UNSUR KIMIA GOLONGAN IA
BAB II
PEMBAHASAN
BAB II
PEMBAHASAN
2.1 HIDROGEN
A. Sejarah Hidrogen
Hidrogen adalah unsur tersederhana terdiri atas satu proton dan satu elektron, dan melimpah di alam semesta. Di bumi kelimpahannya ketiga setelah oksigen dan silikon, sekitar 1 % massa semua unsur di bumi. Tak perlu dikatakan sebagian besar hidrogen di bumi ada sebagai air. Karena kepolarannya dapat berubah dengan mudah antara hidrida (H-), atom (H), dan proton (H+), hidrogen juga membentuk berbagai senyawa dengan banyak unsur termasuk oksigen dan karbon. Oleh karena itu, hidrogen sangat penting dalam kimia (Saito,1996).
Gas hidrogen (H2) pertama kali dihasilkan secara artifisial oleh T. Von Hohenheim (dikenal juga sebagai Paracelsus, 1493-1541) melalui pencampuran logam dengan asam kuat. Dia tidak menyadari bahwa gas mudah terbakar yang dihasilkan oleh reaksi kimia ini adalah unsur kimia yang baru. Pada tahun berikutnya Robert Boyle menemukan kembali dan mendeskripsikan reaksi antara besi dan asam yang menghasilkan gas hidrogen. Pada tahun 1766 Henry Cavendish adalah orang yang pertama mengenali gas hidrogen sebagai gas diskret dengan mengidentifikaikan gas tersebut dari reaksi logam-asam sebagai “udara yang mudah terbakar”. Pada tahun 1781 dia lebih lanjut menemukan bahwa gas ini menghasilkan air ketika dibakar. Pada tahun 1783, Antoine Lavoisier memberikan unsur ini dengan nama hidrogen (dari bahasa Yunani , hydro yang artinya air dan genes yang artinya membentuk ketika dia dan Laplace mengulangi kembali penemun Cavandish yang mengatakan pembakaran hidrogen menghasilkan air (Anonimous,2010).
Hidrogen pertama kali dicairkan oleh James Dewar pada tahun 1898 dengan menggunakan penemuannya, guci hampa. Dia kemudian menghasilkan hidrogen pada setahun kemudian. Deuterum ditemukan pada tahun 1931 Desember oleh Harold Urey dan tritium dibuat pada tahun 1934 leh Ernest Rutherford, Mark Oliphani, and Paul Harteek. Air berat yang mengandung deuterum menggantikan hidrogen biasa, ditemukan oleh Urey dkk pada tahu 1932.
Hidrogen memiliki tiga isotop alami, ditandai dengan 1H, 2H, da 3H. Isotop lainnya yang tidak stabil (4H to 7H) juga telah disintesiskan di laboratorium namun tidak pernah dijumpai secara alami.
1H adalah isotop hidrogen yang paling melimpah, memiliki persentase 99,98% dari jumlah atom hidrogen. Oleh karena inti atom isotop ini hanya memiliki protn tuggal, ia diberi nama yang deskriptif pritium, namun nama ini jarang sekali digunakan.
2H, isotop hidrogen lainnya yang stabil, juga dikenal sebagai deuterium dan mengandung satu proton dan satu neutron pada intinya. Deuterium tidak bersifat radioaktif, dan tidak memberikan bahaya keracunan yang signifikn. Air yang atom hidrogennya merupakan isotop deuterium dinamakan air berat. Deuterium dan senyawanya digunakan sebagai penanda non-radioaktif pada percobaan kimia dan untuk pelarut 1H- spektroskopi NMR. Air berat digunakan sebagai moderator neutron dan pendingin pada reaktor nuklir. Deuterium juga berpotensi sebagai bahan bakar fusi nuklir komersial.
3H, dikenal dengan tritium dan mengandung satu proton dan dua neutron pada intinya. Ia memiliki sifat radioaktif .
Dari tiga jenis isotop hidrogen, deuterium, D, ditemukan oleh H. C. Urey dkk tahun 1932, dan kemudian tritium, T, dipreparasi dari deuterium di tahun 1934. Sekitar 0.015% hidrogen ada sebagai deuterium, dan dapat diperkaya dengan elektrolisis air. Tritium bersifat radioaktif dan mengemisikan partikel β dengan waktu paruh 12.33 tahun. Karena massa deuterium dan tritium sekitar dua kali dan tiga kali massa hidrogen, sifat fisik isotop, dan senyawa yang mengandung isotop ini, cukup berbeda (Saito,1996).
Sumber Hidrogen di Alam
Jarang sekali menemukan hidrogen dalam bentuk unsurnya (H2) di alam bebas (bumi). Pada kondisi biasa hidrogen terdapat dalam gas diatomik H2 dimana gas ini bisa keluar dari atmosfer bumi disebabkan berat molekulnya yang ringan. Hidrogen adalah unsur ketiga yang paling banyak terdapat di bumi yaitu kadar hidrogen dibumi adalah 1400 ppm (0,14% berat) atau 2,9% mol. Hidrogen terdapat dalam keadaan bebasnya banyak ditemukan pada gas yang dikeluarkan oleh gunung berapi dan dibeberapa tempat penyulingan gas alam. Disebabkan hidrogen adalah unsur yang reaktif maka umumnya hidrogen dibumi ditemukan dalam bentuk senyawaanya misalnya dalam bentuk hidrokarbon seperti metana dan air. Beberapa jenis bakteri dan alga menghasilkan gas hidrogen dalam sistem metabolimesnya (Morie, 2010).
Dalam sistem tata surya kita hidrogen terdapat dalam jumlah yang sangat melimpah yaitu berkisar 75% berat dan 93% mol. Di jagat raya hidrogen ditemukan sebagai penyusun bintang dan planet-planet yang sangat besar. Dijagat raya hidrogen terdapat dalam bentuk atomiknya dan dalam bentuk plasma dimana sifatnya berbeda dengan molekul hidrogen biasa. Dalam bentuk plasma electron dan proton hidrogen tidak terikat secara bersama sehingga hal ini menghasilkan konduktifitas listrik dan tingkat emisifitas (menghasilkan cahaya) yang tinggi. Sedangkan dalam bentuk atom netralnya hidrogen di jagat raya terdapat di medium interstellar yaitu materi yang menyusun bintang yang umumnya terdiri dari gas dan debu luar angkasa (Morie, 2010).
Dalam atmosfer bumi kandungan hidrogen diperkirakan antara 15000-20000 (dalam jumlah molekul), dan nilai ini naik dengan naiknya ketinggian atmosfer. Dan air merupakan sumber hidrogen yang murah selain dari senyawa hidrokarbon (Morie, 2010).
B. Sifat Hidrogen
Sifat Fisika Dan Kimia Hidrogen
Sifat Fisika (Morie,2010):
Titik lebur : -259,140C
Titik didih : -252,87 0C
Warna : tidak berwarna
Bau : tidak berbau
Densitas : 0,08988 g/cm3 pada 293 K
Kapasitas panas : 14,304 J/gK
Sifat Kimia (Morie,2010):
Panas Fusi : 0,117 kJ/mol H2
Energi ionisasi 1 : 1312 kJmol
Afinitas electron : 72,7711 kJ/mol
Panas atomisasi : 218 kJ/mol
Panas penguapan : 0,904 kJ/mol H2
Jumlah kulit : 1
Biloks minimum : -1
Elektronegatifitas : 2,18 (skala Pauli)
Konfigurasi electron : 1s1
Biloks maksimum : 1
Volume polarisasi : 0,7 Å3
Struktur : hcp (hexagonal close packed) (padatan H2)
Jari-jari atom : 25 pm
Konduktifitas termal : 0,1805 W/mK
Berat atom : 1,0079
Potensial ionisasi : 13,5984 eV
Gas hidrogen adalah gas yang mudah terbakar. Gas hidrogen bersifat eksplosif jika membentuk campuran dengan udara dengan perbandingan volume 4%-75% dan dengan klorin dengan perbandingan volume 5%-95%. Disebabkan gas hidrogen sangat ringan maka api yang disebabkan pembakaran gas hidrogen cenderung bergerak ke atas dengan cepat sehingga mengakibatan kerusakan yang sangat sedikit jika dibandingkan dengan api yang berasal dari pembakaran hidrokarbon. Reaksi spontanitas ini biasanya di picu oleh adanya kilatan api, panas, atau cahaya matahari. Entalpi pembakaran gas hidrogen adalah -256 kJ/mol dengan reaksi (Anonimous,2010):
2 H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
Hidrogen sangat reaktif dan bereaksi dengan setiap unsur yang bersifat oksidator dan bersifat lebih elektronegatif dibandingkan hidrogen seperti golongan halide. Hidrogen dapat bereaksi secara spontan dengan klorin dan florin pada temperature kamar membentuk hidrogen halide. Hidrogen juga dapat membentuk senyawa dengan unsur yang kurang bersifat elektronegatif misalnya logam dengan membentuk hidrida. Kelarutan hidrogen dalam pelarut organik sangat kecil jika dibandingkan dengan kelarutannya dalam air (Anonimous,2010).
