Literatur

Oxalic acidFrom Wikipedia, the free encyclopedia

Oxalic acid

IUPAC name  [show] [show] IdentifiersCAS number 144-62-7 ATCvet code QP53 AG03 SMILES  [show] [show] Properties

Molecular formula C2H2O4 (anhydrous)C2H2O4·2H2O (dihydrate)

Molar mass 90.03 g/mol (anhydrous)126.07 g/mol (dihydrate)

Appearance white crystals

Density 1.90 g/cm³ (anhydrous)1.653 g/cm³ (dihydrate)

Melting point 101-102°C (dihydrate)

Solubility in water9.5 g/100 mL (15 °C)14.3 g /100 mL (25 °C?)120 g/100 mL (100 °C)

Acidity (pKa)pKa1=1.27pKa2=4.28

HazardsMSDS External MSDS

NFPA 704 130 

Flash point 166 °CRelated compounds

Related compounds

oxalyl chloridedisodium oxalatecalcium oxalatephenyl oxalate ester

   (what is this?)  (verify)Except where noted otherwise, data are given for materials in their standard state (at 25   °C, 100   kPa) Infobox references

Oxalic acid is the chemical compound with the formula C2O2(OH)2 or HOOCCOOH. This colourless solid is a relatively strong carboxylic acid, being about 3,000 times stronger than acetic acid. The dianion, known as oxalate, is a reducing agent as well as a ligand for metal cations. Many metal ions form insoluble precipitates with oxalate, a prominent example being calcium oxalate, the primary constituent of the most common kind of kidney stones. Typically oxalic acid is obtained as the dihydrate.

[edit] Preparation

Oxalic acid is mainly manufactured by the oxidation of carbohydrates or glucose using nitric acid or air in the presence of vanadium pentoxide. A variety of precursors can be used including glycolic acid and ethylene glycol.[1] A newer method entails oxidative carbonylation of alcohols to give the diesters of oxalic acid.

2 ROH + 2 CO + 0/5 O2 → (CO2R)2 + H2OThese diesters are subsequently hydrolyzed to oxalic acid. Approximately 120M kg are produced annually. [2]

[edit] Laboratory methodsAlthough it can be readily purchased, oxalic acid can be prepared in the laboratory by oxidizing sucrose using nitric acid in the presence of a small amount of vanadium pentoxide as a catalyst.[3]

The hydrated solid can be dehydrated with heat or by azeotropic distillation.[4]

Of historical interest, Wöhler prepared oxalic acid by hydrolysis of cyanogen in 1824. This experiment may represent the first synthesis of a natural product.[2]

[edit] StructureAnhydrous oxalic acid exists as two polymorphs; in one the hydrogen-bonding results in a chain-like structure whereas the hydrogen bonding pattern in the other form defines a sheet-like structure. [5] Because the anhydrous material is both acidic and hygroscopic (water seeking), it is used as in esterifications.

[edit] ReactionsOxalic acid is relatively strong acid, despite being classified as a weak acid:

C2O4H2 → C2O4H- + H+; pKa = 1.27C2O4H- → C2O4

2- + H+; pKa = 4.28Oxalic acid exhibits many of the reactions characteristic of other carboxylic acids. It forms esters such as dimethyloxalate (m.p. 52.5–53.5 °C).[6]. It forms an acid chloride called oxalyl chloride.Oxalate, the conjugate base of oxalic acid, is an excellent ligand for metal ions, e.g. the drug Oxaliplatin.Oxalic acid and oxalates can be oxidized by permanganate in an autocatalytic reaction. [7]

Phosphoric acidFrom Wikipedia, the free encyclopedia

This article is about orthophosphoric acid. For other acids commonly called "phosphoric acid", see Phosphoric acids and phosphates.

Phosphoric acid

IUPAC name  [show] [show] Other names Orthophosphoric acidIdentifiers

CAS number 7664-38-2  ,16271-20-8 (hemihydrate)

EC number 231-633-2UN number 1805RTECS number TB6300000ChemSpider ID 979PropertiesMolecular formula H3PO4

Molar mass 98.00 g/mol

Appearance white solid or colourless, viscous liquid (>42 °C)

Density1.885 g/ml (liquid)1.685 g/ml (85 % solution)2.030 g/ml (crystal at 25 °C)

Melting point 42.35 °C (anhydrous)29.32 (hemihydrate)

Boiling point 158 °C (decomp)

Solubility in water 548 g/100 mLAcidity (pKa) 2.12, 7.21, 12.67

Viscosity 2.4–9.4 cP (85% aq. soln.)147 cP (100 %)

HazardsMSDS ICSC 1008EU Index 015-011-00-6EU classification Corrosive (C)R-phrases R34S-phrases (S1/2), S26, S45

NFPA 704 020COR

Flash point Non-flammableRelated compounds

Related phosphorus oxoacids

Hypophosphorous acidPhosphorous acidPyrophosphoric acidTripolyphosphoric acidHypophosphoric acidPerphosphoric acidPermonophosphoric acid

   (what is this?)  (verify)Except where noted otherwise, data are given for materials in their standard state (at 25   °C, 100   kPa) Infobox references

Phosphoric acid, also known as orthophosphoric acid or phosphoric(V) acid, is a mineral (inorganic) acid having the chemical formula H3P O 4. Orthophosphoric acid molecules can combine with themselves to form a variety of compounds which are also referred to as phosphoric acids, but in a more general way. The term phosphoric acid can also refer to a chemical or reagent consisting of phosphoric acids, usually orthophosphoric acid.

