Kimia unsur ppt

MEMPERSEMBAHKAN
VIRA NUR HENDRIANTI RAHAYU
XII IPA 2

KIMIA UNSUR
Gol.IA,Gol.IIA,Gol.VIIA,
Gol.VIIIA,dan Periode 3

GAS MULIA (VIII A)
He,Ne,Ar,Kr,Xe,Rn

Gas mulia merupakan golongan unsur yang paling stabil. Hal
ini ditunjukan oleh keberadaannya di alam adalah dalam bentuk unsur
bebasnya. Kestabilannya disebabkan oleh energi ionisasinya yang sangat
tinggi dan elektron valensinya yang duplet untuk helium dan oktet untuk
unsur gas mulia lainnya. Dalam tabel periodik, gas mulia berada di kolom
paling kanan. Ini artinya energi ionisasi gas mulia paling tinggi
dibandingkan energi ionisasi golongan unsur lainnya. Sementara itu, di
alam unsur-unsur selain gas mulia umumnya berada dalam bentuk
senyawa. Keadaan seperti ini menunjukan ketidakstabilannya yang
disebabkan oleh energi ionisasinya yang relatif rendah dan elektron
valensinya yang tidak duplet (untuk hidrogen) atau tidak oktet (untuk
unsur-unsur selain hidrogen).

Tidak ada senyawa alaminya dari unsur gas mulia,
tetapi senyawa buatannya telah berhasil dibuat. XePtF6 menjadi
senyawa pertama dari unsur gas mulia yang telah berhasil
dibuat oleh N. Bartlett. Berikutnya senyawa gas mulia yang telah
berhasil dibuat adalah senyawa dari unsur kripton (KrF4 dan
KrF2) dan unsur radon (RnF2).
SIFAT-SIFAT FISIK GAS MULIA
•Sedikit terdapat di atmosfer
•Diperoleh dengan mencairkan udara
•Tidak berwarna
•Tidak berbau
•Tidak berasa
•He dan Ne tidak larut dalam air
•Ar, Kr, dan Xe sedikit larut dalam air

SIFAT FISIK
Helium Neon Argon Kripton Xenon Radon
Nomor atom 2 10 18 32 54 86
Elektron valensi 2 8 8 8 8 8
Jari-jari atom(Ǻ) 0,50 0,65 0,95 1,10 1,30 1,45
Massa atom
(gram/mol)
4,0026 20,1797 39,348 83,8 131,29 222
Massa jenis
(kg/m3)
0.1785 0,9 1,784 3,75 5,9 9,73
Titik didih (0C) -268,8 -245,8 -185,7 -153 -108 -62
Titikleleh (0C) -272,2 -248,4 189,1 -157 -112 -71
Bilangan oksidasi 0 0 0 0;2 0;2;4;6 0;4
Keelekronegatifan - - - 3,1 2,4 2,1
Entalpi peleburan
(kJ/mol)
* 0,332 1,19 1,64 2,30 2,89
Entalpi
penguapan
(kJ/mol)
0,0845 1,73 6,45 9,03 12,64 16,4
Afinitas elektron
(kJ/mol)
21 29 35 39 41 41
Energi ionisasi
(kJ/mol)
2640 2080 1520 1350 1170 1040
Dari tabel dapat kita lihat
adanya keteraturan berikut:
a) Kerapatan bertambah
dari He ke Rn
`Nilai kerapatan gas mulia di
pengaruhi oleh massa
atom,jari-jari atom,dan gaya
london. Nilai kerapatan
semakin besar dengan
pertambahan massa atom dan
kekuatan gaya london, dan
sebaliknya semakin kecil
dengan pertambahan jari-jari
atom.karena nilai kerapatan
gas mulia bertambah dari He
ke Rn, maka kenaikan nilai
masa atom dan kekuatan gaya
london dari He ke Rn lebih
dominan dibandingkan
kenaikan jari-jari atom

b) Titik leleh dan ∆Hfus bertambah dari He ke Rn
Hal ini di karenakan kekuatan gaya london bertambah dari
He ke Rn sehingga atom-atom gas mulia semakin sulit lepas. Di
butuhkan energi, dalam hal ini suhu yang semakin besar untuk
mengatasi gaya london yang semakin kuat tersebut.
c) Titik didih dan ∆Hv bertambah dari He ke Rn
Hal ini di karenakan kekuatan gaya london bertambah dari He
ke Rn sehingga atom-atom gas mulia semakin sulit di lepas. Di
butuhkan energi, dalam hal ini suhu yang semakin besar untuk
mengatasi gaya london yang semakin kuat tersebut.
d) Daya hantar panas berkurang dari He ke Rn
Hal ini di karenakan kekuatan gaya london bertambah dari He
ke Rn. Dengan kata lain, partikel relatif semakin sulit bergerak sehingga
energi dalam hal ini panas akan semakin sulit pula untuk di transfer.

Unsur
Jari – jari
Kovalen
(pm)
Energi Ionisasi
(kj/mol)
Keelektronega
tifan
Bilangan
Oksidasi
Helium 50
2.640 - 0
Neon 71
2.080 - 0
Argon 98
1.520 - 0
Krepton 112
1.350 3,1 0;2
Xenon 131
1.170 2,4 0;2;4;6;8
Radon 145
1.040 2,1 0;4

SIFAT KIMIA
Dari tabel di atas, terlihat jelas adanya suatu keteraturan sifat atomik gas
mulia dari Helium ke Radon.
a) Nilai jari-jari atom (jari-jari kovalen) bertambah dari He ke Rn
b) Nilai energi ionisasi berkurang dari He ke Rn
c) Nilai keelektronegatifan He,Ne, dan Ar tidak ada, sedangkan nilai
keelektronegatifan berkurang dari Kr ke Rn
Nilai bilangan oksidasi He, Ne, dan Ar adalah nol, sedangkan Kr, Xe, dan Rn memiliki
beberapa bilangan oksidasi.
Kereaktifan gas mulia akan berbanding lurus dengan jari-jari atomnya, jadi
kereaktifan gas mulia akan bertambah dari He ke Rn hal ini disebabkan pertambahan
jari-jari atom menyebabkan daya tarik inti terhadap elektron kulit luar berkurang,
sehingga semakin mudah ditarik oleh atom lain. Tetapi gas mulia adalah unsur yang
tidak reaktif karena memiliki konfigurasi elektron yang sudah satbil, hal ini didukung
kenyataan bahwa gas mulia di alam selalu berada sebagai atom tunggal atau
monoatomik. Tetapi bukan berarti gas mulia tidak dapat bereaksi, hingga sekarang
gas mulia periode 3 ke atas (Ar, Kr, Xe, Rn) sudah dapat berreaksi dengan unsur yang
sangat elektronegatif seperti Flourin dan Oksigen.

PROSES PEMBUATAN
Cara mendapatkan gas mulia dari
udara bebas adalah dengan mendestilasi
udara tersebut. Destilasi adalah cara
pemisahan campuran menjadi zat-zat
tunggal dengan dasar perbedaan titik
didih di antara zat-zat yang ada dalam
campuran tersebut tidak berbeda jauh.
Khusus untuk Rn hanya diperoleh
melalui isolasi gas Rn dari rongga batuan
uranium.

REAKSI DAN CARA PEREAKSIAN
GAS MULIA

Helium
Nomor atom 2
Elektron valensi 2
Jari-jari atom(Ǻ) 0,50
Massa atom
(gram/mol)
4,0026
Massa jenis (kg/m3) 0.1785
Titik didih (0C) -268,8
Titikleleh (0C) -272,2
SIFAT FISIS
He adalah unsur kimia
yang tak berwarna, tak berbau,
tak berasa, tak beracun, hampir
inert, berupa gas monatomik, dan
merupakan unsur pertama pada
golongan gas mulia dalam tabel
periodik dan memiliki nomor
atom 2. Titik didih dan titik lebur
gas ini merupakan yang terendah
di antara semua unsur. Helium
berwujud hanya sebagai gas
terkecuali pada kondisi yang
sangat ekstrem. Kondisi ekstrem
juga diperlukan untuk
menciptakan sedikit senyawa
helium, yang semuanya tidak
stabil pada suhu dan tekanan
standar.

KELIMPAHAN UNSUR
Kelimpahan alami
Walaupun cukup jarang ditemukan di Bumi, helium adalah unsur
paling berlimpah kedua setelah hidrogen di alam semesta, mencakupi 23%
massa barion alam semesta. Mayoritas helium yang ada di alam semesta
terbentuk dari nukleosintesis Ledakan dahsyat satu sampai tiga menit
setelah Ledakan Dahsyat. Dalam bintang, helium terbentuk dari fusi nuklir
hidrogen melalui reaksi rantai proton-proton dan siklus CNO yang
merupakan bagian dari nukelosintesis bintang.
Dalam atmosfer Bumi, konsentrasi helium berdasarkan volumenya
hanya sekitar 5,2 bagian per juta. Konsentrasi helium bumi cukup rendah
dan konstan walaupun helium baru terus terbentuk. Hal ini dikarenakan
kebanyakan helium yang berada di atmosfer Bumi lolos dari gaya gravitasi
bumi dan lepas ke luar angkasa. Di heterosfer Bumi, helium dan gas yang
lebih ringan lainnya merupakan unsur yang paling berlimpah.

CARA PEMBUATAN
Kebanyakan helium yang ditemukan di Bumi merupakan hasil produk
peluruhan radioaktif. Helium ditemukan dalam jumlah besar dalam mineral
uranium dan torium, termasuk kleveit, uraninit. karnotit dan monazit, karena
mineral-mineral ini mengemisi partikel alfa (inti helium He2+). Untuk
penggunaan dalam skala besar, helium diekstraksi menggunakan distilasi
fraksional gas alam, yang dapat mengandung 7% helium. Karena helium
memiliki titik didih yang lebih rendah daripada unsur manapun, temperatur
rendah dan tekanan tinggi yang digunakan akan mencairkan hampir semua gas
lainnya (kebanyakan nitrogen dan metana). Gas helium bruto yang dihasilkan
oleh distilasi fraksional kemudian dimurnikan dengan cara menurunkan
temperatur gas secara berulang, sehingga kebanyakan nitrogen dan gas lainnya
yang masih tersisa akan mengendap keluar dari campuran gas. Arang aktif
digunakan dalam langkah akhir pemurnian, yang kemudian akan menghasilkan
helium dengan kemurnian 99,995%. Kebanyakan helium yang diproduksi
dicairkan melalui proses kriogenik. Pencairan ini diperlukan dalam berbagai
aplikasi yang memerlukan helium cair, selain itu, pencairan helium juga
memungkinkan para penyuplai gas memotong biaya transpor gas.

SIFAT KIMIA
Helium memiliki struktur 1s2. Elektron dilepaskan dari orbital yang sama
seperti pada contoh hidrogen. Elektronnya dekat dengan inti dan tidak tersaring.
Energi ionisasinya (2370 kJ mol-1) lebih besar dari hidrogen, karena elektronnya
ditarik oleh dua proton pada inti, bukan satu seperti pada hidrogen.
Keelektronegatifan tidak dimiliki oleh He, Ne, dan Ar. Karena ketiganya
tidak reaktif (jari jari kecil sehingga electron sulit lepas). Pada Kr ke Rn
keeletronegatifan makin kecil sehingga electron mudah lepas. Electron lepas
mudah bereaksi. Sehingga terdapat unsur RnO4, XeO4 dapat dibuat.
Biloks Helium
Karena tingkat energi valensinya (tingkat energi terluar atau kulit terluar)
terisi penuh oleh elektron ( memiliki delapan elektron valensi, kecuali gas helium
yang hanya memiliki dua elektron valensi). Meniru konfigurasi elektron gas
mulia adalah tenaga pendorong alami dalam reaksi kimia, sebab dengan cara
itulah unsur menjadi stabil atau “sempurna”. Unsur gas mulia tidak akan
kehilangan, mendapatkan, atau berbagi elektron.

Biloks Helium
Karena tingkat energi valensinya (tingkat energi
terluar atau kulit terluar) terisi penuh oleh elektron (
memiliki delapan elektron valensi, kecuali gas helium
yang hanya memiliki dua elektron valensi). Meniru
konfigurasi elektron gas mulia adalah tenaga pendorong
alami dalam reaksi kimia, sebab dengan cara itulah
unsur menjadi stabil atau “sempurna”. Unsur gas mulia
tidak akan kehilangan, mendapatkan, atau berbagi
elektron.

KEGUNAAN dan MANFAAT
Beberapa kegunaan helium:
1. Helium digunakan sebagai gas
pengisi pada airships dan balon
udara, karena gas ini lebih ringan dari
pada udara. Lalu mengapa tidak
digunakan gas hydrogen yang 7%
lebih ringan dari helium? Alasannya
adalah karena gas hydrogen lebih
mudah terbakar dibandingkan dengan
helium.

2. Helium juga digunakan untuk menjaga agar
hydrogen-oksigen sebagai bahan bakar roket tetap
berwujud cair. Hal ini karena helium memiliki
titik didih yang sangat rendah.
3. Selain itu juga helium digunakan dalam
peralatan menyelam yaitu sebagai campuran
dengan oksigen karena kelarutannya sangat kecil
dalam darah.
Selain kegunaan helium (He) yang
disebutkan diatas, He digunakan untuk
mendinginkan magnet super konduktor, dan
sebagai gas pelindung untuk banyak keperluan
industri seperti Arc welding dan pembuatan
Silicon wafers.

Neon adalah suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang
memiliki lambang Ne dan nomor atom 10. Neon termasuk
kelompok gas mulia yang tak berwarna dan lembam (inert).
Penampilan gas tak berwarna, akan menjadi merah-jingga jika
diletakkan pada medan listrik.
Simbol: Ne
Konfigurasi elektron: [He] 2s2 2p6
Nomor atom: 10
Menemukan: 1898
Massa atom: 20,1797 ± 0,0006 u
Memiliki kemampuan mendinginkan refrigerator 40 kali
lipat dari helium cair dan 3 kali lipat lebih dari hidrogen cair.
Neon tamak adat, inert dan lebih murah daripada helium bila
diperlukan sebagai bahan pendingin (refrigerant)
Dibandingkan semua gas mulia, peleasan muatan Neon
memiliki intensitas lebih tinggi ada tegangan dan arus yang luar
biasa.