Hidrogen dapat terserap dalam metal seperti baja. Penyerapan hidrogen oleh baja ini menyebabkan baja bersifat mudah patah sehingga menyebabkan kerusakan dalam pembuatan peralatan. Dengan sifat ini maka ilmuwan dapat menyimpan ga hidrogen dalam logam platinum (Anonimous,2010).
Pada suhu normal hidrogen terdapat dalam bentuk diatomiknya akan tetapi pada suhu yang sangat tinggi hidrogen terdisosiasi menjadi atom-ataomnya. Atom hidrogen sangat reaktif dan dapat bereaksi dengan oksida logam seperti perak, tembaga, timbale, bismuth, dan raksa untuk menghasilkan logam bebasnya (Anonimous,2010).
Atom hidrogen juga dapat bereaksi dengan senyawa organic untuk membentuk kompleks seperti dengan C2H4 membentuk C2H6 dan C4H10. Pada tekanan yang sangat tinggi hidrogen bisa memiliki sifat seperti logam (Anonimous,2010).
C. Cara Membuat Unsur Hidrogen
Skala Laboratorium
Dalam skala laboratorium hidrogen biasanya dibuat dari hasil samping reaksi tertentu misalnya mereaksikan logam dengan asam seperti mereaksikan antara besi dengan asam sulfat (Morie, 2010):
Fe(s) + H2SO4(aq) FeSO4(aq) + H2(g)
Sejumlah kecil hidrogen dapat juga diperoleh dengan mereaksikan kalsium hidrida dengan air. Reaksi ini sangat efisien dimana 50% gas hidrogen yang dihasilkan diperoleh dari air (Morie, 2010):
CaH2(s) + 2 H2O(l) Ca(OH)2(aq) + 2 H2(g)
Elektrolisis air juga sering dipakai untuk menghasilkan hidrogen dalam skala laboratorium, arus dengan voltase rendah dialirkan dalam air kemudian gas oksigen akan terbentuk di anoda dan gas hidrogen akan terbentuk di katoda (Morie, 2010):
2 H2O(l) 2 H2(g) + O2(g)
Skala industri
Dalam skala industri hidrogen dapat dibuat dari hidrokarbon, dari produksi secara biologi melalui bantuan alga dan bakteri, melalui elektrolisis, ataupun termolisis. Produksi hidrogen dari hidrokarbon masih menjadi primadona disebabkan dengan metode ini bisa dihasilkan hidrogen dalam jumlah yang melimpah sehingga metode yang lain perlu dikembangkan lagi akar meningkatkan nilai ekonomi hidrogen (Morie, 2010).
Pembuatan Hidrogen dari Hidrokarbon
Hidrogen dapat dibuat dari gas alam dengan tingkat efisiensi sekitar 80% tergantung dari jenis hidrokarbon yang dipakai. Pembuatan hidrogen dari hidrokarbon menghasilkan gas CO2, sehingga CO2 ini dalam prosesnya dapat dipisahkan. Produksi komersial hidrogen menggunakan proses “steam reforming” menggunakan methanol atau gas alam dan menghasilkan apa yang disebut sebagai syngas yaitu campuran gas H2 dan CO (Morie, 2010):
CH4 + H2O 3H2 + CO + 191,7 kJ/mol
Panas yang dibutuhkan oleh reaksi diperoleh dari pembakaran beberapa bagian methane. Penambahan hasil hidrogen dapat diperoleh dengan menambahkan uap air kedalam gas hasil reaksi yang dialirkan dalam reactor bersuhu 130° C (Morie, 2010):
CO + H2O CO2 + H2 – 40,4 kJ/mol
Reaksi yang terjadi adalah pengambilan oksigen dari molekul air ke CO untuk menjadi CO2. Reaksi ini menghasilkan panas yang dapat dipakai untuk menjaga suhu reactor.
Pembuatan Hidrogen dari air Melalui elektrolisis
Hidrogen dapat dibuat dari proses elektrolisis air dengan menggunakan suplai energi yang dapat diperbaharuhi misalnya angina, hydropower, atau turbin. Dengan cara elektrolisis maka produksi yang dijalankan tidak akan menghasilkan polusi. Proses elektrolisis menjadi salah satu proses yang memiliki nilai ekonomi yang urah dibandingkan dengan menggunakan bahan baku hidrokarbon. Salah satu teknik elektrolisis yang mendapatkan perhatian cukup tinggi adalah “elektrolisis dengan menggunakan tekanan tinggi” dalam teknik ini elektrolisis dijalankan untuk menghasilkan gas hidrogen dan oksigen dengan tekanan sekitar 120-200 Bar. Teknik lain adalah dengan dengan menggunakan “elektrolisis temperature tinggi” dengan teknik ini konsumsi energi untuk proses elektrolisis sangat rendah sehingga bisa meningkatkan efisiensi hingga 50%. Proses elektrolisis dengan menggunakan metode ini biasanya digabungkan dengan instalasi reactor nulklir disebabkan karena bila menggunakan sumber panas yang lain maka tidak akan bisa menutup biaya peralatan yang tergolong cukup mahal (Morie, 2010).
Pembuatan hidrogen melalui proses biologi
Beberapa macam alga dapat menghasilkan gas hidrogen sebagai akibat proses metabolismenya. Produksi secara biologi ini dapat dilakukan dalam bioreactor yang mensuplay kebutuhan alga seperti hidrokarbon dan dari hasil reaksi menghasilkan H2 dan CO2 Dengan menggunakan metode tertentu CO2 dapat dipisahkan sehingga kita hanya mendapatkan gas H2nya saja (Morie, 2010).
Dekomposisi air dengan gelombang radio
Dengan menggunakan gelombang radio maka kita dapat menghasilkan hidrogen dari air laut dengan dasar proses dekomposisi. Jika air ini diekspos dengan sinar terpolarisasi dengan frekuensi 13,56 MHz pada suhu kamar maka air laut dengan konsentrasi NaCl antara 1-30% dapat terdekomposisi menjdi hidrogen dan oksigen (Morie, 2010).
Termokimia
Terdapat lebih dari 352 proses termokimia yang dapat dipakai untuk proses splitting atau termolisis dengan cara ini kita tidak membutuhkan arus listrik akan tetapi hanya sumber panas. Reaksi yang terjdi pada proses ini adalah (Morie, 2010):
2H2O 2H2 + O2
Dan semua bahan yang dipergunakan dapat didaur ulang kembali menuju proses yang baru.
D. Pemanfaatan Unsur Hidrogen
Dalam kimia organik. Hidrogen sering dipakai untuk reaksi hidrogenasi senyawa alkena atau alkuna untuk sintesis senyawa organic. Senyawa hidrida misalnya MgH2, NaH, LiH dll sering dipakai untuk reagen pereduksi senyawa organic dan hal ini sering dipakai dalam proses sistesis senyawa organic misalnya untuk reduksi senyawa aldehid atau keton (Morie, 2010).
