Reaksi Penggaraman

Hidrolisis Garam

Dalam tulisan ini, kita akan membahas pengertian garam, reaksi pembentukan garam, reaksi penguraian ion-ion garam oleh air, serta perhitungan pH larutan garam.

Garam adalah senyawa yang dihasilkan dari reaksi netralisasi antara larutan asam dan larutan basa. Larutan garam yang terbentuk memiliki sifat yang bervariasi, tergantung pada sifat asam dan sifat basa penyusun garam. Secara umum :

Asam + Basa → Garam + Air

Berikut ini adalah beberapa contoh reaksi pembentukan garam(dikenal pula dengan istilah reaksi penggaraman atau reaksi netralisasi) :

HCl_(aq) +  NaOH_(aq) →  NaCl_(aq) +  H₂O_(l)

H₂SO_4(aq) +  2 NH₄OH_(aq) →  (NH₄)₂SO_4(aq) +  2 H₂O_(l)

2 HCN_(aq) +  Ba(OH)_2(aq) →  Ba(CN)_2(aq) +  2 H₂O_(l)

H₂CO_3(aq) +  Mg(OH)_2(aq) →  MgCO_3(s) +  2 H₂O_(l)

Reaksi kebalikan dari reaksi penggaraman dikenal dengan istilah reaksi hidrolisis. Reaksi hidrolisis adalah reaksi salah satu ion atau kedua ion larutan garam dengan air. Reaksi salah satu atau kedua ion larutan garam dengan air menyebabkan perubahan konsentrasi ion H⁺maupun ion OH^- dalam larutan. Akibatnya, larutan garam dapat bersifat asam, basa, maupun netral.

Sebagaimana yang telah kita pelajari sebelumnya, kita mengenal dua jenis asam, yaitu asam kuat dan asam lemah. Demikian halnya dengan basa, kita mengenal istilah basa kuat dan basa lemah (lihat : Kimia Asam Basa). Dengan demikian, terdapat empat variasi reaksi antara asam dan basa membentuk garam, yaitu :

1. Reaksi antara asam kuat dengan basa kuat

Contoh  :  HBr_(aq) +  KOH_(aq) →  KBr_(aq) +  H₂O_(l)

Garam yang terbentuk mengalami ionisasi sempurna dalam air

KBr_(aq) →  K⁺_(aq) +  Br^-_(aq)

Baik kation maupun anion, hanya terhidrasi oleh air, tidak mengalami reaksi dengan air. Dengan demikian, garam tersebut tidak terhidrolisisdalam air. Akibatnya, konsentrasi ion H⁺ tidak berubah terhadap konsentrasi ion OH^-. Larutan garam bersifat netral. Larutan garam tersebut memiliki pH = 7.

2. Reaksi antara asam kuat dengan basa lemah

Contoh  :  HNO_3(aq) +  NH₄OH_(aq) →  NH₄NO_3(aq) +  H₂O_(l)

Garam yang terbentuk mengalami ionisasi sempurna dalam air

NH₄NO_3(aq) →  NH₄⁺_(aq) +  NO₃^-_(aq)

Anion tidak mengalami hidrolisis dengan air, sebab anion berasal dari spesi asam kuat. Namun sebaliknya, kation yang berasal dari spesi basa lemah mengalami hidrolisis. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

NH₄⁺_(aq) +  H₂O_(l) <——>  NH₄OH_(aq) +  H⁺_(aq)

Hidrolisis kation yang berasal dari basa lemah menghasilkan ion H⁺. Akibatnya, konsentrasi ion H⁺ menjadi lebih tinggi dibandingkan konsentrasi ion OH^-. Dengan demikian, larutan garam tersebut mengalami hidrolisis sebagian (parsial). Larutan garam tersebut bersifat asam dan memiliki pH < 7.

3. Reaksi antara asam lemah dengan basa kuat

Contoh  :  HCN_(aq) +  NaOH_(aq) →  NaCN_(aq) +  H₂O_(l)

Garam yang terbentuk mengalami ionisasi sempurna dalam air

NaCN_(aq) →  Na⁺_(aq) +  CN^-_(aq)

Kation tidak mengalami hidrolisis dengan air, sebab kation berasal dari spesi basa kuat. Namun sebaliknya, anion yang berasal dari spesi asam lemah mengalami hidrolisis. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CN^-_(aq) +  H₂O_(l) <——>  HCN_(aq) +  OH^-_(aq)

Hidrolisis anion yang berasal dari asam lemah menghasilkan ion OH^-. Akibatnya, konsentrasi ion OH^- menjadi lebih tinggi dibandingkan konsentrasi ion H⁺. Dengan demikian, larutan garam tersebut mengalami hidrolisis sebagian (parsial).  Larutan garam tersebut bersifat basa dan memiliki pH > 7.

4. Reaksi antara asam lemah dengan basa lemah

Contoh  :  HF_(aq) +  NH₄OH_(aq) →  NH₄F_(aq) +  H₂O_(l)

Garam yang terbentuk mengalami ionisasi sempurna dalam air

NH₄F_(aq) →  NH₄⁺_(aq) +  F^-_(aq)

Baik kation maupun anion, sama-sama mengalami hidrolisis, sebab keduanya berasal dari spesi lemah. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

NH₄⁺_(aq) +  H₂O_(l) <——>  NH₄OH_(aq) +  H⁺_(aq)

F^-_(aq) +  H₂O_(l) <——>  HF_(aq) +  OH^-_(aq)

Ternyata, hidrolisis kedua ion tersebut menghasilkan ion H⁺ maupun ion OH^-. Dengan demikian, larutan garam tersebut mengalamihidrolisis total (sempurna). Sifat larutan yang dihasilkan bergantung pada perbandingan kekuatan asam lemah (K_a) terhadap kekuatan basa lemah (K_b).

Ada tiga kemungkinan perbandingan nilai K_a terhadap K_b :

a. K_a > K_b : sifat asam lebih mendominasi; larutan garam bersifatasam; pH larutan garam kurang dari 7

b. K_a =  K_b : sifat asam maupun basa sama-sama mendominasi; larutan garam bersifat netral; pH larutan garam sama dengan 7

c. K_a < K_b : sifat basa lebih mendominasi; larutan garam bersifatbasa; pH larutan garam lebih dari 7

Persamaan yang dapat digunakan untuk menghitung pH larutan masing-masing larutan garam adalah sebagai berikut :

1. Larutan garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa kuat

pH = 7

2. Larutan garam yang terbentuk dari asam kuat dan basa lemah

[H⁺]  =  {(K_w/K_b)([ion yang terhidrolisis])}^1/2

3. Larutan garam yang terbentuk dari asam lemah dan basa kuat

[OH^-]  =  {(K_w /K_a)([ion yang terhidrolisis])}^1/2

4. Larutan garam yang terbentuk dari asam lemah dan basa lemah

[H⁺]  =  {K_w (K_a / K_b)}^1/2

Berikut ini adalah beberapa contoh beserta penyelesaian soal-soal yang berkaitan dengan hidrolisis garam yang baru saja kita pelajarai bersama :

1. Berapakah pH larutan dari 100 mL larutan natrium sianida 0,01 M? (K_a HCN = 10^-10)

Penyelesaian :

Larutan natrium sianida terbentuk dari campuran basa kuat (NaOH) dengan asam lemah (HCN). Dengan demikian, larutan garam tersebut mengalami hidrolisis parsial dan bersifat basa.