KELIMPAHAN UNSUR
Neon adalah unsur gas mulia yang terdapat atmosfer hingga
1:65000 udara. Meskipun neon adalah unsur paling melimpah
keempat di alam semesta, atmosfer bumi hanya mengandung
0,0018% neon.

CARA PEMBUATAN
Neon diperoleh dengan mencairkan udara dan
melakukan pemisahan dari gas lain dengan
penyulingan bertingkat. Yakni uadara diberi tekanan
tinggi dan suhunya diturunkan sampai semua
komponen udara menjadi cair. Kemudian tekanan
dinaikkan sedikit demi sedikit sambil menaikkan
suhu,maka gas akan tersuling pada suhu titik
didihnya. Dengan ini kita dapat mendapatkan Neon.
Meskipun pada umumnya tidak reaktif (inert),
gas ini dapat membentuk senyawa eksotis dengan
fluor di laboratorium. Ion Ne+, (NeAr)+, (NeH)+, dan
(HeNe+) diketahui dari analisis spektrofotometri optik
dan spektrofotometrik massa. Neon juga membentuk
hidrat yang tidak stabil.

Penggunaan Neon
Warna oranye kemerahan yang dipancarkan oleh neon secara luas digunakan
untuk membuat lampu iklan dan display lainnya.
Kegunaan lain dari neon meliputi sebagai indikator tegangan tinggi, penangkal
petir, tabung meteran gelombang, dan tabung televisi.
Neon dan helium digunakan untuk membuat suatu jenis laser gas.
Neon cair juga secara komersial digunakan sebagai refrigeran kriogenik.
Efek Kesehatan Neon
Neon bisa terhirup melalui pernapasan. Neon yang terlepas dalam ruangan tertutup
bisa memicu sesak napas.
Kontak kulit dengan neon cair yang bersuhu amat rendah bisa menyebabkan radang
dingin (frostbite).
Neon yang terhirup dalam jumlah besar akan memicu pusing, mual, muntah,
kehilangan kesadaran, dan kematian. Dalam ruangan yang tertutup, neon yang terlepas bisa
mengurangi konsentrasi oksigen di udara. Konsentrasi oksigen yang hilang hingga 75% bisa
berakibat fatal (kematian).
Dampak Lingkungan Neon
Neon adalah gas atmosfer langka dan dengan demikian tidak beracun. Neon tidak menimbulkan
ancaman bagi lingkungan karena tidak membentuk senyawa kimia dengan unsur lain.

Argon adalah unsur kimia dalam tabel
periodik yang memiliki simbol Ar dan nomor
atom 18. Gas mulia ke-3, di periode 8, argon
membentuk 1% dari atmosfer bumi.
Simbol: Ar
Konfigurasi elektron: Ne 3s2 3p6
Nomor atom: 18
Elektron per kelopak: 2,8,8
Menemukan: 1894
Massa atom: 39,948 ± 0,001 u
Argon tidak berbau, tidak berwarna, tidak
berasa, mudah larut dalam air, dan bukan gas
yang mudah terbakar.

SIFAT FISIK dan SIFAT KIMIA
Argon
Nomor atom 18
Elektron valensi 8
Jari-jari atom(Ǻ) 0,95
Massa atom (gram/mol) 39,348
Massa jenis (kg/m3) 1,784
Titik didih (0C) -185,7
Titikleleh (0C) 189,1
Bilangan oksidasi 0
Keelekronegatifan -
Entalpi peleburan (kJ/mol) 1,19
Entalpi penguapan (kJ/mol) 6,45
Afinitas elektron (kJ/mol) 35
Energi ionisasi (kJ/mol) 1520

KELIMPAHAN UNSUR
Argon merupakan penyusun 0.934%
(berdasarkan volume) atau1.29%
(berdasarkan massa) atmosfer bumi.

CARA PEMBUATAN
Argon dalam dunia diproduksi dengan destilasi
bertingkat udara yang tealh dicairkan. proses pemisahan
memanfaatkan perbedaan titik didih dari nitrogen cair,
argon cair oksigen cair dengan titik didih secara berturut-
turut 77.3 K 87,3 K dan 90.2 K, kira-kira dihasilkan
700.000 ton argon diseluruh dunia setiap tahunnya.
Dari peluruhan zat radioaktif
40 Ar, adalah isotop dari argon uang keberadaannya
paling melimpah, yang dihasilkan dari peluruhan 40
K yang mempunyai waktu paro1.25 × 109 tahun dengan
menagkap elektron atau menemisiskan positron. Karena itu
ini digunakan sebagai penentu umur dari suatu batuan.

Dikenal karena kemurnian kimianya, pada suhu yang tinggi argon dipergunakan
untuk pengelasan, sebagai gas pelindung.
Argon, baik murni maupun mengandung sedikit karbon dioksida, oksigen, hidrogen dan
helium, banyak dipergunakan sebagai gas pelindung dalam aplikasi pengelasan
terhadap baja karbon dan steinless, aluminium, magnesium, dan sebagainya.
Argon juga dipergunakan di bidang metalurgi untuk pengolahan panas sistem gas
proteksi, khususnya untuk memperkuat baja yang banyak mengandung karbon, dimana
dekarburisasi harus dihindari.
Argon bertindak sebagai gas pembawa silane pada pergantian komposisi silikon. Argon
dipergunakan di industri besi dan baja dengan cara-cara sebagai berikut :
 Dengan mempergunakan cairan argon, argon mencegah oksidasi dari baja cair
dan akan berlangsung proses pengurangan belerang dan gas-gas di dalam cairan baja
Pada bidang lampu listrik, argon dipergunakan untuk mengisi :
 Bola lampu pijar
 Tabung lampu pospor, dalam campuran dengan neon, helium dan gas merkuri.
 Tabung lampu radio thyratron, dalam campuran dengan neon.
Argon juga digunakan sebagai gas pembawa dalam kromatografi. Dicampur
dengan metan, argon dipakai untuk membersihkan Geiger-Muller counter untuk deteksi
sinar X dan sinar gamma. Peralatan ini dipergunakan untuk memonitor radiasi nuklir
dan untuk analisa spektrum yang dipancarkan oleh alat analisa sinar X.

PENGETAHUAN
 Bila argon menggantikan oksigen
diudara dapat menyebabkan sesak
napas karena udara yang
mengandung oksigen kurang dari 16%
sangat berbahaya.
 Argon tidak menyebabkan karat
sehingga semua jenis metal dapat
dipergunakan, asalkan peralatan
dirancang untuk tahan terhadap
proses tekanan dan suhu rendah.

Kripton adalah suatu unsur kimia
dalam tabel periodikyang memiliki
lambang Kr dan nomor atom 36.
Kripton berada termasuk
anggota golongan 18 atau VIIIA dan
periode ke-4. Kripton tidak berwana ,
tidak berbau, tidak berasa, dan
termasuk unusr yang inert.

Perioda 4
Penampilan Tak Berwarna
Konfigurasi elektron [Ar] 3d10 4s2 4p6
Struktur Kristal Kubus
Energi Ionisasi (detil) 1350,8 kJ/mol
Kovalen 110 pm
Fase Gas,
Titik Lebur 115,79 K
Titik Kritis 209,41 K, 5,50 Mpa
Nomor Atom 36
Blok p
Massa Atom 83,798(2) g/mol
Jumlah elektron di
tiap kulit
2 8 18 8
Elektronegativitas 3,00 (skala Pauling)
Jari-jari Atom 88 pm
Van der Waals 202 pm
Massa Jenis
(0 °C; 101,325 kPa)
3,749 g/L
Titik Didih 119,93 K
Kapasitas Kalor
(25 °C), 20,786
J/(mol·K)

KELIMPAHAN UNSUR
Kripton terdapat di udara dengan
kadar 1 ppm. Atmosfer Mars diketahui
mengandung 0.3 ppm kripton. Kripton
padat adalah zat kristal berwarna putih
dengan struktur kubus pusat muka yang
merupakan sifat umum pada semua gas
mulia.

CARA PEMBUATAN
 Reaksi Kripton
Seperti gas mulia lain, kripton kimiawi tidak reaktif. Namun, setelah sintesis
senyawa Xenon yang pertama sukses pada tahun 1962, sintesis Kripton difluorida
(KrF2) dilaporkan pada tahun 1963. Kripton (Kr) dapat direaksikan dengan Flour
(F2) dan menghasilkan Kripton difluorida (KrF2) dengan rumus molekul:
 Kr(s) + F2 (s) → KrF2 (s)
Reaksi ini dihasilkan dengan cara mendinginkan Kr dan F2 pada suhu -196
0C lalu diberi loncatan muatan listrik atau sinar X. Dari kira-kira selusin
senyawaan kripton yang dikenal, semuanya merupakan garam kompleks yang
diturunkan dari KrF2. Salah satu contoh pembentukan garam adalah:
 KrF2 + SbF5 → KrF+ + SbF6
-
Lalu, pada tahun yang sama, KrF4 dilaporkan oleh Grosse, tetapi kemudian
ditemukan kekeliruan. Ada juga senyawa yang belum diverifikasi, yaitu barium
garam dari asam karboksilat Kripton. Ion poliatomik ArKr + dan KrH+ telah diteliti
dan terbukti untuk KrXe atau KrXe+.
Senyawa Kripton berikatan dengan atom-atom selain fluor juga telah
ditemukan. Reaksi KrF2 dengan B(OTeF5)3 menghasilkan senyawa yang tidak stabil,
Kr(OTeF5)2, yang berisi ikatan Kripton-oksigen. Ikatan Kripton-nitrogen ditemukan
pada kation [HC≡N–Kr–F]+, dihasilkan oleh reaksi KrF2 dengan [HC≡NH] + [AsF]
dengan suhu dibawah −50°C. HKrCN dan HKrC≡CH (Kripton hidrida-sianida dan
hydrokryptoacetylene) dilaporkan stabil hingga 40 K.

a. Digunakan sebagai lampu kilat fotografi berkecepatan
tinggi.
b. Bila dicampur dengan argon bisa digunakan untuk pengisi
lampu fluorescent hemat energi.
c. Bahan utama untuk pembuatan laser kripton diflourida.
d. Digunakan untuk lampu disko.
e. Digunakan untuk lampu menara mercusuar.
f. Lampu pada landasan pacu pesawat terbang sebagai
penerangan dan penunjuk jalan pada malam hari.
g. Dapat juga dicampur dengan gas lain agar menghasilkan
sinar hijau kekuningan dengan melemparkannya ke udara
yang digunakan sebagai penanda atau kode.
h. Pemancar gamma-nya digunakan untuk alat radioterapi
yang dipakai untuk membunuh sel kanker.

Xenon adalah unsur dengan lambang kimia
Xe, nomor atom 54 dan massa atom relatif
131,29; berupa gas mulia, tak berwarna, tak
berbau dan tidak ada rasanya. Xenon diperoleh
dari udara yang dicairkan.
Simbol: Xe
Konfigurasi elektron: Kr 4d10 5s2 5p6
Nomor atom: 54
Elektron per kelopak: 2,8,18,18,8
Titik lebur: -111,8 °C
Menemukan: 1898
Massa atom: 131,293 ± 0,006 u

Perioda 5
Penampilan Tak Berwarna
Jumlah elektron di tiap kulit 2 8 18 18 8
Struktur Kristal Kubus
Energi Ionisasi 1170,4 kJ·mol-1
Blok p
Massa Atom 131,293(6) g/mol
Elektron valensi 8
Elektronegativitas 2,6 (skala Pauling)
Energi Ionisasi 1170,4 kJ·mol-1
Kovalen 130 pm
Fase Gas
Titik Lebur (101,325 kPa) 165,03 K (-108,12 °C, -162,62 °F)
Kapasitas Kalor (100 kPa, 25 °C) 20,786 J·mol-1·K-1
Jari-jari Atom 108 pm
Van der Waals 216 pm
Massa Jenis (0 °C, 101,325 kPa) 5,894 g/L
Titik Didih (101,325 kPa) 165,03 K (-108,12 °C, -162,62 °F)

KELIMPAHAN UNSUR
Terdapat di atmosfer kita dengan
kandungan satu bagian per dua puluh
juta bagian atmosfer. Xenon terdapat
dalam atmosfer Mars dengan kandungan
0.08 ppm. Unsur ini ditemukan dalam
bentuk gas, yang dilepaskan dari mineral
mata air tertentu, dan dihasilkan secara
komersial dengan ekstraksi udara cair.

CARA PEMBUATAN
Pengolahan
Xenon diperoleh dari destilasi udara cair.
Beberapa tahun terakhir telah ditemukan bahwa
xenon, seperti halnya unsur gas mulia lainnya, memang
membentuk senyawa. Di antara senyawa xenon tersebut
adalah natriun perxenat, xenon deuterat, xenon hidrat,
difluorida, tetrafluorida dan heka fluorida. Xenon trioksida,
yang sangat eksplosif, sudah dapat dibuat. Lebih dari 80
senyawa xenon telah dibuat dengan xenon yang terikat
secara kimiawi dengan fluor dan oksigen. Beberapa
senyawa xenon memiliki warna. Senyawa Xenon dengan
logam telah dihasilkan dengan menggunakan tekanan
ratusan kilobar. Xenon dalam tabung vakum menghasilkan
kilau biru yang indah ketika dieksitasi dalam pelepasan
muatan listrik.

 Xenon biasa digunakan untuk mengisi
lampu blizt pada kamera.
 Isotop-nya dapat digunakan sebagai
reaktor nuklir.
 Sebagai obat bius pada pembedahan.
 sebagai pengisi bola lampu disko yang
berwarna-warni.
 Digunakan dalam pembuatan tabung
elektron.

Radon adalah suatu unsur kimia dalam tabel
periodik yang memiliki lambang Rn dan nomor
atom 86. Radon juga termasuk dalam kelompok
gas mulia dan beradioaktif. Rata-rata, satu bagian
radon terdapat dalam 1 x 1021 bagian udara.
Pada suhu biasa, radon tidak berwarna, tetapi
ketika didinginkan hingga mencapai titik
bekunya, radon memancarkan fosforesens yang
teerang, yang kemudian menjadi kuning seiring
menurunnya suhu. Radon berwarna merah
sindur pada suhu udara cair. Telah dilaporkan
bahwa fluor bereaksi dengan radon, membentuk
senyawa fluorida. Radon klathrat juga telah
ditemukan.