[edit] Orthophosphoric acid chemistryPure anhydrous phosphoric acid is a white solid that melts at 42.35 °C to form a colorless, viscous liquid.Most people and even chemists refer to orthophosphoric acid as phosphoric acid, which is the IUPAC name for this compound. The prefix ortho is used to distinguish the acid from other phosphoric acids, called polyphosphoric acids. Orthophosphoric acid is a non-toxic if saluted in the water, inorganic, rather weak triprotic acid, which, when pure, is a solid at room temperature and pressure. The chemical structure of orthophosphoric acid is shown above in the data table. Orthophosphoric acid is a very polar molecule; therefore it is highly soluble in water. The oxidation state of phosphorus (P) in ortho- and other phosphoric acids is +5; the oxidation state of all the oxygen atoms (O) is -2 and all the hydrogen atoms (H) is +1. Triprotic means that an orthophosphoric acid molecule can dissociate up to three times, giving up an H+ each time, which typically combines with a water molecule, H2O, as shown in these reactions:H3PO4(s)   + H2O(l) H3O+

(aq) + H2PO4–

(aq)       Ka1= 7.25×10−3

H2PO4–(aq)+ H2O(l) H3O+

(aq) + HPO42–

(aq)       Ka2= 6.31×10−8

HPO42–

(aq)+ H2O(l) H3O+(aq) +  PO4

3–(aq)        Ka3= 3.98×10−13

The anion after the first dissociation, H2PO4–, is the dihydrogen phosphate anion. The anion after the second dissociation, HPO4

2–, is the hydrogen phosphate anion. The anion after the third dissociation, PO4

3–, is the phosphate or orthophosphate anion. For each of the dissociation reactions shown above, there is a separate acid dissociation constant, called Ka1, Ka2, and Ka3 given at 25°C. Associated with these three dissociation constants are corresponding pKa1=2.12 , pKa2=7.21 , and pKa3=12.67 values at 25°C. Even though all three hydrogen (H ) atoms are equivalent on an orthophosphoric acid molecule, the successive Ka values differ since it is energetically less favorable to lose another H+ if one (or more) has already been lost and the molecule/ion is more negatively-charged.Because the triprotic dissociation of orthophosphoric acid, the fact that its conjugate bases (the phosphates mentioned above) cover a wide pH range, and, because phosphoric acid/phosphate solutions are, in general, non-toxic, mixtures of these types of

phosphates are often used as buffering agents or to make buffer solutions, where the desired pH depends on the proportions of the phosphates in the mixtures. Similarly, the non-toxic, anion salts of triprotic organic citric acid are also often used to make buffers. Phosphates are found pervasively in biology, especially in the compounds derived from phosphorylated sugars, such as DNA, RNA, and adenosine triphosphate (ATP). There is a separate article on phosphate as an anion or its salts.Upon heating orthophosphoric acid, condensation of the phosphoric units can be induced by driving off the water formed from condensation. When one molecule of water has been removed for each two molecules of phosphoric acid, the result is pyrophosphoric acid (H4P2O7). When an average of one molecule of water per phosphoric unit has been driven off, the resulting substance is a glassy solid having an empirical formula of HPO3 and is called metaphosphoric acid.[1] Metaphosphoric acid is a singly anhydrous version of orthophosphoic acid and is sometimes used as a water- or moisture-absorbing reagent. Further dehydrating is very difficult, and can be accomplished only by means of an extremely strong desiccant (and not by heating alone). It produces phosphoric anhydride, which has an empirical formula P2O5, although an actual molecule has a chemical formula of P4O10. Phosphoric anhydride is a solid, which is very strongly moisture-absorbing and is used as a desiccant.

Potassium permanganateFrom Wikipedia, the free encyclopedia

Potassium permanganate

IUPAC name  [show] [show]

Other names

Potassium permanganateChameleon mineralCondy's crystalsPermanganate of potash

IdentifiersCAS number 7722-64-7 PubChem 24400EC number 231-760-3UN number 1490KEGG D02053RTECS number SD6475000PropertiesMolecular formula KMnO4

Molar mass 158.034 g/mol

Appearance purplish-bronze-gray needlesmagenta–rose in solution

Odor odorlessDensity 2.703 g/cm3

Melting point 240 °C decomp.

Solubility in water 6.38 g/100 ml (20 °C)25 g/100 mL (65 °C)

Solubility decomposes in alcohol and organic solventsStructureCrystal structure OrthorhombicThermochemistryStd enthalpy offormation ΔfHo

298−813.4 kJ/mol

Standard molarentropy So

298171.7 J K−1 mol−1

HazardsMSDS External MSDSEU Index 025-002-00-9

EU classificationOxidant (O)Harmful (Xn)Dangerous for the environment (N)

R-phrases R8, R22, R50/53S-phrases (S2), S60, S61

NFPA 704 330OX

Related compounds

Other anions Potassium manganitePotassium manganate

Other cations Sodium permanganateAmmonium permanganate

Related compounds Manganese heptoxide   (what is this?)  (verify)Except where noted otherwise, data are given for materials in their standard state (at 25   °C, 100   kPa) Infobox references

Potassium permanganate is the inorganic chemical compound K Mn O 4, a water soluble salt consisting of equal mole amounts of potassium (K+) and permanganate (MnO4

-, officially called manganate (VII) ) ions. This salt, formerly known as permanganate of potash or Condy's crystals is a strong oxidizing agent. It dissolves in water to give deep purple solutions, evaporation of which gives prismatic purplish-black glistening crystals.[1] In 2000, worldwide production was estimated at 30 000 tonnes.[2] In this compound, manganese is in the +7 oxidation state. The reaction of Potassium permanganate is not produce harmful product.It forms orthorhombic crystals with constants: a = 9.105, b = 5.720, c = 7.425 Å. The Mn-O bond distances are 1.629 Å.

[edit] PreparationPotassium permanganate is manufactured on a large scale from manganese dioxide. The mineral pyrolusite is fused with potassium hydroxide and heated in air or with potassium nitrate (a source of oxygen). This process gives potassium manganate, which upon electrolytic oxidation in alkaline solution gives potassium permanganate.