NaCN_(aq) →  Na⁺_(aq) +  CN^-_(aq)

Ion yang terhidrolisis adalah ion CN^-. Konsentrasi ion CN^- adalah 0,01 M. Dengan demikian,  pH larutan garam dapat diperoleh melalui persamaan berikut :

[OH^-]  =  {(K_w /K_a)([ion yang terhidrolisis])}^1/2

[OH^-]  =  {(10^-14 / 10^-10)(0,01)}^1/2

[OH^-]  =  10^-3 M

Dengan demikian, pOH larutan adalah 3. Jadi, pH larutan garam tersebut adalah 11.

2. Berapakah pH larutan dari 200 mL larutan barium asetat 0,1 M? (K_aCH₃COOH = 2.10^-5)

Penyelesaian :

Larutan barium asetat terbentuk dari campuran basa kuat (Ba(OH)₂) dengan asam lemah (CH₃COOH). Dengan demikian, larutan garam tersebut mengalami hidrolisis parsial dan bersifat basa.

Ba(CH₃COO)_2(aq) →  Ba⁺²_(aq) +  2 CH₃COO^-_(aq)

Ion yang terhidrolisis adalah ion CH₃COO^-. Konsentrasi ion CH₃COO^-adalah 0,2 M. Dengan demikian, pH larutan garam dapat diperoleh melalui persamaan berikut :

[OH^-]  =  {(K_w /K_a)([ion yang terhidrolisis])}^1/2

[OH^-]  =  {(10^-14 / 2.10^-5)(0,2)}^1/2

[OH^-]  =  10^-5 M

Dengan demikian, pOH larutan adalah 5. Jadi, pH larutan garam tersebut adalah 9.

3. Hitunglah pH larutan NH₄Cl 0,42 M! (K_b NH₄OH = 1,8.10^-5)

Penyelesaian :

Larutan amonium klorida terbentuk dari campuran basa lemah (NH₄OH) dengan asam kuat (HCl). Dengan demikian, larutan garam tersebut mengalami hidrolisis parsial dan bersifat asam.

NH₄Cl_(aq) →  NH₄⁺_(aq) +  Cl^-_(aq)

Ion yang terhidrolisis adalah ion NH₄⁺. Konsentrasi ion NH₄⁺ adalah 0,42 M. Dengan demikian, pH larutan garam dapat diperoleh melalui persamaan berikut :

[H⁺]  =  {(K_w /K_b)([ion yang terhidrolisis])}^1/2

[H⁺]  =  {(10^-14 / 1,8.10^-5)(0,42)}^1/2

[H⁺]  =  1,53.10^-5 M

Dengan demikian, pH larutan garam tersebut adalah 4,82.

4. Hitunglah pH larutan NH₄CN 2,00 M! (K_a HCN = 4,9.10^-10 dan K_bNH₄OH = 1,8.10^-5)

Penyelesaian :

Larutan amonium sianida terbentuk dari campuran basa lemah (NH₄OH) dengan asam lemah (HCN). Dengan demikian, larutan garam tersebut mengalami hidrolisis total.

NH₄Cl_(aq) →  NH₄⁺_(aq) +  CN^-_(aq)

Ion yang terhidrolisis adalah ion NH₄⁺ dan ion CN^-. Dengan demikian, pH larutan garam dapat diperoleh melalui persamaan berikut :

[H⁺]  =  {K_w (K_a/K_b)}^1/2

[H⁺]  =  {10^-14 (4,9.10^-10 / 1,8.10^-5)}^1/2

[H⁺]  =  5,22.10^-10 M

Dengan demikian, pH larutan garam tersebut adalah 9,28.

5. Berapakah massa garam NaCN yang harus dilarutkan untuk membentuk 250 mL larutan dengan pH sebesar 10? (K_a HCN = 10^-10dan Mr NaCN = 49)

Penyelesaian :

Larutan natrium sianida terbentuk dari campuran basa kuat (NaOH) dengan asam lemah (HCN). Dengan demikian, larutan garam tersebut mengalami hidrolisis parsial dan bersifat basa.

NaCN_(aq) →  Na⁺_(aq) +  CN^-_(aq)

pH = 10, berarti pOH = 4

Dengan demikian, [OH^-] = 10^-4 M

Perhitungan pH larutan garam dapat diperoleh melalui persamaan berikut :

[OH^-]  =  {(K_w/K_a)([ion yang terhidrolisis])}^1/2

10^-4 =  {(10^-14 / 10^-10)[ion yang terhidrolisis]}^1/2

[ion yang terhidrolisis]  =  10^-4 M

Konsentrasi garam NaCN yang diperlukan sebesar 10^-4 M. Volume larutan sebanyak 250 mL = 0,25 L. Dengan demikian, mol garam NaCN yang dibutuhkan adalah :

Mol = Volume x Molar

Mol = 0,25 x 10^-4 = 2,5 x 10^-5 mol

Jadi, massa garam NaCN yang dibutuhkan sebanyak 2,5 x 10^-5 x 49 = 1,225 x 10^-3 gram = 1,225 mg.

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia: Pakar Raya.

Kimia Unsur Golongan Utama

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari mengenai sifat fisika dan sifat kimia unsur-unsur golongan utama, terutama Golongan Gas Mulia (VIIIA), Halogen (VIIA), Alkali (IA), Alkali Tanah (IIA), serta Unsur-Unsur Periode Ketiga. Selain itu, kita akan mempelajari reaksi kimia, cara pemurnian, serta kegunaan unsur-unsur tersebut dalam kehidupan sehari-hari.

Gas Mulia (Noble Gas)

Gas Mulia (Noble Gas) adalah bagian kecil dari atmosfer. Gas Mulia terletak pada Golongan VIIIA dalam sistem periodik. Gas mulia terdiri dari unsur Helium (He), Neon (Ne), Argon (Ar), Kripton (Kr), Xenon (Xe), dan Radon (Rn). Keistimewaan unsur-unsur gas mulia adalah memiliki konfigurasi elektron yang sempurna (lengkap), dimana setiap kulit dan subkulit terisi penuh elektron. Dengan demikian, elektron valensi unsur gas mulia adalah delapan (kecuali unsur Helium dengan dua elektron valensi). Konfigurasi demikian menyebabkan gas mulia cenderung stabil dalam bentuk monoatomik dan sulit bereaksi dengan unsur lainnya.

