Materi Kimia (Kelas 12) : Reaksi Redoks & Elektrokimia dan Kimia Unsur (+ Video Pembelajaran) [#BelajarDiRumah]

Assalammu‘alaikum wr. wb.

Hello gaes! Apakah kalian malas belajar Kimia? Dan jangan malas untuk mempelajari tentang Ilmu Sains. Kali ini kita berjumpa lagi di Kelas 12, dan saya akan membahas tentang Reaksi Redoks dan Elektrokimia untuk Materi Pelajaran Kimia.

REAKSI REDOKS DAN ELEKTROKIMIA

Dalam Bidang Farmasi, Industri, Biologi, Pertanian dan Metalurgi, Reaksi yang sering digunakan adalah Reaksi Redoks. Tahukah kamu bahwa Reaksi Redoks adalah rangkaian Reaksi Reduksi – Oksidasi yang pasti terjadi secara bersamaan?

Dalam kesempatan kali ini, kita akan menjelaskan kepada kalian mengenai Reaksi Redoks mulai dari Pengertian, Teori Penyetaraan, Hubungan Redoks dengan Elektrokimia hingga aplikasinya.

A. Reaksi Redoks

Sumber Materi : Akupintar.id, Edukasystem.com (Blog), dan Studiobelajar.com

Untuk lebih memahami dari materi ini, tontonlah Video dari YouTube di bawah ini :

1. Pengertian Redoks

Reaksi Redoks merupakan jenis dari reaksi kimia yang menyebabkan perubahan bilangan oksidasi baik dalam suatu molekul ataupun unsur juga menyebabkan terjadinya perubahan (dapat berupa penambahan maupun pengurangan) senyawa oksigen di dalam suatu molekul.

Di dalam Reaksi Redoks, ada dua jenis reaksi yang bersamaan yaitu reaksi reduksi dan Reaksi Oksidasi. Reaksi reduksi sendiri merupakan reaksi yang menyebabkan penurunan bilangan oksidasi dari sebuah Ion, Atom, atau Molekul yang dapat disebabkan baik karena penangkapan elektron dan atau pelepasan oksigen. Spesi yang mengalami reduksi disebut juga sebagai Oksidator karena menyebabkan oksidasi pada pasangan senyawanya.

Sedangkan reaksi oksidasi adalah reaksi yang terjadi sehingga kemudian menyebabkan meningkatnya bilangan oksidasi dari suatu ion, atom karena pelepasan elektron dan atau penambahan Oksigen. Spesi yang mengalami oksidasi disebut juga sebagai reduktor karena menyebabkan reduksi pada pasangan senyawanya.

2. Teori Penyetaraan Reaksi Redoks

Untuk dapat melaksanakan penyetaraan dalam Reaksi Redoks, ada di acara yang dapat kamu lakukan, di antaranya adalah :

    a.) Menggunakan Metode Perubahan Biloks

Ada beberapa Langkah yang harus kamu lakukan yaitu :

• Menentukan bilangan oksidasi (biloks) yang dimiliki oleh spesi kemudian melakukan identifikasi terhadap ion atau atom yang mengalami perubahan pada biloks.
• Menulis atau mencatat jumlah elektron yang diterima pada oksidator dan juga jumlah elektron yang dilepas oleh reduktor.
• Menghitung koefisien reaksi pada senyawa reaktan menggunakan bilangan bulat paling kecil untuk menyetarakan jumlah elektron yang ditransfer selama terjadinya reduksi dan oksidasi kemudian menyetarakan koefisien reaktan dan koefisien produk.
• Melakukan penyetaraan atom O dengan air (H₂O) kemudian melakukan penyetaraan atom H dengan ion H⁺ pada Reaksi Redoks dengan suasana asam.
• Menambahkan ion OH^–_(aq) baik pada sisi Reaktan dan sisi produk sesuai dengan jumlah ion H⁺_(aq) apabila suasana reaksi adalah basa.
• Melakukan kombinasi antara ion H⁺_(aq) dan ion OH^–_(aq) sehingga akan membentuk senyawa H₂O_(l) kemudian menghilangkan jumlah senyawa H₂O_(l) yang sama pada kedua sisi.