Dibidang Industri. Hidrogen banyak digunakan dalam industri kimia maupun industri petrokimia. Penggunaan terbesar hidrogen adalah untuk proses peng-upgrading-an bahan bakar fosil dan untuk pembuatan gas NH3 sebagai bahan dasar untuk industri pupuk. Dalam industri makanan hidrogen banyak dipakai untuk meningkatkan kejenuhan minyak menjadi lemak seperti banyak dipergunakan dalam industri margarine. Untuk industri petrokimia maka hidrogen banyak dipakai untuk proses hidrodealkilasi, hidrodesulfurasi, dan hidrocracking. Hidrogen juga dipakai sebagai bahan dasar untuk industri penghasil methanol dan industri penghasil HCl. Di industri pertambangan hidrogen dipakai untuk agen pereduksi biji logam (Morie, 2010).
Dalam bidang fisika dan teknik. Hidrogen dipakai sebagai “shielding gas” untuk pengelasan. Hidrogen juga dipakai sebagai zat pendingin rotor dalam generator listrik di stasiun penghasil listrik. Disebabkan hidrogen memiliki konduktifitas termal yang tingga maka hidrogen cair dipakai dalam studi-studi kriyogenik meliputi penelitian superkonduktor. Karena hidrogen sangat ringan maka banyak dipakai sebagai “gas pengangkat” dalam balon dan pesawat udara kecil untuk tujuan penelitian (Morie, 2010).
Hidrogen di campur dengan nitrogen dipakai sebagai gas pelacak kebocoran yang dapat diaplikasikan dalam bidang otomotif, kimia, stasiun pembangkit listrik, aerospace, dan telekomonikasi (Morie, 2010).
Isotop hidrogen seperti Deuterium dipakai dalam aplikasi reaksi nuklir sebagai medium yang dapat memperlambat laju netron yang dihasilkan dari reaksi fisi dan fusi. Deuterium juga dipakai untuk penanda reagen yang akan direaksikan untuk proses sintesis. Tritium dihasilkan dari reactor nuklir dipakai untuk produksi bom hidrogen dan sebagai label dalam cat luminasi (Morie, 2010).
Hidrogen mendatangkan beberapa bahaya kesehatan pada manusia, mulai dari potensi ledakan dan kebakaran ketika tercampur dengan udara, sampai dengan sifatnya yang menyebabkan asfiksia pada keadaan murni tanpa oksigen. Selain itu, hidrogen cair adalah kriogen dan sangat berbahaya oleh karena suhunya yang sangat rendah. Hidrogen larut dalam beberapa logam dan selain berpotensi kebocoran, juga dapat menyebabkan perapuhan hidrogen. Gas hidrogen yang mengalami kebocoran dapat menyala dengan spontan. Selain itu api hidrogen sangat panas, namun hampir tidak dapat dilihat dengan mata telanjang, sehingga dapat menyebabkan kasus kebakaran yang tak terduga (Anonimous,2010).
2.2 LITIUM
A. Sejarah Litium
Litium merupakan golongan logam alkali (IA) dimana memiliki konfigurasi elektron 1s2 2s1. Berasal dari bahasa Yunani, lithos: batu). Ditemukan oleh Arfvedson pada tahun 1817, litium merupakan unsur logam teringan, dengan berat jenis sekitar setengahnya air (Mohsin, 2006).
Litium tidak ditemukan sebagai unsur tersendiri di alam; ia selalu terkombinasi dalam unit-unit kecil pada batu-batuan berapi dan pada sumber-sumber mata air. Mineral-mineral yang mengandung litium contohnya (Mohsin, 2006):
lepidolite : K2Li3Al4Si7O21(OH.F)3
spodumene: LiAlSi2O6
petalite: LiAlSi4O10 , dan
amblygonite : (LiNa)AlPO4(FOH)
Litum banyak terdistribusi di bumi akan tetapi karena kereaktifannya maka akan sulit menemukan litium dalam keadaan unsurnya. Total litium yang ada di air laut diperkirakan 230 billion ton dan unsur ini terdapat dalam konsentrasi yang relatif konstan yaitu 0.1-0,2 ppm. Di Amerika Serikat, litium diambil dari air asin di danau Searles Lake, di negara bagian California dan Nevada. Deposit quadramene dalam jumlah besar ditemukan di California Utara. Logam ini diproduksi secara elektrolisis dari fusi klorida. Secara fisik, litium tampak keperak-perakan, mirip natrium (Na) dan kalium (K), anggota seri logam alkali. Litium bereaksi dengan air, tetapi tidak seperti natrium. Litium memberikan nuansa warna pelangi yang indah jika terjilat lidah api, tetapi ketika logam ini terbakar benar-benar, lidah apinya berubah menjadi putih (Mohsin, 2006).
Kulit bumi mengandung kira-kira 0,006 % massa litium. Unsur ini juga terdapat dalam air lauti hingga kira-kira 0,1 ppm massa. Sumber utama litium yaitu diperoleh dari mineral spodumene, LiAlSi2O6. Logam Litium dapat diperoleh dari elektrolisis lelehan LiCl dengan campuran beberapa garam inert untuk menurunkan titik leleh hingga 500° C (Mohsin,2006).
B. Sifat Litium
Sifat Kimia Litium (Morie, 2010):
Nomor atom: 3
Nomor Massa : 6.941 g/mol
Keelektronegatifias (Pauli): 1
Densitas: 0.53 g/cm3 pada 20 C
Titik leleh : 180.5 C
Titik Didih : 1342 C
Jari-jari Van Der Walls : 0.145 nm
Jari-jari ion : 0.06 nm
Isotop : Li6 dan Li7
Konfigurasi elektron: 1s2 2s1
Energi ionisasi: 520.1 kJ/mol
Potensial standar : -3.02 V
Ditemukan oleh: ohann Arfvedson in 1817
Kristal struktur: cubic body center
Memanaskan litium dapat menyebabkan lekadan dan kebakaran. Serbuk litium secara spontan akan terbakar jika didispersikan ke udara bebas. Pada saat pemanasan terjadi maka kemungkinan akan terbentuk kabut atau gas yang berbahaya. bereaksi secara spontan dengan oksidator kuat, air, asam dan senyawa lain seperti halogen, asbes, hidrokarbon, menyebabkan ledakan (Morie, 2010).
Dengan densitas setengah dari densitas air, litium merupakan unsur yang paling kecil rapatan massanya daripada unsur padatan pada temperatur dan tekanan kamar. Logam ini mempunyai kenampakan mengkilat seperti perak, namun bila terkena udara lembab segera tertutup oleh lapisan tebal hitam sebagai akibat reaksinya dengan oksigen yang diikuti reaksi lanjut dengan gas karbondioksida membentuk litium karbonat. Litium merupakan satu-satunya logam yang bereaksi dengan gas dinitrogen; untuk memecah ikatan ganda tiga dalam molekul dinitrogen diperlukan masukan energi sekitar 945 kJ mol-1 . Untuk menyeimbangkan kebutuhan energi ini, energi kisi senyawa hasil harus sangat tinggi (Morie, 2010).