Keberadaan unsur-unsur Gas Mulia pertama kali ditemukan oleh Sir William Ramsey. Beliau adalah ilmuwan pertama yang berhasil mengisolasi gas Neon, Argon, Kripton, dan Xenon dari atmosfer. Beliau juga menemukan suatu gas yang diisolasi dari peluruhan mineral Uranium, yang mempunyai spektrum sama seperti unsur di matahari, yang disebut Helium. Helium terdapat dalam mineral radioaktif dan tercatat sebagai salah satu gas alam di Amerika Serikat. Gas Helium diperoleh dari peluruhan isotop Uranium dan Thorium yang memancarkan partikel α. Gas Radon, yang semua isotopnya radioaktif dengan waktu paruh pendek, juga diperoleh dari rangkaian peluruhan Uranium dan Thorium.

Saat mempelajari reaksi kimia dengan menggunakan gas PtF₆ yang sangat reaktif, N. Bartlett menemukan bahwa dengan oksigen, akan terbentuk suatu padatan kristal [O­₂]⁺[PtF₆]^-. Beliau mencatat bahwa entalpi pengionan Xenon sama dengan O₂. Dengan demikian, suatu reaksi yang analog diharapkan dapat terjadi. Ternyata, hal tersebut benar. Pada tahun 1962, beliau melaporkan senyawa pertama yang berhasil disintesis menggunakan Gas Mulia, yaitu padatan kristal merah dengan formula kimia [Xe]⁺[PtF₆]^-. Selanjutnya, berbagai senyawa Gas Mulia juga berhasil disintesis, diantaranya XeF₂, XeF₄, XeF₆, XeO₄, dan XeOF­₄.

Seluruh unsur Gas Mulia merupakan gas monoatomik. Dalam satu golongan, dari He sampai Rn, jari-jari atom meningkat. Dengan demikian,ukuran atom Gas Mulia meningkat, menyebabkan gaya tarik-menarik antar atom (Gaya London) semakin besar. Hal ini mengakibatkan kenaikan titik didih unsur dalam satu golongan. Sementara energi ionisasi dalam satu golongan menurun dari He sampai Rn. Hal ini menyebabkan unsur He, Ne, dan Ar tidak dapat membentuk senyawa (energi ionisasinya sangat tinggi), sementara unsur Kr dan Xe dapat membentuk senyawa (energi ionisasinya relatif rendah dibandingkan Gas Mulia lainnya). Gas Argon merupakan Gas Mulia yang paling melimpah di atmosfer (sekitar 0,934% volume udara), sedangkan Gas Helium paling melimpah di jagat raya (terlibat dalam reaksi termonuklir pada permukaan matahari). (klik di sini untuk melihat sifat Gas Mulia dalam Tabel Periodik)

Gas Neon, Argon, Kripton, dan Xenon diperoleh dengan fraksionasi udara cair. Gas-gas tersebut pada dasarnya bersifat inert (stabil/lembam), sebab kereaktifan kimianya yang rendah, sebagai konsekuensi dari konfigurasi elektron yang lengkap. Kegunaan utama gas Helium adalah sebagai cairan dalam krioskopi. Gas Argon digunakan untuk menyediakan lingkungan yang inert dalam peralatan laboratorium, dalam pengelasan, dan dalam lampu listrik yang diisi gas. Sementara gas Neon digunakan untuk tabung sinar pemutusan muatan.

Halogen (Halogen)

Unsur Halogen (Golongan VIIA) adalah unsur-unsur nonlogam yang reaktif. Halogen terdiri dari unsur Fluor (F), Klor (Cl), Brom (Br), Iod (I), dan Astatin (At). Astatin adalah unsur radioaktif dengan waktu hidup (life time) yang sangat singkat dan mudah meluruh menjadi unsur lain. Dalam pembahasan ini, kita hanya akan membicarakan empat unsur pertama Halogen. Secara umum, unsur Halogen bersifat toksik dan sangat reaktif. Toksisitas dan reaktivitas Halogen menurun dari Fluor sampai Iod. (klik di sini untuk melihat sifat Halogen dalam Tabel Periodik)

Dalam satu golongan, dari Fluor sampai Iod, jari-jari atom meningkat. Akibatnya, interaksi antar atom semakin kuat, sehingga titik didih dan titik leleh pun meningkat. Dalam keadaan standar (tekanan 1 atm dan temperatur 25°C), Fluor adalah gas berwarna kekuningan, Klor adalah gas berwarna hijau  pucat, Brom adalah cairan berwarna merah kecoklatan, dan Iod adalah padatan berwarna ungu-hitam. Energi ionisasi menurun dalam satu golongan , demikian halnya keelektronegatifan dan potensial standar reduksi (E°_red). Ini berarti, Flour paling mudah tereduksi (oksidator kuat), sedangkan Iod paling sulit tereduksi (oksidator lemah).

Beberapa keistimewaan unsur Fluor yang tidak dimiliki unsur Halogen lainnya adalah sebagai berikut :

1. Fluor adalah unsur yang paling reaktif dalam Golongan Halogen. Hal ini terjadi akibat energi ikatan F-F yang relatif rendah (150,6 kJ/mol) dibandingkan energi ikatan Cl-Cl (242,7 kJ/mol) maupun Br-Br (192,5 kJ/mol). Sebagai tambahan, ukuran atom F yang kecil menyebabkan munculnya tolakan yang cukup kuat antar lone pair F-F, sehingga ikatan F-F tidak stabil dan mudah putus. Hal ini tidak terjadi pada ikatan Cl-Cl maupun Br-Br sehingga keduanya relatif stabil dibandingkan ikatan F-F.

2. Senyawa Hidrogen Fluorida (HF) memiliki titik didih tertinggi akibat adanya ikatan Hidrogen. Sementara senyawa halida lainnya (HCl, HBr, dan HI) memiliki titik didih yang relatif rendah.

3. Hidrogen Fluorida (HF) adalah asam lemah, sedangkan asam halida lainnya (HCl, HBr, dan HI) adalah asam kuat.

4. Gas Fluor dapat bereaksi dengan larutan natrium hidroksida (NaOH) membentuk oksigen difluorida yang dapat dinyatakan dalam persamaan reaksi berikut :

2 F_2(g) +  2 NaOH_(aq) ——> 2 NaF_(aq) +  H₂O_(l) + OF_2(g)

Sementara itu, reaksi yang analog juga terjadi pada Klor dan Brom, dengan produk yang berbeda. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Cl_2(g) +  2 NaOH_(aq) ——> NaCl_(aq) +  NaOCl_(aq) +  H₂O_(l)

Br_2(l) +  2 NaOH_(aq) ——> NaBr_(aq) +  NaOBr_(aq) +  H₂O_(l)

Kedua reaksi di atas dikenal dengan istilah Reaksi Disproporsionasi (Autoredoks). Iod tidak dapat bereaksi dalam kondisi ini

5. Senyawa Perak Fluorida (AgF) mudah larut dalam air, sedangkan perak halida lainnya (AgCl, AgBr, dan AgI) sukar larut dalam air.