Nama : Radon
Simbol : Rn
Nomer Atom : 86
Massa Atom : 222
Titik Leleh : -71 C
Titik Didih : -61.8 C
Jumlah Proton/Elektron : 86
Jumlah Neutron : 136
Klasifikasi : Gas Mulia
Struktur Bentuknya : Kubik
Warna : Colorless
Konfigurasi Elektron : [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p6
Struktur kristal : kubus pusat badan
Bilangan oksidasi : 0 Energi ionisasi : ke-1 : 1037 kJ/mol
jari-jari atom : 120 pm
jari-jari kovalen : 145

KELIMPAHAN dan CARA
PEMBUATAN
Menurut data dari Michigan Department of Natural
Resources and Environment, Radon merupakan produk dari
peluruhan alami Radium, yang juga merupakan hasil
peluruhan uranium — unsur yang tersedia berlimpah di
kerak bumi. Radium-226 memiliki waktu paruh sekitar
1.600 tahun. Setelah itu meluruh menjadi radon-222,
dengan waktu paruh 3,823 hari. Keturunan radon adalah
polonium-218, Timah-214, bismut-214 dan polonium-
214. Ini adalah padatan kimia aktif yang dapat ditemukan
dalam suatu lingkungan bersama dengan radon, yang juga
tidak dapat dideteksi oleh indera manusia.
Kecuali Radon, unsur-unsur gas mulia dapat
ditemukan di atmosfer meski dalam konsentrasi sangat kecil.
Karena jumlahnya yang sangat sedikit di atmosfer atau
udara, gas mulia ini sering juga disebut sebagai 'Gas Jarang‘.
Rata rata, terdapat satu molekul radon dalam 1 x 10 21
molekul udara.

- Radon digunakan sebagai cat pada angka jam. Di
sekitar tahun 1950, Rn digunakan untuk cat angka
jam agar bercahaya. Akan tetapi, karena bersifat
radioaktif, maka Rn tidak digunakan lagi.
- Radon digunakan untuk terapi kanker. Rn yang
bersifat radioaktif dimasukkan ke dalam tabung kecil
tertutup dan diletakkan didekat dengan jaringan
tubuh yang terkena kanker.
- Radon untuk sistem peringatan gempa. Rn berasal
dari peluruhan U dan Ra di bebatuan. Sewaktu
lempeng bergerak, kadar Rn akan bertambah karena
terjadi pelepasan Rn dari bebatuan. Kadar Rn
dijadikan indikator adanya gempa bumi.

Meskipun isotop Radon berumur pendek, namun ia
dapat terikat dan terbang bersama debu di
lingkungan. The Argonne National Laboratory
menyebutkan bahwa jika gas Radon dihirup, maka ia
dapat menempel pada lapisan mukosa dari saluran
pernapasan. Bahkan Radon yang tidak terikat
bersama debu, bisa masuk lebih dalam ke dalam
paru-paru. Partikel alpha yang dipancarkan radon
dapat merusak lapisan saluran pernapasan. Ini
berpotensi dapat menyebabkan kanker dari waktu ke
waktu.
Rumah dan bangunan yang kita huni ini
kemungkinan dibangun dibawah di atas tanah yang
berisi tumpukan Uranium dan Radium alam,
sehingga selalu ada kemungkinan bahwa
dimanapun radon bisa selalu muncul. Radon dapat

Halogen merupakan golongan non-logam yang
sangat reaktif, berbau, berwarna, beracun serta
tidak dijumpai pada keadaan bebas di alam. Pada
umumnya ditemukan dialam dalam bentuk
senyawa garam-garamnya. Garam yang terbentuk
disebut Garam halida. Sebenarnya dalam tubuh
manusia pun terdapat senyawa-senyawa halogen.
Misalnya Ion clorida (Cl-) merupakan anion yang
terkandung dalam plasma darah, cairan tubuh, air
susu, air mata, air ludah, dan cairan eksresi. Ion
Iodida (I-) merupakan suatu komponen dalam
pembentukan lapisan email gigi.

Sifat Fisika :
 Jari-jari atom unsur halogen bertambah
dari fluorin sampai astatin,sehingga tarik
menarik inti dengan electron terluar makin
lemah.
 Antara molekul-molekul halogen padat dan
cair terdapat ikatan Van der Waals yang
lemah. Dari fluorin sampai iodin ikatan itu
bertambah kuat maka dari fluorin sampai
iodin bertambah besar pula titik didih dan
titik lelehnya.
 Energi Ionisasi: dari F ke At makin kecil
sehingga untuk melepas electron valensi
dibutuhkan energi makin kecil

Sifat Kimia :
◦ Keelektronegatifan: dari F ke At keelektronegatifan
makin berkurang. Ini menunjukkan terjadi penurunan
kemampuan atom dari F sampai ke At untuk menarik
electron, sehingga makin ke bawah makin kurang reaktif
◦ Afinitas electron berkurang dari F sampai At kecuali F ke
Cl. F lebih kecil dari Cl. Ini disebabkan ukuran atom F
kecil di bandingkan Cl, Kecilnya atom menyebabkan
electron berdekatan satu sama lain sehingga ketika
menyerap electron dari atom lain terjadi tolak menolak
yang lebih kuat.
◦ Bilangan Oksidasi bervariasi tiap unsurnya kecuali F
yang hanya satu yaitu -1
◦ Flour berwarna kuning (wujud Gas), klor berwarna
kuning kehijauan (gas), brom berwarna orange kecoklatan
(Cair), iodine padat berwarna abu abu kehitaman (jika uap
berwana violet) , astatine bersifat radioaktif tidak stabil.
◦ Kereaktifan: kereaktifan dari F ke I makin berkurang.

KELIMPAHAN UNSUR dan
CARA PEMBUATAN
Halogen dibuat dari senyawa-senyawa
yang ada di alam. Caranya ialah dengan
mengoksidasi ion-ion halida. Prosesnya
sangat beragam jadi yang diungkapkan
di sini merupakan contoh dari berbagai
proses yang dapat terjadi.
Dialam halogen ditemukan dalam bentuk di
atomic ( F2, Cl2, Br2, I2) atau dalam bentuk
senyawanya. Unsur halogen terbanyak di alam
adalah klor sekitar 0,2% dari kerak bumi.

Fluor adalah suatu unsur kimia dalam
tabel periodik yang memiliki lambang F
dan nomor atom 9. Namanya berasal dari
bahasa Latin fluere, berarti "mengalir".
Simbol: F
Konfigurasi elektron: [He] 2s2 2p5
Nomor atom: 9

SIFAT FISIS dan SIFAT KIMIA
Nomor atom: 9
Massa atom: 18,998403 g/mol
Elektronegativitas menurut Pauling: 4
Kepadatan: 1,8*10-3 g/cm3 pada 20 °C
Titik didih: -188 °C
Radius Vanderwaals: 0,135 nm
Radius ionik: 0,136 nm (-1); 0,007 (+7)
Isotop: 2
Energi ionisasi pertama: 1680,6 kJ/mol
Energi ionisasi kedua: 3134 kJ/mol
Energi ionisasi ketiga: 6050 kJ/mol
Potensial standar: – 2.87 V

CARA PEMBUATAN
Proses Pembuatan Fluor
Untuk mendapat unsur fluor yang murni sangat sulit, hal ini
dikarenakan unsur flour ini adalah unsure yang bebas dan
sangat reaktif. Namun tetap saja gas fluor dapat dibuat
dengan cara elektrolisis dari leburan garam kalium florida
(KF), dan asam flourida (HF). Sedangkan untuk memperoleh
fluor cair dapat dilakukan dengan cara melewatkan gas
fluor tersebut melalui sebuah tabung logam atau karet yang
dikelilingi oleh udara cair. Asam hirofluorida juga dapat
diperoleh dari pengolahan fluorit dengan asam belerang
dan dipakai untuk mengelektrolitkan gas fluor.
Fluor adalah unsur ke-13 paling berlimpah di kerak
bumi dengan konsentrasi 950 ppm.
Tanah mengandung kira-kira 330 ppm fluor.
Sedangkan tanah yang terkontaminasi bisa mengandung
fluor hingga 3500 ppm.

Pada senyawa Klorofluorokarbon (CFC)
Senyawa klorofluorokarbon atau yang lebih dikenal denagn nama
Freon ini, berupa cair ataupun gas dan tidak berbau ataupun
beracun. Senyawa ini sering digunakan sebagai pendorong dalam
produk penyemprot aerosol dan juga sering digunakan dalam
pendingin pada lemari es atau pada AC. Namun sekarang ini
penelitian membuktikan bahwa senyawa ini dapat merusak
lapisan ozon (O3) di atmosfer, sehingga pengunaannya makin di
kurangi.
Pada senyawa Politetra Flouretena (Teflon)
Politetra Flouretena adalah salah satu senyawa fluor dalam ikatan
plastik yang lebih sering disebut sebagai teflon. Senyawa ini
banyak digunakan pada industri automobil dan dapat digunakan
sebagai pelapis pada bagian dalam panci dan sebagai peralatan
masak lainnya.
Fluorida sering ditambahkan pada pasta gigi untuk
mencegah gigi berlubang.

Klor, adalah unsur kimia dengan simbol
Cl dan nomor atom 17. Dalam tabel
periodik, unsur ini termasuk kelompok
halogen atau grup 17.
Simbol: Cl
Konfigurasi elektron: Ne 3s2 3p5
Nomor atom: 17
Titik didih: -34,04 °C
Massa atom: 35,453 ± 0,002 u

Nomor atom: 17
Massa atom: 35,453 g/mol
Elektronegativitas menurut Pauling: 3,0
Titik lebur: -101 °C
Titik didih: -34,6 °C
Radius Vanderwaals: 0,127 nm
Radius ionik: 0,184 (-2) nm, 0,029 nm (+6)
Isotop: 4
Energi ionisasi pertama: 1255,7 kJ/mol
Energi ionisasi kedua: 2298 kJ/mol
Energi ionisasi ketiga: 3822 kJ/mol
Potensial standar: – 1,36 V

CARA PEMBUATAN
 Unsur kimia murni klorin berwujud gas diatomik berwarna hijau. Nama
klorin berasal dari kata latin chloros, yang berarti hijau, mengacu pada
warna gas ini.
 Gas klorin memiliki berat 2,5 kali udara, memiliki bau menyesakkan,
serta sangat beracun.
 Dalam bentuk cair dan padat, klorin merupakan oksidator kuat, pemutih,
dan agen disinfektan kuat.
 Elemen ini merupakan bagian dari seri halogen pembentuk garam yang
bisa diekstrak dari klorida melalui oksidasi dan elektrolisis.
 Di alam, klorin banyak ditemukan bersenyawa dengan unsur natrium
membentuk garam dapur (NaCl), serta ditemukan dalam karnalit dan
silvit.
 Klorida membentuk banyak garam terlarut dalam lautan dengan sekitar
1,9% dari massa air laut adalah ion klorida.
 Jumlah klorida dalam tanah bervariasi tergantung dari jaraknya dengan
laut. Rata-rata klorida di tanah bagian atas adalah sekitar 10 ppm.
 Tanaman juga mengandung sejumlah klorin yang terkonsentrasi dalam
kloroplas.

 Klor digunakan secara luas dalam pembuatan banyak produk
sehari-hari. Klor digunakan untuk menghasilkan air minum yang
aman hampir di seluruh dunia. Bahkan, kemasan air terkecil pun
sudah terklorinasi.
 Klor juga digunakan secara besar-besaran pada proses pembuatan
kertas, zat pewarna, tekstil, produk olahan minyak bumi, obat-
obatan, antseptik, insektisida, makanan, pelarut, cat, plastik, dan
banyak produk lainnya.
 Kebanyakan klor diproduksi untuk digunakan dalam pembuatan
senyawa klorin untuk sanitasi, pemutihan kertas, desinfektan, dan
proses tekstil. Lebih jauh lagi, klor digunakan untuk pembuatan
klorat, kloroform, karbon tetraklorida, dan ekstraksi brom.
 Kimia organik sangat membutuhkan klor, baik sebagai zat
oksidator maupun sebagai subtitusi, karena banyak sifat yang
sesuai dengan yang diharapkan dalam senyawa organik ketika
klor mensubtitusi hidrogen, seperti dalam salah satu bentuk karet
sintetis.

 Brom atau bromin adalah unsur kimia
yang merupakan anggota keluarga
halogen bersama dengan fluor, yodium,
klorin, dan astatin.
 Dalam tabel periodik, brom ditempatkan
dalam grup 7 bersama dengan klorin dan
yodium.

Energi pengionan pertama
(kJ/mol)
1140
Afinitas elektron (kJ/mol) -325
(kJ/mol)
1140
(kJ/mol)
1140
(kJ/mol)
1140
Nomor atom (Z) 35
Konfigurasi elektron [Ar]3d¹⁰4s²4p⁵
Massa atom 80
Wujud zat cair
Warna Merah kecoklatan
Titik beku (0C) -7
Titik didih (0C) 59
Kerapatan (g/cm3) 3,12
Kelarutan dalam air (g/ml) 42

CARA PEMBENTUKAN
Flourin dan klorin dibuat dengan
mengelektrolisis HF dalam leburan KF,
lelehan NaCl atau larutan NaCl.
Klorin dan bromin di laboratorium
dibuat dengan mengoksidasi garamnya.
Di laboratorium dibuat seperti bromin
tetapi menggunakan garam iodida.
Unsur halogen terbanyak di alam adalah klor
sekitar 0,2% dari kerak bumi.

- AgBr sensitif terhadap cahaya dan
digunakan dalam film fotografi dan sinar
X. Dalam Prosesnya, senyawa akan
tereduksi menjadi Ag dan Halogen
dimana Ag akan menghitamkan kertas.

- Senyawa bromin digunakan pada
pestisida, obat-obatan dan dalam
pembuatan plastik dan tekstil tahan api.

- Etilenbromida (C2H4Br2) dicampurkan
ke bensin bertimbal untuk mengikat
timbal (Pb) agar tidak melekat pada
mesin.
- Bahan baku pembuat senyawa NaBr
(obat penenang), AgBr (bahan pembuat
negatif film), CH3Br (bahan pemadam
kebakaran).