Dari kelompk logam alkali, hanya ion litium yang mempunyai densitas muatan yang paling besar, membentuk senyawa nitrida dengan energi kisi yang cukup tinggi menurut persamaan reaksi (Morie, 2010):
6Li (s) + N2 (g) 2Li3N (s)
Senyawa nitrida ini sangat reaktif, membentuk amonia jika direaksikan dengan air menurut persamaan reaksi (Morie, 2010):
Li3N (s) + 3H2O (l) 3LiOH (aq) + NH3 (g)
Litium mampu bergabung dengan molekul dihidrogen membentuk senyawa hidrida menurut persamaan reaksi (Morie, 2010):
2Li (s) + H2 (g) 2LiH (s)
Litium hidrida mudah bereaksi dengan air, demikian juga dengan aluminium klorida menurut persamaan reaksi berikut (Morie, 2010):
LiH (s) + H2O (l) LiOH (aq) + H2 (g)
LiH (s) + AlCl3 (s) LiAlH4 (s) + LiCl (s)
Sifat tersebut membuat litium hidrida bermanfaat sebagai bermanfaat sebagai pengering pelarut organik, dan litium aluminium hidrida banyak dimanfaatnkan sebagai agen pereduksi yang baik pada sintesis senyawa-senyawa organik.
Litium cair sampai saat ini diketahui sebagai zat yang paling korosif. Sebagai contoh, jika logam litium dilelehkan dalam suatu wadah dari bahan gelas, meninggalkan lubang pada wadah tersebut; reaksi ini disertai dengan pancaran cahaya putih kehijauan yang tajam. Tambahan pula, litium mempunyai standar potensional reduksi paling reaktif ketimbang unsur-unsur lainnya, yaitu(Morie, 2010):
Li+ (aq) + e Li (s) E° = -3,05
Sifat fisika Litium (Morie, 2010):
Koefisien ekspansi termal 56exp-6
Koduktifitas elektrik 0.106 x 10exp6/omh.cm
Konduktifitas termal 0.847 W/cmK
Densitas 0.534 g/cc
Modulus elastisitas bulk 11/GPA Rigiditas 4.24/GPa Youngs 4.91/GPA
Entalpi atomisasi 160.7 KJ/mol
Entalpi Fusi 3 KJ/mol
Entalpi vaporasi 134.7 KJ/mol
Flammabilitas : padatan mudah terbakar
Kekerasan 0.6 Mohs
Panas penguapan 145.92 KJ/mol
Volume molar 13 cm3/mol
Kalor jenis 3.6 J/gK
Tekanan uap 1.6 epx-8 Pa
C. Cara Membuat Unsur Litium
Sintesis logam litium memerlukan teknologi elektrolisis dan proses ini berlagsung sangat sulit disebabkan sulitnya memasukkan satu elektron kepada ion logam litium yang bersifat sangat elektropositif. Biji litium yang penting adalah spodumene, LiAl(SiO3)2. Bentuk litium alfa akan diubah menjadi bentuk litium beta pada kisaran suhu antara 1100° C. Campuran kemudian dicampur dengan asam sulfat panas kemudian diekstraksi ke dalam air untuk mendapatkan litium sulfat Li2SO4. Senyawaan sulfat ini kemudian ditambahkan natrium karbonat untuk mendapatkan garam Li2CO3 yang tidak mudah larut di dalam air. Reaksi litium karbonat dengan asam klorida akan diperoleh litium klorida LiCl yang siap untuk dielektrolisis (Morie, 2010).
Reaksinya adalah (Morie,2010):
Li2SO4 + Na2CO3 →Na2SO4 + Li2CO3
Li2CO3 + 2HCl → 2LiCl + CO2 + H2O
Disebabkan litium klorida memiliki titik leleh yang tinggi yaitu lebih dari 600 °C maka LiCl dicampur dengan KCl sehingga titik lelehnya turun menjadi sekitar 430° C.
D. Pemanfaatan Litium
Sejak Perang Dunia II, produksi logam litium dan senyawa-senyawanya menjadi berkali lipat. Karena logam ini memiliki spesifikasi panas yang tertinggi di antara benda-benda padat, seringkali digunakan pada aplikasi transfer panas. Tetapi perlu diingat bahwa logam ini sangat mudah aus atau korosif dan perlu penanganan tertentu. Litium digunakan sebagai bahan campuran logam, sintesis senyawa organik dan aplikasi nuklir. Unsur ini juga digunakan sebagai bahan anoda pada baterai karena memiliki potensial elektrokimia yang tinggi. Elemen litium digunakan pula untuk pembuatan kaca dan keramik spesial. Kaca pada teleskop di gunung Palomar mengandung litium. Bersama dengan litium bromida, keduanya digunakan pada sistem pendingin dan penghangat ruangan. Lithium stearat digunakan untuk sebagai lubrikasi suhu tinggi. Senyawa-senyawa litium lainnya digunakan pada sel-sel kering dan baterai (Morie, 2010).
Litium banyak dipakai untuk baterai, keramik, gelas, lubrican, peningkat kekerasan paduan logam, farmasi, hidrogenasi, cairan pentransfer panas, propelant roket, sintesis vitamin A, pendingin reaktor nuklir, produksi tritium, deoksidator untuk logam tembaga dan paduannya. Penggunaan litium yang lain adalah (Morie, 2010):
Litium dipakai dalam kimia organik untuk membuat reagen berbasis organolitium
Litium neobate dipakai dalam alat telekomunikasi seperti HP sebagai resonat kristal
Litium klorida dan litium bromida dipakai sebagai desikan
Litium stearat dipakai sebagai lubrican pada alat bertemperatur tinggi
Alloy litium dengan logam lain seperti aluminium, kadmium, tembaga, dan mangan dipakai sebagai bahan pembuatan pesawat terbang.
Litium flourida dipakai diperalatan optik seperti IR, teleskop, UV dan UV Vacum karena sifatnya yang transparan
Logam litium dan hidridanya dipakai sebagai bahan untuk bahan bakar roket
Litium peroksida, litium nitrat, litium klorat, litium perklorat dipakai sebagai oksidator dalam propelan roket
Litium deuerida dipakai sebagai bahan bakar reaksi fusi dimana jika ditembaki dengan neutron maka akan menghasilkan tritium.
Litium hidroksida adalah senyawa penting yang diperoleh dari litium karbonat, bersifat basa kuat, dan bila dipanaskan dengan minyak akan diperoleh sabun litium yang bermanfaat untuk membersihkan lemak dan dipakai untuk melubrikasi gear mesin
Senyawaan litium dipakai sebagai zat pewarna pada kembang api karena dapat menghasilkan warna merah terang.
Pengaruh Litium Bagi Kesehatan
Litium sangat mudah terbakar, bayak faktor yang memicu reaksi litium sehingga menyebabkan ledakan. Hasil tersebut mengakibatkan terbentuknya kabut (gas) yang sangat beracun. Mudah terbakar bila terjadi kontak antara litium dan api. Bila terhirup akan menyebabkan sensasi seperti terbakar, batuk, sulit bernafas, dan juga luka padtenggorokan. Kontak dengan kulit menyebabkan kulit terbakar dan terasa sakit. Kontak pada mata akan menyebakan mata memerah, rasa sakit dan rasa pedih yang mendalam. Jika termakan akan menyebabkan kram perut, sakit di bagian perut, sensasi terbakar, kolaps, dan sampai kematian (Morie, 2010).
Pengaruh litium bagi lingkungan
Logam ini bereaksi dengan nitrogen dan hidrogen dari udara dan uap air. Secara cepat permukaan litium akan terlapisi oleh campuran LiOH, Li2CO3, Li3N. LiOH bersifat sangat korosif dan berbahaya bagi ikan yang hidup di air (Morie, 2010).
2.3 NATRIUM
A. Sejarah Natrium
Natrium ditemukan oleh Sir Humphrey Davy pada 1807 di Inggris ( Inggris, soda; Latin, sodanu: obat sakit kepala). Asal simbol Na berasal dari kata Latin “natrium”. Dia menemukan dengan cara mengisolasi melalui metoda mengelektrolisis,tetapi sebenarnya unsur ini sudah dikenal di berbagai senyawa. Unsur ini merupakan logam terbanyak dalam golongan alkali.Unsur ini merupakan terbanyak di permukaan bumi,dalam permukaan bumi terdapat 2,7 % (Mohsin, 2006).