Atau jika kurang memahami langkah-langkah di atas, silahkan perhatikan di bawah ini : 

    *) Menentukan Biloks masing-masing substansi dan mengidentifikasi atom/ion mana yang mengalami perubahan Biloks.

    *) Menuliskan Jumlah Elektron yang dilepaskan pada Oksidasi dan Jumlah Elektron yang diterima pada reduksi berdasarkan jumlah perubahan biloks (bisa dibantu dengan menggambar garis antara atom/ion yang mengalami oksidasi dan yang mengalami reduksi)

    *) Menghitung koefisien reaksi reaktan dengan bilangan bulat terkecil yang dapat menyetarakan jumlah elektron yang ditransfer selama oksidasi dan selama reduksi, lalu menyetarakan koefisien reaktan dan produk.

    *) Menyetarakan atom O dengan H2O(l), lalu menyetarakan atom H dengan H+(aq)

    Untuk Reaksi Redoks dalam Larutan suasana Basa :

    *) Menambahkan OH−(aq) pada reaktan dan produk dengan jumlah sesuai dengan jumlah H+(aq)

    *) Mengkombinasi H+(aq) dan OH−(aq) pada sisi yang sama membentuk H2O(l), dan menghilangkan jumlah H2O(l) yang sama pada kedua sisi

    b.) Menggunakan Metode Setengah Reaksi

Ada beberapa Langkah yang harus kalian lakukan yaitu :

• Mengidentifikasi persamaan reaksi menjadi dua jenis setengah-reaksi yaitu reduksi dan oksidasi.
• Melakukan penyetaraan pada atom selain O dan H di dalam kedua setengah-reaksi tersebut.
• Melakukan penyetaraan antara atom O dengan senyawa H₂O_(l)kemudian melakukan penyetaraan antara atom H dengan ion H⁺_(aq).
• Menyetarakan muatan pada kedua setengah-reaksi menggunakan elektron (e^–).
• Mengalikan koefisien milik kedua setengah-reaksi dengan bilangan bulat tertentu agar kemudian nilai e^– menjadi sama pada kedua setengah-reaksi.
• Menggabungkan kedua setengah-reaksi tersebut kembali menjadi satu reaksi dan menghilangkan Spesi dan senyawa yang sama pada sisi kanan dan kiri reaksi.
• Menambahkan ion OH^–_(aq)baik pada senyawa reaktan dan senyawa produk sesuai jumlahnya dengan ion H⁺_(aq) untuk suasana basa.
• Melakukan kombinasi antara ion H⁺_(aq) dan ion OH^–_(aq) sehingga akan membentuk senyawa H₂O_(l)kemudian menghilangkan jumlah senyawa H₂O_(l) yang sama pada kedua sisi.

Atau jika kurang memahami langkah-langkah di atas, silahkan perhatikan di bawah ini : 

    *) Membagi Persamaan Reaksi ke dalam 2 setengah-reaksi : Oksidasi dan Reduksi

    *) Menyetarakan Atom-atom selain H dan O pada masing-masing setengah-reaksi

    *) Menyetarakan atom O dengan H2O(l), lalu menyetarakan atom H dengan H+(aq)

    *) Menyetarakan muatan dengan Elektron (e−)

    *) Mengalikan koefisien masing-masing setengah-reaksi dengan bilangan bulat tertentu agar jumlah e−yang dilepas dalam setengah-reaksi oksidasi sama dengan jumlah e− yang diterima dalam setengah-reaksi reduksi

    *) Menggabungkan kedua setengah-reaksi yang sudah setara tersebut menjadi satu Persamaan Reaksi, lalu menghilangkan Jumlah Spesi-spesi yang sama pada kedua sisi

    Untuk Reaksi Redoks dalam larutan suasana Basa :

    *) Menambahkan OH−(aq) pada reaktan dan produk dengan jumlah sesuai dengan jumlah H+(aq)

    *) Mengkombinasi H+(aq) dan OH−(aq) pada sisi yang sama membentuk H2O(l), dan menghilangkan jumlah H2O(l) yang sama pada kedua sisi.