Iod adalah padatan berkilauan berwarna
hitam kebiru-biruan, menguap pada suhu
kamar menjadi gas ungu biru dengan bau
menyengat. Iod membentuk senyawa
dengan banyak unsur, tapi tidak
sereaktif halogen lainnya, yang kemudian
menggeser iodida. Iod menunjukkan sifat-
sifat menyerupai logam. Iod mudah larut
dalam kloroform, karbon tetraklorida, atau
karbon disulfida yang kemudian
membentuk larutan berwarna ungu yang
indah. Iod hanya sedikit larut dalam air.

CARA PEMBUATAN
Laut merupakan sumber utama yodium, oleh karena itu
makanan laut yang berupa ikan, udang dan kerang serta ganggang
laut merupakan sumber yodium yang baik. Daerah yang dekat
dengan pantai mengandung yodium cukup banyak, berbeda dengan
daerah yang jauh dari pantai terutama daerah berkapur dan daerah
yang mengalami erosi yang mempunyai sedikit atau tidak
mengandung yodium.
Daerah yang jauh dari pantai mempunyai kandungan yodium yang
sedikit, sehingga tanaman yang tumbuh mempunyai sedikit atau tidak
sama sekali mengandung yodium. Salah satu cara penanggulangan
kekurangan yodium di Indonesia adalah dengan cara fortifikasi
melalui garam dapur dengan yodium.
Yodium dapat diperoleh dari air laut, air tanah pada kedalaman
tertentu dan daerah tertentu. Air tanah yang dijadikan sebagai sumber
yodium ini selanjutnya diberi istilah atau nama yang disebut air-asin.
Air-asin ini dapat dijadikan sumber yodium karena salah satu
komponennya adalah ion yidium yaitu sebesar 113,6 mg per liter air
asin. Iod atau Yodium yang sangat murni dapat diperoleh dengan
mereaksikan kalium iodida dengan tembaga sulfat.

 Bidang hidrologi
Dalam bidang hidrologi, kebocoran dam serta pipa penyalur yang terbenam dalam
tanah dapat dideteksi menggunakan radioisotop Iodium-131 dalam bentuk senyawa CH3–I. I-
131 digunakan sebagai perunut untuk mencari kebocoran pada bendungan dan saluran
irigasi, mempelajari pergerakan air dan lumpur pada daerah pelabuhan dan bendungan, laju
alir, serta laju pengendapan. Pada I-131, radiasi neutron banyak juga digunakan untuk
mengukur kelembaban permukaan tanah.
 Bidang industri
Radioisotop dapat digunakan sebagai perunut (untuk mengikuti unsur dalam suatu
proses yang menyangkut senyawa atau sekelompok senyawa), sebagai sumber radiasi atau
sumber sinar dan sebagai sumber tenaga. Pengunaan radioisotop sebagai perunut didasarkan
pada ikatan bahwa isotop radioaktif mempunyai sifat kimia yang sama dengan isotop stabil.
Peran radioisotop sebagai pencari jejak tidak terlepas dari sifat-sifat khas yang dimilikinya, antara
lain:
1. Radioisotop senantiasa memancarkan radiasi di manapun dia berada dan mudah dideteksi.
2. Laju peluruhan tiap satuan waktu (radioaktivitas) hanya merupakan fungsi jumlah atom
radioisotop yang ada, tidak dipengaruhi oleh kondisi lingkungan baik temperatur, tekanan, pH
dan sebagainya.
3. Intensitas radiasi ini tidak bergantung pada bentuk kimia atau senyawa yang disusunnya.
4. Radioisotop memiliki konfigurasi elektron yang sama dengan isotop lain sehingga sifat kimia
yang dimiliki radioisotop sama dengan isotop-isotop lain dari unsur yang sama.
5. Radiasi yang dipancarkan, utamanya radiasi gamma, memiliki daya tembus yang besar.
Lempengan logam setebal beberapa sentimeter pun dapat ditembus oleh radiasi gamma,
utamanya gamma dengan energi tinggi. Sifat ini mempermudah dalam pendeteksian.

1. Iodin dalam obat merah di gunakan sebagai
antiseptic
2. Iodin dalam laboratorium digunakan untuk
menguji dan mengidentifikasi amilum
3. Iodin dalam bentuk Kalium Iodat( KIO3)
ditambahkan pada garam dapur untuk
mencegah penyakit gondok
4. Iodin dalam bentuk Iodoform( CHI3 )
merupakan zat organic yang dapat digunakan
sebagai antiseptik
5. Iodin dalam bentuk Perak Iodida( AgI ) dapat
digunakan dalam pembuatan film fotografi.

Astatin adalah suatu unsur kimia dalam tabel
periodik yang memiliki lambang At dan nomor
atom 85. Nama unsur ini berasal dari bahasa
Yunani αστατος yang berarti "tak stabil".
Simbol: At
Konfigurasi elektron: Xe 4f14 5d10 6s2 6p5
Titik lebur: 301,8 °C
Nomor atom: 85
Titik didih: 336,8 °C
Menemukan: 1940
Massa atom: 210 u

Bentuk Fisik
Padatan hitam (perkiraan)
Sifat Fisik
Fasa Solid
Titik Didih 575 K 302 ° ,C 576 ° ,F
Titik Leleh 610 K 337 ° ,C 639 ° ,F
Konduktivitas Termal (300 K) 1.7 W·m−1·K−1
Kalor Penguapan 40 kJ·mol−1
Tekanan Uap
P/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 k
at T/K 361 392 429 475 531 607
SIFAT FISIS

 SIFAT KIMIA
SIFAT ATOM
Bilangan oksidasi ±1, 3, 5, 7
Massa molar/molekul (210) g·mol−1
Konfigurasi Elektron [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p5
Electrons per kulit 2, 8, 18, 32, 18, 7
Elektronegatif 2.2 (Pauling scale)
Energi Ionisasi 1st: 890±40 kJ·mol−1
Jari-jari kovalen 150 pm
Jari-jari Van der Waals 202 pm

Jari-jari Netral
Ukuran atom netral tergantung pada cara pengukuran
dibuat dan lingkungan. Istilah "jari atom" tidak begitu membantu
meskipun penggunaannya tersebar luas.
Jari-jari Ion
Tabel ini memberikan beberapa jari-jari ionik. Dalam tabel
ini, geometri mengacu pada pengaturan ion tetangga
terdekat. Ukuran tidak tergantung pada geometri dan
lingkungan. Untuk konfigurasi elektronik, di mana hal-hal, nilai-
nilai yang diberikan untuk spesies oktahedral adalah spin rendah
kecuali dinyatakan tidak spin tinggi. Istilah spin rendah dan spin
tinggi mengacu pada konfigurasi elektronik geomtries tertentu
ion-balok logam d tertentu.
Ion Ion Coordination type Koordinasi
jenis
At(VII) At (VII) 6-coordinate, octahedral 6-
koordinat, oktahedral

Sifat keradioaktifan (kelimpahan dan
macam-macam isotopnya)
Nuklida
Abundance
[%]
Mass Spin Waktu paruh
Mode
peluruhan
206At 0 206 5 29.4 menit
EC,BETA+,AL
FA
207At - 206,98578 4,5 1,81 jam ALFA
208At 0 208 6 1.63 jam
EC,BETA+,AL
FA
209At - 208,98616 6 5,4 Jam ALFA
210At 0
208.9861620
8,98616
5.4 h 5
5,4 Jam ALFA
211At 0 210.988 9/2 7.21 jam EC,ALFA
215At 0 214.999 9/2 0.10 ms ALFA
217At 0 217.005 9/2 32 ms ALFA,BETA-
218At 0 218.009 0 1.6 s
ALFA
219At 0 219.011 0 50 s ALFA,BETA-

REAKSI - REAKSI
Reaksi-reaksi yang terjadi pada Astatin
Reaksi dengan Halogen
Astatin bereaksi dengan bromin, Br2, atau iodin, I2, membentuk senyawa interhalogen
AtBr dan AtI masing-masing. Keduanya larut dalam karbon tetraklorida, CCL4.
At 2 + Br 2 → 2AtBr 2At + Br2 → 2AtBr
At 2 + I 2 → 2AtI 2At + I2 → 2AtI
Reaksi dengan asamAstatine dissolves in dilute nitric acid, HNO 3 , or dilute hydrochloric acid, HCl.
Astatine larut dalam cairan asam nitrat, HNO3, atau cairan asam klorida, HCl.
At- + H+ → Hat
Reaksi dengan basa
Bagian ini berisi daftar beberapa senyawa biner dengan halogen, oksigen (dikenal
sebagai oksida), hidrogen (dikenal sebagai hidrida), dan beberapa senyawa lainnya astatine.
Untuk setiap senyawa, sebuah bilangan oksidasi formal untuk astatine diberikan, tetapi
kegunaan nomor ini terbatas untuk-blok elemen p pada khususnya. Berdasarkan jumlah
oksidasi, suatu konfigurasi elektronik juga diberikan tetapi dicatat bahwa untuk komponen
lain Anda harus melihat ini sebagai pedoman saja. Istilah hidrida digunakan dalam pengertian
generik untuk menunjukkan senyawa MxHy jenis dan tidak perlu untuk menunjukkan bahwa
setiap senyawa kimia yang tercantum berperilaku sebagai hidrida. Dalam senyawa dari
astatine, jumlah oksidasi astatine umum sebagian besar adalah 1 dan -1.

Reaksi dengan Na membentuk garam
Astatin diperkirakan membentuk ikatan-ikatan bersifat ion seperti
dengan sodium (Na), seperti halogen-halogen yang lain, tetapi itu dapat
dipindahkan dari garam-garam oleh tongkang/geretan, halogen-halogen
yang lebih reaktif.
Beberapa contoh-contoh dari campuran-campuran astatin adalah:
Sodium astatide (NaAt)
Magnesium astatide (MgAt2)
At + Na → NaAt
2At + Mg → MgAt2
Reaksi dengan hidrogen
Karbon tetraastatide (CAt4) Astatin dapat juga bereaksi dengan
hidrogen untuk membentuk astatane, yang ketika dihancurkan di dalam
air, membentuk cuka hydroastatic yang sangat kuat. Astatin merupakn
unsur halogen yang kereaktifannya paling kecil.
CAt4 + H2 → Cat2H2 + 2At
Cat2H2 + H2O → (Cuka hidro astatic)

KELIMAHAN UNSUR
Sumber Astatin di alam
Astatine bersifat radioaktif dan pada dasarnya tidak tersedia di alam. It is not possible to
make other than in a nuclear reactor.Namun, astatin terdapat di alam karena hasil peluruhan
dari unsur radioaktif. Isotop dengan massa paruh waktu terpanjang, terdapat di alam dengan
isotop uranium dan torium, dan jejak 217At setara dengan 233U dan 239Np, dihasilkan dari
integrasi torium dan uranium dengan menghasilkan neutron alamiah. Jumlah astatin di kerak
bumi hanyalah kurang dari 1 ons. Tidaklah mungkin untuk membuatnya selain dalam reaktor
nuklir. Bombardment of the bismuth isotope 209
83 Bi with α-particles (helium nuclei, 4
2 He)
results in formation of shortlived astatine and neutrons. Pemboman isotop 209At83 bismut (Bi)
dengan α-partikel (inti helium, 4He2 ) hasil dalam pembentukan astatine saja manfaat dan
neutron. Target bismut didinginkan selama iradiasi untuk mencegah astatine volatile
menghilang.
Reaksi
Energi partikel alpha
Selain dari hasil penembakan, astatin pun diduga ada didalam kelenjar tiroid manusia, sama
halnya seperti iodium.
Reaksi Energi partikel alpha
209
83Bi + 4
2α → 211
85At + 2 1
0n 26 MeV
209
83Bi + 4
2α → 210
85At + 3 1
0n 40 MeV
209
83Bi + 4
2α →209
85At + 4 1
0n 60 MeV

Isotop-isotop yang kurang stabil dari astatin tidak mempunyai
aplikasi-aplikasi praktis dibanding studi ilmiah lain karena waktu
hidupnya sangat pendek, tetapi isotop-isotop yang lebih berat
mempunyai penggunaan-penggunaan medis. Astatine-211 adalah
suatu emiter alfa dengan umur-paruh yang secara fisik 72 jam. Hal
ini sudah dimanfaatkan penggunaannya di dalam radiasi therapy.
Suatu penyelidikan kemanjuran dari koloid astatine-211–tellurium
untuk perawatan dari penyakit menular bersifat percobaan di dalam
tikus-tikus mengungkapkan bahwa alfa ini memancarkan radiokoloid
dapat sedang menyembuhkan tanpa menyebabkan ketoksikan kepada
jaringan normal. Berdasarkan perbandingan, beta yang memancarkan
phosphorus-32 sebagai koloidal chromic fosfat tidak mempunyai
aktivitas yang antineoplastik. Kebanyakan penjelasan untuk
perbedaan yang mencolok ini adalah ionisasi yang tebal/padat dan
cakupan pendek tindakan berhubungan dengan emisi alfa. Hasil-hasil
ini mempunyai keterlibatan-keterlibatan penting untuk
pengembangan dan penggunaan dari alpha-emitters sebagai ilmu
pengobatan radiokoloid untuk perawatan dari tumor-tumor manusia.

ALKALI TANAH
(Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra)

Unsur golongan ini bersifat basa, sama seperti
unsur golongan alkali, namun tingkat kebasaannya
lebih lemah. Senyawa Be(OH)2 bersifat amfoter.
Artinya bisa bersifat asam atau pun basa. Sedangkan
unsur Ra bersifat Radioaktif. Semua logam alkali
tanah merupakan logam yang tergolong reaktif,
meskipun kurang reaktif dibandingkan dengan
unsur alkali. Alkali tanah juga memiliki sifat relatif
lunak dan dapat menghantarkan panas dan listrik
dengan baik, kecuali Berilium. Logam ini juga
memiliki kilapan logam.
Logam alkali tanah memiliki jari-jari atom yang
besar dan harga ionisasi yang kecil. Dari Berilium ke
Barium, nomor atom dan jari-jari atom semakin
besar. Selain itu semua logam alkali tanah juga
mempunyai kecenderungan teratur mengenai
keelektronegatifan yang semakin kecil dan daya
reduksi yang semakin kuat dari Berilium ke Barium.