Sumber
Natrium banyak ditemukan di bintang-bintang. Natrium juga merupakan elemen terbanyak keempat di bumi, terkandung sebanyak 2.6% di kerak bumi. Unsur ini merupakan unsur terbanyak dalam grup logam alkali. Jaman sekarang ini, sodium dibuat secara komersil melalui elektrolisis fusi basah natrium klorida. Metoda ini lebih murah ketimbang mengelektrolisis natrium hidroksida, seperti yang pernah digunakan beberapa tahun lalu (Mohsin, 2006).
Kelimpahan Natrium
lapisan bumi = 23000 ppm
Air laut = 10500 ppm
Matahari = 1910000 relatif terhadap H=1exp12
Natrium banyak ditemukan diberbagai mineral logam misalnya sebagai NaCl, amphibole, kriolit, soda niter, dan zeolit. Natrium banyak terdapat di bintang yang ada diluar angkasa berdasarkan spektra garis D-nya dan bertanggung jawab terhadap cahaya hampir kebanyakan bintang. Senyawa yang paling banyak ditemukan adalah natrium klorida (garam dapur), tapi juga terkandung di dalam mineral-mineral lainnya seperti soda niter, amphibole, zeolite, dsb (Morie,2010).
B. Sifat Natrium
Natrium, seperti unsur radioaktif lainnya, tidak pernah ditemukan tersendiri di alam. Natrium adalah logam keperak-perakan yang lembut dan mengapung di atas air. Tergantung pada jumlah oksida dan logam yang terkekspos pada air, natrium dapat terbakar secara spontanitas. Lazimnya unsur ini tidak terbakar pada suhu dibawah 115 derajat Celcius (Mohsin, 2006).
Sifat Kimia Natrium (Morie, 2010):
Nama : Natrium
Simbol : Na
Nomor atom : 11
Nomor massa: 22.989
Keadaan standar : padatan
Warna : putih keperakan
Klasifikasi dalam sistem periodik : Logam
Total isotop : 22
Total isomer 2
Isotop radioaktif = 19
Isotop stabil : 1
Elektronegatifitas pauli : 0.9
Entalpi atomisasi : 108.4 KJ/mol
Entalpi fusi : 2.59 KJ/mol
Entalpi penguapan : 89.04 KJ/mol
Panas penguapan= 96 KJ/mol
Volume molar : 23.7 cm3/mol
Jari-jari ionik : 2.23 Amstrong
Jari-jari kovalen : 1.54 Amstrong
kristal struktur : CCB kubus berpusat badan
Sifat Fisika (Morie, 2010):
Densitas : 0.97 g/cm3
Titik leleh : 97.5
Titik didih : 883
Potensial standar : -2.7 V
Penemu : Sih Humphrey Davy 1807
Koefisien ekspansi liner termal : 70.6x10exp-5 /K
Konduktivitas termal = 1.41 W/cmK
Konduktifitas listrik : 0.21x10exp-6/ohm.cm
Kalor jenis : 1.23 J/gK
Tekanan uap : 0.0000143 Pa pada 961 °C
Natrium mengapung di air, apabila kita menguraikannya, maka ia akan berubah menjadi gas hidrogen dan ion hidroksida. Jika kita gerus, maka akan menjadi bubuk, natrium juga akan meledak dalam air secara spontan. Tapi, biasanya natrium tidak meledak di udara bersuhu dibawah 388 K. Apabila natrium berikatan dengan ion OH-, maka akan membentuk basa kuat yang sering kita temukan, yaitu NaOH (Morie, 2010).
C. Cara Membuat Natrium
Natrium diisolasi denga cara elektrolisis. Dibumi terdapat sumber untuk dipakai sebagai pembuatan natrium. Sumber yang paling murah adalah NaCl yang dapat diperoleh dari air laut dengan cara penguapan (Morie, 2010).
NaCl memiliki titik leleh lebih dari 800° C oleh sebab itu pembuatan natrium hanya dengan NaCl saja akan membutuhkan energi yang cukup besar. Untuk menghemat energi maka NaCl dicampur dengan CaCl2 dengan perbandingan masing-masing 40% dan 60% sehingga titik lelehnya turun menjadi 580° C (Morie, 2010).
Reaksi yang terjadi (Morie, 2010):
Katoda : Na + + e Na
Anoda : Cl- 1/2Cl2 + e
Proses elektrolisis dilakukan dengan cara mencairkannya dalam peralatan “Down Cell” dalam prakteknya sering diikuti dengan pembentukan logam kalsium akan tetapi padatan ini dikembalikan lagi ke tempat pelelehan (Morie, 2010).
D. Pemanfaatan Natrium
Logam Natrium digunakan dalam banyak sintesis senyawa natrium, namun terdapat dua kegunaan utama. Pertama yaitu untuk ekstraksi logam-logam lain. Cara yang paling mudah untuk mendapatkan logam-logam yang lebih sedikit kelimpahannya seperti torium, zirkonium, tantalum dan titaium, yaitu dengan mereduksi senyawanya dengan natrium. Sebagai contoh, logam titanium dapat diperoleh dari reduksi titanium klorida dengan natrium menurut persamaan reaksi berikut (Sugiyarto,2003):
TiCl4 (l) + 4Na (s) Ti (s) + 4NaCl (s)
Pencucian dengan air akan melarutkan natrium klorida sehingga dapat diperoleh logam itanium murni.
Kegunaan kedua yaitu dalam produksi zat aditif bahan bakar minyak, tetraetiltimbel (TEL) yang disintesis dari aloi Na-Pb dengan etil klorida menurut persamaan reaksi (Sugiyarto,2003) :
4NaPb (s) + 4C2H5Cl (g) (C2H5)4Pb (l) + 3 Pb (s) + 4 NaCl (s)
Senyawa natrium juga penting untuk industri-industri kertas, kaca, sabun, tekstil, minyak, kimia dan logam. Sabun biasanya merupakan garam natrium yang mengandung asam lemak tertentu. Pentingnya garam sebagai nutrisi bagi binatang telah diketahui sejak zaman purbakala. Di antara banyak senyawa-senyawa natrium yang memiliki kepentingan industrial adalah garam dapur (NaCl), soda abu (Na2CO3), baking soda (NaHCO3), caustic soda (NaOH), Chile salpeter (NaNO3), di- dan tri-natrium fosfat, natrium tiosulfat (hypo, Na2S2O3 . 5H20) and borax (Na2B4O7 . 10H2O) (Mohsin,2006).
2.4 KALIUM
A. Sejarah Kalium
(Inggris, potasium; Latin, kalium, Arab, qali, alkali). Ditemukan oleh Davy pada tahun 1807,yang mendapatkannya dari caustic potash(KOH). Ini logam pertama yang diisolasi melalui elektrolisis. Dalam bahasa Inggris, unsur ini disebut potassium (Mohsin,2006).
Sumber
Logam ini merupakan logam ketujuh paling banyak dan terkandung sebanyak 2.4% (berat) di dalam kerak bumi. Kebanyakan mineral kalium tidak terlarut dalam air dan unsur kalium sangat sulit diambil dari mineral-mineral tersebut. Mineral-mineral tertentu, seperti sylvite, carnalite, langbeinite, dan polyhalite ditemukan di danau purba dan dasar laut yang membentuk deposit dimana kalium dan garam-garamnya dengan mudah dapat diambil. Kalium ditambang di Jerman, negara bagian-negara bagian New Mexico, California, dan Utah. Deposit besar yang ditemukan pada kedalaman 3000 kaki di Saskatchewan, Kanada diharapkan menjadi tambang penting di tahun-tahun depan. Kalium juga ditemukan di samudra, tetapi dalam jumlah yang lebih sedikit ketimbang natrium (Mohsin,2006).
