Manfaat Unsur-unsur Periode 3 serta cara pembuatannya

Alam semesta ini kaya akan kadungan unsur-unsur kimia. Hingga saat ini, unsur-unsur kimia berjumlah sekitar 114 unsur. Unsur-unsur tersebut dikelompokkan berdasarkan kesamaan sifatnya ke dalam beberapa golongan, yaitu golongan A (golongan utama) dan golongan B (golongan transisi). Selain itu, unsur-unsur kimia dapat dikelompokkan menjadi unsur logam, nonlogam, semilogam, dan gas mulia

Beberapa usur logam dan nonlogam, dalam bentuk unsur maupun senyawa, banyak dimanfaatkan didalam kehidupan sehari-hari. Penggunaan beberapa unsur logam dan nonlogam meningkat dengan berkembang pesatnya industri, baik sebagai alat, bahan dasar, maupun sumber energi.

Unsur-unsur logam umumnya diperoleh sebagai bijih logam dalam batuan. Alam Indonesia sangat kaya akan sumber mineral bijih logam, karena itu perlu penguasaan teknologi untuk mengolahnya menjadi logam yang dibutuhkan.

Unsur Logam yang sudah akrab dengan kehidupan kita sehari-hari diantaranya adalah, besi, tembaga, atau perak. Ternyata unsur natrium pun bersifat logam. Namun, karena tak stabil dalam keadaan unsurnya, ia lebih banyak kita temui dalam bentuk senyawanya.

Keberadaan unsur-unsur kimia di alam sangat melipah. Sumber unsur-
Unsur kimia terdapat di kerak bumi, dasar laut, dan atmosfer, baik dalam bentuk unsur bebas, senyawa ataupun campurannya. Unsur-unsur kimia yang terdapat di alam dalam bentuk unsur bebasnya (tidak bersenyawa dengan unsur lainnya), diantaranya logam platina (Pt), emas (Au), karbon (C), gas nitrogen (N₂), oksigen (O₂), dan gas-gas mulia. Adapun unsur-unsur lainnya ditemukan dalam bentuk bijih logam. Bijih logam merupakan campuran antara mineral yang mengandung unsur-unsur kimia dan pengotornya. Mineral-mineral tersebut berbentuk senyawa oksida, halida, fosfat, silikat, karbonat, sulfat, dan sulfida. Logam platina (Pt) dan emas (Au) disebut logam mulia. Sumber logam mulia dan mineral-mineral dapat ditemukan di kerak bumi, sedangkan sumber gas oksigen, nitrogen, dan gas mulia (kecuali He) terdapat di lapisan atmosfer.

Sulit dibayangkan jika kita hidup tanpa adanya unsur kimia karena semua benda yang ada di alam ini mengandung unsur kimia, baik dalam bentuk logam atau unsur bebasnya, senyawanya, atau paduan logamnya. Tak bisa dipungkiri, selain memberikan manfaat, beberapa unsur kimia memberikan dampak negatif terhadap lingkungan dan kesehatan. Kegunaan dan dampak dari unsur-unsur kimia beserta cara mencegah dan menanganinya tidak terlepas dari sifat yang dimiliki unsur-unsur tersebut. Melalui makalah ini kami harapkan pembaca dapat memahami dan mengetahui kimia unsur lebih spesifik lagi terutama pada periode ketiga dan keempat.

Unsur-Unsur Periode 3

Unsur-unsur periode ketiga memiliki jumlah kulit elektron yang sama yaitu tiga kulit. Akan tetapi konfigurasi elektron dari masing-masing unsur berbeda, hal ini akan menyebabkan sifat-sifat kimia yang berbeda. Dari kiri ke kanan unsur periode ketiga berturut-turut adalah natrium (Na),magnesium (Mg), aluminium (Al), silikon (Si), fosfor (P), belerang (S), klor(Cl) dan argon (Ar). Na, Mg, dan Al merupakan unsur logam, Si semilogam, P, S dan Cl nonlogam, Ar gas mulia. Unsur-unsur tersebut mempunyai konfigurasi elektron sebagai berikut:

Unsur	Konfigurasi Elektron
11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar	[Ne] 3s1 [Ne] 3s2 [Ne] 3s2 3p1 [Ne] 3s2 3p2 [Ne] 3s2 3p3 [Ne] 3s2 3p4 [Ne] 3s2 3p5 [Ne] 3s2 3p6

v  Sifat-Sifat Unsur Periode Ketiga

a.      Sifat Logam dan Non Logam Unsur-Unsur periode ketiga

Secara fisis, unsur-unsur periode ketiga dikelompokan ke dalaam 3 sifat, yaitu logam, semilogam, dan non logam. Sifat dari unsur logam adalah mengilap, massa jenis tinggi, titik lebur tinggi, dapat dibentuk, dan mempunyai kekerasan serta daya hantar listrik tinggi. Unsur nonlogam bersifat tidak mengilap, rapuh, kekerasan rendah, massa jenis dan titik leburnya rendah, serta daya hantar listrik kecil. Sedangkan unsur semilogam memiliki sebagian sifat unsur logam dan non logam.

Dalam satu periode dari kiri ke kanan sifat logam semakin berkurang. Oleh karenanya unsur-unsur periode ketiga dikelompokan menjadi 3 berikut.

1.       Kelompok unsur logam : Na, Mg, Al

2.       Kelompok unsur semilogam : Si

3.       Kelompok unsur nonlogam : P, S, Cl, dan Ar.

Berkurangnya sifat logam unsur-unsur periode ketiga dari kiri ke kanan disebabkan oleh harga keelektronegatifannya semakin besar, sehingga semakin sukar membentuk ion positif. Maka dari itu, sifat logamnya semakin ke kanan semakin berkurang.

a.      Sifat-Sifat Keperiodikan Unsur-unsur Periode Ketiga

Sifat keperiodikan unsur-unsur periode ketiga meliputi jari-jari atom, energi ionisasi, kelektronegatifan, titik leleh, dan titik didih.