Untuk melihat Contoh Soal tentang Reaksi Redoks, silahkan lihat di sini (Soalkimia.com).

B. Sel Elektrokimia

Sumber Materi : Studiobelajar.com, Soalkimia.com dan Jagoankimia.com

Dalam Reaksi Redoks proses transfer elektron melalui kontak langsung antar partikel atom, ion maupun molekul yang melakukan serah terima elektron. Karena transfer elektron dilakukan melalui sirkuit luar yang kemudian dibaca sebagai Gejala Listrik, muncul disiplin Ilmu Elektrokimia yang mempelajarinya.

Sel Elektrokimia terbagi menjadi 2 (Dua) Jenis, yaitu Sel Volta / Galvani dan Sel Elektrolisis. Sel Volta mengubah Energi Kimia menjadi Energi Listrik sedangkan Sel Elektrolisis mengubah Energi Listrik menjadi Energi Kimia.

1. Sel Volta

    a.) Reaksi Redoks Spontan

"Reaksi Redoks spontan adalah Reaksi Redoks yang terjadi dengan sendirinya."

Kespontanan reaksi redoks dapat diprediksi dari nilai potensial reaksi redoks tersebut. Nilai potensial reaksi redoks sama dengan nilai potensial sel, yaitu selisih antara potensial reduksi katode (reaksi reduksi) dengan potensial reduksi anode (reaksi oksidasi). Suatu reaksi redoks akan berlangsung spontan ke arah pembentukan produk bila potensial reaksinya bernilai positif.

Redoks spontan : E°redoks > 0

Misalnya apabila logam seng dicelupkan ke dalam larutan tembaga(II)sulfat, CuSO4. Lihat gambar berikut.

Logam seng (Zn) akan larut dengan melepas elektron membentuk ion seng (Zn2+), sementara ion tembaga (Cu2+) menangkap elektron dari logam seng dan membentuk endapan tembaga (Cu). Dalam reaksi tersebut terjadi transfer elektron secara langsung dari logam Zn ke ion Cu2+. Reaksi yang terjadi adalah :

Zn + Cu2+ → Zn2++ Cu

    b.) Rangkaian Sel Volta

Transfer Elektron secara langsung pada reaksi di atas tidak akan menghasilkan arus listrik, oleh karena itu Luigi Galvani dan Alessandro Guiseppe Volta menemukan cara untuk menghasilkan arus listrik yaitu memisahkan logam Zn dan ion Cu2+ di wadah yang berbeda dalam suatu rangkaian yang disebut Sel Volta.

Pada rangkaian sel volta di atas, logam Zn dicelupkan ke dalam larutan ZnSO4 dan logam Cu dicelupkan ke dalam larutan CuSO4,  kemudian dihubungkan dengan voltmeter melalui kabel penghantar listrik, selanjutnya diberi Jembatan Garam.

Setelah rangkaian terhubung dengan baik, lempengan logam Zn teroksidasi menjadi ion Zn2+ yang akan larut di dalam larutan ZnSO4 dan melepas Elektron. 

Zn → Zn2++ 2e

Elektron yang dilepas akan mengalir melalui kabel listrik melewati voltmeter menuju lempengan logam Cu. Kemudian elektron tersebut akan ditangkap oleh ion Cu2+ yang berasal dari larutan CuSO4 membentuk endapan Cu.

 Cu2+ + 2e → Cu 

" Elektron mengalir dari anoda ke katoda, sedangkan aliran arus sebaliknya mengalir dari Katoda ke Anoda."

Faktanya tanpa Jembatan Garam, Elektron tidak mengalir. Hal ini karena terjadinya kelebihan muatan pada kedua wadah yang berisi larutan ZnSO4 dan larutan CuSO4. Di wadah pertama yang berisi larutan ZnSO4 akan mengalami kelebihan muatan positif karena terbentuk ion Zn2+ hasil reaksi oksidasi logam Zn, sementara di wadah kedua akan mengalami kelebihan muatan negatif SO42-karena ion Cu2+ jumlahnya berkurang.