B. Sifat Kalium
Unsur ini sangat reaktif dan yang paling elektropositif di antara logam-logam. Kecuali litium, kalium juga logam yang sangat ringan. Kalium sangat lunak, dan mudah dipotong dengan pisau dan tampak keperak-perakan pada permukaan barunya. Elemen ini cepat sekali teroksida dengan udara dan harus disimpan dalam kerosene (minyak tanah). Seperti halnya dengan logam-logam lain dalam grup alkali, kalium mendekomposisi air dan menghasilkan gas hidrogen. Unsur ini juga mudah terbakar pada air. Kalium dan garam-garamnya memberikan warna ungu pada lidah api (Mohsin,2006).
Reaksi Kalium dengan udara
Kalium sangat lunak dan mudan dipotong. Permukaannya mengkilap tapi segera menjadi buram bila breaksi dengan oksigen dan uap air dari udara. Bila potassium dibakar di udara produk utamanya adalah superoksida KO2 (Wardhani,2006):
K (s) + O2(g) KO2 (s)
Reaksi dengan air
Kalium sangat cepat bereaksi dengan air menghasilkan larutan tidak berwarna kalium hidroksida (KOH) dan gas H2. Reaksi ini sangat eksotermis. Reaksi ini lebih lambat dibandingkan rubidium tapi lebih cepat dibandingkan natrium (Wardhani,2006):
2K (s) + 2H2O 2KOH (aq) + H2 (g)
Reaksi dengan halogen
Kalium segera bereaksi dengan halogen membentuk halide (Wardhani,2006):
2K(s) + F2 (g) 2KF (s)
Reaksi dengan Asam
2K (s) + H2SO4 (aq) 2K+ (aq) + SO42- (aq) + H2 (g)
C. Cara Membuat Kalium
Kalium tidak ditemukan tersendiri di alam, tetapi diambil melalui proses elektrolisis hidroksida. Metoda panas juga lazim digunakan untuk memproduksi kalium dari senyawa-senyawa kalium dengan CaC2, C, Si, atau Na.
Pembuatan Logam Kalium ( K )
elektrolisis lelehan KOH
elektrolisis lelehan KCN
reduksi garam kloridanya
reduksi KCl dengan natrium
Kalium tidak dibuat dengan metode yang sama seperti natrium karena logam kalium, awalnya dibentuk melalui elektrolisis larutan KCl terlarut dalam garam yang dilelehkan (Anonimous,2010):
Katoda: K+ (l) + e- K (l)
Anoda: Cl- (l) → 1/2Cl2 (g) + e-
Kalium dibuat melalui reaksi logam natrium dengan KCl cair pada 850 °C (Anonimous,2010):
Na + KCl→ K+ NaCl
D. Pemanfaatan Kalium
Kegunaan kalium dalam kehidupan sehari-hari adalah sebagai berikut.
Unsur kalium sangat penting bagi pertumbuhan. Tumbuhan membutuhkan garam-garam kalium, tidak sebagai ion K+sendiri, tetapi bersama-sama dengan ion Ca2+ dalam perbandingan tertentu.
Unsur kalium digunakan untuk pembuatan kalium superoksida (KO2) yang dapat bereaksi dengan air membentuk oksigen.
Persamaan reaksinya:
4KO2(S) + H2O(l) → 4KOH(aq) + 3O2(g)
senyawa KO2 digunakan sebagai bahan cadangan oksigen dalam tambang (bawah tanah), kapal selam, dan digunakan untuk memulihkan seseorang yang keracunan gas.
Kegunaan Senyawa kalium
Kegunaan senyawa kalium ialah sebagai berikut :
KOH digunakan pada industri sabun lunak atau lembek.
KCl dan K2SO4 digunakan untuk pupuk pada tanaman.
KNO3 digunakan sebagai komponen esensial dari bahan peledak, petasan dan kembang api.
KClO3 digunakan untuk pembuatan korek api, bahan peledak, dan mercon. KClO3 dapat juga digunakan sebagai bahan pembuat gas Cl2, apabila direaksikan dengan larutan HCl pada laboratorium.
K2CO3 digunakan pada industri kaca.
2.5 Rubidium
A. Sejarah
Rubidium dalam bahasa Latin rubidus yang berarti merah menyala, ditemukan oleh Bunsen dan Kirchoff pada tahun 1861 di dalam mineral lepidolite dengan menggunakan spektroskop. Unsur ini ternyata ditemukan lebih banyak dari yang diperkirakan beberapa tahun lalu. Sekarang ini, rubidium dianggap sebagai elemen ke-16 yang paling banyak ditemukan di kerak bumi. Rubidium ada di pollucite, leucite dan zinnwaldite, yang terkandung sekitar 1% dan dalam bentuk oksida. Rb ditemukan di lepidolite sebanyak 1.5% dan diproduksi secara komersil dari bahan ini. Mineral-mineral Kalium, seperti yang ditemukan pada danau Searles, California, dan KCl yang diambil dari air asin di Michigan juga mengandung rubidium dan sukses diproduksi secara komersil. Elemen ini juga ditemukan bersamaan dengan Cesium di dalam deposit pollucite di danau Bernic, Manitoba.
Sifat-sifat Rubidium dapat menjelma dalam bentuk cair pada suhu ruangan. Rubidium merupakan logam akali yang lembut, keperak-perakan dan unsur akali kedua yang paling elektropositif. Rubidium dapat terbakar secara spontan di udara dan bereaksi keras di dalam air, membakar hidrogen yang terlepaskan. Rubidium membentuk amalgama dengan logam-logam alkali yang lain, seperti raksa dan campuran logam dengan emas, cesium dan kalium. Rb membuat lidah api bewarna ungu kekuning-kuningan. Logam rubidium juga dapat dibuat dengan cara mereduksi rubidium klorida dengan Kalsium dan dengan beberapa metoda lainnya. Unsur ini harus disimpan dalam minyak mineral yang kering, di dalam vakum atau diselubungi gas mulia.
Rubidium sangat mudah diionasi, unsur ini pernah dipikirkan sebagai bahan bakar mesin ion untuk pesawat antariksa. Hanya saja, Cesium sedikit lebih efisien untuk hal ini. Unsur ini juga pernah diajukan untuk digunakan sebagai fluida penggerak turbin uap dan untuk generator elektro-panas menggunakan prinsip kerja magnetohydrodynamic, yaitu ion-ion Rubidium terbentuk oleh energi panas pada suhu yang tinggi dan melewati medan magnet. Ion-ion ini kemudian akan mengantarkan listrik dan bekerja seperti amature sebuah generator sehingga dapat memproduksi aliran listrik.
Rubidium juga digunakan sebagai getter dalam tabung-tabung vakum dan sebagai komponen fotosel. Ia juga telah digunakan dalam pembuatan kaca spesial. RbAg4I5 sangat penting karena memiliki suhu ruangan tertinggi sebagai konduktor di antara kristal-kristal ion. Pada suhu 200C, konduktivitasnya sama dengan larutan asam sulfur. Sifat ini memungkinkan Rubidium digunakan pada aplikasi untuk baterai super tipis dan aplikasi lainnya.
B. KEBERADAAN DI ALAM
Rubidium mempunyai titik leleh rendah, mudah menguap dan sukar di buat melalui elektrolisis. Rubidium di peroleh dalam bentuk uap yang di buat pada suhu tinggi. Unsur ini terdapat dalam mineral fosfat trifilit. Unsur ini ternyata di temukan lebih banyak dari yang di perkirakan beberapa tahun lalu.
Rubidium juga terdapat di alam bercampur dengan bijih uranium yang di sebut pitchblende yang di temukan di Joachimsthal, Bohem. Pasir carnotite di Colorado juga menghasilkan rubidium, tetapi bijih yang kaya akan unsur ini di temukan di Congo (Republik Zaire) dan danau besar (Great Lake) di Kanada. Rubidium terkandung di dalam mineral uranium dan bisa di ambil dari sisa hasil pemrosesan uranium. Deposit uranium yang besar terletak di Ontario (Kanada), New Meksiko (Negara bagian AS), Utah (AS) dan Australia.