No	Sifat Keperiodikan	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl	Ar
1	Jari-jari atom (pm)	157	136	125	117	110	104	99	-
2	Energi Ionisasi (kJ mol-1)	495	738	577	787	1.060	1.000	1.260	1.520
3	Kelektronegatifan (skala pauling)	100	1,25	1,45	1,75	2,05	2,45	2,85	-
4	Titik Leleh	98	651	660	1.410	44	119	-101	-189
5	Titik Didih (oC)	892	1.107	2.467	2.355	280	445	-35	-186

b.      Sifat Reduktor dan Oksidator Unsur-Unsur Periode Ketiga

Sifat reduktor dan oksidator berkaitan dengan jari-jari atom. Dalam satu periode, dari kiri ke kanan jari-jari atom semakin kecil. Oleh karena itu, semakin sukar melepaskan elektron atau semakin sukar teroksidasi. Berarti sifat reduktornya semakin lemah. Sebaiknya, atom dengan jari-jari kecil akan mudah menerima elektron atau semakin mudah tereduksi. Artinya sifat oksidatornya semakin kuat.

Sifat reduktor dan oksidator juga dapat ditentukan dari besarnya harga potensial reduksi standar (E^O) masing-masing unsur dalam periode ketiga.

Unsur Periode ketiga	Na	Mg	Al	Si	P	S	Cl
Potensial reduksi standar	-2,71	-2,38	-1,66	-0,86	-0,51	+0,36	+1,36
Kekuatan reduktor	Sangat kuat	kuat	Agak kuat	Agak lemah	lemah	Sangat lemah	Sangat-sangat lemah
Kekuatan oksidator	Sangat-sangat lemah	Sangat lemah	lemah	Agak lemah	Agak kuat	Kuat	Sangat lemah

Harga potensial reduksi standar semakin ke kanan semakin positif. Akibatnya unsur-unsur tersebut semakin ke kanan semakin mudah mengalami reaksi reduksi. Oleh karenanya, sifat oksidatornya semakin bertambah dan sifat reduktornya semakin berkurang.

c.       Sifat Asam-Basa Unsur-Unsur Periode Ketiga

Sifat asam dan basa unsur-unsur periode ketiga dapat dipelajari dari senyawa yang mengandung gugus: L-O-H, karena senyawa semacam itu dapat bertindak sebagai asam ataupun basa. Sifat asam atau basa tergantung senyawa berikut:

1.   Bertindak sebagai asam jika senyawa tersebut cenderung melepaskan ion hidrogen (H⁺) ketika dilarutkan dalam air.

LO – H      --->        LO^-_(aq) + H⁺_(aq)

2.    Bertindak sebagai basa jika senyawa itu cenderung melepaskan ion hidrogen (OH^-) ketika dilarutkan dalam air.

L – OH     --->         L⁺_(aq) + OH^-_(aq)

Kecenderungan senyawa dengan gugus L – O – H bertindak sebagai asam ataupun basa sangat tergantung pada besarnya energi ionosasi yang dimiliki oleh unsur L.

a.       Jika energi ionisasi unsur L kecil, berarti L lebih mudah melepaskan elektron sehingga terjadi pemusatan elektron di sekeliling atom O dan menyebabkan atom O bersifat negatif. Akibatnya, atom O yang bersifat negatif mengikat atom H yang bermuatan positif sehingga terbentuklah ion OH^-. Hal ini berarti bahwa larutan tersebut bersifat basa.

b.      Jika energi ionisasi unsur L besar, berarti L cenderung menarik elektron sehingga atom O-nya menjadi bermuatan positif dan berakibat atom O tersebut menolak atom H sehingga terbentuklah ion H⁺. Hal ini berarti bahwa larutan tersebut bersifat asam.

Unsur-unsur periode ketiga makin ke kanan memiliki harga energi ionosasi yang cenderung bertambah. Hal ini berarti unsur-unsur tersebut makin kuat menarik elektron. Semakin kuat suatu unsur menarik elektron, sifat basanya semakin berkurang dan sifat asamnya semakin bertambah.

v  Unsur-Unsur Periode Ketiga

a)     Natrium (Na)

Ø  Sifat fisik natrium

1.       Logam natrium berwarna putih keperakan

2.       Merupakan logam lunak

3.       Mempunyai kerapatan 0.97 g/ml, sehingga bersifat lebih ringan daripada air.

Ø  Sifat kimia natrium

1.       Cepat bereaksi dengan air membentuk NaOH, dengan reaksi:

2Na + 2H₂O      --->      2NaOH + H₂

2.       Merupakan reduktor yang sangat kuat.

3.       Larut dalam air raksa (Hg) membentuk natrium amalgam.

4.       Mudah teroksidasi oleh oksigen di udara membentuk Na₂O untuk menghindarinya logam natrium selalu disimpan dalam minyak tanah.

Ø  Cara Pembuatan natrium

Dibuat dengan cara elektrolisis leburan NaCl. Prosesnya disebut proses Downs, yaitu dengan menambah 58% CaCl2 dan KF pada elektrolisis  lelehan NaCL. Tujuan penambahan untuk menurunkan titik lebur NaCl hingga mencapai 550 °C.

Reaksi : NaCl(l)    --->           Na⁺ + Cl^-

Katode : Na⁺ + e^{-          --->}        Na

Anode : 2 Cl             --->           Cl₂  + 2 e^-

Natrium tidak dapat dibuat dengan elektrolisis air laut. Natrium disimpan dalam minyak tanah.