Unsur Halogen membentuk berbagai variasi senyawa. Dalam keadaan standar, unsur bebas Halogen membentuk molekul diatomik (F₂, Cl₂, Br₂, I₂). Oleh karena kereaktifannya yang besar, Halogen jarang ditemukan dalam keadaan bebas. Halogen umumnya ditemukan dalam bentuk senyawa. Halogen yang ditemukan dalam air laut berbentuk halida (Cl^-, Br^-, dan I^-). Sementara di kerak bumi, halogen berikatan dalam mineral, seperti Fluorite (CaF₂) dan kriolit (Na₃AlF₆).

Antar Halogen dapat mengalami reaksi kimia. Oleh karena kekuatan oksidator menurun dari Fluor sampai Iod, Halogen dapat mengoksidasi Ion Halida yang terletak di bawahnya (displacement reaction). Dengan demikian, reaksi yang terjadi antar Halogen dapat disimpulkan dalam beberapa pernyataan di bawah ini :

1. F₂ dapat mengoksidasi Cl^- menjadi Cl₂, Br^- menjadi Br₂, serta I^-menjadi I₂.

2. Cl₂ dapat mengoksidasi Br^- menjadi Br₂, serta I^- menjadi I₂. Cl₂tidak dapat mengoksidasi F^- menjadi F₂.

3. Br₂ dapat mengoksidasi I^- menjadi I₂. Br₂ tidak dapat mengoksidasi F^- menjadi F₂ maupun Cl^- menjadi Cl₂.

4. I₂ tidak dapat mengokisdasi F^- menjadi F₂, Cl^- menjadi Cl₂, serta Br^-menjadi Br₂.

Gas F₂ dapat diperoleh dari elektrolisis cairan (bukan larutan) Hidrogen Fluorida yang diberi sejumlah padatan Kalium Fluorida untuk meningkatkan konduktivitas pada temperatur di atas 70°C. Di katoda, ion H⁺ akan tereduksi menjadi gas H₂, sedangkan di anoda, ion F^‑akan teroksidasi menjadi gas F₂.

Gas Cl₂ dapat di peroleh melalui elektrolisis lelehan NaCl maupun elektrolisis larutan NaCl. Melalui kedua elektrolisis tersebut, ion Cl^-akan teroksidasi membentuk gas Cl₂ di anoda. Gas Cl₂ juga dapat diperoleh melalui proses klor-alkali, yaitu elektrolisis larutan NaCl pekat (brine). Reaksi yang terjadi pada elektrolisis brine adalah sebagai berikut :

2 NaCl_(aq) +  2 H₂O_(l) ——> 2 NaOH_(aq) +  H_2(g) +  Cl_2(g)

Di laboratorium, unsur Klor, Brom, dan Iod dapat diperoleh melalui reaksi alkali halida (NaCl, NaBr, NaI) dengan asam sulfat pekat yang dipercepat dengan penambahan MnO₂ sebagai katalis. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

MnO_2(s) +  2 H₂SO_4(aq) +  2 NaCl_(aq) ——> MnSO_4(aq) +  Na₂SO_4(aq)+  2 H₂O_(l) +  Cl_2(g)

MnO_2(s) +  2 H₂SO_4(aq) +  2 NaBr_(aq) ——> MnSO_4(aq) +  Na₂SO_4(aq)+  2 H₂O_(l) +  Br_2(l)

MnO_2(s) +  2 H₂SO_4(aq) +  2 NaI_(aq) ——> MnSO_4(aq) +  Na₂SO_4(aq) +  2 H₂O_(l) +  I_2(s)

Halida dibedakan menjadi dua kategori, yaitu halida ionik dan halida kovalen. Fluorida dan klorida dari unsur logam, terutama unsur Alkali dan Alkali Tanah (kecuali Berilium) merupakan halida ionik. Sementara, flurida dan klorida dari unsur nonlogam, seperti Belerang dan Fosfat merupakan halida kovalen. Bilangan oksidasi Halogen bervariasi dari -1 hingga +7 (kecuali Fluor). Unsur Fluor yang  merupakan unsur dengan keelektronegatifan terbesar di alam, hanya memiliki bilangan oksidasi 0 (F₂) dan -1 (fluorida).

Halogen dapat bereaksi dengan Hidrogen menghasilkan Hidrogen Halida. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

X_2(g) +  H_2(g) ——> 2 HX_(g)

X = F, Cl, Br, atau I

Reaksi ini (khususnya pada F₂ dan Cl₂)menimbulkan ledakan hebat (sangat eksotermis). Oleh karena itu, reaksi tersebut  jarang digunakan di industri. Sebagai pengganti, hidrogen halida dapat dihasilkan melalui reaksi klorinasi hidrokarbon. Sebagai contoh :

C₂H_6(g) +  Cl_2(g) ——> C₂H₅Cl_(g) +  HCl_(g)

Di laboratorium, hidrogen halida dapat diperoleh melalui reaksi antara logam halida dengan asam sulfat pekat. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CaF_2(s) +  H₂SO_4{aq) ——> 2 HF_(g) +  CaSO_4(s)

2 NaCl_(s) +  H₂SO_4(aq) ——-> 2 HCl_(g) +  Na₂SO_4(aq)

Hidrogen Bromida dan Hidrogen Iodida tidak dapat dihasilkan melalui cara ini, sebab akan terjadi reaksi oksidasi (H₂SO₄ adalah oksidator kuat) yang menghasilkan Brom dan Iod. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 NaBr_(s) +  2 H₂SO_4(aq) ——> Br_2(l) +  SO_2(g) +  Na₂SO_4(aq) +  2 H₂O_(l)

Hidrogen Bromida dapat dibuat melalui beberapa reaksi berikut :

P_4(s) +  6 Br_2(l) ——> 4 PBr_3(l)

PBr_3(l) +  3 H₂O_(l) ——> 3 HBr_(g) +  H₃PO_3(aq)

Hidrogen Iodida dapat diperoleh dengan cara serupa.

Hidrogen Fluorida memiliki kereaktifan yang tinggi. Senyawa ini dapat bereaksi dengan silika melalui persamaan reaksi berikut :

6 HF_(aq) +  SiO_2(s) ——> H₂SiF_6(aq) +  2 H₂O_(l)

Hidrogen Fluorida juga digunakan dalam proses pembuatan gas Freon. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CCl_4(l) +  HF_(g) ——> CCl₃F_(g) +  HCl_(g)

CCl₃F_(g) +  HF_(g) ——> CCl₂F_2(g) +  HCl_(g)

Larutan Hidrogen Halida bersifat asam. Urutan kekuatan asam halida adalah HF << HCl < HBr < HI. Sedangkan urutan kekuatan asam oksi adalah HXO < HXO₂ < HXO₃ < HXO₄ (X = Cl, Br, atau I).