Sekarang ini, Rubidium di anggap sebagai elemen ke 16 yang paling banyak di temukan di kerak bumi lebih kurang sebanyak seng dan lebih banyak dari tembaga. Rubidium ada di Pollucite, Leucite, dan Zinnwaldite yang terkandung sekitar 1% dan dalam bentuk oksida. Rubidium di temukan di Lepidolite sebanyak 1.5% dan di produksi secara komersil dari bahan ini. Mineral-mineral kalium seperti yang di temukan pada danau Searles, California dan Kalium Klorida yang di ambil dari air asin di Michigan juga mengandung Rubidium dan sukses di produksi secara komersil. Elemen ini juga di temukan bersamaan dengan Cesium di dalam Depositpollucite di danau Bernic, Manitoba.
C. SIFAT FISIKA
SIFAT FISIKA
Rubidium (Rb)
Kondisi
Padat
Densitas cairan pada titik didih (gr/cm3)
1,46
Titik didih 00 C
688
Titik leleh 00 C
39,33
Energi ionisasi (Kj/mol)
403
Jari-jari ion
1,48
Konfigurasi elektron
2.8.18.8.1
Keelektronegatifan
0,8
Kerapatan (gr/cm3)
1,532
Kalor peleburan (Kj/mol)
2,19
Kalor penguapan (Kj/mol)
75,77
D. Sifat KIMIA
Sangat reaktif
Dapat membentuk senyawa basa kuat
Mudah larut dalam air (kelarutannya semakin ke bawah semakin besar)
Termasuk zat pereduksi kuat (memiliki 1 buah elektron) sehingga mudah mengalami oksidasi
Membentuk kation dengan muatan +1
Bila di bakar akan mengubah warna lain, sifat ini yang dapat di jadikan cara kualitatif logam alkali (di kenal dengan tes warna nyala)
Dapat membentuk cair pada suhu ruangan
Merupakan logam alkali yang halus
Yang paling elektropositif
Mudah terbakar di udara dan bereaksi keras di air
Membakar hidrogen yang terlepas
Dapat membentuk amalgam dengan raksa dan campuran logam dengan emas, cesium dan kalium
Membuat lidah api berwarna ungu
E. PENGOLAHAN
Dengan cara mengolah lelehan kloridanya dengan uap Na pada suhu tinggi, kemudian logamnya di murnikan dengan destilasi.
Rubidium tidak dapat di peroleh dengan proses elektrolosis karena logam-logam yang terbentuk pada anoda akan segera larut kembali dalam larutan garam yang di gunakan. Oleh sebab itu untuk memperoleh Rubidium di lakukan melalui metode reduksi. Proses yang di lakukan untuk memperoleh logam ini yaitu dengan mereaksikan lelehan garamnya dengan natrium.
Na + LCl L + NaCl
Ket : L = Rubidium
Dari reaksi di atas L dalam bentuk gas yang di alirkan keluar. Gas yang keluar kemudian di padatkan dengan menurunkan tekanan atau suhu sehingga terbentuk padatan logam L. Karena jumlah produk berkurang maka reaksi akan bergeser ke arah produk. Demikian seterusnya hingga semua logam L habis bereaksi.
F. KEGUNAAN
a) SENYAWA
Rubidium klorida di gunakan dalam biokimia sebagai biomarker untuk melacak di mana kalium diambil oleh organisme hidup. Rubidium hidroksida merupakan bahan utama bagi kebanyakan proses kimia berbasis rubidium. Rubidium karbonat di gunakan dalam beberapa kaca optik .
Rubidium memiliki beberapa oksida, termasuk Rb6O dan Rb9O2 yang muncul jika seandainya logam rubidium di biarkan terkena udara. Hasil akhir reaksi dengan oksigen adalah RBO2 superoksida. Rubidium membentuk garam dengan banyak anion . Beberapa senyawa rubidium biasanya adalah rubidium klorida (RbCl), rubidium monoksida (Rb2O) dan rubidium tembaga sulfat (Rb2SO4, CuSO4, 6H2O). Senyawa rubidium, perak dan yodium yaitu RbAg4I5 yang memiliki sifat listrik menarik. Pada suhu 20 derajat celcius, konduktivitasnya sama dengan larutan asam sulfur. Sifat ini memungkinkan rubidium di gunakan pada aplikasi untuk baterai super tipis dan aplikasi lainnya.
Rubidium dapat mendeteksi tumor otak karena radioaktivitas yang kecil. Uap rubidium telah di gunakan untuk membuat magnetometer atom.
b) UNSUR
Ca(S) + 2 RbCl(S) CaCl2(S) + 2Rb(q) Unsur ini akan memancarkan elektron jika di sinari cahaya sehingga banyak di gunakan sebagai sel fotolistrik. Rubidium yang bereaksi dengan air akan menimbulkan ledakan. Karena rubidium sangat mudah di ionisasi, unsur ini pernah di pikirkan sebagai bahan bakar mesin untuk pesawat antariksa. Hanya saja, cesium sedikit lebih efisien untuk hal ini.
Unsur ini juga pernah di ajukan untuk di gunakan sebagai fluida penggerak turbin uap dan untuk generator elektro panas menggunakan prinsip kerja magnetohydrodynamic, di mana ion-ion rubidium terbentuk oleh energi panas pada suhu yang tinggi dan melewati medan magnet. Ion-ion ini lantas menghantar listrik dan bekerja seperti amature sebuah generator, sehingga dapatmemproduksi aliran listrik. Rubidium juga di gunakan sebagai getter dalam tabung-tabung vakum dan sebagai komponen fotosel. Rubidium juga telah di gunakan dalam pembuatan kaca khusus.
Struktur elektron hiper-denda Rubidium-87 di gunakan dalam beberapa jam atom untuk menjaga akurasi. Isotop Rb-87 di gunakan oleh Eric Cornell, Wolfgang Ketterle, dan Carl Wiemen untuk menghasilkan kondensat Bose-Einstein. Penelitian mereka mendapat Hadiah Nobel tahun 2001 dalam Fisika.
Rubidium di gunakan sebagai katalis pada beberapa reaksi kimia. Sifat radioaktif Rb-87 di gunakan dalam bidang geologi (untuk menentukan umur batuan atau benda-benda lainnya). Saat ini Rb-87 di gunakan bersama-sama dengan logam alkali lain dalam pengembangan magnetometer konversi rotasi santaian bebas.
Rubidium telah di gunakan untuk mengutubkan He yang mengeluarkan gas He termagnet yang banyak dengan spin inti yang menjajar ke arah tertentu di angkasa (lebih dari secara acak). Uap rubidium telah di pompa secara optik oleh laser dan Rb terpolarisasi mengutubkan He dengan saling tindak hiperhalus. Pengutuban spin sel He menjadi lazim bagi ukuran pengutuban neutron dan untuk menghasilkan alur neutron terpolarisasi untuk tujuan lain.
Rubidium tidak memiliki peran biologis yang di kenal, namun memiliki sedikit efek slimulatory pada metabolis, mirip dengan kalium. Tanaman akan menyerap rubidium cukup cepat. Ketika kekurangan kalium, tanaman cenderung menggantikannya dengan menyerap rubidium. Dengan cara ini rubidium memasuki rantai makanan, sehingga memberikan kontribusi asupan harian antara 1 dan 5 mg.
2.6 Cesium
A. Sejarah
Cesium adalah unsur kimia dengan simbol Cs dan nomor atom 55. Cesium adalah perak-emas logam alkali dengan titik leleh 28 ° C (82 ° F), yang menjadikannya salah satu dari lima unsur logam yang cair di (atau dekat) suhu kamar. Cesium adalah logam alkali yang memiliki sifat fisika dan kimia mirip dengan rubidium dan kalium. Logam ini sangat reaktif dan piroforik, bereaksi dengan air bahkan pada suhu -116 ° C (-177 ° F). Cesium adalah unsur elektronegatif yang memiliki isotop stabil. Cesium ditambang sebagian besar dari pollucite, sedangkan radioisotop, terutama cesium-137, produk fisi yang diekstrak dari limbah yang dihasilkan oleh reaktor nuklir.