Jembatan Garam berfungsi untuk menetralkan kelebihan muatan pada kedua larutan tersebut, ion Na⁺ akan bergerak menuju larutan CuSO₄ untuk menetralkan kelebihan muatan negatif dan ion SO₄^2- bergerak menuju larutan ZnSO₄  yang kelebihan muatan positif.

Lempengan logam Zn dan Cu disebut Elektroda, elektroda tempat terjadinya reaksi oksidasi disebut Anoda sedangkan elektroda tempat terjadinya reaksi reduksi disebut Katoda. Logam yang bertindak sebagai anoda pada sel volta di atas adalah Zn, sementara Cu bertindak sebagai katoda. Anoda dalam sel volta disebut juga Elektroda Negatif dan katoda sebagai Elektroda Positif.

    c.) Susunan Sel Volta

Secara umum, Sel Volta tersusun dari :

• Anode, yaitu Elektrode tempat terjadinya Reaksi Oksidasi.
• Katode, yaitu Elektrode tempat terjadinya Reaksi Reduksi.
• Elektrolit, yaitu zat yang dapat menghantarkan listrik.
• Rangkaian luar, yaitu kawat konduktor yang menghubungkan anode dengan katode.
• Jembatan garam, yaitu rangkaian dalam yang terdiri dari larutan garam. Jembatan garam memungkinkan adanya aliran ion-ion dari setengah sel anode ke setengah sel katode, dan sebaliknya sehingga terbentuk rangkaian listrik tertutup.

Ilustrasi Sel Volta dengan Jembatan Garam

Pada gambar di atas, terlihat rangkaian sel volta dengan dua kompartemen. Masing-masing kompartemen merupakan setengah sel. Pada kompartemen kiri, dalam larutan ZnSO4 terjadi setengah reaksi oksidasi Zn menjadi ion Zn2+, sedangkan pada kompartemen kanan, dalam larutan CuSO4 terjadi setengah reaksi reduksi ion Cu2+ menjadi Cu. Logam Zn dan Cu yang menjadi kutub-kutub listrik pada sel volta di atas disebut sebagai elektrode. Logam Zn tempat terjadinya oksidasi Zn disebut anoda. Logam Cu tempat terjadinya reduksi ion Cu2+ disebut katoda. Oleh karena Elektron dilepas dari reaksi oksidasi di anoda menuju reaksi reduksi di katoda, maka anoda adalah kutub negatif dan katoda adalah kutub positif.

Kedua kompartemen dihubungkan dengan pipa kaca berbentuk U yang berisi larutan garam seperti NaNO3 atau KCl dalam medium agar-agar yang disebut jembatan garam. Fungsi jembatan garam adalah untuk menetralkan muatan listrik dari kedua kompartemen setelah reaksi redoks dengan menyuplai anion ke kompartemen anoda dan kation ke kompartemen katoda; serta memungkinkan terjadinya migrasi ion-ion pada kedua kompartemen sehingga membentuk rangkaian listrik tertutup. Pada sel volta di atas, dengan jembatan garam KNO3, ion NO3− akan bergerak ke arah anoda untuk menetralkan ion Zn2+ berlebih dari hasil oksidasi Zn; dan ion K+ akan bergerak ke arah katoda untuk menetralkan ion SO42− berlebih dari larutan CuSO4 oleh karena berkurangnya ion Cu2+ setelah tereduksi menjadi logam Cu.

    d.) Diagram / Notasi Sel Volta

Reaksi yang terjadi di kedua elektroda dapat dinyatakan dengan diagram sel atau notasi sel. Reaksi oksidasi ditulis di sebelah kiri sedangkan reduksi di sebelah kiri.

Anoda II Katoda

Sehigga reaksi Sel Volta di atas dapat ditulis :  Zn I Zn2+ II Cu2+I Cu

Dua garis sejajar menyatakan jembatan garam.