Ø  Kegunaan dan senyawanya

a)      Dipakai dalam pebuatan ester

b)      NACl digunakan oleh hampir semua makhluk

c)       Na-benzoat dipakai dalam pengawetan makanan

d)      Na-glutamat dipakai untuk penyedap makanan

e)      Isi dari lampu kabut dalam kendaraan bermotor

f)       NAOH dipakai untuk membuat sabun, deterjen, kertas

g)      NAHCO₃  dipakai sebagai pengembang kue

h)      Memurnikan logam K, Rb, Cs

i)        NACO₃ Pembuatan kaca dan pemurnian air sadah

j)        Mereduksi lelehan KCL, bertujuan untuk memperoleh logam kalium

k)      Untuk membentuk Natrium Karbida (Na₂C₂)

Na + C₂H₂        --->    Na + C₂    --->        Na₂C₂

Ø  Keberadaannya di alam dan mineralnya

Dialam unsur natrium terdapat sebagai senyawa garam natrium klorida (NaCl). Garam natrium klorida merupakan sumber utama untuk memperoleh logamnya. Logam Na yang berasal dari garamnya ini dapat diperoleh dengan cara elektrolisis. Elektrolisis garam NaCl dilakukan dalam bentuk lelehannya dengan elektroda karbon. Sementara itu, NaCl sendiri dapat dibuat dengan cara mereaksikan logam natrium dengan gas klorin sesuai persamaan reaksi:

2Na_(S) + Cl       --->        2NaCl_(S).

Selain dari garam NaCl, logam Na juga dapat diperoleh dari oksidasinya seperti Na₂O atau dari mineralnya yaitu kriolit (Na₃AlF₆).

b)     Magnesium (Mg)

Ø  Sifat fisik magnesium

1.       Nomor atom                    : 12

2.       Konfigurasi  e^-                 : [Ne] 3s²

3.       Massa Atom relatif           : 24,305

4.       Jari-jari atom                  : 1,72 Å

5.       Titik Didih                       : 1107 °C

6.       Titik Lebur                      : 651 °C

7.       Elektronegatifitas            : 1,25

8.       Energi Ionisasi                 : 738 kJ/mol

9.       Tingkat Oks. Max            : 2+

10.   Struktur Atom                  : Kristal Logam

11.   Wujud                              : Padat

12.   Merupakan logam yang berwarna putih keperakan

Ø  Sifat Kimia

1.       Mudah mengalami reaksi oksidasi oleh oksigen di udara membentuk MgO.

2.       Oksidasi magnesium mudah larut didalam air membentuk magnesium hidroksida (Mg(OH)₂)

Ø  Cara Pembuatannya

Logam magnesium dapat diperoleh dengan cara mengektrolisis lelehan MgCl₂ dengan elektrode karbon. 

Ø  Kegunaan dan  senyawanya

Logam magnesium digunakan untuk membuat paduan logam atau aloi. Paduan logam atau aloi ini dikenal juga dengan nama lakur. Beberapa logam yang banyak digunakan untuk membuat lakur dengan magnesium adalah Al, Zn, dan Mn. Logam paduan magnesium bersifat ringan tetapi keras, serta tahan terhadap korosi. Selain itu, kegunaan magnesium yakni:

1.       Dipakai pada proses produksi logam, kaca, dan semen

2.       Untuk membuat konstruksi pesawat. Logamnya disebut magnalum

3.       Pemisah sulfur dari besi dan baja

4.       Dipakai pada lempeng yang digunakan d industri percetakan

5.       Untuk membuat lampu kilat

6.       Sebagai katalis reaksi organik

7.       Untuk antasid (Mg(OH)₂), pencahar (MgSO₄), bata tahan api (MgO), tapal gigi dan kosmetik (MgCO₃).

Ø  Keberadaanya di alam dan mineralnya

Di alam magnesium ditemukan di dalam air laut dan dalam bentuk mineral-mineralnya. Mineral magnesium yang banyak terdapat di alam yaotu dolomit (CaCO₃.MgCO₃) dan karnalit (KCL.MgCl₂.6H₂O). Selain dalam bentuk mineral, magnesium dapat ditemukan dalam bentuk garam sulfatnya yaitu MgSO₄ dan oksidanya (MgO).

c)      Aluminium (Al)

Ø  Sifat fisik Aluminium

1.       Titik leleh 660^oC

2.       Titik didih 2.400^oC

3.       Sebagai konduktor panas dan listrik yang baik

4.       Kerapatannya 2,7 g/ml

5.       Merupakan logam putih keperakan

6.       Tahan terhadap korosi karena mampu membentuk lapisan oksida pada permukaannya. Oleh karenanya dapat mencegah reaksi oksidasi

lebih lanjut.

Ø  Sifat kimia

1.       Aluminium bersifat amfoter sehingga dapat bereaksi dengan asam dan basa.

     -->Dengan asam : 2Al + 6HCl               2AlCl₃ + 3H₂

    -->Dengan basa : 2Al + 2NaOH + 2H₂O              2NaAlO₂ + 3H₂

2.       Aluminium merupakan reduktor kuat

     -->Al               Al³⁺ + 3e^-      E^O = 1,66 V

3.       Aluminium dalam bentuk bubuk mudah terbakar menghasilkan panas reasi sebesar 399 Kkal.

2Al + 3/2 O_{2    -->}         Al₂O₃       delta H = -339 Kkal

Ø  Cara pembuatan

Dalam industri, logam aluminium dibuat dengan cara elektrolisis lebburan aluminium oksida. Cara ini ditemukan oleh Charles Martin Hall pada tahun 1886, sehingga prosesnya dikenal dengan proses Hall. Oksida yang digunakan berupa bauksit yang dicampur dengan oksida-oksida lain seperti besi oksida, dan silikon oksida.

Langkah pertama sebelum proses elektrolisis auminium adalah memperoleh aluminium oksida dari bauksit. Bauksit kotor dicuci dengan larutan NaOH pekat untuk memisahkan Al₂O₃ dari zat-zat lain yang ada dalam bauksit. Selanjutnya, larutan yang dihasilkan ditambahkan asam agar terbentuk endapan (Al(OH)₃). Kemudian, endapan Al(OH)₃dipanaskan agar agar terurai menjadi Al₂O₃ murni. Leburan aluminium oksida yang diperoleh di elektrolisis.