Berdasarkan Tabel diatas dapat diamati juga hal-hal sebagai berikut,
Konfigurasi elektronnya menunjukan bahwa logam alkali tanah mempunyai elektron
valensi ns2. Selain jari-jari atomnya yang lebih kecil dibandingkan logam alkali, kedua
elektron valensinya yang telah berpasangan mengakibatkan energi ionisasi logam alkali
tanah lebih tinggi daripada alkali.
Meskipun energi ionisasinya tinggi, tetapi karena energi hidrasi dari ion M2+ dari
alkali tanah lebih besar daripada energi hidrasi ion M+ dari alkali, mengakibatkan logam
alkali tetap mudah melepaskan kedua electron valensinya, sehingga lebih stabil sebagai ion
M2+.
Jari-jari atomnya yang lebih kecil dan muatan intinya yang lebih besar mengakibatkan
logam alkali tanah membentuk kristal dengan susunan yang lebih rapat, sehingga
mempunyai sifat yang lebih keras daripada logam alkali dan massa jenisnya lebih tinggi.
Berilium mempunyai energi ionisasi yang sangat tinggi dan keelektronegatifan yang
cukup besar, kedua hal ini menyebabkan berilium dalam berikatan cenderung membentuk
ikatan kovalen.
Potensial elektrode (reduki) standar logam alkali tanah menunjukkan harga yang
rendah (negatif). Hal ini menunjukkan bahwa logam alkali tanah merupakan reduktor yang
cukup kuat, bahkan kalsium, stronsium, dan barium mempunyai daya reduksi yang lebih
kuat daripada natrium.
Titik didih dan titik leleh logam alkali tanah lebih tinggi daripada suhu ruangan. Oleh
karena itu, unsur-unsur logam alkali tanah berwujud padat pada suhu ruangan.
Kemiripan sifat logam alkali tanah disebabkan oleh kecenderungan melepaskan dua
elektron valensi. Oleh karena itu senyawanya mempunyai bilangan oksidasi +2, sehingga
logam alkali tanah diletakkan pada golongan II A. Alkali tanah termasuk logam yang reaktif,
namun Berilium adalah satu-satunya unsur alkali tanah yang kurang reaktif, bahkan tidak
bereaksi dengan air. Logam alkali tanah bersifat pereduksi kuat. Semakin ke bawah, sifat
pereduksi ini semakin kuat. Hal ini ditunjukkan oleh kemampuan bereaksi dengan air yang
semakin meningkat dari Berilium ke Barium. Selain dengan air unsur logam alkali tanah juga
bisa bereaksi dengan Oksigen, Nitrogen, dan Halogen

Reaksi Logam Alkali Tanah dengan Air
Berilium tidak bereaksi dengan air, sedangkan logam Magnesium bereaksi sangat lambat dan hanya
dapat bereaksi dengan air panas. Logam Kalsium, Stronsium, Barium, dan Radium bereaksi sangat
cepat dan dapat bereaksi dengan air dingin. Contoh reaksi logam alkali tanah dan air berlangsung
sebagai berikut,
Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + H2(g)
Reaksi Logam Alkali Tanah Dengan Oksigen
Dengan pemanasan, Berilium dan Magnesium dapat bereaksi dengan oksigen. Oksida Berilium dan
Magnesium yang terbentuk akan menjadi lapisan pelindung pada permukaan logam.Barium dapat
membentuk senyawa peroksida (BaO2)
2Mg(s) + O2 (g) → 2MgO(s)
Ba(s) + O2(g) (berlebihan) → BaO2(s)
Pembakaran Magnesium di udara dengan Oksigen terbatas pada suhu tinggi akan dapat menghasilkan
Magnesium Nitrida (Mg3N2)
4Mg(s) + ½ O2(g) + N2 (g) → MgO(s) + Mg3N2(s)
Bila Mg3N2 direaksikan dengan air maka akan didapatkan gas NH3
Mg3N2(s) + 6H2O(l) → 3Mg(OH)2(s) + 2NH3(g)
Reaksi Logam Alkali Tanah Dengan Nitrogen
Logam alkali tanah yang terbakar di udara akan membentuk senyawa oksida dan senyawa Nitrida
dengan demikian Nitrogen yang ada di udara bereaksi juga dengan Alkali Tanah. Contoh,
3Mg(s) + N2(g) → Mg3N2(s)
Reaksi Logam Alkali Tanah Dengan Halogen
Semua logam Alkali Tanah bereaksi dengan halogen dengan cepat membentuk garam Halida, kecuali
Berilium. Oleh karena daya polarisasi ion Be2+ terhadap pasangan elektron Halogen kecuali F-, maka
BeCl2 berikatan kovalen. Sedangkan alkali tanah yang lain berikatan ion. Contoh,
Ca(s) + Cl2(g) → CaCl2(s)

EKSTRAKSI
PROSES EKSTRAKSI LOGAM ALKALI TANAH
Ekstraksi adalah pemisahan suatu unsur dari suatu senyawa. Logam alkali tanah dapat
di ekstraksi dari senyawanya. Untuk mengekstraksinya kita dapat menggunakan dua cara,
yaitu metode reduksi dan metode elektrolisis.
Ekstraksi Berilium (Be)
Metode reduksi
Untuk mendapatkan Berilium, bisa didapatkan dengan mereduksi BeF2. Sebelum
mendapatkan BeF2, kita harus memanaskan beril [Be3Al2(SiO6)3] dengan Na2SiF6 hingga 700
0C. Karena beril adalah sumber utama berilium.
BeF2 + Mg à MgF2 + Be
Metode Elektrolisis
Untuk mendapatkan berilium juga kita dapat mengekstraksi dari lelehan BeCl2 yang
telah ditambah NaCl. Karena BeCl2 tidak dapat mengahantarkan listrik dengan baik, sehingga
ditambahkan NaCl. Reaksi yang terjadi adalah :
Katoda : Be2+ + 2e- à Be
Anode : 2Cl- à Cl2 + 2e-
Ekstraksi Magnesium (Mg)
Metode Reduksi
Untuk mendapatkan magnesium kita dapat mengekstraksinya dari dolomit
[MgCa(CO3)2] karena dolomite merupakan salah satu sumber yang dapat menhasilkan
magnesium. Dolomite dipanaskan sehingga terbentuk MgO.CaO. lalu MgO.CaO. dipanaskan
dengan FeSi sehingga menhasilkan Mg.
2[ MgO.CaO] + FeSi à 2Mg + Ca2SiO4 + Fe

Metode Elektrolisis
Selain dengan ekstraksi dolomite magnesium juga bisa didapatkan dengan
mereaksikan air alut dengan CaO. Reaksi yang terjadi :
CaO + H2O à Ca2+ + 2OH-
Mg2+ + 2OH- à Mg(OH)2
Selanjutnya Mg(OH)2 direaksikan dengan HCl Untuk membentuk MgCl2
Mg(OH)2 + 2HCl à MgCl2 + 2H2O
Setelah mendapatkan lelehan MgCl2 kita dapat mengelektrolisisnya untuk
mendapatkan magnesium
Katode : Mg2+ + 2e- à Mg
Anode : 2Cl- à Cl2 + 2e-
Ekstraksi Kalsium (Ca)
Metode Elektrolisis
Batu kapur (CaCO3) adalah sumber utama untuk mendapatkan kalsium (Ca). Untuk
mendapatkan kalsium, kita dapat mereaksikan CaCO3 dengan HCl agar terbentuk
senyawa CaCl2. Reaksi yang terjadi :
CaCO3 + 2HCl à CaCl2 + H2O + CO2
Setelah mendapatkan CaCl2, kita dapat mengelektrolisisnya agar mendapatkan kalsium
(Ca). Reaksi yang terjadi :
Katoda ; Ca2+ + 2e- à Ca
Anoda ; 2Cl- à Cl2 + 2e-

Metode Reduksi
Logam kalsium (Ca) juga dapat dihasilkan dengan mereduksi CaO oleh Al atau
dengan mereduksi CaCl2 oleh Na. Reduksi CaO oleh Al
6CaO + 2Al à 3 Ca + Ca3Al2O6
Reduksi CaCl2 oleh Na
CaCl2 + 2 Na à Ca + 2NaCl
Ekstraksi Strontium (Sr)
Metode Elektrolisis
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 Strontium (Sr). Reaksi yang terjadi ;
katode ; Sr2+ +2e- à Sr
anoda ; 2Cl- à Cl2 + 2e-
Ekstraksi Barium (Ba)
Metode Elektrolisis
Barit (BaSO4) adalah sumber utama untuk memperoleh Barium (Ba). Setelah
diproses menjadi BaCl2 barium bisa diperoleh dari elektrolisis lelehan BaCl2. Reaksi yang
terjadi :
katode ; Ba2+ +2e- à Ba
anoda ; 2Cl- à Cl2 + 2e-
Metode Reduksi
Selain dengan elektrolisis, barium bisa kita peroleh dengan mereduksi BaO oleh
Al. Reaksi yang terjadi :
6BaO + 2Al à 3Ba + Ba3Al2O6.

KELIMPAHAN UNSUR
Logam alkali tanah memilii sifat yang reaktif sehingga di alam hanya ditemukan
dalam bentuk senyawanya. Berikut keberadaan senyawa yang mengandung logam
alkali :
Berilium. Berilium tidak begitu banyak terdapat di kerak bumi, bahkan hampir bisa
dikatakan tidak ada. Sedangkan di alam berilium dapat bersenyawa menjadi
Mineral beril [Be3Al2(SiO 6)3], dan Krisoberil [Al2BeO4].
Magnesium. Magnesium berperingkat nomor 7 terbanyak yang terdapat di kerak
bumi, dengan 1,9% keberadaannya. Di alam magnesium bisa bersenyawa menjadi
Magnesium Klorida [MgCl2], Senyawa Karbonat [MgCO3], Dolomit [MgCa(CO3)2],
dan Senyawa Epsomit [MgSO4.7H2O]
Kalsium. Kalsium adalah logam alkali yang paling banyak terdapat di kerak bumi.
Bahkan kalsium menjadi nomor 5 terbanyak yang terdapat di kerak bumi, dengan
3,4% keberadaanya. Di alam kalsium dapat membentuk senyawa karbonat
[CaCO3], Senyawa Fospat [CaPO4], Senyawa Sulfat [CaSO4], Senyawa Fourida [CaF]
Stronsium. Stronsium berada di kerak bumi dengan jumlah 0,03%. Di alam strontium
dapat membuntuk senyawa Mineral Selesit [SrSO4], dan Strontianit
Barium. Barium berada di kerak bumi sebanyak 0,04%. Di alam barium dapat
membentuk senyawa : Mineral Baritin [BaSO4], dan Mineral Witerit [BaCO3]

Berilium (Be)
1. Berilium digunakan untuk memadukan logam agar lebih kuat, akan tetapi
bermasa lebih ringan. Biasanya paduan ini digunakan pada kemudi
pesawat Zet.
2. Berilium digunakan pada kaca dari sinar X.
3. Berilium digunakan untuk mengontrol reaksi fisi pada reaktor nuklir
4. Campuran berilium dan tembaga banyak dipakai pada alat listrik, maka
Berilium sangat penting sebagai komponen televisi.
Magnesium (Mg)
1. Magnesium digunakan untuk memberi warna putih terang pada kembang
api dan pada lampu Blitz.
2. Senyawa MgO dapat digunakan untuk melapisi tungku, karena senyawa
MgO memiliki titik leleh yang tinggi.
3. Senyawa Mg(OH)2 digunakan dalam pasta gigi untuk mengurangi asam
yang terdapat di mulut dan mencagah terjadinnya kerusakan gigi,
sekaligus sebagai pencegah maag
4. Mirip dengan Berilium yang membuat campuran logam semakin kuat dan
ringan sehingga biasa digunakan pada alat alat rumah tangga.

Kalsium (Ca)
1. Kalsium digunakan pada obat obatan, bubuk pengembang kue dan plastik.
2. Senyawa CaSO4 digunakan untuk membuat Gips yang berfungsi untuk membalut tulang yang patah.
3. Senyawa CaCO3 biasa digunakan untuk bahan bangunan seperti komponen semen dan cat
tembok.Selain itu digunakan untuk membuat kapur tulis dan gelas.
4. Kalsium Oksida (CaO) dapat mengikat air pada Etanol karena bersifat dehidrator,dapat juga
mengeringkan gas dan mengikat Karbondioksida pada cerobong asap.
5. Ca(OH)2 digunakan sebagai pengatur pH air limbah dan juga sebagai sumber basa yang harganya relatif
murah
6. Kalsium Karbida (CaC2) disaebut juga batu karbit merupakan bahan untuk pembuatan gas asetilena
(C2H2) yang digunakan untuk pengelasan.
7. Kalsium banyak terdapat pada susu dan ikan teri yang berfungsi sebagai pembentuk tulang dan gigi.
Stronsium (Sr)
1. Stronsium dalam senyawa Sr(no3)2 memberikan warna merah apabila digunakan untuk bahan kembang
api.
2. Stronsium sebagai senyawa karbonat biasa digunakan dalam pembuatan kaca televisi berwarna dan
komputer.
3. Untuk pengoperasian mercusuar yang mengubah energi panas menjadi listrik dalam baterai nuklir RTG
(Radiisotop Thermoelectric Generator).
Barium (Ba)
1. BaSO4 digunakan untuk memeriksa saluran pencernaan karena mampu menyerap sinar X meskipun
beracun.
2. BaSO4 digunakan sebagai pewarna pada plastic karena memiliki kerapatan yang tinggi dan warna
terang.
3. Ba(NO3)2 digunakan untuk memberikan warna hijau pada kembang api

Berilium adalah unsur kimia yang mempunyai
simbol Be dan nomor atom 4. Unsur ini beracun,
bervalensi 2, berwarna abu-abu baja, kukuh, ringan
tetapi mudah pecah. Berilium merupakan salah satu
logam ringan dengan leleh tertinggi. Logam ini
memiliki konduktivitas termal yang sangat baik,
bukan magnetik, tahan terhadap asam nitrat pekat,
serta pada suhu dan tekanan standar mampu
melawan oksidasi ketika terkena udara. Ia memiliki
sifat yang sangat menarik. Modulus elastisitasnya
sekitar sepertiga lebih besar dibanding baja. Berilium
memiliki konduktivitas kalor yang sangat bagus,
non-magnetik, dan tahan serangan konsentrasi asam
nitrat. Unsur ini juga memiliki sifat transparan
(permeability) terhadap sinar X dan jika dibombardir
oleh partikel-partikel alpha, seperti dari radium atau
polonium, netron-netron terproduksi dalam jumlah
sekitar 30 netron/sejuta partikel alpha.