• Deret Volta

• Potensial Elektroda
• Potensial Sel

Susunan sel volta dapat dinyatakan dengan notasi sel volta yang disebut juga diagram sel. Untuk contoh sel volta di atas, notasi selnya dapat dinyatakan sebagai berikut.

Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu

atau

Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)

Penulisan notasi sel volta mengikuti konvensi umum sebagai berikut.

• Komponen-komponen pada kompartemen anoda (setengah sel oksidasi) ditulis pada bagian kiri, sedangkan komponen-komponen pada kompartemen katoda (setengah sel reduksi) ditulis pada bagian kanan.
• Tanda dua garis vertikal ( || ) melambangkan jembatan garam yang memisahkan kedua setengah sel.
• Tanda satu garis vertikal ( | ) melambangkan batas fase antara komponen-komponen dengan fase berbeda. Sebagai contoh, Ni(s) | Ni2+(aq) mengindikasikan bahwa Ni padat berbeda fase dengan larutan Ni2+.
• Tanda koma (,) digunakan untuk memisahkan komponen-komponen dalam fase yang sama. Sebagai contoh, suatu sel volta dengan anoda Co dan katoda inert Pt, di mana terjadi oksidasi Co menjadi Co2+ dan reduksi Fe3+ menjadi Fe2+, dinotasikan sebagai berikut.

Co(s) | Co2+(aq) || Fe3+(aq), Fe2+(aq) | Pt(s)

• Jika diperlukan, konsentrasi dari komponen-komponen terlarut ditulis dalam tanda kurung. Sebagai contoh, jika konsentrasi dari Larutan Zn2+ dan Cu2+ adalah 1 M keduanya, maka dituliskan seperti berikut.

Zn(s) | Zn2+(aq, 1 M) || Cu2+(aq, 1 M) | Cu(s)

    e.) Potensial Sel Standar (E°sel)

Adanya arus listrik berupa aliran elektron pada sel volta disebabkan oleh adanya beda potensial antara kedua elektrode yang disebut juga dengan potensial sel (Esel) ataupun gaya gerak listrik (ggl) atau electromotive force (emf). Potensial sel yang diukur pada keadaan standar (suhu 25°C dengan konsentrasi setiap produk dan reaktan dalam larutan 1 M dan tekanan gas setiap produk dan reaktan 1 atm) disebut potensial sel standar (E°sel). Nilai potensial sel sama dengan selisih potensial kedua elektrode. Menurut kesepakatan, potensial elektrode standar mengacu pada potensial reaksi reduksi.

E°sel = E°katode – E°anode

Katode adalah Elektrode yang memiliki nilai E° lebih besar (Positif), sedangkan Anode adalah Elektrode yang memiliki nilai E° lebih kecil (Negatif). Data nilai potensial elektrode standar dapat dilihat pada tabel berikut.

CONTOH SOAL :

Diketahui potensial elektrode aluminium dan perak sebagai berikut.

Al3+(aq) + 3e− → Al(s)                E° = −1,66 V

Ag+(aq) + e− → Ag(s)                 E° = +0,80 V

a. Tulislah diagram sel volta yang disusun dari kedua elektrode tersebut.

b. Tuliskan reaksi yang terjadi pada sel tersebut.

c. Tentukan potensial standar sel tersebut.

d. Prediksikan apakah reaksi Al(NO3)3(aq) + 3Ag(s) → Al(s) + 3AgNO3(aq) berlangsung spontan pada keadaan standar.

Jawab :

    a. Reaksi oksidasi di anode → E° lebih negatif → Al

Reaksi reduksi di katode → E° lebih positif → Ag

Diagram Sel : Al | Al3+ || Ag+ | Ag

    b. Katode (reduksi) : 3Ag+(aq) + 3e− → 3Ag(s)                                                E°red = +0,80 V

Anode (oksidasi)          : Al(s) → Al3+(aq) + 3e−                                                    E°red = −1,66 V

---

Reaksi sel (redoks)      : 3Ag+(aq) + Al(s) → 3Ag(s) + Al3+(aq)                         E°sel = +2,46 V