2 MnO2 + 2 KOH + 3/2 O2 → 2 KMnO4 + H2O2MnO4

2− + Cl2 → 2MnO4− + 2Cl−

Permanganates can also be generated by treating a solution of Mn 2+ ions with strong oxidants such as lead dioxide (PbO2), or sodium bismuthate (NaBiO3). These reactions use the vivid violet colour of permanganate as a test for the presence of manganese.

[edit] Organic chemistryDilute solutions of KMnO4 convert alkenes into diols (glycols). This behaviour is also used as a qualitative test for the presence of double or triple bonds in a molecule, since the reaction decolourises the permanganate solution; thus it is sometimes referred to as Baeyer's reagent. However, bromine serves better in measuring unsaturation (double or triple bonds) quantitatively, since KMnO4, being a very strong oxidizing agent, can react with impurities in a sample.Under acidic conditions, the alkene double bond is cleaved to give the appropriate carboxylic acid:[15]

CH3(CH2)17CH=CH2 + [O] → CH3(CH2)17COOHPotassium permanganate oxidizes aldehydes to carboxylic acids, such as the conversion of n-heptanal to heptanoic acid:[16]

C6H13CHO + [O] → C6H13COOHEven an alkyl group (with a benzylic hydrogen) on an aromatic ring is oxidized, e.g. toluene to benzoic acid.[17]

Glycols are highly reactive toward KMnO4. This vigorous reaction is used in survival kits as a fire starter. For example, a mixture of potassium permanganate and glycerol or pulverized glucose ignites readily. Its sterilizing properties are another reason for inclusion of KMnO4 in a survival kit.[18]

[edit] Handling KMnO4

As an oxidizer that generates the dark brown product MnO2, potassium permanganate rapidly stains virtually any organic material such as skin, paper, and clothing. This staining effect is used to "develop" TLC plates. The redox reaction is used for artistic purposes as an agent to prepare paper for fast bleaching. Lemon juice is enough to quickly remove colour from the paper and applied with a paint brush this can create interesting aesthetics. Even glassware containing solutions of KMnO 4 can become brown. MnO2 can be removed by scrubbing with dilute acids.

[edit] Acids and KMnO4

Concentrated sulfuric acid reacts with KMnO4 to give Mn2O7, which can be explosive.[19][20][21] Similarly concentrated hydrochloric acid gives chlorine. The Mn-containing products from redox reactions depend on the pH. Acidic solutions of

permanganate are reduced to the faintly pink manganese(II) ion (Mn2+) and water. In neutral solution, permanganate is only reduced by 3e− to give MnO2, wherein Mn is in a +4 oxidation state. This is the material that stains one's skin when handling KMnO4. KMnO4 spontaneously reduces in an alkaline solution to green K2MnO4, wherein manganese is in the +6 oxidation state. Potassium permanganate and sulfuric acid react to produce some ozone, which has a high oxidising power and rapidly oxidises the alcohol, causing it to combust. As a similar reaction produces explosive Mn2O7, this should only be attempted with great care. An approximate equation for the ozone formation is shown below.

6 KMnO4 (aq) + 9 H2SO4 (aq) → 6 MnSO4 (aq) + 3 K2SO4 (aq) + 9 H2O (l) + 5 O3 (g)

Asam sulfatDari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas

Asam sulfat

Nama Sistematis Asam sulfat

Nama lain Minyak vitriol

Identifikasi

Nomor CAS [7664-93-9]

Nomor EINECS 231-639-5

Nomor RTECS WS5600000

Sifat

Rumus molekul H2SO4

Massa molar 98,08 g/mol

Penampilan cairan bening, tak berwarna, tak berbau

Densitas 1,84 g/cm3, cair

Titik leleh 10 °C, 283 K, 50 °F

Titik didih 337 °C, 610 K, 639 °F

Kelarutan dalam air tercampur penuh

Keasaman (pKa) −3

Viskositas 26,7 cP (20 °C)

Bahaya

MSDS ICSC 0362

Klasifikasi EU Korosif (C)

Indeks EU 016-020-00-8

NFPA 704

03

2W

Frasa-R Templat:R35

Frasa-S (S1/2), S26, S30, S45

Titik nyala tak ternyalakan

Senyawa terkait

Asam kuat terkait

Asam selenatAsam kloridaAsam nitrat

Senyawa terkait

Asam sulfitAsam peroksimonosulfatSulfur trioksidaOleum

Kecuali dinyatakan sebaliknya, data di atas berlakupada temperatur dan tekanan standar (25°C, 100 kPa)Sangkalan dan referensi

Asam sulfat, H2S O 4, merupakan asam mineral (anorganik) yang kuat. Zat ini larut dalam air pada semua perbandingan. Asam sulfat mempunyai banyak kegunaan dan merupakan salah satu produk utama industri kimia. Produksi dunia asam sulfat pada tahun 2001 adalah 165 juta ton, dengan nilai perdagangan seharga US$8 juta. Kegunaan utamanya termasuk pemrosesan bijih mineral, sintesis kimia, pemrosesan air limbah dan pengilangan minyak.

[sunting] KeberadaanAsam sulfat murni yang tidak diencerkan tidak dapat ditemukan secara alami di bumi oleh karena sifatnya yang higroskopis. Walaupun demikian, asam sulfat merupakan komponen utama hujan asam, yang terjadi karena oksidasi sulfur dioksida di atmosfer dengan keberadaan air (oksidasi asam sulfit). Sulfur dioksida adalah produk sampingan utama dari pembakaran bahan bakar seperti batu bara dan minyak yang mengandung sulfur (belerang).Asam sulfat terbentuk secara alami melalui oksidasi mineral sulfida, misalnya besi sulfida. Air yang dihasilkan dari oksidasi ini sangat asam dan disebut sebagai air asam tambang. Air asam ini mampu melarutkan logam-logam yang ada dalam bijih sulfida, yang akan menghasilkan uap berwarna cerah yang beracun. Oksidasi besi sulfida pirit oleh oksigen molekuler menhasilkan besi(II), atau Fe2+:

2 FeS2 + 7 O2 + 2 H2O → 2 Fe2+ + 4 SO42− + 4 H+

Fe2+ dapat kemudian dioksidasi lebih lanjut menjadi Fe3+:4 Fe2+ + O2 + 4 H+ → 4 Fe3+ + 2 H2O

Fe3+ yang dihasilkan dapat diendapkan sebagai hidroksida:Fe3+ + 3 H2O → Fe(OH)3 + 3 H+

Besi(III) atau ion feri juga dapat mengoksidasi pirit. Ketika oksidasi pirit besi(III) terjadi, proses ini akan berjalan dengan cepat. Nilai pH yang lebih rendah dari nol telah terukur pada air asam tambang yang dihasilkan oleh proses ini.