 Simbol: Be
 Konfigurasi elektron: [He] 2s2
 Elektron per kelopak: 1,2
 Nomor atom: 4
 Massa atom: 9,01218 g/mol
 Elektronegativitas menurut Pauling: 1,5
 Titik lebur: 1280 °C
 Titik didih: 2970 °C
 Radius Vanderwaals: tidak diketahui
 Radius ionik: tidak diketahui
 Isotop: 1
 Energi ionisasi pertama: 899,2 kJ/mol
 Energi ionisasi kedua: 1757 kJ/mol
 Potensial standar: – 1,70 V

CARA PEMBUATAN
Kerak bumi memiliki kandungan berilium
sebesar 2,6 ppm dan 6 ppm dalam tanah.
Berilium dalam tanah dapat masuk ke dalam
tanaman yang tumbuh diatasnya. Kadar berilium
tanaman bervariasi antara 1 dan 40 ppb, terlalu
rendah untuk mempengaruhi hewan yang
memakan tanaman tersebut. Berilium ditemukan
dalam 30 mineral yang berbeda, yang paling
penting adalah bertrandite, beryl, chrysoberyl,
dan phenacite. Bentuk beryl yang berharga (batu
mulia) adalah aquamarine dan zamrud.

CARA PEMBUATAN
Berilium sangat bermanfaat untuk menunjang kehidupan manusia. Namun, keberadaan berilium
dialam tidak dapat ditemukan dalam bentuk murninya. Berilium tersebut ditemukan dialam
dalam bentuk bersenyawa sehingga untuk mendapatkannya perlu dilakukan isolasi. Isolasi
berilium dapat dilakukan dengan 2 metode (Indri M.N. 2009):
Metode reduksi BeF2
Metode elektrolisis BeCl2
Metode Reduksi
Pada 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 (Greenwood N.N and Earnshaw A , 1997).
Reaksi yang terjadi adalah (Indri M.N. 2009):
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 (Indri M.N. 2009):
Katoda : Be2+ + 2e- Be
Anode : 2Cl- Cl2 + 2e-

 Berilium digunakan sebagai agen aloy di dalam pembuatan tembaga berilium. (Be dapat
menyerap panas yang banyak). Aloy tembaga-berilium digunakan dalam berbagai
kegunaan karena konduktivitas listrik dan konduktivitas panas, kekuatan tinggi dan
kekerasan, sifat yang nonmagnetik, dan juga tahan karat serta tahan fatig (logam).
Kegunaan-kegunaan ini termasuk pembuatan: mold, elektroda pengelasan bintik, pegas,
peralatan elektronik tanpa bunga api dan penyambung listrik.
 Karena ketegaran, ringan, dan kestabilan dimensi pada jangkauan suhu yang lebar,
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.
 Kepingan tipis berilium digunakan bersama pemindaian sinar-X untuk menepis cahaya
tampak dan memperbolehkan hanya sinaran X yang terdeteksi.
 Dalam bidang litografi sinar X, berilium digunakan untuk pembuatan litar bersepadu
mikroskopik.
 Karena penyerapan panas neutron yang rendah, industri tenaga nuklir menggunakan
logam ini dalam reaktor nuklir sebagai pemantul neutron dan moderator.
 Berilium digunakan dalam pembuatan giroskop, berbagai alat komputer, pegas jam
tangan dan peralatan yang memerlukan keringanan, ketegaran dan kestabilan dimensi.
 Berilium oksida sangat berguna dalam berbagai kegunaan yang memerlukan konduktor
panas yang baik, dan kekuatan serta kekerasan yang tinggi, dan juga titik lebur yang
tinggi, seterusnya bertindak sebagai perintang listrik.
 Campuran berilium pernah pada satu ketika dahulu digunakan dalam lampu floresens,
tetapi penggunaan tersebut tak dilanjutkan lagi karena pekerja yang terpapar terancam
bahaya beriliosis.

 Nomor atom: 12
 Massa atom: 24,305 g/mol
 Elektronegativitas menurut Pauling: 1,2
 Densitas: 1,74 g/cm-3 pada 20 °C
 Titik lebur: 650 °C
 Titik didih: 1107 °C
 Radius Vanderwaals: 0,16 nm
 Radius ionik: 0.065 nm
 Isotop: 5
 Energi ionisasi pertama: 737,5 kJ/mol
 Energi ionisasi kedua: 1450 kJ/mol
 Potensial standar: – 2,34 V
 Simbol: Mg
 Konfigurasi elektron: Ne 3s2

CARA PEMBUATANCara Pembuatan
Magnesium adalah salah satu unsur yang paling luas penyebarannya, dan merupakan
penyusun 1,9% dari kerak bumi. Biasanya magnesium terdapat dalam bentuk klorida, silikat, hidrat
oksida, sulfat, atau karbonat, baik sebagai garam kompleks maupun garam sederhana. Magnesium
adalah suatu logam yang sangat ringan, berwarna putih perak dan sangat banyak digunakan dalam
industri. Magnesium adalah logam yang berada di urutan kedelapan terbanyak di dunia. Bahan
bakunya tersebar di seluruh dunia, terlebih lagi karena air laut merupakan sumber senyawa
magnesium yang paling praktis dan paling utama. Sumber magnesium lainnya adalah dolomit
(CaCO3.MgCO3), magnesit (MgCO3), dan karnalit (MgCl2.KCl.6H2O). Satu kilometer kubik air laut
mengandung 1,3 x 10^6 ton magnesium.
Walaupun logam magnesium pertama kali dipisahkan oleh Bussy pada tahun 1829, namun adanya
logam itu pertama kali ditemukan oleh Davy pada tahun 1808. Sampai tahun 1918, hampir
keseluruhan magnesium yang diproduksi digunakan untuk lampu kilat dalam fotografi dan dalam
piroteknik. Pada tahun 1930, magnesium sudah dapat dibuat untuk produk cor yang rumit, lembaran,
tempaan, dan sudah dapat pula dilas dengan baik. Paduan (alloy) magnesium yang sangat kuat tetapi
ringan dikembangkan untuk industri pesawat terbang dalam Perang Dunia II dan sesudahnya.
Penggunaan magnesium yang terbesar adalah untuk membuat paduan dengan aluminium untuk
digunakan dalam berbagai aplikasi, seperti pesawat antariksa dan bagian-bagian kendaraan bermotor.
Penggunaan lainnya adalah sebagi zat pereaksi Grignard, piroteknik dan bahan peledak, anode korban
untuk pencegahan korosi, dan sebagai bahan pereduksi dalam pembuatan titanium, zirkonium,
uranium dan berilium.
Cara yang paling murah untuk membuat magnesium adalah dengan proses elektrolitik. Pada masa
Perang Dunia II, magnesium dibuat juga dengan dua proses lain, yaitu proses silikotermik atau proses
ferosilikon dan proses reduksi karbon. Proses reduksi karbon ternyata tidak pernah dapat beroperasi
secara memuaskan, sehingga sejak lama tidak lagi dipakai. Proses silikotermik masih banyak
digunakan saat ini.

Magnesium klorida yang diperlukan diperoleh dari air garam dan reaksi
magnesium hidroksida (dari air laut atau dolomit) dengan asam klorida. Produsen
perintis magnesium, yaitu Dow Chemical Co. di Freeport dan Velasco, Texas, membuat
magnesium dengan mengelektrolisis magnesium klorida dari air laut, dimana gamping
yang diperlukan diperoleh dari kulit kerang. Kulit kerang yang seluruhnya terdiri dari
kalsium karbonat yang hampir murni, dibakar sehingga menjadi gamping, dijadikan
slake, dan dicampur dengan air laut sehingga magnesium hidroksida mengendap.
Magnesium hidroksida ini dipisahkan dengan menyaringnya dan direaksikan dengan
asam klorida yang dibuat dengan klor yang keluar dari sel. Dari sini terbentuk larutan
magnesium klorida yang lalu diuapkan menjadi magnesium klorida padat di dalam
evaporator dengan pemanasan langsung dan diikuti dengan pengeringan di atas rak.
Klorida ini cenderung terdekomposisi pada waktu pengeringan. Setelah dehidrasi
(proses penghilangan air), magnesium klorida tersebut diumpankan ke sel elektrolisis,
dimana bahan ini terdekomposisi menjadi logam dan gas klor.
Langkah-langkah proses silikotermik terdiri dari pencampuran dolomit gilingan yang
dijadikan slake dengan ferosilikon sebanyak 70-80% dan fluorspar 1% dan kemudian
dijadikan pelet. Pelet itu diumpankan ke dalam tanur. Tanur kemudian divakumkan dan
dipanaskan sampai 1170 derajat celsius. Kalsium oksida (CaO) yang terdapat di dalam
dolomit bakaran itu membentuk dikalsium silikat yang tak melebur dan dikeluarkan dari
reaktor pada akhir proses. Reaksi pokok proses silikotermik ini adalah sebagai berikut.
2(MgO.CaO) + 1/6FeSi6 --> 2Mg + (CaO)2SiO2 + 1/6Fe
Pada akhir proses, tanur didinginkan sedikit dan magnesium dikeluarkan dari
kondensor dengan suatu prosedur yang berdasarkan atas perbedaan kontraksi antara
magnesium dan baja.

Magnesium dapat diperoleh dari alam dalam karnalit, KCl. MgCl2.6H2O dan
magnesit, MgCO3. Logam magnesium dibuat dengan cara elektrolisis leburan senyawa
kloridanya (MgCl2), dan untuk menurunkan titik lelehnya serta untuk menghemat
pemakaian listrik, senyawa halida (KCl) perlu ditambahkan. Proses ini disebut dengan
proses Downs. Sebagai anoda digunakan grafit, sedangkan katodanya dari baja. Pada
proses ini dihasilkan juga gas klorin sebagai hasil sampingan.
Pembawa muatan Mg2+ ← MgCl2 → Pembawa muatan Cl-
Katoda : Mg 2+ (aq) + 2e → Mg (s)
Anoda : 2Cl- (aq) → 2Cl* + 2e
2Cl* → Cl2 (g)
Setelah didapatkan logam Mg, maka proses selanjutnya adalah membuat
Mg(OH)2 dengan proses Castner-Kellner. Pada proses ini larutan MgCl2 jenuh dialirkan
dalam sel (seperti pada gambar) pada arah yang sama dengan aliran raksa sebagai
katoda, sedangkan anodanya berupa balok grafit. Larutan MgCl2 jenuh ini didapat dalam
air laut dan di Stassfurt (German) sebagi deposit karnalit, KCl. MgCl2.6H2O. Magnesium
klorida diperoleh dari bahan dasar karnalit dengan cara kristalisasi bertingkat. MgCl2
dapat juga diperoleh dari logam Mg yang telah dibuat direaksikan denga HCl yang
merupakan asam non-oksidator dengan persamaan reaksi sebagai berikut:
Mg(aq) + HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g)
Pada elektrolisis, gas klorin dilepas pada anoda dan magnesium pada katoda yang
larut dalam raksa dan dikeluarkan dari sel. Amalgam magnesium dilewatkan ke air
dimana magnesium bereaksi membentuk 50% larutan MgCl2 dengan kemurnian tinggi,
dan reaksi dikatalis oleh adanya besi. Kemudian raksa dikembalikan ke dalam sel.
Sehingga hasil dari proses ini adalah magnesium klorida, klorin, dan hidrogen.

1. Pencegah korosi pipa besi di tanah dan dinding kapal laut.
2. Mg(OH)2, dapat digunakan sebagai obat maag karena dapat
menetralkan kelebihan asam lambung (HCl) dan juga sebagai
bahan pasta gigi.
3. MgSO4, dikenal dengan nama garam inggris, dapat digunakan
sebagai obat pencahar (laktasif usus).
4. Campuran logam magnesium (10%) dan aluminium (90%) atau
yang sering disebut magnalium dapat digunakan sebagai bahan
konstruksi pesawat terbang karena perpaduan ini kuat dan ringan,
rudal, dan bak truk.
5. Magnesium dipakai untuk membuat kembang api dan lampu
penerangan pada fotografi (blitz).
6. MgO, dapat digunakan sebagai bata tahan panas/api untuk
melapisi tanur dan tempat pembakaran semen.
7. Campuran 0,5% Mg, 95% Al, 4% Cu, dan 0,5% Mn atau yang
dikenal dengan nama duralumin digunakan untuk konstruksi
mobil.

CARA PEMBUATAN
Kalsium adalah logam metalik, unsur
kelima terbanyak di kerak bumi. Unsur
ini merupakan bahan baku utama
dedaunan, tulang belulang, gigi dan
kerang dan kulit telur. Kalsium tidak
pernah ditemukan di alam tanpa
terkombinasi dengan unsur lainnya. Ia
banyak terdapat sebagai batu kapur,
gipsum, dan fluorite. Apatite merupakan
flurofosfat atau klorofosfat kalsium.

 Logam ini digunakan dalam paduannya dengan aluminium untuk bearing mesin,
sebagai katalis untuk membuang kandungan bismut dari timbal, serta untuk
mengendalikan kadar karbon grafitik pada peleburan besi.
 Kalsium juga digunakan sebagai deoxidizer dalam pembuatan berbagai baja,
sebagai pereduksi dalam pembuatan logam seperti kromium, torium, zirkonium,
dan uranium, serta sebagai bahan untuk memisahkan campuran gas nitrogen dan
argon.
 Kalsium merupakan paduan yang digunakan dalam produksi aluminium, berilium,
tembaga, timah, timbal, dan magnesium.
 Kalsim juga lazim digunakan sebagai campuran semen untuk tujuan konstruksi.
 Kalsium oksida, CaO, diproduksi melalui dekomposisi termal mineral berkarbonasi
dalam tungku pemanas untuk menghasilkan gamping (kapur).
 Kalsium oksida, Ca (OH)2, memiliki banyak aplikasi yang memerlukan ion
hidroksil.
 Kalsium silikat, CaSi, yang disiapkan dalam oven listrik dari kapur, silika, dan
reduktor berkarbonasi, berguna sebagai agen deoxidizing baja.
 Kalsium karbida, CaC2, diproduksi ketika campuran kapur dan karbon dipanaskan
hingga 3000 ºC dalam oven listrik dan merupakan asetilat yang menghasilkan
asetilena melalui proses hidrolisis.