Fluor (khususnya NaF) ditambahkan ke dalam air minum untuk mencegah terbentuknya karies (kerak atau plak) gigi. Senyawa lain, Uranium Fluorida, UF₆, digunakan untuk memisahkan isotop radioaktif  Uranium (U-235 dan U-238). Di bidang industri, Fluor digunakan untuk menghasilkan poli tetra fluoro etilena (Teflon).

Klor (khusunya Klorida, Cl^-) memegang peranan penting dalam sistem kesetimbangan cairan interseluler dan ekstraseluler dalam organisme. Di bidang industri, Klor digunakan sebagai bahan pemutih (bleaching agent) pada industri kertas dan tekstil. Bahan pembersih rumah tangga umumnya mengandung sejumlah Klor (khususnya NaClO) yang berperan sebagai bahan aktif pengangkat kotoran. Sementara, senyawa klor lainnya, HClO, berfungsi sebagai agen desinfektan pada proses pemurnian air. Reaksi yang terjadi saat gas Klor dilarutkan dalam air adalah sebagai berikut :

Cl_2(g) +  H₂O_(l) ——> HCl_(aq) +  HClO_(aq)

Ion OCl^- yang dihasilkan dari reaksi tersebut berperan sebagai agen desinfektan yang membunuh kuman dalam air.

Metana yang terklorinasi, seperti Karbon Tetraklorida (CCl₄) danKloroform (CHCl₃) digunakan sebagai pelarut senyawa organik. Klor juga digunakan dalam pembuatan insektisida, seperti DDT. Akan tetapi, penggunaan DDT dapat mencemari lingkungan, sehingga kini penggunaannya dilarang atau dibatasi sesuai dengan Undang-Undang Lingkungan. Klor juga digunakan sebagai bahan baku pembuatan poli vinil klorida (PVC).

Senyawa Bromida ditemukan di air laut (ion Br^-). Brom digunakan sebagai bahan dasar pembuatan senyawa Etilena Dibromida (BrCH₂CH₂Br), suatu insektisida. Senyawa ini sangat karsinogenik. Di samping itu, Brom juga dapat bereaksi dengan Perak menghasilkan senyawa Perak Bromide (AgBr) yang digunakan dalam lembaran film fotografi.

Iod jarang digunakan dalam kehidupan sehari-hari. Larutan Iod dalam alkohol (50% massa) sering digunakan di dunia medis sebagai zat antiseptik. Iod juga merupakan salah satu komponen dari hormontiroid. Defisiensi Iod dapat mengakibatkan pembengkakan kelenjar gondok.

Alkali (Alkali)

Logam Alkali (Golongan IA) adalah unsur yang sangat elektropositif (kurang elektronegatif). Umumnya, logam Alkali berupa padatan dalam suhu ruang. Unsur Alkali terdiri dari Litium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Sesium (Cs), dan Fransium (Fr). Fransium jarang dipelajari sebagai salah satu anggota unsur Golongan IA, sebab Fransium adalah unsur radioaktif yang tidak stabil dan cenderung meluruh membentuk unsur baru lainnya. Dari konfigurasi elektron unsur, masing-masing memiliki satu elektron valensi . Dengan demikian, unsur Alkali cenderung membentuk ion positif bermuatan satu (M⁺). (klik di sini untuk melihat sifat Alkali dalam Tabel Periodik)

Dalam satu golongan, dari Litium sampai Sesium, jari-jari unsur akan meningkat. Letak elektron valensi terhadap inti atom semakin jauh. Oleh sebab itu, kekuatan tarik-menarik antara inti atom dengan elektron valensi semakin lemah. Dengan demikian, energi ionisasi akan menurun dari Litium sampai Sesium. Hal yang serupa juga ditemukan pada sifat keelektronegatifan unsur .

Secara umum, unsur Alkali memiliki titik leleh yang cukup rendah dan lunak, sehingga logam Alkali dapat diiris dengan pisau. Unsur Alkali sangat reaktif, sebab mudah melepaskan elektron (teroksidasi) agar mencapai kestabilan (konfigurasi elektron ion Alkali menyerupai konfigurasi elektron Gas Mulia). Dengan demikian, unsur Alkali jarang ditemukan bebas di alam. Unsur Alkali sering dijumpai dalam bentuk senyawanya. Unsur Alkali umumnya bereaksi dengan unsur lain membentuk senyawa halida, sulfat, karbonat, dan silikat.

Natrium dan Kalium terdapat dalam jumlah yang melimpah di alam. Keduanya terdapat dalam mineral seperti albite (NaAlSi₃O₈) danortoklas (KAlSi₃O₈). Selain itu, mineral lain yang mengandung Natrium dan Kalium adalah halite (NaCl), Chile saltpeter (NaNO₃), dan silvit (KCl).

Logam Natrium dapat diperoleh dari elektrolisis lelehan NaCl (proses Down). Titik leleh senyawa NaCl cukup tinggi (801°C), sehingga diperlukan jumlah energi yang besar untuk melelehkan padatan NaCl. Dengan menambahkan zat aditif CaCl₂, titik leleh dapat diturunkan menjadi sekitar 600°C, sehingga proses elektrolisis dapat berlangsung lebih efektif tanpa pemborosan energi.

Sebaliknya, logam Kalium tidak dapat diperoleh melalui metode elektrolisis lelehan KCl. Logam Kalium hanya dapat diperoleh melalui reaksi antara lelehan KCl dengan uap logan Natrium pada suhu 892°C. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Na_(g) +  KCl_(l) <——>  NaCl_(l) +  K_(g)

Natrium dan Kalium adalah unsur logam yang sangat reaktif. Logam Kalium lebih reaktif dibandingkan logam Natrium. Kedua logam tersebut dapat berekasi dengan air membentuk hidroksida. Saat direaksikan dengan oksigen dalam jumlah terbatas, Natrium dapat membentuk oksidanya (Na₂O). Namun, dalam jumlah oksigen berlebih, Natrium dapat membentuk senyawa peroksida (Na₂O₂).

2 Na_(s) +  O_2(g) ——> Na₂O_2(s)

Natrium peroksida bereaksi dengan air menghasilkan larutan hidroksida dan hidrogen peroksida. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Na₂O_2(s) +  2 H₂O_(l) ——> 2 NaOH_(aq) +  H₂O_2(aq)

Sama seperti Natrium, logam Kalium dapat membentuk peroksida saat bereaksi dengan oksigen berlebih. Selain itu, logam Kalium juga membentuk superoksida saat dibakar di udara. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

K_(s) +  O_2(g) ——> KO_2(s)

Saat Kalium Superoksida dilarutkan dalam air, akan dibentuk gas oksigen. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 KO_2(s) +  2 H₂O_(l) ——> 2 KOH_(aq) +  O_2(g) +  H₂O_2(aq)

Unsur Natrium dan Kalium berperan penting dalam mengatur keseimbangan cairan dalam tubuh. Ion Natrium dan ion Kalium terdapat dalam cairan intraseluler dan ekstraseluler. Keduanya berperan penting dalam menjaga tekanan osmosis cairan tubuh serta mempertahankan fungsi enzim dalam mengkatalisis reaksi biokimia dalam tubuh.