[sunting] PembuatanAsam sulfat diproduksi dari belerang, oksigen, dan air melalui proses kontak.Pada langkah pertama, belerang dipanaskan untuk mendapatkan sulfur dioksida:

S (s) + O2 (g) → SO2 (g)Sulfur dioksida kemudian dioksidasi menggunakan oksigen dengan keberadaan katalis vanadium(V) oksida:

2 SO2 + O2(g) → 2 SO3 (g)   (dengan keberadaan V2O5)Sulfur trioksida diserap ke dalam 97-98% H2SO4 menjadi oleum (H2S2O7), juga dikenal sebagai asam sulfat berasap. Oleum kemudian diencerkan ke dalam air menjadi asam sulfat pekat.

H2SO4 (l) + SO3 → H2S2O7 (l)H2S2O7 (l) + H2O (l) → 2 H2SO4 (l)

Perhatikan bahwa pelarutan langsung SO3 ke dalam air tidaklah praktis karena reaksi sulfur trioksida dengan air yang bersifat eksotermik. Reaksi ini akan membentuk aerosol korosif yang akan sulit dipisahkan.

SO3(g) + H2O (l) → H2SO4(l)Sebelum tahun 1900, kebanyakan asam sulfat diproduksi dengan proses bilik.[2]

[sunting] Reaksi dengan airReaksi hidrasi asam sulfat sangatlah eksotermik. Selalu tambahkan asam ke dalam air daripada air ke dalam asam. Air memiliki massa jenis yang lebih rendah daripada asam sulfat dan cenderung mengapung di atasnya, sehingga apabila air ditambahkan ke

dalam asam sulfat pekat, ia akan dapat mendidih dan bereaksi dengan keras. Reaksi yang terjadi adalah pembentukan ion hidronium:

H2SO4 + H2O → H3O+ + HSO4-

HSO4- + H2O → H3O+ + SO4

2-

Karena hidrasi asam sulfat secara termodinamika difavoritkan, asam sulfat adalah zat pendehidrasi yang sangat baik dan digunakan untuk mengeringkan buah-buahan. Afinitas asam sulfat terhadap air cukuplah kuat sedemikiannya ia akan memisahkan atom hidrogen dan oksigen dari suatu senyawa. Sebagai contoh, mencampurkan pati (C6H12O6)n dengan asam sulfat pekat akan menghasilkan karbon dan air yang terserap dalam asam sulfat (yang akan mengencerkan asam sulfat):

(C6H12O6)n → 6n C + 6n H2OEfek ini dapat dilihat ketika asam sulfat pekat diteteskan ke permukaan kertas. Selulosa bereaksi dengan asam sulfat dan menghasilkan karbon yang akan terlihat seperti efek pembakaran kertas. Reaksi yang lebih dramatis terjadi apabila asam sulfat ditambahkan ke dalam satu sendok teh gula. Seketika ditambahkan, gula tersebut akan menjadi karbon berpori-pori yang mengembang dan mengeluarkan aroma seperti karamel.

[sunting] Reaksi lainnyaSebagai asam, asam sulfat bereaksi dengan kebanyakan basa, menghasilkan garam sulfat. Sebagai contoh, garam tembaga tembaga(II) sulfat dibuat dari reaksi antara tembaga(II) oksida dengan asam sulfat:

CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2OAsam sulfat juga dapat digunakan untuk mengasamkan garam dan menghasilkan asam yang lebih lemah. Reaksi antara natrium asetat dengan asam sulfat akan menghasilkan asam asetat, CH3COOH, dan natrium bisulfat:

H2SO4 + CH3COONa → NaHSO4 + CH3COOHHal yang sama juga berlaku apabila mereaksikan asam sulfat dengan kalium nitrat. Reaksi ini akan menghasilkan asam nitrat dan endapat kalium bisulfat. Ketika dikombinasikan dengan asam nitrat, asam sulfat berperilaku sebagai asam sekaligus zat pendehidrasi, membentuk ion nitronium NO2

+, yang penting dalam reaksi nitrasi yang melibatkan substitusi aromatik elektrofilik. Reaksi jenis ini sangatlah penting dalam kimia organik.Asam sulfat bereaksi dengan kebanyakan logam via reaksi penggantian tunggal, menghasilkan gas hidrogen dan logam sulfat. H2SO4 encer menyerang besi, aluminium, seng, mangan, magnesium dan nikel. Namun reaksi dengan timah dan tembaga memerlukan asam sulfat yang panas dan pekat. Timbal dan tungsten tidak bereaksi dengan asam sulfat. Reaksi antara asam sulfat dengan logam biasanya akan menghasilkan hidrogen seperti yang ditunjukkan pada persamaan di bawah ini. Namun reaksi dengan timah akan menghasilkan sulfur dioksida daripada hidrogen.