Saat ini, penggunaan kreolit telah digantikan dengan material-material lain. Material ini memungkinkan proses berjalan pada suhu rendah. Selain itu, lelehan yang terjadi lebih kecil kerapatannya dibandingkan dengan lelehan yang terbentuk dari kreolit. Oleh karenanya lelehan aluminium yang terdapat di dsar sel lebih mudah dipisahkan dari kelebihan campuran antara Al₂O₃ dengan material penurunan suhu.

Ø  Kegunaan dan senyawanya

1.       Banyak dipakai dalam industri pesawat terbang karena aluminium bersifat ringan.

2.       Sebagai katalis pada industri plastik

3.       Digunakan untuk mereduksi oksida-oksida logam seperti MnO₂ dan CrO₃.

4.       Sebagai thermit, yaitu campuran antara serbuk aluminium dengan oksida besi, digunakan untuk mengelas baja, karena reaksinya menghasilkan kalor yang cukup tinggi.

2Al + Fe₂O₃    -->       Al₂O₃ + 2Fe              delta H = -185 Kkal

5.       Garam sulfatnya (Al₂(SO₄)₃. 17H₂O) digunakan dalam proses pewarnaan di industri tekstil dan digunakan di industri kertas.

6.       Untuk membuat logam campuran agar menghasilkan paduan yang lebih keras, lebih kuat, dan lebih tahan karat. Contoh:

ü  Duralumin (96% Al, 4% Cu) =>  sangat tahan karat

ü  Alnico (50% Fe, 20% Ni, 20% Al, 10% Co)  =>  Magnet yang sangat kuat

ü  Magnalium ( 90% Al, 10% Mg) => Bahan untuk  membuat pesawat terbang

7.       Untuk membuat konstruksi bangunan

8.       Dipakai pada berbagai macam aloi

9.       Tawas sebagai penjernih air

10.   Untuk membuat logam hybrid yang dipakai pada pesawat luar angkasa

11.   Membuat berbagai alat masak

12.   Menghasilkan permata bewarna-warni: Sapphire, Topaz, dll

Ø  Keberadaan di alam dan mineralnya

Di alam aluminium banyak dijumpai dalam bentuk silikat, yaitu aluminium silikat (KalSi₃O₆) dengan mineral karolit (Na₃AlF₆). Aluminium silikat dalam keadaan murni dikenal dengan tanah liat proselin atau kaolin. Sementara itu, aluminium silikat kurang disebut tanah liat.

Selain dalam bentuk silikat dan mineral, aluminium dapat juga ditemukan dalam bentuk oksidasinya yaitu Al₂O_3. Oksida aluminium ini mempunyai berbagai bentuk, diantaranya sebagai batu permata yang mengandung air dan batu yang sangat kasar. Batu kasar ini dikenal dengan baukasit.

d)     Silikon (Si)

Ø  Sifat fisik silikon

1.       Nomor atom                   : 14

2.       Konfigurasi  e^-                 : [Ne] 3s² 3p ²

3.       Massa Atom relatif          : 28,0855

4.       Jari-jari atom                 : 1,46 Å

5.       Titik Didih                      : 2355 °C

6.       Titik Lebur                     : 1410 °C

7.       Elektronegatifitas           : 1,74

8.       Energi Ionisasi                : 787 kJ/mol

9.       Tingkat Oks. Max            : 4+

10.   Struktur Atom                  : Kristal Kovalen raksasa

11.   Engan                             : Padat

Ø  Sifat Kimia Silikon

Silikon bersifat semikonduktor sehingga banyak digunakan untuk membuat transistor, kalkulator, mikrokomputer, dan serat sel-sel energi matahari. Untuk dapat membuat alat-alat tersebut diperlukan silikon ultra murni. Silikon murni dapat diperoleh dengan cara mereduksi campuran pasir dengan gas klorin sambil dipanaskan. Reduksi ini menghasilkan cairan SiCl₄ yang titik didihnya cukup rendah (58^OC). Selanjutnya SiCl₄ yang terbentuk diuapkan dan uap SiO₄ segera direaksikan dengan gas H₂ agar tereduksi kembali menjadi silikon yang betul-betul murni. Persamaan reaksinya:

SiCl_4(g) + 2H_{2(g)  --->}  Si_(s) + 4HCl_(s)

Ø  Cara Pembuatan

Secara komersial, silikon diperoleh dengan cara mereduksi SiO₂. Reaksi reduksi ini dilakukan dalam tungku pembakaran listrik dengan batang karbon atau kalsium karbida (CaC₂). Didalam tungku ini, batang karbon di aliri alur listrik hingga berpijar sehingga kristal SiO₂ tereduksi. Reaksi yang terjadi adalah SiO_2(S) + 2C_(s) ---> Si_(s) + 2CO_(g)

Selain dengan reduksi SiO₂ silikon juga dapat diperoleh dengan cara memanaskan silikon tertrahalida. Proses pemanasan ini dilakukan pada suhu tinggi dengan menggunakan pereduksi gas hidrogen. Reaksi yang terjadi:

SiCl₄ + 2H_{2   --->}  Si + 4HCl

Ø  Kegunaan dan senyawanya

1.       Dipakai dalam pembuatan kaca

2.       Terutama dipakai dalam pembuatan semi konduktor

3.       Digunakan untuk membuat aloi bersama alumunium, magnesium, dan tembaga

4.       Untuk membuat enamel

5.       Untuk membuat IC

Senyawa-senyawa siikon yang penting yakni:

a.       Gelas dan kaca

Gelas dan kaca merupakan senyawa silikon yang sudah dimanfaatkan sejak zaman Mesompotamia dan Mesir purba.