Natrium Karbonat (soda abu) digunakan dalam industri pengolahan air dan industri pembuatan sabun, detergen, obat-obatan, dan zat aditif makanan. Selain itu, Natrium Karbonat digunakan juga pada industri gelas. Senyawa ini dibentuk melalui proses Solvay. Reaksi yang terjadi pada proses Solvay adalah sebagai berikut :

NH_3(aq) +  NaCl_(aq) +  H₂CO_3(aq) ——> NaHCO_3(s) +  NH₄Cl_(aq)

2 NaHCO_3(s) ——> Na₂CO_3(s) +  CO_2(g) + H₂O_(g)

Sumber mineral lain yang mengandung senyawa Natrium Karbonat adalah trona, dengan formula kimia [Na₅(CO₃)₂(HCO₃).2H₂O]. Mineral ini ditemukan dalam jumlah besar di Wyoming, Amerika Serikat. Ketika mineral trona dipanaskan, akan terjadi reaksi penguraian sebagai berikut :

2 Na₅(CO₃)₂(HCO₃).2H₂O_(s) ——> 5 Na₂CO_3(s) +  CO_2(g) +  3 H₂O_(g)

Natrium Hidroksida dan Kalium Hidroksida masing-masing diperoleh melalui elektrolisis larutan NaCl dan KCl. Kedua hidroksida ini merupakan basa kuat dan mudah larut dalam air. Larutan NaOH digunakan dalam pembuatan sabun . Sementara itu, larutan KOH digunakan sebagai larutan elektrolit pada beberapa baterai (terutama baterai merkuri).

Chile saltpeter (Natrium Nitrat) terurai membentuk gas oksigen pada suhu 500°C. Reaksi penguraian yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 NaNO_3(s) ——> 2 NaNO_2(s) +  O_2(g)

Kalium Nitrat (saltpeter) dapat dibuat melalui reaksi berikut :

KCl_(aq) +  NaNO_3(aq) ——> KNO_3(aq) +  NaCl_(aq)

Alkali Tanah (Alkaline Earth)

Unsur Alkali Tanah mempunyai sifat yang menyerupai unsur Alkali. Unsur Alkali Tanah umumnya merupakan logam, cenderung membentuk ion positif, dan bersifat konduktif, baik termal maupun elektrik. Unsur Alkali Tanah kurang elektropositif (lebih elektronegatif) dan kurang reaktif bila dibandingkan unsur Alkali. Semua unsur Golongan IIA ini memiliki sifat kimia yang serupa, kecuali Berilium (Be). Yang termasuk unsur Golongan IIA adalah Berilium (Be), Magnesium (Mg), Kalsium (Ca), Stronsium (Sr), Barium (Ba), dan Radium (Ra). Radium jarang dipelajari sebagai salah satu anggota unsur Golongan IIA, sebab Radium adalah unsur radioaktif yang tidak stabil dan cenderung meluruh membentuk unsur baru lainnya. Konfigurasi elektron menunjukkan unsur-unsur Golongan IIA memiliki dua elektron valensi. Dengan demikian, untuk mencapai kestabilan, unsur Golongan IIA melepaskan dua elektron membentuk ion bermuatan positif dua (M²⁺). (klik di sini untuk melihat sifat Alkali Tanah dalam Tabel Periodik)

Dalam satu golongan, dari Berilium sampai Barium, jari-jari unsur meningkat. Peningkatan ukuran atom diikuti dengan peningkatan densitas unsur. Sebaliknya, energi ionisasi dan keelektronegatifan berkurang dari Berilium sampai Radium. Semakin besar jari-jari unsur, semakin mudah unsur melepaskan elektron valensinya. Potensial standar reduksi (E°_red) menurun dalam satu golongan. Hal ini menunjukkan bahwa kekuatan reduktor meningkat dalam satu golongan dari Berilium sampai Barium.

Magnesium adalah unsur yang cukup melimpah di kerak bumi (urutan keenam, sekitar 2,5% massa kerak bumi). Beberapa bijih mineral yang mengandung logam Magnesium, antara lain brucite, Mg(OH)₂,dolomite (CaCO₃.MgCO₃), dan epsomite (MgSO₄.7H₂O). Air laut merupakan sumber Magnesium yang melimpah (1,3 gram Magnesium per kilogram air laut). Magnesium diperoleh melalui elektrolisis lelehan MgCl₂.

Magnesium tidak bereaksi dengan air dingin. Magnesium hanya bereaksi dengan air panas (uap air). Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

Mg_(s) +  H₂O_(g) ——> MgO_(s) +  H_2(g)

Magnesium juga bereaksi dengan udara membentuk Magnesium Oksida dan Magnesium Nitrida. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

2 Mg_(s) +  O_2(g) ——> 2 MgO_(s)

3 Mg_(s) +  N_2(g) ——> Mg₃N_2(s)

Magnesium Oksida bereaksi lambat dengan air menghasilkan Magnesium Hidroksida (milk of magnesia), yang digunakan sebagai zat aktif untuk menetralkan asam lambung berlebih. Reaksi pembentukan milk of magnesia adalah sebagai berikut :

MgO_(s) +  H₂O_(l) ——> Mg(OH)_2(s)

Hidroksida dari Magnesium merupakan basa kuat. Semua unsur Golongan IIA membentuk basa kuat, kecuali Be(OH)₂ yang bersifat amfoter. Senyawa bikarbonat, MgHCO₃ (maupun CaHCO₃), menyebabkan kesadahan air sementara (dapat dihilangkan dengan cara pemanasan).

Logam Magnesium terutama digunakan dalam bidang konstruksi. Sifatnya yang ringan menjadikannya sebagai pilihan utama dalam pembentukan alloy (paduan logam). Logam Magnesium juga digunakan dalam proteksi katodik untuk mencegah logam besi dari korosi (perkaratan), reaksi kimia organik (reaksi Grignard), dan sebagai elektroda baterai . Sementara itu, dalam sistem kehidupan, ion Mg²⁺ditemukan dalam klorofil (zat hijau daun) tumbuhan dan berbagai enzim pada organisme yang mengkatalisis reaksi biokimia penunjang kehidupan.

Kerak bumi mengandung 3,4 persen massa unsur Kalsium. Kalsium dapat ditemukan dalam berbagai senyawa di alam, seperti limestone, kalsit, dan batu gamping (CaCO₃); dolomite (CaCO₃.MgCO₃);gypsum (CaSO₄.2H₂O); dan fluorite (CaF₂). Logam Kalsium dapat diperoleh melalui elektrolisis lelehan CaCl₂.

Kalsium (sama seperti Stronsium dan Barium) dapat bereaksi dengan air dingin membentuk hidroksida, Ca(OH)₂. Senyawa Ca(OH)₂ ini dikenal dengan istilah slaked lime atau hydrate lime. Reaksi tersebut jauh lebih lambat bila dibandingkan reaksi logam Alkali dengan air.