Fe (s) + H2SO4 (aq) → H2 (g) + FeSO4 (aq)Sn (s) + 2 H2SO4 (aq) → SnSO4 (aq) + 2 H2O (l) + SO2 (g)

Hal ini dikarenakan asam pekat panas umumnya berperan sebagai oksidator, manakala asam encer berperan sebagai asam biasa. Sehingga ketika asam pekat panas bereaksi dengan seng, timah, dan tembaga, ia akan menghasilkan garam, air dan sulfur dioksida, manakahal asam encer yang beraksi dengan logam seperti seng akan menghasilkan garam dan hidrogen.Asam sulfat menjalani reaksi substitusi aromatik elektrofilik dengan senyawa-senyawa aromatik, menghasilkan asam sulfonat terkait:[4]

IronFrom Wikipedia, the free encyclopedia

"Fe" redirects here. For other uses, see Fe (disambiguation).This article is about the chemical element. For other uses, see Iron (disambiguation).

Appearancelustrous metallic with a grayish tinge

General propertiesName, symbol, number iron, Fe, 26Element category transition metalGroup, period, block 8, 4, d

Standard atomic weight 55.845 (2)  g·mol −1 Electron configuration [Ar] 3d6 4s2

Electrons per shell 2, 8, 14, 2 (Image)Physical propertiesPhase solidDensity (near r.t.) 7.874 g·cm −3 Liquid density at m.p. 6.98 g·cm−3

Melting point 1811 K,1538 °C, 2800 ° ,FBoiling point 3134 K, 2862 °C, 5182 ° ,FHeat of fusion 13.81 kJ·mol −1 Heat of vaporization 340 kJ·mol −1 Specific heat capacity (25 °C) 25.10 J·mol−1·K−1

Vapor pressureP/Pa 1 10 100 1 k 10 k 100 kat T/K 1728 1890 2091 2346 2679 3132Atomic propertiesElectronegativity 1.83 (Pauling scale)

Ionization energies(more)

1st: 762.5 kJ·mol −1 2nd: 1561.9 kJ·mol−1

3rd: 2957 kJ·mol−1

Atomic radius 126 pmCovalent radius 132±3 (low spin), 152±6 (high spin) pmMiscellanea

Magnetic orderingferromagnetic1043 K

Electrical resistivity (20 °C) 96.1 nΩ·mThermal conductivity (300 K) 80.4 W·m−1·K−1

Thermal expansion (25 °C) 11.8 µm·m−1·K−1

Speed of sound (thin rod) (r.t.) (electrolytic)5120 m·s −1

Young's modulus 211 GPaShear modulus 82 GPaBulk modulus 170 GPaPoisson ratio 0.29Mohs hardness 4Vickers hardness 608 MPaBrinell hardness 490 MPaCAS registry number 7439-89-6Most stable isotopesMain article: Isotopes of ironiso NA half-life DM DE (MeV) DP54Fe 5.8% >3.1×1022y 2ε apture

 ?54Cr

55Fe syn 2.73 y ε capture 0.231 55Mn56Fe 91.72% 56Fe is stable with 30 neutrons57Fe 2.2% 57Fe is stable with 31 neutrons58Fe 0.28% 58Fe is stable with 32 neutrons59Fe syn 44.503 d β − 1.565 59Co60Fe syn 2.6×106 y β − 3.978 60Co

This box: view • talk • edit

Iron (pronounced /ˈа ɪ .ərn/ ) is a metallic chemical element with the symbol Fe (Latin: ferrum) and atomic number 26. Iron is a group 8 and period 4 element and is therefore classified as a transition metal. Iron and iron alloys (steels) are by far the most common metals and the most common ferromagnetic materials in everyday use. Fresh iron surfaces are lustrous and silvery-grey in color, but oxidize in air to form a red or brown coating of ferric oxide or rust. Pure single crystals of iron are soft (softer than aluminium), and the addition of minute amounts of impurities, such as carbon, significantly strengthens them. Iron have the specific that it’s element is tocsin. Alloying iron with appropriate small amounts (up to a few per cent) of other metals and carbon produces steel, which can be 1,000 times harder than pure iron.Iron-56 is the heaviest stable isotope produced by the alpha process in stellar nucleosynthesis; heavier elements than iron and nickel require a supernova for their formation. Iron is the most abundant element in the core of red giants, and is the most abundant metal in iron meteorites and in the dense metal cores of planets such as Earth.

CharacteristicsPure iron is a metal but is rarely found in this form on the surface of the earth because it oxidizes readily in the presence of oxygen and moisture. In order to obtain metallic iron, oxygen must be removed from naturally occurring ores by chemical reduction – mainly of the iron ore hematite (Fe2O3) by carbon at high temperature. The properties of iron can be modified by alloying it with various other metals (and some non-metals, notably carbon and silicon) to form steels.Nuclei of iron atoms have some of the highest binding energies per nucleon, surpassed only by the nickel isotope 62Ni. The universally most abundant of the highly stable nuclides is, however, 56Fe. This is formed by nuclear fusion in stars. Although a further tiny energy gain could be extracted by synthesizing 62Ni, conditions in stars are unsuitable for this process to be favoured. Elemental distribution on Earth greatly favours iron over nickel, and also presumably in supernova element production. [1]

Iron (as Fe2+, ferrous ion) is a necessary trace element used by almost all living organisms. The only exceptions are several organisms that live in iron-poor environments and have evolved to use different elements in their metabolic processes, such as manganese instead of iron for catalysis, or hemocyanin instead of hemoglobin. Iron-containing enzymes, usually containing heme prosthetic groups, participate in catalysis of oxidation reactions in biology, and in transport of a number of soluble gases. See hemoglobin, cytochrome, and catalase.

Blast furnaceMain article: Blast furnaceNinety percent of all mining of metallic ores is for the extraction of iron. Industrially, iron is produced starting from iron ores, principally hematite (nominally Fe2O3) and magnetite (Fe3O4) by a carbothermic reaction (reduction with carbon) in a blast furnace at temperatures of about 2000 °C. In a blast furnace, iron ore, carbon in the form of coke, and a flux such as limestone (which is used to remove impurities in the ore which would otherwise clog the furnace with solid material) are fed into the top of the furnace, while a blast of heated air is forced into the furnace at the bottom.