Gelas dan kaca merupakan campuran senyawa-senyawa silikat. Gelas dibuat dengan cara memanaskan campuran Na₂CO₃ dan CaCO₃dengan pasir (SiO₂) pada suhu 1.500^oC. proses ini menghasilkan campuran natrium silikat dan kalsium silikat.

Na₂CO₃ + SiO_{2 --->} Na₂SiO₃ + CO₂

CaCO₃ + SiO_{2 --->} CaSiO₃ + CO₂

Campuran ini merupakan jenis gelas yang umum digunakan untuk membuat botol dan berbagai peralatan kaca.

b.      Semen

Semen merupakan senyawa silikon yang terdiri atas campuran kalsium dan kalsium aluminat. Semen dibuat dengan cara memanaskan batuan yang mengandung batu kapur (CaCO₃) dengan tanah liat (Al₂O_3.2SiO₂.2H₂O) dengan perbandingan tertentu pada suhu sekitar 1.500 ^oC. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.

CaCO_{3   --->}   CaO + CO₂

Al₂O_3.2SiO₂.2H₂O + 3CaO    --->   Ca(AlO₂)₂ + 2CaSiO₃ + 2H₂O

                                                             ^Semen

Ø  Keberadaanya di alam dan mineralnya

Dialam silikon ditemukan dalam bentuk mineral. Mineral-mineral silikon yang banyak ditemukan diantaranya ortoklase (K₂O.Al₂O₃.6SiO₂), kaoulin (Al₂O₃.SiO₂.2H₂O), atau albit (Na₂O.Al₂O₃.6SiO₂). selain sebagai mineral juga dapat ditemukan sebagai silikat atau sebagai silikon dioksida (SiO₂). Senyawa silikon dioksida dapat ditemui dalam berbagai bentuk diantaranya pasir kuarsa dan sebagai batu-batuan seperti akik dan opal. Tanah liat yang digunakan sebagai bahan baku pembuatan keramik juga mengandung silikon. Sementara itu, senyawa silikon yang berasal dari jasad renik misalnya tanah diatome.

e)      Fosfor (P)

Ø  Sifat-sifat fosfor

Fosfor memiliki dua bentuk alotrop, yaitu fosfor merah dan fosfor putih. Perbedaan sifat antara fosfor merah dengan fosfor putih dapat dilihat dalam tabel berikut.

No	Sifat-sifat	Fosfor Merah	Fosfor Putih
1	Bentuk kristal	Amorf	Tetrahedron
2	Titik didih	Menyublim tanpa meleleh pada suhu 420 oC	280o
3	Titik lebur	>44o C	44,1oC
4	Massa jenis	2,05 – 2,34 g/cm3	1,83 g/cm3
5	Kelarutan	Tidak larut dalam pelarut eter, terpentin, atau CS2	Larutan dalam CS2, atau terpentin tetapi tidak larut dalam air
6	Sifat racun	Tidak beracun	Beracun
7	Kereaktifan	Tidak reaktif	Sangat reaktif dan harus disimpan dalam air
8	Kestabilan terhadap suhu	Stabil terhadap suhu	Tidak stabil pada suhu tertentu
9	Sifat dalam keadaan gelap	Tidak bersinar dalam gelap	Bersinar dalam gelap

Sifat umum dari fosfor yaitu:

a.      
Fosfor mudah beraksi dengan oksigen (O₂) membentukoksidanya. Reaksi yang terjadi:  P₄ + 5O_{2    --->}   2P₂O₅

b.      
Oksidanya fosfor dengan air membentuk asam fosfat (H₃PO₄) persamaan reaksinya: P₂O₅ + 3H₂O  --->   2H₃PO₄

Ø  Pembuatan fosfor

a.       Pembuatan fosfor putih

Fosfor putih pertama kali dibuat oleh Hening Brand pada tahun 1669. Ilmuan kimia ini awalnya mebuat fosfor putih dengan cara memanaskan urine dan pasir kemudian mengkondensasikan uapnya melalui air. Unsur yang diperoleh dapat mengeluarkan cahaya, sehingga unsur tersebut dinamakan phosphorus.

Selanjutnya, Wohler memperkenalkan cara modern untuk memperoleh fosfor putih. Caranya dengan mereduksi kalsium fosfat, pasir dan batang karbon pada suhu 1.300^oC dalam tungku pembakaran listrik. Fosfor yang diperoleh distilasi kemudian dikondensasikan di dalam air sebagai molekul P₄.

Reaksi utama terjadi adalah:

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

Uap  P₄ dan CO selanjutnya dikondensasi kedalam air hingga diperoleh kristal fosfor putih murni. Fosfor putih sangat reaktif terhadap oksigen sehingga terbakar dan menghasilkan gelembung-gelembung. Oleh karena itu fosfor disimpan dalam air.

b.      Pembuatan fosfor merah

Fosfor merah dibuat dengan cara memanaskan fosfor putih. Fosfor merah dalam keadaan murni dapat diperoleh dengan cara kristalisasi larutanya menggunakan Pb. Namun, fosfor merah sulit diperoleh dalam keadaan murni.

Ø  Kegunaan dan senyawanya

Fosfor mempunyai berbagai kegunaan yang bermanfaat bagi  kehidupan kita sehari-hari. Kegunaan fosfor tersebut diantaranya sebagai berikut.

a.       Digunakan untuk membuat dinding korek dalam indurtri korek api.

b.      Untuk membuat asam fosfat

c.       Sebagai bahan dasar pada pembuatan pupuk fosfat dan superfosfat, amhopos, atau NPK di industri pupuk.

d.      Dipakai pada proses produksi logam, kaca, dan semen

e.      Untuk membuat konstruksi pesawat. Logamnya disebut magnalum

f.        Pemisah sulfur dari besi dan baja

g.       Dipakai pada lempeng yang digunakan di industri percetakan

h.      Untuk membuat lampu kilat

i.         Sebagai katalis reaksi organik

Ø  Keberadaannya dialam dan mineralnya.