Perhatian! Nilai potensial elektrode tidak bergantung pada koefisien reaksi.

    c. E°sel = E°katode – E°anode = (+0,80 V) − (−1,66 V) = +2,46 V

    d. Reaksi ion bersih : Al3+(aq) + 3Ag(s) → Al(s) + 3Ag+(aq)

Reduksi                         : Al3+(aq) + 3e− → Al(s)                                     E°red (Al3+/Al) = −1,66 V

Oksidasi                         : 3Ag(s) → 3Ag+(aq) + 3e−                               E°red (Ag+/Ag) = +0,80 V

E°redoks = E°red (Al3+/Al) – E°red (Ag+/Ag) = (−1,66 V) − (+0,80 V) = −2,46 V

Oleh karena E°redoks < 0, reaksi tidak berlangsung spontan.

Agar lebih mengerti dalam memahami materi ini, silahkan tonton Video dari YouTube di bawah ini :

2. Sel Elektrolisis

    a.) Kaidah Elektrolisis

    b.) Aspek Kuantitatif Elektrolisis

Aspek Kuantitatif Elektrolisis diatur dengan 2 bagian dalam Hukum Faraday (dalam Kimia) yaitu :

         Hukum Faraday I

Massa zat yang dihasilkan pada Elektrolisis berbanding lurus dengan muatan listrik yang dialirkan.

        Hukum Faraday II

Massa zat-zat yang dihasilkan oleh muatan listrik yang sama sebanding dengan Berat Ekivalen dari zat-zat tersebut.

Agar lebih mengerti dalam memahami materi ini, silahkan tonton Video dari YouTube di bawah ini :

Untuk melihat Contoh Soal tentang Sel Volta dan Sel Elektrolisis, silahkan lihat di sini (Soalkimia.com).

KIMIA UNSUR

Sumber Materi : Edukasystem.com (Blog), Tribunnewswiki.com dan Studiobelajar.com

Lebih dari 100 Kimia Unsur telah dikenal dan diidentifikasi. Masing-masing unsur memiliki karakteristik tersendiri. Unsur-unsur tersebut umumnya terdapat di alam, meskipun juga ada beberapa unsur yang merupakan unsur buatan. Sebagian kecil dari unsur tersebut ditemukan dalam bentuk unsur bebas, seperti misalnya Argon (Ar), Oksigen (O), Nitrogen (N), dan Belerang / Sulfur (S). 

Akan tetapi, sebagian besar dari unsur-unsur ditemukan dalam bentuk senyawa, seperti misalnya Besi dalam Hematit, Aluminium dalam Bauksit, Mangan dalam Pirolusit, dan lain-lain.

Bahan-bahan alam berbentuk padatan kristalin yang mengandung unsur atau senyawa tertentu dengan Komposisi Kimia yang spesifik disebut mineral. Contohnya, Kalkopirit (CuFeS₂) adalah mineral yang mengandung unsur Tembaga, Besi, dan Belerang. Berbagai mineral dapat dijadikan sebagai sumber suatu Unsur atau Senyawa. Namun, tidak semua mineral cocok dijadikan sebagai sumber komersial. Sebagai contoh, Magnetit (Fe₃O₄), Hematit (Fe₂O₃), dan Pirit (FeS₂) merupakan mineral yang mengandung besi. Secara komersial, besi umumnya diperoleh dari pengolahan Magnetit dan Hematit. Pengolahan besi dari Pirit cenderung sulit dan tidak ekonomis sehingga Pirit kurang sesuai dijadikan sumber komersial dari besi. Mineral yang memiliki nilai komersial seperti Magnetit dan Hematit disebut bijih.

Oleh karena banyaknya kimia unsur yang ada di alam, unsur-unsur tersebut dikelompokkan berdasarkan kenaikan nomor atom dan kemiripan sifat dalam sistem periodik unsur. Sebagai contoh, Helium (He), Neon (Ne), Argon (Ar), Kripton / Krypton (Kr), Xenon (Xe), dan Radon (Rn) dikelompokkan sebagai unsur-unsur gas mulia (golongan VIIIA) yang semuanya berwujud gas pada suhu ruang.