 Strontium lebih lunak dibanding kalsium dan
terdekomposisi dalam air secara cepat. Ia tidak
menyerap nitrogen dibawah suhu 380 derajat
Celcius. Elemen ini harus direndam dalam minyak
tanah (kerosene) untuk menghindari oksidasi. 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.
 Stronsium-90, sebuah radioaktif isotop dari
strontium, merupakan produk umum dari ledakan
nuklir. Stronsium-90 memiliki waktu paruh sekitar
28,8 tahun dan meluruh menjadi Yttrium-90
melalui peluruhan beta. Stronsium-90 ini terutama
mematikan karena memiliki waktu paruh relatif
lama, sangat radioaktif dan dapat diserap oleh tubuh,
dimana terakumulasi dalam sistem rangka.

Sifat Fisika
Sifat Umum Be Mg Ca Sr Ba
Nomor Atom : 38
Konfigurasi Elektron : [Kr] 5s2
Titik Leleh : 1041
Titik Didih : 653
Jari-jari Atom (Angstrom) : 2.15
Jari-jari Ion (Angstrom) : 1.13
Energi Ionisasi I (KJ mol-1) : 550
Energi Ionisasi II (KJ mol-1) : 1060
Elektronegativitas : 0.95
Potensial Elektrode (V) : -2.89
Massa Jenis (g mL-1) : 2.6

Sifat Kimia (reaksi-reaksi)
1. Reaksi dengan Air. Sifat reaksi dengan
air dalam satu golongan dari atas ke
bawah makin reaktif dan eksotermis
(spt.gol I-A).
Sr (s) + 2 H2O (l) → Sr(OH)2 (aq) + H2
(g) , reaksi cepat

CARA PEMBUATAN
Kelimpahan
Universe: 0,04 ppm (berat)
Ming: 0,05 ppm (berat)
Karbon meteorit: 8.9 ppm
Bumi Crust: 360 ppm
Air laut:
Permukaan Atlantik: 7.6 ppm
Atlantik yang mendalam: 7,7 ppm
Pasifik permukaan: 7,6 ppm
Pasifik yang mendalam: 7,7 ppm
Manusia:
4600 ppb berat
330 ppb oleh atom

Ekstraksi Strontium (Sr)
Metode Elektrolisis
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 Strontium (Sr). Reaksi
yang terjadi ;
katode ; Sr2+ +2e- Sr
anoda ; 2Cl- Cl2 + 2e-

 Sebagian besar stronsium saat ini digunakan dalam pembuatan
tabung gambar televisi berwarna. Strontium juga digunakan
dalam memproduksi magnet ferrite (kombinasi stronsium dengan
besi) dan dalam penyulingan seng. Strontium titanate merupakan
bahan menarik untuk aplikasi optik karena memiliki indeks pantul
yang tinggi dan dispersi optik yang lebih besar daripada berlian.
Senyawa ini dapat dipotong menjadi batu permata, khususnya
sebagai tiruan berlian. Namun, karena sangat lembut dan mudah
tergores sehingga jarang digunakan.
 Dua senyawa strontium, strontium karbonat (SrCO3) dan
strontium nitrat (Sr(NO3)2), terbakar dengan nyala merah terang
dan digunakan dalam kembang api dan suara sinyal. Strontium
karbonat juga digunakan untuk membuat jenis tertentu dari kaca
dan merupakan bahan dasar untuk membuat senyawa stronsium
lainnya. Stronsium klorida kadang-kadang digunakan dalam pasta
gigi untuk gigi sensitive. Stronsium ranelate digunakan dalam
pengobatan osteoporosis. Ini adalah obat resep di Uni Eropa, tapi
tidak di Amerika Serikat.

Sifat-sifat fisik
Barium adalah lembut, putih keperakan bumi logam alkali, yang cepat mengoksidasi di udara [1] Hal
mengkristal dalam tubuh berpusat. Kisi kubik. Luka bakar dengan api hijau hijau pucat, hasil dari
emisi pada 524,2 dan 513,7 nm. senyawa sederhana nya adalah terkenal karena relatif tinggi (untuk
sebuah elemen alkali tanah) berat jenis mereka. Ini kepadatan tinggi adalah benar dari mineral
barium-bantalan yang paling umum, barit (BaSO4), juga disebut 'tiang berat' karena kepadatan tinggi
(4,5 g / cm ³).
Sifat kimia
Barium, seperti untuk tanah alkali lain (kelompok II) logam, sangat mengurangi. Bereaksi
exothermically dengan oksigen pada suhu kamar untuk membentuk barium oksida dan peroksida.
Karena sensitivitasnya terhadap udara, sampel biasanya disimpan di bawah minyak pelindung. Reaksi
kekerasan jika barium adalah bubuk. Logam ini mudah diserang dalam asam kebanyakan, dengan
pengecualian asam sulfat, sebagai pasivasi berhenti reaksi dengan membentuk barium sulfat larut. Hal
ini juga bereaksi hebat dengan air menurut reaksi:
Ba + 2 H2O → Ba (OH) 2 + H2 ↑
Barium menggabungkan dengan beberapa logam, termasuk aluminium, timah seng, dan timah,
membentuk fase intermetalik dan paduan. [2]
Isotop
Alami barium merupakan campuran tujuh isotop stabil, 138Ba yang paling banyak (71,7%). 22 isotop
dikenal, tetapi sebagian besar sangat radioaktif dan memiliki umur paruh dalam beberapa milidetik
rentang beberapa hari. Satu-satunya pengecualian adalah 133Ba yang memiliki paruh 10,51 tahun,
dan 137mBa (2,55 menit). [3] 133Ba adalah calibrant standar untuk detektor gamma-ray dalam studi
fisika nuklir.

CARA PEMBUATANKelimpahan barium adalah 0,0425% di kerak bumi dan 13 mg / L dalam air laut. Ini terjadi di barit mineral
(sebagai sulfat) dan witherite (sebagai karbonat). [2] Meskipun deposito witherite yang ditambang dari abad
ke-17 sampai 1969 [4] di Inggris utara, misalnya di dekat Tambang Settlingstones Newbrough, [ 5] hari ini
hampir barium semua ditambang sebagai barit.
deposito besar barit ditemukan di Cina, Jerman, India, Maroko, dan di Amerika Serikat. [6] Sebuah permata
langka yang mengandung barium diketahui, benitoite disebut.
Produksi
Karena barium cepat beroksidasi di udara, sulit untuk mendapatkan logam bebas dan tidak pernah ditemukan
bebas di alam. Logam ini terutama ditemukan dalam, dan diambil dari, barit. Karena begitu larut barit, tidak
dapat digunakan langsung untuk penyusunan senyawa barium lain, atau logam barium. Sebaliknya, bijih
dipanaskan dengan karbon untuk mengurangi ke barium sulfida: [7]
BaSO4 + 2 C → Bas + 2 CO2
Barium sulfida kemudian dihidrolisis atau diolah dengan asam membentuk senyawa barium lainnya, seperti
klorida, nitrat, dan karbonat.
Barium secara komersial dihasilkan melalui elektrolisis barium klorida cair (BaCl2):
(Katoda) Ba2 + + 2 e-
→ Ba
(Anoda) 2 Cl-→ Cl2 + 2 e-
Logam barium juga diperoleh pengurangan barium oksida dengan aluminium halus yang terpisah pada
temperatur antara 1100 dan 1200 ° C:
4 PAB + 2 Al → Bao · Al2O3 + 3 Ba

Logam barium juga diperoleh pengurangan barium oksida dengan aluminium halus
yang terpisah pada temperatur antara 1100 dan 1200 ° C:
4 PAB + 2 Al → Bao · Al2O3 + 3 Ba
Barium uap didinginkan dan terkondensasi untuk memberikan metal yang solid, yang
dapat dicampakkan ke dalam batang atau diekstrusi ke dalam kabel. Menjadi padat
mudah terbakar, itu dibungkus dalam argon dalam wadah baja atau kantong plastik. [2]
Senyawa
Ba2 + adalah negara yang dominan di seluruh oksidasi kimia barium. Its sifat umumnya
mirip dengan ion alkali tanah lainnya seperti strontium dan kalsium. Semua halida,
pseudohalida dan chalcogenides dikenal, biasanya sebagai padatan tidak berwarna.
sulfat ini terkenal larut. PAB membentuk peroksida ketika dipanaskan di udara. oksida
adalah dasar dan bereaksi dengan asam untuk memberi garam. Barium mengurangi
oksida, klorida dan sulfida logam kurang aktif. Sebagai contoh:
Ba + CDO → Bao + Cd
Ba + ZnCl2 → BaCl2 + Zn
3 Ba + Al2S3 → 3 Bas + 2 Al
Pada suhu tinggi, barium menggabungkan dengan nitrogen dan hidrogen untuk
menghasilkan BaH2 Ba3N2 dan hidrida nitrida, masing-masing. Ketika dipanaskan
dengan nitrogen dan karbon, membentuk sianida:
Ba + N2 + 2 C → Ba (CN) 2

Aplikasi mendominasi barium unsur adalah sebagai pemulung atau
"pengambil" menghapus jejak-jejak terakhir dari oksigen dan gas-gas lain
dalam tabung vakum elektronik seperti televisi tabung sinar katoda.
Paduan barium dengan nikel umumnya digunakan dalam penyalaan
mobil. [14]
Aplikasi barium sulfat
Barium sulfat (yang barit mineral, BaSO4) adalah penting untuk industri
minyak bumi, misalnya, sebagai lumpur pemboran, agen bobot dalam
pengeboran sumur minyak baru. [6] Hal ini juga merupakan pengisi
dalam berbagai produk seperti karet. Mengambil keuntungan dari
opacity untuk X-ray, sulfat digunakan sebagai agen radiocontrast untuk
pencitraan X-ray dari sistem pencernaan ("makanan barium" dan "enema
barium"). Lithopone, suatu pigmen yang mengandung barium sulfat dan
seng sulfida, adalah putih permanen yang memiliki kekuatan yang
meliputi baik, dan tidak gelap saat terkena sulfida.
Aplikasi senyawa barium lainnya

Selain dari sulfat, senyawa lain barium menemukan aplikasi niche saja.
Aplikasi dibatasi oleh toksisitas Ba2 + ion (karbonat Barium adalah racun
tikus), yang tidak masalah bagi BaSO4 larut.
* Barium oksida digunakan dalam lapisan untuk elektroda lampu neon,
yang memfasilitasi pelepasan elektron.
* Barium karbonat juga digunakan dalam glassmaking. Menjadi elemen
berat, barium meningkatkan indeks bias dan kilap kaca.
* Barium, umumnya sebagai barium nitrat, digunakan untuk memberi
warna hijau dalam kembang api Spesies bertanggung jawab atas hijau
cemerlang adalah monochloride barium;. Dalam ketiadaan sumber klorin
kuning atau "apel" hijau diproduksi sebagai gantinya.
* Barium peroksida dapat digunakan sebagai katalis untuk memulai
reaksi aluminothermic ketika pengelasan rel trek bersama. Hal ini juga
dapat digunakan dalam amunisi tracer hijau dan sebagai agen pemutih.
* Barium titanat adalah electroceramic menjanjikan.
* Barium fluoride digunakan untuk optik dalam aplikasi inframerah,
karena transparan dari sekitar ,15-12 mikrometer.
Manfaat Dan Kegunaannya
• BaSO4 digunakan untuk memeriksa saluran pencernaan karena mampu
menyerap sinar X
• BaSO4 digunakan sebagai pewarna pada plastic karena memiliki
kerapatan yang tinggi dan warna terang.
• Ba(NO3)2 digunakan untuk memberikan warna hijau pada kembang
api.

Radium (Ra) adalah unsur dengan golongan IIA periode VII yaitu salah satu unsur
logam alkali tanah yang berasal dari kerak bumi. Radium merupakan luminescent
warna biru samar), yang bereaksi hebat dengan air dan minyak untuk membentuk
radium hidroksida dan sedikit lebih tidak stabil dari pada unsur barium. Fase
normal radium adalah padat.
Radium pada dasarnya berwarna menyerupai putih bersih, akan tetapi jika teroksidasi
dengan udara maka akan berubah menjadi hitam. Radium mempunyai tingkat
radioaktivitas yang tinggi. Isotopnya yang paling stabil, Ra-226, serta
mempunyai waktu paruh selama 1602 tahun dan kemudian berubah menjadi gas
radon.
Radium di antaranya ada yang bersifat radioaktif dengan memiliki empat isotop, yaitu
isotop 226Ra, 228Ra, 234Ra, dan 223Ra. Yang dimaksud radium secara umum adalah
radionuklida dengan nomor massa 226 dan nomor atom 88 yang dinyatakan
88Ra226 atau biasanya ditulis 226Ra.
Radium dapat membentuk garam asam kuat, seperti senyawa RaCl2, BaBr2, dan
Ra(NO3)2 . Garam sulfat, karbonat, dan fosfat radium adalah lebih sedikit dapat
larut dibanding dengan nitrat dan klor.

CARA PEMBUATAN
Logam alkali tidak terdapat bebas di alam. Hal ini
dikarenakan kereaktifan logam alkali yang besar sehingga
mudah berikatan dengan unsur lain.
Litium ditemukan dalam keadaan selalu terkombinasi dalam
unit-unit kecil pada batu-batuan berapi dan pada sumber-
sumber mata air.Mineral-mineral yang mengandung Litium
contohnya:lepidolite,
spodumeme,petalite,danamblygonite.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 dan Kalium
.

 Radium pernah digunakan dalam kandungan cat kuku. Ketika
kebiasaan orang-orang yang menggunakan cat kuku umumnya
adalah wanita yang terkadang menggigit jarinya berisiko terkena
penyakit anemia.
 Setelah tahun 1960-an, cat radium pertama kali diganti dengan
cat prometium, dan kemudian oleh tritium botol yang terus
digunakan hari ini. Meskipun radiasi beta dari tritium yang secara
potensial berbahaya jika ditelan, itu telah menggantikan radium
dalam aplikasi ini.
 Radium juga dimasukkan ke dalam beberapa makanan untuk
mempertahankan rasa dan sebagai pengawet, namun dampaknya
banyak orang terkena radiasi. Radium pernah menjadi aditif
dalam produk seperti pasta gigi, krim rambut, dan bahkan
makanan. Produk semacam itu dilarang oleh pemerintah di
beragai negara, setelah ditemukan dapat menimbulkan efek
kesehatan yang sangat serius karena dapat merugikan.