Dialam fosfor ditemukan tidak dalam bentuk keadaan bebas melainkan dalam bentuk senyawa. Sebagian besar fosfor ditemukan dalam bentuk mineral-mineral apatit seperti Ca₉(PO₄)₆.CaF₂, Ca₉(PO₄)₆.CaCl₂, atau Ca₉(PO₄)₆.Ca(OH)_2. Selain itu fosfor juga ditemukan dalam mineral fosforit seperti Ca₃(PO₄)₂. Dalam jasad hidup, fosfor dapat kita jumpai dalam putih telur, tulang, dan fosfolipid. Keberadaan fosfor dalam bahan-bahan tersebut sebagai senyawa fosfat berperan penting dalam DNA dan pembentukan membran. Selain itu sennyawa fosfat juga terdapat dalam tanah pertanian.

f)       Belerang (S)

Ø   Sifat-sifat belerang

a.       Belerang mempunyai dua bentuk alotropi, yaitu belerang monoklin dan belerang rhombik. Belerang monoklin ditemukan diatas suhu 96^oC dan dibawah suhu 96^oC belerang lebih stabil dalam bentuk rhombik. Keadaan seperti ini dinamakan sifat enantiotropi belerang. Suhu 96^oC merupakan suhu peralihan dan pada suhu ini terjadi kesetimbangan dari belerang monoklin ke belerang rhombik.

b.      Larut dalam pelarut-pelarut organik seperti alkohol (C₂H₅O₄), karbon disulfida (CS₂), dan eter (CH₃-O-OH₃), tetapi tidak larut dalam air.

Ø  Pembuatan belerang

a.       Cara Frasch

Pembuatan belerang dengan cara Frasch ditemukan oleh seorang ahli mesin Amerika yaitu H. Frasch pada tahun 1890. Pengolahan belerang dengan cara Frasch dilakukan untuk mengambil belerang cair dari dalam tanah. Caranya, tanah yang mengandung belerang di bor menggunakan bor yang terdiri atas pipa-pipa yang mempunyai diameter berbeda dan disusun secara simetris.

b.      Cara Clause

Pengolahan belerang dengan cara Clause menggunakan bahan baku gas asam sulfida (H₂S). Gas H₂S dapat diperoleh dari hasil pembakaran kokas. Prosesnya, gas H₂S dioksidasikan dengan oksigen agar menghasilkan gas SO₂. Gas SO₂ yang dihasilkan dicampurkan dengan sebagian gas H₂S sehingga dihasilkan belerang cair

H₂S + 3/2 O_{2   --->}   SO₂ + H₂O                        H= -123,9 Kkal

SO₂ + 2H₂S  --->    3S + 2H₂O                         H= -34,2 Kkal

Ø  Kegunaan belerang dan senyawanya

Belerang merupakan salah satu unsur periode ketiga yang mempunyai banyak kegunaan. Kegunaan belerang tersebut diantaranya sebagai berikut:

a.       Sebagai bahan baku pembuatan asam sulfat.

Asam sulfat sangat diperlukan dalam berbagai industri, karena merupakan bahan baku di pabrik obat, pupuk, detergen, atau pengolahan logam.

b.      Sebagai bahan baku pembuatan korek api

c.       Sebagai bahan pada proses vulkanisasi karet

d.      Seng sulfida digunakan sebagai bahan pelapis pada layar televisi.

Beberapa senyawa belerang yang penting:

a.      Belerang dioksida (SO₂)

Belerang dioksida terbentuk dari reaksi pembakaran senyawa-senyawa belerang. Selain itu, dapat juga dengan cara memanaskan sulfida-sulfida logam di udara. Sementara itu di laboratorium, belerang dioksida diperoleh dengan cara mereaksikan garam-garam sulfit dengan asam kuat.

Misalnya : Na₂SO₃ + H₂SO_{4 --->} Na₂SO₄ + SO₂ + H₂O

Belerang dioksida banyak dihasilkan di negara-negara industri. Senyawa ini dibebaskan ke udara dan sebagian teroksidasi menjadi belerang trioksida (SO₃). Apabila terjadi huajn, maka baik SO₂ dan SO₃ akan terlarut dalam air hujan menghasilkan senyawa asam dan turun di bumi sebagai hujan asam (acid rain).

                Hujan asam membawa dampak negatif bagi lingkungan maupun ekosistem air. Hujan asam dapat menurunkan pH air laut dan air sungai, sehingga mengakibatkan kerusakan bagi ekosistem air dan tumbuh-tumbuhan. Hujan asam juga bersifat korosif sehingga dapat merusak bangunan.

b.      Belerang trioksida (SO₃)

Belerang trioksida dihasilkan dengan cara mengoksidasi belerang dioksida dengan oksida.

     -->2SO₂ + O₂               2CO₃

Pada suhu kamar, belerang trioksida berbentuk padat. Padatan SO₃mudah menguap. Apabila SO₃ dilarutkan kedalam air akan menghasilkan asam sulfat (H₂SO₄).

SO₃ + H₂O  --->      H₂SO₄

c.       Asam sulfat (H₂SO₄)

1.       Pembuatan asam sulfat

Dalam dunia industri asam sulfat dibuat de-ngan 2 cara, yaitu:

a) Menurut proses kontak.

b) Menurut proses bilik timbal/kamar timbal.

Proses kontak dengan proses kamar timbal mempunyai persamaan dan perbedaan.

ü  Persamaan : bahan dasar SO₂ dari pembakaran belerang.

ü  Perbedaan : katalis yang digunakan pada proses kamar timbal adalah campuran NO dan NO₂ (uap nietreusa).