Sifat-sifat unsur dibedakan menjadi Sifat Atomik, Sifat Fisis dan Sifat Kimia. Berikut, inilah Jenis-jenis Unsur Kimia :

    1.) Sifat Atomik

Sifat Atomik meliputi Konfigurasi Elektron, Jari-jari Atom, Energi Ionisasi, Afinitas Elektron, Keelektronegatifan, dan tingkat oksidasi. 

    2.) Sifat Fisik

Sifat Fisik meliputi Wujud, Warna, Bau, Kerapatan, Kekerasan, Titik Leleh, Titik Didih, Daya Hantar Panas, dan Daya Hantar Listrik. 

    3.) Sifat Kimia

Sifat Kimia meliputi Kereaktifan, Daya Reduksi dan Oksidasi, dan Sifat Keasaman.

Berikut akan dibahas sifat-sifat unsur dalam kelompok-kelompok unsur.

A. Gas Mulia

Unsur-unsur golongan VIIIA yang terdiri dari Helium (He), Neon (Ne), Argon (Ar), Kripton (Kr), Xenon (Xe), dan Radon (Rn) disebut dengan Gas Mulia. Disebut demikian karena pada suhu ruang wujudnya gas dan sifatnya sangat stabil (sukar bereaksi). Oleh karena sifatnya yang stabil, di alam gas mulia ditemukan dalam bentuk Monoatomik (Atom tunggal). Unsur-unsur gas mulia memiliki Titik Leleh dan Titik Didih yang sangat rendah. Titik didihnya hanya beberapa Derajat Celcius di atas titik lelehnya. Titik leleh dan titik didih meningkat dari He ke Rn. Semua Unsur Gas Mulia, kecuali Radon, dapat ditemukan di udara pada Atmosfer.

B. Halogen

Halogen adalah unsur-unsur golongan VIIA yang terdiri dari Fluorin (F), Klorin (Cl), Bromin (Br), Iodin (I), dan Astatin (At). Nama “Halogen” berasal dari Bahasa Yunani yang artinya Pembentuk Garam, karena unsur-unsur halogen dapat bereaksi dengan Unsur-unsur Logam membentuk senyawa-senyawa garam. Di alam, Unsur-unsur Halogen ditemukan dalam bentuk molekul Unsur Diatomik F2, Cl2, Br2, dan I2.

Titik leleh dan Titik Didih Halogen meningkat seiring dengan kenaikan Nomor Atom-nya. Pada Suhu Kamar, Fluorin dan Klorin berwujud Gas, Bromin berwujud zat cair yang mudah menguap, sedangkan iodin berwujud padatan yang mudah menyublim. Fluorin berwarna kuning muda, klorin berwarna kuning kehijauan, Bromin berwarna merah kecokelatan, Iodin padat berwarna hitam, sedangkan uap iodin berwarna ungu. Semua halogen berbau menusuk dan bersifat racun.

Halogen merupakan kelompok unsur nonlogam yang paling reaktif. Daya oksidasi halogen dari F2 ke I2 semakin berkurang; sebaliknya, daya reduksi ion halida dari F− ke I− semakin bertambah. Oleh karena itu, halogen yang berada lebih atas dalam sistem periodik dapat mengoksidasi Halida yang di bawahnya, namun tidak berlaku sebaliknya.

C. Logam Alkali

Logam Alkali adalah unsur-unsur golongan IA kecuali Hidrogen (H), antara lain Litium (Li), Natrium (Na), Kalium (K), Rubidium (Rb), Sesium (Cs), dan Fransium (Fr). Disebut Alkali karena dapat bereaksi dengan air membentuk senyawa hidroksida yang bersifat alkali atau basa. Logam alkali merupakan golongan logam yang paling reaktif, sehingga selalu ditemukan di alam dalam bentuk senyawanya. Kereaktifannya meningkat dari Li ke Fr. Senyawa-senyawa logam alkali umumnya mudah larut dalam air.

