalsium dengan air

Ca(s) + 2H₂O(l) → Ca(OH)₂(aq) + H₂(g)

b. Reaksi kalsium dengan oksigen Ca(s)+ O_2(g)→ CaO_2(s)

4Ca(s) + ½ O₂(g) + N₂ (g) → CaO(s) + Ca3N₂(s)

c. Reaksi kalsiumdengan nitrogen 3Ca(s) + N₂(g) → Ca₃N₂(s)

d. Reaksi kalsiumdengan halogen Ca(s) + Cl₂(g) → CaCl₂(s)

Reaksi

#

Stronsium pertama kali

ditemukan di kota

Strontian

di

Skotland oleh Adair Crawford dan pertama kali diisolasi oleh Sir Humphry Davy pada tahun 1808 melalui elektrolisis dari

campuran strontium klorida

(SrCl₂) dan oksida merkuri

(HgO). Stronsium adalah unsur kimia dengan lambang Sr dan berwarna kuning saat terkena udara.

#

Stronsium(Sr)

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

#

Ciri-ciri Fisika

Nomor atom 38 Fase Solid Titik lebur 769 °C Titik didih 1.384 °C Kerapatan 2.620 kg/m3 Kekerasan 1,50 Mohs

Stronsium(Sr)

#

Sifat Kimia

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

#

Sumber Di Alam

Keberadaan Stronsium di dalam kerak bumi

sangat jarang yaitu sekitar 0,05% sebagai

mineral selesit (SrSO

₄

) dan stronsianit

(SrCO

₃

)

#

• Sr sebagai Sr(NO₃)₂ digunakan dalam nyala api/suara dan

cahaya merah pada kembang api.

• Sr (dan Br) sebagai senyawa karbonat merupakan bahan baku pembuatan kaca televisi berwarna dan komputer.

• Isotop Sr-90 bersifat radioaktif yang melepas panas sewaktu meluruh digunakan sebagai senjata nuklir

• Isotop Sr-85 digunakan untuk mendeteksi kanker tulang

Kegunaan

# Secara komersial dibuat dalam skala kecil dengan elektrolisis leburan Stronsiun klorida, SrCl_2. Untuk mendapatkan Strontium (Sr), kita bisa mendapatkannya dengan elektrolisis lelehan SrCl2. Lelehan SrCl₂ bisa didapatkan dari senyawa selesit [SrSO₄]. Karena senyawa selesit merupakan sumber utama stronsium (Sr). Reaksi elektrolisisnya adalah sebagai berikut:

Katode : Sr2+_{(l) + 2e}- _{→ Sr(l)}

Anode : 2Cl- _{→ Cl}

2 + 2e

-Isolasi

#

₪ Reaksi Stronsium dengan air

Sr(s) + 2H₂O(l) → Sr(OH)₂(s) + H₂(g)

₪Reaksi Stronsium dengan oksigen 2Sr(s) + O₂(g) → 2SrO(s) (oksida)

Sr(s) + O₂(g) → SrO₂(s) (superoksida) ₪Reaksi Stronsium dengan nitrogen

3Sr (s) + N₂(g) → Sr₃N₂(s)

₪Reaksi Stronsium dengan halogen Sr(s) + X₂(g) → SrX₂(s)

₪Reaksi Stronsium dengan hidrogen Sr(s) + H₂(g) → SrH₂(s)

Reaksi

#

• Barium merupakan unsur dari golongan IIA yang memiliki nomor atom 56. Logam ini berwarna keabu-abuan,bereaksi dengan oksigen di udara pada

temperatur kamar. Barium

ditemukan pada tahun 1808 di kota Barys yang berarti berat atau padat.

# Sifat – Sifat Fisika

Nomor atom 56

Fase Padatan (solid)

Massa jenis cair pada titik lebbur 3,338 g/cm3

Massa jenis (sekitar suhu kamar) 3,51 g/cm3

Titik lebur 1000 K

Titik didih 2170 K

Kalor peleburan 7,12 kJ/mol

Kalor penguapan 140,3 kJ/mol

Kapasitas kalor 28,07 J/mol-K

# Sifat – Sifat Kimia

elektronegatifitas 0,89

Sifat oksida asam basa

Energi ionisasi (detil) I 453 kJ/mol II 908 kJ/mol Jari-jari atom 2,22 A0 Ikatan ion

Konduktifitas listrik 2,8 x 106_ohm-_cm

Potensi reduksi standar -2,90

Kapasitas panas 0,204 J/gK

#

Sumber Di Alam

Kerak bumi rata-rata mengandung unsur

barium sekitar 0,05% dalam bentuk barit

(BaSO4) dan witerit (BaCO4)

#

Kegunaan

• Logam barium digunakan sebagai pelapis konduktor listrik.