Hasil kemurniannya:

1) Proses kontak : 98–100%

2) Proses kamar timbal : ± 77%

a.       Proses kontak

Pembuatan asam sulfat melalui proses kontak menggunakan bahan baku belerang dioksida. Belerang dioksida diperoleh dengan cara membakar belerang di udara. Selanjutnya belerang dioksida dioksidasi hingga diperoleh belerang trioksida. Proses oksidasi ini menggunakan katalis vanadium pentaoksida (V₂O₅).

Bahan baku asam sulfat adalah gas SO2 yang diperoleh dengan pemanggangan pirit atau pembakaran arang. Reaksinya:

 4FeS₂ + 11O_{2    --->}      2Fe₂O₃ + 8SO₂

atau: S + O₂  --->   SO₂

Gas belerang dioksidasi yang terjadi dicampur dengan udara dialirkan melalui katalisator kontak (V₂O₅) pada suhu ± 400 °C.Dalam tanur kontak, gas SO₂ + O₂ diembuskan ke dalam tanur hingga bersentuhan dengan lempeng-lempeng yang dilapis V₂O₅ dalam tanur tersebut sebagai zat kontak.

Reaksi yang terjadi:

SO₂ + V₂O_{5      --->}         SO₃ + V₂O₄

V₂O₄ + ½ O_{2     --->}           V₂O₅

SO₂ + ½ O₂    --->      SO₃

Dalam reaksi ini V₂O₅ tidak hanya bertindak sebagai katalis, tetapi juga bertindak sebagai oksidator. Oleh karena itu, dalam proses kontak V₂O₅ bertindak sebagai katalis oksidator.

Gas SO₃ yang terjadi dialirkan ke dalam larutan asam sulfat encer, sehingga terjadi asam pirosulfat.

Reaksinya: SO₃ + H₂O  --->    H₂S₂O₇

Dengan menambahkan air ke dalam campuran ini diperoleh asam sulfat pekat (98%).

Reaksinya: H₂S₂O₇ + H₂O  --->     2H₂SO₄ 

b.       Proses bilik timbal

Bahan baku dalam proses ini sama seperti pada

proses kontak yaitu gas SO2. Katalis yang digunakan pada proses ini ialah gas NO dan NO₂.

Gas SO₂, NO, NO₂ dan uap air dialirkan ke dalam ruang yang bagian dalamnya dilapisi Pb (timbal).

Reaksi yang terjadi:

2 S(s)+ 2O₂(g)        --->    2SO₂(g)

2SO₂(g)+ 2NO₂(g)  --->     2SO₃(g)+ 2NO(g)

2SO₃ (g)+ 2H_{2         --->}        2H₂SO₄(aq)

2NO(g)               --->       2NO₂(g)

Reaksi total:

2S(s)+ 2O₂(g)+ 2H₂O (l)+ 2H₂O(l)          --->    2H₂SO₄(aq)

2.       Sifat-sifat asam sulfat

a.       Asam sulfat murni merupakan cairan yang tidak berwarna

b.      Merupakan asam kuat yang larut ke dalam air dengan menghasilkan suhu tinggi.

c.       Merupakan oksidator dan dehidrator sehingga digunakan sebagai zat pengering.

3.       Kegunaan asam sulfat.

a.       Asam sulfat dengan kadar 25% digunakan sebagai elektrolit, untuk pengisi aki pada kendaraan bermotor, dipasarkan dengan nama air aki (accu zuur)

b.      Asam sulfat sebagai bahan pembersih logam pada galvanisasi dan penyepuhan.

c.       Asam sulfat digunakan pada proses pemurnian minyak bumi dan pada pembuatan berbagai produk industri seperti tekstil, penyamakan kulit, zat warna, atau obat-obatan.

d.      Asam sulfat sebagai bahan baku pembuaatan pupuk ZA (zwavel zuur ammonia).

e.      Asam sulfat digunakan sebagai bahan baku untuk membuat senyawa-senyawa sulfat seperti :

-          NaHSO₄ digunakan sebagai pembersih kamar mandi untuk melarutkan endapan dan air sadah/air ledeng

-          Na₂SO₄ (garam Glauber) dan MgSO₄ (garam Inggris) sebagai obat pencahar

-          ZnSO₄ sebagai obat emesis (obat pembuat muntah)

-          Al₂(SO₄)₃ (tawas) sebagai zat penjernih air

-          BaSO₄ pigmen putih untuk membuat cat

-          CaSO₄ (gips) untuk menyambung tulang patah atau retak

-          CuSO₄.5H₂O (terusi) sebagai fungisida atau pembasmi jamur pada tanaman atau kayu

-          FeSO₄.7H₂O sebagai bahan pembuat tinta

Ø  Keberadaan belerang di alam dan mineralnya

Unsur belerang mudah ditemukan, baik dalam keadaan bebas maupun dalam bentuk senyawa. Dalam bentuk unsur bebas, belerang banyak terdapat di dekat kawah gunung berapi dan ada sebagian yang berada di dalam tanah. Di indonesia, unsur belerang banyak ditemukan di daerah Dieng. Sementara itu, dalam bentuk senyawa, belerang dapat ditemukan sebagai sulfida dan sulfat. Sulfida yang banyak ditemukan yaitu timbal glans (PbS), seng blende (ZnS), tembaga kis (CuS), dan yang paling banyak yaitu pirit (FeS). Sebagai senyawa sulfat, belerang ditemukan dalam batu tahu atau gips anhidrit (CaSO₄), barium sulfat (BaSO₄), dan magnesium sulfat (MgSO₄). Selain ditemukan dalam keadaan bebas dan sebagai sulfida dan sulfat belerang dapat juag ditemukan dalam hewan sebagai penyusun putih telur dan tanah pertanian.

g)     Klorin (Cl)

Ø  Sifat Fisika klorin

1.       Warna: hijau pucat

2.       Titik lebur : -101 ^oC

3.       Titik didih : -35 ^oC

Ø  Sifat kimia

1.       Klorin merupakan unsur nonlogam yang sangat reaktif terhadap logam.

2.       Klorin bereaksi hebat dengan hidrogen dan menghasilkan ledakan jika berada di bawah sinar matahari. Dalam keadaan gelap reaksi ini berjalan lambat.