Logam-logam alkali bersifat lunak, ringan, dan mempunyai titik leleh dan titik didih yang relatif rendah. Unsur logam alkali dapat diidentifikasi dengan uji nyala di mana masing-masing unsur akan memberikan warna yang khas; Li: Merah, Na: Kuning, K: Ungu Muda, Rb: Ungu, dan Cs: Biru.

D. Logam Alkali Tanah

Logam alkali tanah adalah unsur-unsur golongan IIA yang terdiri dari Berilium (Be), Magnesium (Mg), Kalsium (Ca), Stronsium (Sr), Barium (Ba), dan Radium (Ra). Logam alkali tanah juga dapat bereaksi dengan air membentuk basa, tetapi lebih lemah dari logam alkali. Logam alkali tanah juga tergolong logam reaktif, namun kereaktifannya kurang jika dibanding dengan logam alkali seperiode. Selain itu, senyawa dari logam alkali tanah umumnya sukar larut dalam air dan banyak ditemukan di bawah tanah atau dalam bebatuan di kerak bumi. Identifikasi unsur logam alkali tanah dengan uji nyala akan memberikan warna khas; Be: Putih, Mg: Putih, Kalsium (Ca): Jingga, Sr: Merah, dan Ba: Hijau.

E. Unsur-unsur Periode Ketiga

Unsur-unsur periode ketiga terdiri dari Logam (Natrium, Magnesium, dan Aluminium), Metaloid (Silikon), dan Nonlogam (Fosforus, Sulfur, Klorin, dan Argon). Kecenderungan sifat unsur-unsur periode ketiga dari kiri ke kanan, yaitu :

• Jari-jari atom berkurang.
• Energi ionisasi cenderung bertambah.
• Keelektronegatifan bertambah, di mana unsur paling elektronegatif terletak pada golongan VIIA.
• Sifat logam berkurang dan sifat nonlogam bertambah
• Daya oksidasi bertambah dan daya reduksi berkurang, di mana oksidator terkuat adalah F2 dan reduktor terkuat adalah Na.
• Titik leleh naik secara bertahap dari Na sampai Si (tertinggi) kemudian turun secara drastis.
• Struktur molekul.
• Na, Mg, Al : Kristal Logam; Si : Molekul Kovalen Raksasa; P4, S8 : Molekul Poliatomik; Cl2 : Molekul Diatomik; dan Ar : Monoatomik.
• Sifat asam bertambah dan sifat basa berkurang.

F. Unsur-unsur Transisi Periode Keempat

Unsur-unsur transisi periode keempat terdiri dari Skandium (Sc), Titanium (Ti), Vanadium (V), Kromium (Cr), Mangan (Mn), Besi (Fe), Kobalt (Co), Nikel (Ni), Tembaga (Cu), dan Seng (Zn). Semua unsur tersebut merupakan unsur logam yang bersifat reduktor dengan titik leleh dan titik didih yang umumnya relatif tinggi. Selain itu, unsur-unsur transisi umumnya memiliki beberapa bilangan oksidasi dan dapat membentuk ion kompleks dan senyawa kompleks.

Pada umumnya unsur-unsur transisi periode keempat di alam terdapat dalam bentuk senyawanya, kecuali tembaga yang terdapat dalam bentuk unsur bebas maupun senyawanya. Unsur-unsur transisi maupun senyawanya umumnya dapat berfungsi sebagai katalis reaksi-reaksi kimia dalam tubuh makhluk hidup ataupun dalam industri. Senyawa-senyawa unsur-unsur transisi tersebut umumnya berwarna, kecuali senyawa dari Sc3+, Ti4+, dan Zn2+.

Agar lebih mengerti dalam memahami materi ini, silahkan tonton Video dari YouTube di bawah ini :

Demikianlah semoga membantu khususnya untuk menyelesaikan soal Mata Pelajaran Kimia Kelas 12. 

Mohon maaf apabila ada sedikit Kesalahan, baik itu Salah Kata, ataupun Salah menulis Rumus.Terima Kasih 😀👍 :)

Wassalammu‘alaikum wr. wb.