Iron output in 2005In the furnace, the coke reacts with oxygen in the air blast to produce carbon monoxide:

2 C + O2 → 2 COThe carbon monoxide reduces the iron ore (in the chemical equation below, hematite) to molten iron, becoming carbon dioxide in the process:

3 CO + Fe2O3 → 2 Fe + 3 CO2

The flux is present to melt impurities in the ore, principally silicon dioxide sand and other silicates. Common fluxes include limestone (principally calcium carbonate) and dolomite (calcium-magnesium carbonate). Other fluxes may be used depending on the impurities that need to be removed from the ore. In the heat of the furnace the limestone flux decomposes to calcium oxide (quicklime):

CaCO3 → CaO + CO2

Then calcium oxide combines with silicon dioxide to form a slag.CaO + SiO2 → CaSiO3

The slag melts in the heat of the furnace. In the bottom of the furnace, the molten slag floats on top of the denser molten iron, and apertures in the side of the furnace are opened to run off the iron and the slag separately. The iron once cooled, is called pig iron, while the slag can be used as a material in road construction or to improve mineral-poor soils for agriculture.[citation needed]

Iron compounds

Iron chloride hexahydrate Iron oxides (FeO, Fe3O4, and Fe2O3) are ores used for iron production (see bloomery and blast furnace). They are also used as a catalyst in the Space Shuttle Solid Rocket Boosters,[16] and in the production of magnetic storage media in computers. They are often mixed with other compounds, and retain their magnetic properties in solution. Iron(II) acetate (Fe(CH3CO2)2 (ferrous acetate) is used as a mordant in the dyeing of cloth and leather, and as a wood preservative. Iron(III) ammonium citrate (C6H5+4yFexNyO7) is used in blueprints. Iron(III) arsenate (FeAsO4) is used in insecticides. Iron(III) chloride (FeCl3) is used in water purification and sewage treatment, in the dyeing of cloth, as a colouring agent in paints, as an additive in animal feed, and as an etchant for copper in the manufacture of printed circuit boards. Iron(III) chromate (Fe2(CrO4)3) is a yellow pigment for paints and ceramics. Iron(III) hydroxide (Fe(OH)3) is used as a brown pigment for rubber and in water purification systems. Iron(III) phosphate (FePO4) is used in fertilizers and as an additive in human and animal food. Iron(II) gluconate (Fe(C6H11O7)2) is used as a dietary supplement in iron pills. Iron(II) oxalate (FeC2O4) is used as yellow pigment for paints, plastics, glass and ceramics, and in photography. Iron(II) sulfate (FeSO4) is used in water purification and sewage treatment systems, as a catalyst in the production of ammonia, as an ingredient in fertilizer, herbicide, and moss killer, as an additive in animal feed, in wood preservative, and as an additive to flour to increase nutritional iron levels. Experimental iron fertilization of areas of the ocean using iron(II) sulfate has proven successful in increasing plankton growth.[17][18][19]

The use of iron compounds in organic synthesis is mainly for the reduction of nitro compounds.[20] Additionally, iron has been used for desulfurizations,[21] reduction of aldehydes,[22] and the deoxygenation of amine oxides.[23]

AirDari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas

Air dalam tiga wujudnya, cairan di laut, es yang mengambang, dan awan di udara yang merupakan uap air.Air adalah zat atau materi atau unsur yang penting bagi semua bentuk kehidupan yang diketahui sampai saat ini di bumi, [1][2][3]

tetapi tidak di planet lain.[4] Air menutupi hampir 71% permukaan bumi. Terdapat 1,4 triliun kilometer kubik (330 juta mil³) tersedia di bumi.[5] Air sebagian besar terdapat di laut (air asin) dan pada lapisan-lapisan es (di kutub dan puncak-puncak gunung), akan tetapi juga dapat hadir sebagai awan, hujan, sungai, muka air tawar, danau, uap air, dan lautan es. Air dalam obyek-obyek tersebut bergerak mengikuti suatu siklus air, yaitu: melalui penguapan, hujan, dan aliran air di atas permukaan tanah (runoff, meliputi mata air, sungai, muara) menuju laut. Air bersih penting bagi kehidupan manusia. Di banyak tempat di dunia terjadi kekurangan persediaan air. Selain di bumi, sejumlah besar air juga diperkirakan terdapat pada kutub utara dan selatan planet Mars, serta pada bulan-bulan Europa dan Enceladus. Air dapat berwujud padatan (es), cairan (air) dan gas (uap air). Air merupakan satu-satunya zat yang secara alami terdapat di permukaan bumi dalam ketiga wujudnya tersebut. [6] Pengelolaan sumber daya air yang kurang baik dapat menyebakan kekurangan air, monopolisasi serta privatisasi dan bahkan menyulut konflik. [7] Indonesia telah memiliki undang-undang yang mengatur sumber daya air sejak tahun 2004, yakni Undang Undang nomor 7 tahun 2004 tentang Sumber Daya Air

[sunting] Sifat-sifat kimia dan fisikaAir

Informasi dan sifat-sifat

Nama sistematis air

Nama alternatif aqua, dihidrogen monoksida,Hidrogen Hidroksida

Rumus molekul H2O

Massa molar 18.0153 g/mol

Densitas dan fase 0.998 g/cm³ (cariran pada 20 °C)0.92 g/cm³ (padatan)

Titik lebur 0 °C (273.15 K) (32 ºF)

Titik didih 100 °C (373.15 K) (212 ºF)

Viskositas 0,001 Pa.s (200C)

Kalor jenis 4184 J/(kg·K) (cairan pada 20 °C)