Ca_(s) +  2 H₂O_(l) ——> Ca(OH)_2(aq) +  H_2(g)

Kapur (lime), CaO, atau sering disebut dengan istilah quicklime, adalah salah satu material tertua yang dikenal manusia sejak zaman purba. Quicklime dapat diperoleh melalui penguraian termal senyawa Kalsium Karbonat. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CaCO_3(s) ——> CaO_(s) +  CO_2(g)

Slaked lime juga dapat dihasilkan melalui reaksi antara quicklimedengan air. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

CaO_(s) +  H₂O_(l) ——> Ca(OH)­_2(aq)

Quicklime digunakan pada industri metalurgi sebagai zat aktif untuk menghilangkan SO₂ pada bijih mineral. Sementara slaked limedigunakan dalam pengolahan air bersih. Logam Kalsium digunakan sebagai agen penarik air (dehydrating agent) pada pelarut organik. Unsur Kalsium merupakan komponen utama penyusun tulang dan gigi. Ion kalsium dalam tulang dan gigi terdapat dalam senyawa kompleks garam fosfat, yaitu hidroksiapatit (Ca₅(PO₄)₃OH). Ion Kalsium juga berfungsi sebagai kofaktor berbagai enzim, faktor penting dalam proses pembekuan darah, kontraksi otot, dan transmisi sinyal sistem saraf pusat.

Untuk membedakan unsur-unsur Golongan IIA, dapat dilakukan pengujian kualitatif melalui tes nyala. Saat masing-masing unsur dibakar dengan pembakar Bunsen, akan dihasilkan warna nyala yang bervariasi. Magnesium menghasilkan nyala berwarna putih terang,Kalsium menghasilkan nyala berwarna merah bata, Stronsiummenghasilkan nyala berwarna merah terang, sedangkan Barium menghasilkan nyala berwarna hijau.

Garam yang terbentuk dari unsur Golongan IIA merupakan senyawa kristalin ionik tidak berwarna. Garam tersebut dapat dibentuk melalui reaksi logam, oksida logam, atau senyawa karbonat dengan asam. Berikut ini adalah contoh beberapa reaksi pembentukan garam :

1. Mg_(s) +  2 HCl_(aq) ——> MgCl_2(aq) +  H_2(g)

2. MgO_(s) +  2 HCl_(aq) ——> MgCl_2(aq) +  H₂O_(l)

3. MgCO_3(s) +  2 HCl_(aq) ——> MgCl_2(aq) +  H₂O_(l) +  CO_2(g)

Senyawa nitrat mengalami penguraian termal membentuk oksida logam, nitrogen dioksida, dan gas oksigen. Sebagai contoh :

2 Mg(NO₃)_2(s) ——> 2 MgO_(s) +  4 NO_2(g) +  O_2(g)

Senyawa karbonat mengalami penguraian termal membentuk oksida logam dan gas karbon dioksida. Sebagai contoh :

BaCO_3(s) ——> BaO_(s) +  CO_2(g)

Unsur-Unsur Periode Ketiga (Periode 3 Elements)

Unsur-unsur periode ketiga memiliki sifat kimia dan sifat fisika yang bervariasi. Unsur-unsur yang terdapat pada periode ketiga adalah Natrium (Na), Magnesium (Mg), Aluminium (Al), Silikon (Si), Fosfor (P), Belerang (S), Klor (Cl), dan Argon (Ar). Dari kiri (Natrium) sampai kanan (Argon), jari-jari unsur menyusut, sedangkan energi ionisasi, afinitas elektron, dan keelektronegatifan meningkat. Selain itu, terjadi perubahan sifat unsur dari logam (Na, Mg, Al) menjadi semilogam/metaloid (Si), nonlogam (P, S, Cl), dan gas mulia (Ar). Unsur logam umumnya membentuk struktur kristalin, sedangkan unsur semilogam/metaloid membentuk struktur molekul raksasa (makromolekul). Sementara, unsur nonlogam cenderung membentuk struktur molekul sederhana. Sebaliknya, unsur gas mulia cenderung dalam keadaan gas monoatomik. Variasi inilah yang menyebabkan unsur periode ketiga dapat membentuk berbagai senyawa dengan sifat yang berbeda. (klik di sini untuk melihat sifat Unsur Periode Ketiga dalam Tabel Periodik)

Unsur-unsur periode ketiga dapat membentuk oksida melalui reaksi pembakaran dengan gas oksigen. Reaksi yang terjadi pada masing-masing unsur adalah sebagai berikut :

1. Natrium Oksida

Natrium mengalami reaksi hebat dengan oksigen. Logam Natrium yang terpapar di udara dapat bereaksi spontan dengan gas oksigen membentuk oksida berwarna putih yang disertai nyala berwarna kuning.

4 Na_(s) +  O_2(g) ——> 2 Na₂O_(s)

2. Magnesium Oksida

Magnesium juga bereaksi hebat dengan udara (terutama gas oksigen) menghasilkan nyala berwarna putih terang yang disertai dengan pembentukan oksida berwarna putih.

2 Mg_(s) +  O_2(g) ——> 2 MgO_(s)

3. Aluminium Oksida

Oksida ini berfungsi mencegah (melindungi) logam dari korosi. Oksida ini berwarna putih.

4 Al_(s) +  3 O_2(g) ——> 2 Al₂O_3(s)

4. Silikon Oksida (Silika)

Si_(s) +  O_2(g) ——> SiO_2(s)

5. Fosfor (V) Oksida

Fosfor mudah terbakar di udara. Ketika terdapat gas oksigen dalam jumlah berlebih, oksida P₄O₁₀ yang berwarna putih akan dihasilkan.

P_4(s) +  5 O_2(g) ——> P₄O_10(s)

6. Belerang Dioksida dan Belerang Trioksida

Padatan Belerang mudah terbakar di udara saat dipanaskan dan akan menghasilkan gas Belerang Dioksida (SO₂). Oksida ini dapat direaksikan lebih lanjut dengan gas oksigen berlebih yang dikatalisis oleh Vanadium Pentaoksida (V₂O₅) untuk menghasilkan gas Belerang Trioksida (SO₃).

S_(s) +  O_2(g) ——>SO_2(g)

2 SO_2(g) +  O_2(g) ——> 2SO_3(g)

7. Klor (VII) Oksida

2 Cl_2(g) +  7 O_2(g) ——> 2 Cl₂O_7(g)

Selain dapat membentuk oksida, unsur-unsur periode ketiga juga dapat membentuk senyawa halida. Senyawa tersebut terbentuk saat unsur direaksikan dengan gas klor. Reaksi yang terjadi pada masing-masing unsur adalah sebagai berikut :

1. Natrium Klorida

Natrium direaksikan dengan gas klor akan menghasilkan endapan putih NaCl.