3.       Dengan asam hipoklorit (HClO), klorin bereaksi sangat lambat. Reaksi ini menghasilkan oksigen dan ozon.

Cl₂(g) + H₂O(l)    =>           H⁺(aq) + Cl^-(aq) + HclO(aq)

2HclO(aq)     =>          2H⁺(aq) + 2Cl^-(aq) + O₂(g)

4.       Senyawa-senyawa klorin mempunyai berbagai bilangan oksidasi seperti tabel berikut.

Bilangan oksidasi	Contoh senyawa
+7	Cl2O7, NaClO4
+6	ClO3
+5	NaClO3
+4	ClO2
+3	KClO2
+1	ClO2. NaClO
0	Cl2
-1	NaCl

Selain bilangan oksidasi dalam senyawa tersebut, klorin juga dapat mengahsilkan empat macam asam oksi dengan bilangan oksidasi +7, +5,+3, dan +1. Asam oksi tersebut asam perklorat (HClO₄), asam klorat (HClO₃), asam klorit (HClO₂), dan asam hipoklorit (HClO).

Ø  Pembuatan klorin

a.       Elektrolisis larutan garam dapur

Dalam perdagangan, klorin diproduksi secara besar-besaran dengan proses elektrolisis larutan garam dapur. Proses ini menggunakan anode grafit dan katode raksa. Reaksi yang terjadi sebagai berikut.

Katode (-): 2Cl^-       --->        Cl₂ + 2e^-

Anode (+):  2H₂O +2e^-   --->       2OH^- +H₂                

                       2Cl^- + 2H₂O      --->      Cl₂ + 2OH^- + H₂

b.      Mereaksikan klorida dengan MnO₂ dalam H₂SO₄ pekat

Pada proses reaksi ini, MnO₂ berfungsi sebagai oksidator.

Reaksi yang terjadi :

MnO₂(s) + 2Cl^- (aq) + 4H⁺(aq)     --->      Cl₂(g) + Mn²⁺(aq) + 2H₂O(l)

Ø  Kegunaan klorin dan senyawanya

a.      Kegunaan klorin

Dalam kehidupan sehari-hari senyawa klorin memegang peranan penting dalam bidang industri, pertanian, obat-obatan, dan dirumah tangga. Keguanaan tersebut di antaranya sebagai berikut.

1.       Senyawa natrium hipoklorit (NaHClO₃) digunakan sebagai pemutih

2.       Sebagai bahan baku pembuatan kapur klorin (CaOCl₂) dan kaporit (Ca(OCl)₂). Kedua bahan ini merupakan bahan pengelantang pakaian atau kain, sedangkang kaporit sendiri digunakan sebagai desinfektan.

3.       Kalium klorat (KclO₃) digunakan sebagai zat pengoksidasi, bahan-bahan pembuat petasan atau kembang api, dan bahan untuk membuat kepala korek api.

b.      Senyawa-senyawa klorin juga dapat digunakan sebagai pelarut, antiseptik dan plastik.

1.       Pelarut

Senyawa klorin yang digunakan sebagai pelarut adalah tetrakloro etena. Bahan ini digunakan untuk pencucian kering (dry clean), untuk pencucian mesin. Sementara itu, trikloro etena digunakan untuk tippex sebagai thinner.

2.       Antiseptik (desinfektan)

Jenis desinfektan yang banyak digunakan saat ini TPT (Trikloro Phenol) dan dettol. Kedua senyawa ini digunakan sebagai pembersih kamar mandi atau WC. Jenis desinfektan lain yang sempat di produksi secara besar-besaran adalah DDT ( Dikloro difenit trikloro etana). Desinfektan ini dapat membunuh nyamuk, kecoa, atau binatang-binatang kecil. Namun DDT sangat berbahaya bagi hewan dan manusia karena dapat larut dalam lemak dan sulit diuraikan.

3.       Plastik

Salah satu jenis plastik dari senyawa klorin yang sangat penting adalah PVC (polivinil klorida). PVC banyak digunakan untuk membuat jas hujan, pita kaset, isolator listrik, pipa saluran air (pralon), atau taplak meja.

Ø  Keberadaan klorin di alam dan mineralnya

Unsur klorin merupakan salah satu unsur periode ketiga yang bersifat sangat reaktif. Oleh karena itu, unsur klorin jarang terdapat dalam keadaan bebas di alam, melainkan dalam bentuk senyawa ion dengan logam-logam. Unsur klorin berbentuk molekul diatomik dan berwujud gas. Contohnya natrium klorida (NaCl) dalam air laut.

h)     Argon (Ar)

Argon ditemukan pertama kali oleh Lord Rayleigh dan William Ramsay. merupakan gas yang tidak bewarna dan berasa yang keluar dari gunung berapi dan ± 0,93% terdapat diudara. Argon bersifat tidak reaktif seperti halnya gas mulia yang lain. Argon dapat diperoleh dengan cara memaskan udarea dengan CaC₂. Terdapat sekitar 1% argon di atmosfer. Terbentuk di atmosfer sebagai akibat dari proses sinar kosmik.

Argon dapat digunakan sebagai pengisi bola lampu karena Argon tidak bereaksi dengan kawat lampu. Adanya bahan ini membuat logam pijar pada lampu tidak cepat rusak. Dipakai dalam industri logam sebagai inert saat pemotongan dan proses lainnya. Untuk membuat lapisan pelindung pada berbagai macam proses. Untuk mendeteksi sumber air tanah dan dipakai dalam roda mobil mewah.