Halaman data tambahanDisclaimer and references

Artikel utama: Air (molekul)Air adalah substansi kimia dengan rumus kimia H2O: satu molekul air tersusun atas dua atom hidrogen yang terikat secara kovalen pada satu atom oksigen. Air bersifat tidak berwarna, tidak berasa, polar dan tidak berbau pada kondisi standar, yaitu pada tekanan 100 kPa (1 bar) and temperatur 273,15 K (0 °C). Zat kimia ini merupakan suatu pelarut yang penting, yang memiliki kemampuan untuk melarutkan banyak zat kimia lainnya, seperti garam-garam, gula, asam, beberapa jenis gas dan banyak macam molekul organik.Air tidak dapat digunakan sebagai pengoksidasi yang baik.Keadaan air yang berbentuk cair merupakan suatu keadaan yang tidak umum dalam kondisi normal, terlebih lagi dengan memperhatikan hubungan antara hidrida-hidrida lain yang mirip dalam kolom oksigen pada tabel periodik, yang mengisyaratkan bahwa air seharusnya berbentuk gas, sebagaimana hidrogen sulfida. Dengan memperhatikan tabel periodik, terlihat bahwa unsur-unsur yang mengelilingi oksigen adalah nitrogen, flor, dan fosfor, sulfur dan klor. Semua elemen-elemen ini apabila berikatan dengan hidrogen akan menghasilkan gas pada temperatur dan tekanan normal. Alasan mengapa hidrogen berikatan dengan oksigen membentuk fasa berkeadaan cair, adalah karena oksigen lebih bersifat elektronegatif ketimbang elemen-elemen lain tersebut (kecuali flor). Tarikan atom oksigen pada elektron-elektron ikatan jauh lebih kuat dari pada yang dilakukan oleh atom hidrogen, meninggalkan jumlah muatan positif pada kedua atom hidrogen, dan jumlah muatan negatif pada atom oksigen. Adanya muatan pada tiap-tiap atom tersebut membuat molekul air memiliki sejumlah momen dipol. Gaya tarik-menarik listrik antar molekul-molekul air akibat adanya dipol ini membuat masing-masing molekul saling berdekatan, membuatnya sulit untuk dipisahkan dan yang pada akhirnya menaikkan titik didih air. Gaya tarik-menarik ini disebut sebagai ikatan hidrogen.Air sering disebut sebagai pelarut universal karena air melarutkan banyak zat kimia. Air berada dalam kesetimbangan dinamis antara fase cair dan padat di bawah tekanan dan temperatur standar. Dalam bentuk ion, air dapat dideskripsikan sebagai sebuah ion hidrogen (H+) yang berasosiasi (berikatan) dengan sebuah ion hidroksida (OH-)..

[sunting] Elektrolisis airArtikel utama: Elektrolisis air

Molekul air dapat diuraikan menjadi unsur-unsur asalnya dengan mengalirinya arus listrik. Proses ini disebut elektrolisis air. Pada katoda, dua molekul air bereaksi dengan menangkap dua elektron, tereduksi menjadi gas H2 dan ion hidrokida (OH-). Sementara itu pada anoda, dua molekul air lain terurai menjadi gas oksigen (O2), melepaskan 4 ion H+ serta mengalirkan elektron ke katoda. Ion H+ dan OH- mengalami netralisasi sehingga terbentuk kembali beberapa molekul air. Reaksi keseluruhan yang setara dari elektrolisis air dapat dituliskan sebagai berikut.

      Gas hidrogen dan oksigen yang dihasilkan dari reaksi ini membentuk gelembung pada elektroda dan dapat Dikumpulkan. Prinsip ini kemudian dimanfaatkan untuk menghasilkan hidrogen dan hidrogen peroksida (H2O2) yang dapat digunakan sebagai bahan bakar kendaraan hidrogen.[8][9][10]

[sunting] Kelarutan (solvasi)Air adalah pelarut yang kuat, melarutkan banyak jenis zat kimia. Zat-zat yang bercampur dan larut dengan baik dalam air (misalnya garam-garam) disebut sebagai zat-zat "hidrofilik" (pencinta air), dan zat-zat yang tidak mudah tercampur dengan air (misalnya lemak dan minyak), disebut sebagai zat-zat "hidrofobik" (takut-air). Kelarutan suatu zat dalam air ditentukan oleh

dapat tidaknya zat tersebut menandingi kekuatan gaya tarik-menarik listrik (gaya intermolekul dipol-dipol) antara molekul-molekul air. Jika suatu zat tidak mampu menandingi gaya tarik-menarik antar molekul air, molekul-molekul zat tersebut tidak larut dan akan mengendap dalam air.

PermanganometriPermanganometri merupakan metode titrasi dengan menggunakan kalium permanganat, yang merupakan oksidator

kuat sebagai titran. Titrasi ini didasarkan atas titrasi reduksi dan oksidasi atau redoks. Kalium permanganat telah digunakan sebagai pengoksida secara meluas lebih dari 100 tahun. Titrasi Permanganometri didasarkan pada reaksi oksidasi dan reduksi. Dimana zat pentiter mengalami reaksi reduksi dan zat dititer mengalami reaksi oksidasi. Zat pentiter terdapat di dalam buret dan zat dititer terdapat di dalam erlenmeyer. Untuk reaksi oksidasi dan reduksi dapat menggunakan rumus:

V1 . N1 = V2 . N2

dimana zat 1 adalah zat pentiter dan zat 2 adalah zat dititer.Maka zat yang dititrasi dapat dihitung dengan rumus ini. Baik volume maupun normalitas dapat dihitung dengan

menggunakan rumus ini. Reagensia ini mudah diperoleh, murah dan tidak memerlukan indikator kecuali bila digunakan larutan yang sangat encer. Permanganat bereaksi secara beraneka, karena mangan dapat memiliki keadaan oksidasi +2, +3, +4, +6, dan +7 (Day, 1999).