2 Na_(s) +  Cl_2(g) ——> 2 NaCl_(s)

2. Magnesium Klorida

Sama seperti Natrium, logam Magnesium pun dapat bereaksi dengan gas klor membentuk endapan putih Magnesium Klorida.

Mg_(s) +  Cl_2(g) ——> MgCl_2(s)

3. Aluminium Klorida

Ketika logam Aluminium direaksikan dengan gas klor, akan terbentuk endapan putih AlCl₃.

2 Al_(s) +  3 Cl_2(g) ——> 2 AlCl_3(s)

Dalam bentuk uap, senyawa ini akan membentuk dimer Al₂Cl₆.

4. Silikon (IV) Klorida

Senyawa ini merupakan cairan yang mudah menguap. Senyawa ini dihasilkan dari reaksi padatan Silikon dengan gas klor.

Si_(s) +  2 Cl_2(g) ——> SiCl_4(l)

5. Fosfor (III) Klorida dan Fosfor (V) Klorida

Fosfor (III) Klorida merupakan cairan mudah menguap tidak berwarna yang dihasilkan saat Fosfor bereaksi dengan gas klor tanpa pemanasan. Saat jumlah gas klor yang digunakan berlebih, senyawa ini dapat bereaksi kembali dengan gas klor berlebih membentuk senyawa Fosfor (V) Klorida, suatu padatan berwarna kuning.

P_4(s) +  6 Cl_2(g) ——> 4 PCl_3(l)

Saat jumlah gas klor yang digunakan berlebih, akan terjadi reaksi berikut :

PCl_3(l) +  Cl_2(g) ——> PCl_5(s)

6. Belerang (II) Oksida

S_(s) +  Cl_2(g) ——> SCl_2(s)

Reaksi antara logam Natrium dan Magnesium dengan air adalah reaksiredoks. Dalam reaksi ini, unsur logam mengalami oksidasi dan dihasilkan gas hidrogen. Larutan yang dihasilkan bersifat alkali (basa). Logam Natrium lebih reaktif dibandingkan logam Magnesium, sehingga larutan NaOH bersifat lebih basa dibandingkan larutan Mg(OH)₂.Padatan NaOH lebih mudah larut dalam air dibandingkan padatan Mg(OH)₂.

Oksida dari logam Natrium dan Magnesium merupakan senyawa ionik dengan struktur kristalin. Saat dilarutkan dalam air, masing-masing oksida akan menghasilkan larutan basa. Oleh karena itu, dapat disimpulkan bahwa oksida logam dalam air menghasilkan larutan basa.

Na₂O_(s) +  H₂O_(l) ——> 2 NaOH_(aq)

MgO_(s) +  H₂O_(l) ——> Mg(OH)_2(aq)

Aluminium Oksida memiliki struktur kristalin dan memiliki sifat kovalen yang cukup signifikan. Dengan demikian, senyawa ini dapat membentuk ikatan antarmolekul (intermediate bonding). Senyawa ini sukar larut dalam air.

Fosfor (V) Oksida merupakan senyawa kovalen. Senyawa ini dapat bereaksi dengan air membentuk asam fosfat. Asam fosfat merupakan salah satu contoh larutan asam lemah dengan pH berkisar antara 2 hingga 4. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

P₄O_10(s) +  6 H₂O_(l) ——> 4 H₃PO_4(aq)

Belerang Dioksida dan Belerang Trioksida mempunyai struktur molekul kovalen sederhana. Masing-masing dapat bereaksi dengan air membentuk larutan asam.

SO_2(g) +  H₂O_(l) ——> H₂SO_3(aq)

SO_3(g) +  H₂O_(l) ——> H₂SO_4(aq)

Dengan demikian, senyawa oksida yang dihasilkan dari unsur periode ketiga dapat dikelompokkan menjadi tiga kategori, yaitu :

1. Oksida Logam (di sebelah kiri Tabel Periodik) memiliki struktur ionik kristalin dan bereaksi dengan air menghasilkan larutan basa. Oksida Logam merupakan oksida basa, yang dapat bereaksi dengan asam membentuk garam.

MgO_(s) +  H₂SO_4(aq) ——> MgSO_4(aq) +  H₂O_(l)

2. Oksida Nonlogam (di sebelah kanan Tabel Periodik) memiliki struktur molekul kovelen sederhana dan bereaksi dengan air menghasilkan larutan asam. Oksida nonlogam merupakan oksida asam, yang dapat bereaksi dengan basa membentuk garam.

SO_3(g) +  MgO_(s) ——> MgSO_4(s)

3. Oksida Amfoterik (di tengah Tabel Periodik) memiliki sifat asam dan basa sekaligus. Oksida tersebut dapat bereaksi dengan asam maupun basa.

Al₂O_3(s) +  6 HCl_(aq) ——> 2 AlCl_3(aq) +  3 H₂O_(l)

Al₂O_3(s) +  6 NaOH_(aq) +  3 H₂O_(l) ——> 2 Na₃Al(OH)_6(aq)

Natrium Klorida dan Magnesium Klorida merupakan senyawa ionik dengan struktur kristalin yang teratur. Saat dilarutkan dalam air, kedua senyawa tersebut menghasilkan larutan netral (pH = 7). Sementara itu, Aluminium Klorida membentuk struktur dimernya, yaitu Al₂Cl₆ (untuk mencapai konfigurasi oktet). Senyawa dimer ini larut dalam air.

Al₂Cl_6(s) +  12 H₂O_(l) ——> 2 [Al(H₂O)₆]³⁺_(aq) +  6 Cl^-_(aq)

Cairan Silikon (IV) Klorida dan gas PCl₅ merupakan molekul kovalen sederhana. Masing-masing senyawa bereaksi hebat dengan air membentuk gas HCl. Reaksi ini dikenal dengan istilah hidrolisis. Larutan yang terbentuk bersifat asam. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

SiCl_4(l) +  2 H₂O_(l) ——> SiO_2(s) +  4 HCl_(g)

PCl_5(s) +  4 H₂O_(l) ——> H₃PO_4(aq) +  5 HCl_(g)

Dengan demikian, senyawa halida yang dibentuk dari unsur periode ketiga dapat dikelompokkan menjadi dua, yaitu :

1. Logam Klorida ( di sebelah kiri Tabel Periodik) memiliki struktur kristalin ionikdan mudah bereaksi dengan air membentuk larutan netral. Logam Klorida bersifat netral.

2. Nonlogam Klorida (di sebelah kanan Tabel Periodik) memiliki struktur molekul kovalen sederhana dan bereaksi dengan air menghasilkan larutan asam. Nonlogam Klorida bersifat asam.

Referensi:

Andy. 2009. Pre-College Chemistry.

Cotton, F. Albert dan Geoffrey Wilkinson. 1989. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta: Penerbit UI Press

Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.

Ratcliff, Brian, dkk. 2006. AS Level and A Level Chemistry. Dubai: Oriental Press.

Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia: Pakar Raya.

Sumber: http://andykimia03.wordpress.com/tag/reaksi-penggaraman/