Unsur alkali adalah unsur-unsur golongan
1A dalam tabel unsur, yaitu Li (litium),
Na(natrium), K ( kalium), Rb (rubidium), Cs (
sesium), dan fr ( fransium ). Fransium
merupakan zatradioaktif. Semuanya merupakan
unsur logam yang lunak ( mudah diiris dengan
pisau ). Padasaat logam dibersihkan, terlihat
warna logam putih mengkilap ( seperti perak
).Disebut logam alkali karena oksidanya
mudah larut dalam air dan menghasilkan
larutanyang bersifat basa (alkalis). Semua logam
alkali sangat reaktif sehingga di alam tidak
pernah diperoleh dalamkeadaan bebas. Di alam
terdapat dalam bentuk senyawa.

SIFATFISISDANSIFATKIMIA
Sifat unsur
logam alkali
terutama
ditentukan oleh
kecendrungann
ya melepaskan
satu elektron.
Perbedaan sifat
unsur yang satu
dengan yang
lain
menunjukkan
keteraturan
dari atas ke
bawah dalam
sistem periodik,
seperti terlihat
pada tabel di
bawah ini.

Sifat Kimia Unsur Logam Alkali
a. Kereaktifan Logam Alkali
Energi ionisasi logam alkali relatif rendah dibandingkan unsur logam yang lain sehingga termasuk
logam yang sangat rektif. Kereaktifan logam alkali dibuktikan dengan kemudahannya bereaksi dengan
air, unsur-unsur halogen, hidrogen, oksigen dan belerang. Maka logam ini harus disimpan di dalam
cairan senyawa hidrokarbon, seperti minyak tanah. Yang paling reaktif adalah cesium dan yang
kurang reaktif adalah litium. Hal ini dikarenakan kereaktifan logam alkali bertambah dari atas ke
bawah dalam sistem periodik. Karena kereaktifannya, unsur alkali tidak ditemukan dalam keadaan
bebas di alam.
Hubungan jari-jari dengan kereaktifan logam alkali dalam satu golongan dari atas ke bawah jari-jari atom
bertambah besar sehingga jarak antara inti dengan elektron kulit terluar bertambah besar. Dengan
demikian besarnya energi untuk melepas elektron valensinya (energi ionisasi) semakin kecil. Dengan
semakin kecil harga energi ionisasi maka dari atas ke bawah ( Li ke Cs ) semakin besar kereaktifannya.
B. Sifat Logam dan Basa Alkali
Logam alkali dapat bereaksi dengan air membentuk basa kuat (LOH). Semakin ke bawah sifat basa
logam alkali semakin kuat. Hal ini dikarenakan dari atas ke bawah dalam sistem periodik semakin
mudah untuk direduksi. Dan sifat logamnya semakin kebawah juga semakin kuat.
Basa senyawa alkali ini bersifat ionik dan semuanya mudah larut dalam air. Kelarutannya dalam air
semakin ke bawah semakin besar.
C. Warna Nyala Logam Alkali
Sifat penting logam alkali adalah mempunyai spektrum emisi, yang dihasilkan bila larutan garamnya
dipanaskan dalam nyala bunsen. Spektrum emisi adalah Warna nyala yang dihasilkan oleh suatu
unsur. Spektrum emisi yang dihasilkan setiap unsur berbeda antara yang satu dengan yang lainnya.
Warna spektrum ini dapat dipakai dalam analisis kualitatif, yang disebut tes nyala. Di bawah ini warna
nyala garam alkali. Contohnya adalah warna emisi cesium pada gambar dibawah ini.
Gambar nyala cesium.
Ketika dibakar litium menghasilkan warna merah, natrium menghasilkan warna kuning, kalium
menghasilkan warna pink atau lilac, rubidium menghasilkan warna merah lembayung dan sesium
menghasilkan warna merah lembayung. Warna-warna yang dihasilkan oleh unsur-unsur alkali
sangat indah sehingga logam-logam alkali banyak dimanfaatkan dalam pembuatan kembang api atau
mercun. Warna kuning nyala natrium banyak dipakai dijalan raya, karena biayanya lebih murah
dibandingkan lampu pijar.

Hidrogen adalah unsur kimia pada tabel periodik yang
memiliki simbol H dan nomor atom1. Hidrogen dalam bahasa latin
yaitu hydrogenium dan dari bahasa yunani hidrogen berasal dari
kata hydro yang berarti air dan genes yang berarti membentuk air.
Pada suhu dan tekanan standar, hidrogen tidak berwarna, tidak
berbau, bersifat non-logam, bervalensi tunggal, dan
merupakan gas diatomik yang sangat mudah terbakar.
Dengan massa atom 1,00794 amu, hidrogen adalah unsur
teringan di dunia. Hidrogen dapat membentuk senyawa dengan
kebanyakan unsur dan dapat dijumpai dalam air dan senyawa-
senyawa organik. Isotop hidrogen yang paling banyak dijumpai di
alam adalah protium, yang inti atomnya hanya mempunyai proton
tunggal dan tanpa neutron. Senyawa ionik hidrogen dapat
bermuatan positif (kation) ataupun negatif (anion). Hidrogen
sangat penting dalam reaksi asam basa yang mana banyak reaksi
ini melibatkan pertukaran proton antar molekul terlarut. Oleh
karena hidrogen merupakan satu-satunya atom netral
yang persamaan Schrödingernya dapat diselesaikan secara
analitik, kajian pada energetika dan ikatan atom hidrogen
memainkan peran yang sangat penting dalam
perkembangan mekanika kuantum.

Sifat fisika
Titik lebur -259,140C
Warna tidak berwarna
Densitas 0,08988 g/cm3 pada 293 K
Titik didih -252,87 0C
Kapasitas panas 14,304 J/gK

Sifat kimia
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

CARA PEMBUATAN
Pembuatan Hidrogen
Skala Laboratorium
a) Dalam skala laboratorium hydrogen biasanya dibuat dari hasil samping reaksi
tertentu misalnya mereaksikan logam dengan asam seperti mereaksikan antara besi
dengan asam sulfat.
Fe(s) + H2SO4(aq) →FeSO4(aq) + H2(g)
b) Sejumlah kecil hydrogen dapat juga diperoleh dengan mereaksikan kalsium
hidrida dengan air. Reaksi ini sangat efisien dimana 50% gas hydrogen yang
dihasilkan diperoleh dari air.
CaH2(s) + 2 H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + 2 H2(g)
c) Elektrolisis air juga sering dipakai untuk menghasilkan hydrogen dalam skala
laboratorium, arus dengan voltase rendah dialirkan dalam air kemudian gas
oksigen akan terbentuk di anoda dan gas hydrogen akan terbentuk di katoda.
2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g)

Skala industry
Dalam skala industri hydrogen dapat dibuat dari hidrokarbon, dari
produksi secara biologi melalui bantuan alga dan bakteri, melalui
elektrolisis, ataupun termolisis. Produksi hydrogen dari hidrokarbon
masih menjadi primadona disebabkan dengan metode ini bias dihasilkan
hydrogen dalam jumlah yang melimpah sehingga metode yang lain perlu
dikembangkan lagi akar meningkatkan nilai ekonomi hydrogen.
Pembuatan Hidrogen dari Hidrokarbon
Hidrogen dapat dibuat dari gas alam dengan tingkat efisiensi sekitar
80% tergantung dari jenis hidrokarbon yang dipakai. Pembuatan
hydrogen dari hidrokarbon menghasilkan gas CO2, sehingga CO2 ini
dalam prosesnya dapat dipisahkan. Produksi komersial hydrogen
menggunakan proses “steam reforming” menggunakan methanol atau gas
alam dan menghasilkan apa yang disebut sebagai syngas yaitu campuran
gas H2 dan CO.
CH4 + H2O → 3H2 + CO + 191,7 kJ/mol
Panas yang dibutuhkan oleh reaksi diperoleh dari pembakaran
beberapa bagian methane. Penambahan hasil hydrogen dapat diperoleh
dengan menambahkan uap air kedalam gas hasil reaksi yang dialirkan
dalam reactor bersuhu 130 C.
CO + H2O → CO2 + H2 – 40,4 kJ/mol
Reaksi yang terjadi adalah pengabilan 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
hydrogen 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.
Pembuatan hydrogen melalui proses biologi
Beberapa macam alga dapat menghasilkan gas hydrogen 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.
Dekomposisi air dengan gelombang radio
Dengan menggunakan gelombang radio maka kita dapat menghasilkan hydrogen 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
hydrogen dan oksigen.
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. Beberapa proses
termokimia ini adalah CeO2/Ce2O3, Fe3O4/FeO, S-I, Ce-Cl, Fe,Cl dan lainnya. Reaski yang terjdi pada
proses ini adalah:
2H2O → 2H2 + O2
Dan semua bahan yang dipergunakan dapat didaur ulang kembali menuju proses yang baru

Sejumlah besar H2 diperlukan dalam industri petrokimia dan kimia. Penggunaan terbesar H2 adalah untuk
memproses bahan bakar fosil dan dalam pembuatan ammonia. Konsumen utama dari H2 di kilang
petrokimia meliputi hidrodealkilasi, hidrodesulfurisasi, danpenghidropecahan (hydrocracking).
H2 memiliki beberapa kegunaan yang penting. H2 digunakan sebagai bahan hidrogenasi, terutama
dalam peningkatan kejenuhan dalam lemak takjenuh dan minyak nabati (ditemukan di margarin), dan
dalam produksi metanol. Ia juga merupakan sumber hidrogen pada pembuatan asam klorida. H2 juga
digunakan sebagai reduktor pada bijih logam. Selain digunakan sebagai pereaksi, H2 memiliki
penerapan yang luas dalam bidang fisika dan teknik. Ia digunakan sebagai gas penameng di metode
pengelasan seperti pengelasan hidrogen atomic. H2 digunakan sebagai pendingin rotor di generator
pembangkit listrik karena ia mempunyai konduktivitas termal yang paling tinggi di antara semua jenis
gas. H2 cair digunakan di riset kriogenik yang meliputi kajian superkonduktivitas. Oleh karena
H2 lebih ringan dari udara, hidrogen pernah digunakan secara luas sebagai gas pengangkat pada
kapal udara balon.
Baru-baru ini hidrogen digunakan sebagai bahan campuran dengan nitrogen (kadangkala disebut forming
gas) sebagai gas perunutpendeteksian kebocoran gas yang kecil. Aplikasi ini dapat ditemukan di
bidang otomotif, kimia, pembangkit listrik, kedirgantaraan, dan industri telekomunikasi. Hidrogen
adalah zat aditif (E949) yang diperbolehkan penggunaanya dalam ujicoba kebocoran bungkusan
makanan dan sebagai antioksidan.
Hidrogen bukanlah sumber energi, kecuali dalam konteks hipotesis pembangkit listrik fusi
nuklir komersial yang menggunakan deuterium ataupun tritium, sebuah teknologi yang
perkembangannya masih sedikit. Energi matahari berasal dari fusi nuklir hidrogen, namun proses ini
sulit dikontrol di bumi. Hidrogen dari cahaya matahari, organisme biologi, ataupun dari sumber listrik
menghabiskan lebih banyak energi dalam pembuatannya daripada pembakarannya. Hidrogen dapat
dihasilkan dari sumber fosil (seperti metana) yang memerlukan lebih sedikit energi daripada energi
hasil pembakarannya, namun sumber ini tidak dapat diperbaharui, dan lagipula metana dapat
langsung digunakan sebagai sumber energi.

Litium(Li)
Litium merupakan unsur logam alkali
yang berwarna putih perak (mengkilat) dan
merupakan unsur yang sangat reaktif,
sehingga di alam tidak terdapat secara
bebas, tetapi dalam bentuk senyawa seperti
spodomene [LiAl(SiO3)2] dan senyawa
pollucit [H2Cs4Al4(SiO3)9].
Litium dapat diperoleh dari proses
elektrolisis dari campuran leburan litium
dan kalium klorida.

• Mempunyai massa atom 6,941 sma
• Mempunyai nomor atom 3
• Mempunyai jari-jari atom 1,55 Å
• Mempunyai konfigurasi electron 2 1
• Dalam senyawa mempunyai bilangan oksidasi +1
• Mempunyai volum atom 13,10 cm3/mol
• Mempunyai struktur Kristal bcc
• Mempunyai titik didih 1615 K
• Mempunyai titik lebur 453,7 K
• Mempunyai massa jenis 0,53 gram/cm3
• Mempunyai kapasitas panas 3,582 J/g K
• Mempunyai potensial ionisasi 5,392 volt
• Mempunyai elektronegativitas 0,98
• Mempunyai konduktivitas listrik 11,7 × 106 ohm-1cm-1
• Mempunyai konduktivitas kalor 84,7 W/m K
• Mempunyai harga entalpi pembentukan 3,0 kJ/mol
• Mempunyai harga entalpi penguapan 147,1 kJ/mol

CARA PEMBUATAN
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: lepidolite, spodumeme, petalite,
dan amblygonite. 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.
Litium terdistribusi secara luas tetapi tidak wujud dalam alam semulajadi dalam bentuk
tulennya. Oleh karena kereaktifannya, ia biasanya ditemukan terikat dengan satu atau
banyak unsur atau senyawa lain. Ia merupakan sebagian kecil dalam hampir semua
batuan igneus dan juga ditemukan dalam kebanyakan air garam alam. Sejak akhir
Perang Dunia kedua, penghasilan litium telah meningkat dengan banyaknya. Logam ini
dipisahkan dari unsur lain dalam batuan igneus, dan juga diekstrak dari air dalam
mata air mineral. Logam ini bernilai sebesar US $ 300 per pon di tahun 1997.
Pengasingan (ikut *):

Kimia unsur ppt

Recommended

Recommended

More Related Content

What's hot

What's hot (20)

Similar to Kimia unsur ppt

Similar to Kimia unsur ppt (20)

Recently uploaded

Recently uploaded (20)

Kimia unsur ppt