B. Isotop Cesium
Isotop dari cesium : cesium memiliki total 39 isotop diketahui bahwa kisaran jumlah massa unsur tersebut 112-151.
Unsur 135 Cs radioaktif memiliki waktu sangat panjang sekitar 2,3 juta tahun. 135Cs isotop adalah salah satu unsur berumur panjang produk fisi uranium yang membentuk di reaktor nuklir. Namun, hasil produk fisi berkurang dalam reaktor karena pendahulunya, 135Xe, adalah racun yang sangat kuat dan neutron transmute untuk 136Xe stabil.
Unsur 137Cs adalah emitor kuat dari radiasi gamma yang bertanggung jawab untuk radioaktivitas bahan bakar nuklir bekas setelah beberapa tahun pendinginan sampai beberapa ratus tahun setelahnya. Sebagai contoh 137Cs bersama dengan 90Sr saat ini menghasilkan sumber terbesar radioaktivitas yang dihasilkan di daerah sekitar bencana Chernobyl.
Hampir semua cesium dihasilkan dari reaksi fisi nuklir berasal dari peluruhan beta neutron. Umumnya lebih kaya produk fisi, melewati berbagai isotop yodium dan xenon. Karena yodium dan xenon yang stabil dan dapat menyebar melalui bahan bakar nuklir atau udara, radioaktif cesium. sering dibuat jauh dari lokasi asli dari fisi. Dengan dimulainya pengujian senjata nuklir sekitar 1945, 137Cs dirilis ke atmosfer dan kemudian kembali ke permukaan bumi sebagai komponen radioaktif fallout.
Cesium adalah elemen yang relatif jarang terjadi seperti yang diperkirakan sekitar 3 bagian per juta dalam kerak bumi. Karena jari-jari ionik yang besar, cesium adalah salah satu unsur yang tidak kompatibel. Selama kristalisasi magma, cesium terkonsentrasi dalam fase cair lalu mengkristal .
C. Karakteristik Cesium
· Sifat Fisika
Cesium memiliki titik leleh 28,4 ° C (83.1 ° F), menjadikannya salah satu dari beberapa unsur logam yang cair di suhu kamar. Selain itu logam ini memiliki titik didih , 641 ° C (1186 ° F).
Cesium adalah bentuk paduan emas dengan logam alkali lainnya, dan amalgam dengan merkuri. Pada suhu di bawah 650 ° C (1202 ° F), berpadu dengan kobalt, besi, molibdenum, nikel, tantalum platinum, atau tungsten. Cesium membentuk senyawa intermetalik baik didefinisikan dengan antimon, galium, indium dan thorium, yang fotosensitif . Cesium bercampur dengan logam alkali lain (kecuali dengan litium), dan paduan dengan distribusi molar cesium 41%, 47% kalium, dan natrium 12% memiliki titik leleh terendah dari setiap paduan logam yaitu pada -78 ° C (-108 ° F).
· Sifat Kimia
Logam Cesium sangat reaktif dan sangat piroforik. Bereaksi eksplosif dengan air bahkan pada temperatur rendah. Reaksi dengan air padat terjadi pada temperatur -116 ° C (-177 ° F). Karena reaktivitas tinggi, logam cesium diklasifikasikan sebagai bahan berbahaya. Cesium disimpan dan dikirim dalam hidrokarbon jenuh kering seperti minyak mineral. Demikian pula harus ditangani di bawah atmosfer inert seperti argon. Hal ini dapat disimpan dalam vakum-disegel ampul kaca borosilikat. Dalam jumlah lebih dari sekitar 100 gram (3,5 oz), cesium dikirim dalam wadah tertutup rapat berbahan stainless steel.
Sifat kimia dari cesium serupa dengan logam alkali lainnya, tetapi lebih dekat mirip dengan rubidium. Beberapa perbedaan kecil muncul dari fakta bahwa cesium memiliki massa atom yang lebih tinggi dan lebih elektropositif dari yang lain (non-radioaktif). Cesium adalah unsur kimia yang paling elektropositif stabil. Ion cesium juga lebih besar dan kurang “keras” daripada logam alkali ringan .
2.7 Fransium
A. Sejarah
Elemen ini ditemukan pada tahun 1993 oleh Marguerite Perey, ilmuwan Curie Institute di Paris. Fransium yang merupakan unsur terberat seri logam-logam alkali, muncul sebagai hasil disintegrasi unsur actinium. Ia juga bisa dibuat secara buatan dengan membombardir thorium dengan proton-proton. Walau fransium secara alami dapat ditemukan di mineral-mineral uranium, kandungan elemen ini di kerak bumi mungkin hanya kurang dari satu ons. Fransium juga merupakan elemen yang paling tidak stabil di antara 101 unsur pertama di tabel periodik. Ada 33 isotop fransium yang dikenal. Yang paling lama hidup 223Fr (Ac, K), anak 227Ac, memiliki paruh waktu selama 22 menit. Ini satu-satunya isotop fransium yang muncul secara alami. Karena isotop-isotop fransium lainnya sangat labil, sifat-sifat fisik mereka diketahui dengan cara teknik radiokimia. Sampai saat ini unsur belum pernah dipersiapkan dengan berat yang memadai atau diisolasi. Sifat-sifat kimia fransium sangat mirip dengan Sesium.
B. Sifat Fisika 73 Kimia
Simbol: Fr
Radius Atom: 2.7 Å
Volume Atom: cm3/mol
Massa Atom: -223
Titik Didih: 950 K
Radius Kovalensi: 64 Å
Struktur Kristal: bcc
Massa Jenis: g/cm3
Konduktivitas Listrik: 15 x 106 ohm-1cm-1
Elektronegativitas: 0.7
Konfigurasi Elektron: [Rn]7s1
Formasi Entalpi: kJ/mol
Konduktivitas Panas: Wm-1K-1
Potensial Ionisasi: V
Titik Lebur: 300 K
Bilangan Oksidasi: 1
Kapasitas Panas: Jg-1K-1
Entalpi Penguapan: 2.1 kJ/mol
Fransium merupakan unsur logam alkali yang bersifat radioaktif dan sifat-sifat kimianya sangat mirip dengan cesium.
Fransium dihasilkanketika unsur radioaktif aktinium meluruh melalui reaksi sebagai berikut: _89 〖Ac〗^227→_87 〖Fr〗^223+_2 〖He〗^4
Selain itu fransium merupakan unsur logam berat yang angat elektropositif dan merupakan unsur radioaktif alami yang isotop-isotopnya mempunyai massa atom dalam rentang 204 sampai 224.
BAB III
PENUTUP
C. Kesimpulan
Dari beberapa penjelasan yang telah dibahas dapat ditarik kesimpulan bahwa dalam sistem periode logam alkali terdapat pada kolom pertama paling kiri,sering juga disebut dengan golongan IA, terdiri dari litium, natrium, hydrogen, kalium, rubidium, sesium, dan fransium. Disebut logam alkali karna oksidanya dapat bereaksi dengan air menghasilkan larutan yang bersifat basah.logam alkali juga memiliki sifat fisika dan kimia seperti logam alkali berbentuk padatan kristalin, merupakan penghantar panas dan listrik yang baik.
D. Saran
Materi dalam makalah ini belum mencakup keseluruhan, jadi diharapkan agar kiranya pembaca mencari sumber lain untuk lebih memperdalam materi mengenai unsure kimia golongan IA
DAFTAR PUSTAKA
www.sukarjo.1990.ikatankimia.yogyakarta:rinekacipta.com
http://herisuheri90.blogspot.com/2012/12/makalah-kimia-ikatan-kimia.html
http://niaumiyani.blogspot.com/2013/12/makalah-kimia-golongan-i-logam-alkali.html
http://springfanfiction.wordpress.com/2011/12/13/tugas-sekolah-kimia-cesium-dalam-kehidupan/