• Barium sulfat digunakan dalam industry karet, cat dan linolium

• Barium nitrat digunakan untuk membuat petasan dan kembang api.

• Digunakan untuk pengujian system gastroinstinal sinar X.

• BaSO₄ untuk pembuatan foto sinar X pada perut

#

Isolasi

• Barium dibuat dalam skala kecil dengan

elektrolisis leburan barium klorida. Barium

juga dapat diperoleh dari reduksi BaO dengan

Al

6BaO + 2Al

3Ba + Ba

3

Al

2

O

6

#

Reaksi

• Reaksi dengan Air

Ba bereaksi dengan air membentuk senyawa

hidroksida.

Ba_(s) + 2H₂O_(l) → Ba(OH)_2(s) + H_2(g)

• Reaksi dengan Oksigen

Ba bereaksi dengan oksigen dan nitrogen dalam udara membentuk senyawa oksida dan superoksida

Ba_(s) + O_2(g) → BaO_2(s)

#

• Reaksi dengan Nitrogen

Ba bereaksi dengan nitrogen membentuk senyawa nitrida.

3Ba_(s) + N_2(g) → Ba₃N_2(s) • Reaksi dengan Halogen

Ba bereaksi dengan Halogen membentuk senyawa halida.

Ba_(s) + Cl_2(g) → BaCl_2(s) • Reaksi dengan Hidrogen

Ba bereaksi dengan hidrogen membentuk senyawa hidrida.

Ba_(s) + H_2(g) → BaH_2(s)

# Radium ditemukan pada tahun 1898 oleh

Marie Curie dalam pitchblende atau uraninite di Bohemia Utara. Radium adalah sebuah unsur kimia yang mempunyai simbol Ra dan nomor atom 88.

#

Sifat – Sifat Fisika

Fase padat

Massa jenis (sekitar suhu kamar) 5,5 g/cm³

Titik lebur 973 K, (700 °C, 1292 °F)

Titik didih 2010 K, (1737 °C, 3159 °F)

Massa atom 226 g/mol

Kalor peleburan 8,5 kJ/mol

Kalor penguapan 113 kJ/mol

#

Sifat – Sifat Kimia

Bilangan oksidasi 2 (oksida basa)

Elektronegativitas 0,9 (skala Pauling)

Energi ionisasi (detil) I 509,3 kJ/mol II 979,0 kJ/mol Jari-jari atom 215 pm isotop 6

Sifat magnetik Nonmagnetis

Resistivitas listrik (20 °C) 1 µΩ·m

Konduktivitas termal (300 K) 18,6 W/(m·K)

Radium (Ra)

#

Sumber Di Alam

• Radium

sangat

jarang

sekali,

tetapi

keberadaaannya dapat dideteksi dengan

mudah oleh sinar radioaktif . Kelimpahan Ra

rata-rata dalam kerak bumi kurang dari

1/102.

#

Kegunaan

• Dalam dunia kedokteran, radium digunakan

dalam terapi kanker dan penyakit-penyakit

lainnya.

• Radium digunakan dalam memproduksi cat

dan sumber netron.

#

Isolasi

• Ra dapat diperoleh dari elektrolisis lelehan

RaCl

₂

sebagai berikut:

Katoda : Ra

2+

+ 2e

-

→ Ra

Anoda : 2Cl

-

→ Cl

₂

+ 2e

#

Reaksi

• Reaksi dengan Air

Ra bereaksi dengan air membentuk senyawa hidroksida.

Ra_(s) + 2H₂O_(l) → Ra(OH)_2(s) + H_2(g)

• Reaksi dengan Oksigen

Ra bereaksi dengan oksigen dan nitrogen dalam udara membentuk senyawa oksida dan superoksida

Ra_(s) + O_2(g) → RaO_2(s)

# • Reaksi dengan Nitrogen

Ra bereaksi dengan nitrogen membentuk senyawa nitrida. 3Ra_(s) + N_2(g) → Ra₃N_2(s)

• Reaksi dengan Halogen

Ra bereaksi dengan Halogen membentuk senyawa halida. Ra_(s) + Cl_2(g) → RaCl_2(s)

• Reaksi dengan Hidrogen

Ra bereaksi dengan hidrogen membentuk senyawa hidrida. Ra_(s) + H_2(g) → RaH_2(s)