Kalium Permanganat, selain sebagai oksidator dalam suasana asam, juga dapat berlangsung dalam suasana basa maupun netral. Dalam suasana asam atau [H+] ≥ 0,1 N, ion permanganat mengalami reduksi menjadi ion mangan (II) sesuai reaksi :

MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O Eo = 1,51 Volt

Dalam suasana netral, ion permanganat mengalami reduksi menjadi mangan dioksida seperti reaksi berikut :MnO4

- + 4H+ + 3e- →MnO2 + 2H2O Eo = 1,70 VoltDan dalam suasana basa atau [OH-] ≥ 0,1 N, ion permanganat akan mengalami reduksi sebagai berikut:

MnO4- + e- → MnO4

2- Eo = 0,56 VoltAsam sulfat adalah asam yang paling sesuai, karena tidak bereaksi terhadap permanganat dalam larutan encer. Dengan asam klorida, ada kemungkinan terjadi reaksi : 2MnO4

- + 10Cl- + 16H+ 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2O Eo = 1,70 VReaksi dalam suasana alkalis:MnO4

- + 3e- → MnO42-

MnO42- + 2H2O + 2e- → MnO2 + 4OH- + MnO4

- + 2H2O + 3e- → MnO2 + 4OH-

dan sedikit permanganat dapat terpakai dalam pembentukan klor. Reaksi ini terutama berkemungkinan akan terjadi dengan garam-garam besi, kecuali jika tindakan-tindakan pencegahan yang khusus diambil. Dengan asam bebas yang sedikit berlebih, larutan yang sangat encer, temperatur yang rendah, dan titrasi yang lambat sambil mengocok terus-menerus, bahaya dari penyebab ini telah dikurangi sampai minimal. Pereaksi kalium permanganat bukan merupakan larutan baku primer dan karenanya perlu dibakukan terlebih dahulu. Pada percobaan ini untuk membakukan kalium permanganat ini dapat digunakan natrium oksalat yang merupakan standar primer yang baik untuk permanganat dalam larutan asam (Basset, 1994).

Untuk pengasaman sebaiknya dipakai asam sulfat, karena asam ini tidak menghasilkan reaksi samping. Sebaliknya jika dipakai asam klorida dapat terjadi kemungkinan teroksidasinya ion klorida menjadi gas klor dan reaksi ini mengakibatkan dipakainya larutan permanganat dalam jumlah berlebih. Meskipun untuk beberapa reaksi dengan arsen (II) oksida, antimoni (II) dan hidrogen peroksida, karena pemakaian asam sulfat justru akan menghasilkan beberapa tambahan kesulitan. Kalium pemanganat adalah oksidator kuat, oleh karena itu jika berada dalam HCl akan mengoksidasi ion Cl - yang menyebabkan terbentuknya gas klor dan kestabilan ion ini juga terbatas. Biasanya digunakan pada medium asam 0,1 N. Namun, beberapa zat memerlukan pemanasan atau katalis untuk mempercepat reaksi. Seandainya banyak reaksi itu tidak lambat, akan dijumpai lebih banyak kesulitan dalam menggunakan reagensia ini (Svehla, 1995).

Kalium permanganat merupakan zat pengoksidasi yang sangat kuat. Pereaksi ini dapat dipakai tanpa penambahan indikator, karena mampu bertindak sebagai indikator. Oleh karena itu pada larutan ini tidak ditambahkan indikator apapun dan langsung dititrasi dengan larutan Natrium oksalat merupakan standar yang baik untuk standarisasi permangnat dalam suasana asam. Larutan ini mudah diperoleh dengan derajat kemurnian yang tinggi. Reaksi ini berjalan lambat pada temperatur kamar dan biasanya diperlukan pemanasan hingga 60ºC. Bahkan bila pada temperatur yang lebih tinggi reaksi akan berjalan makin lambat dan bertambah cepat setelah terbentuknya ion mangan (II). Pada penambahan tetesan titrasi selanjutnya warna merah hilang semakin cepat karena ion mangan (II) yang terjadi berfungsi sebagai katalis, katalis untuk mempercepat reaksi.

Uji Sendiri Makanan Berformalin

Adanya formalin atau tidak dalam makanan bisa dengan tes kalium permanganat (KMnO4, kadang disebut PK, singkatanPermanganas Kalikus, warna serbuk ungu metalik kehitaman dapat dibeli diapotik). Uji ini cukup sederhana. Dengan melarutkan

di air serbuk kalium permanganat hingga berwarna pink (merah jambu seulas, istilah teman2 analis kimia).

Jika kita taruh potongan bahan makanan (mis: tahu) kedalamnya, jika warna pink hilang (berkurang), ada kemungkinan ada komponen formalin. Sebenarnya analisa ini salah satu dari puluhan standard uji yang dilakukanterhadap susu segar (yang datang di pabrik susu bubuk) sebelum dinyatakan diterima sebagai bahan baku, mengalami tes ini.Metoda pengujian: Tabung reaksi berisi 10 ml susu dibubuhi 1 tetes larutan KMnO4 1 N.Larutan susu yang putih akan menjadi pink(merah jambu seulas). Lama waktu hilangnya warna pink (warna merah jambu seulas) dari tetesan larutan Kalium permanganat kedalam tabung reaksi berisi sample susu segarmenjadi indikator kemungkinan kandungan formalin didalam susu tersebut. Jika 1 jam tidak ada perubahan warna (warna pink stabil) berarti susu tidak mengandung formalin (atau lebih tepat dikatakan tidak menggunakanformalin sebagai pengawet), dan dilanjutkan dengan rangkaian uji lainnya sebelum dinyatakan dapat diterima sebagai bahan baku. Jika warna pink larutan kalium permanganat tersebut segera pudar/ hilang menjadi tak berwarna, berarti ada kemungkinan dalam sample susu terkandung formalin yang bersifat bereaksi menghilangkan warna (mereduksi) kaliumpermanganat. False positive (hasil palsu) bisa saja terjadi jika dalam bahan makananterkandung reduktor lain yang bereaksi dengan Kalium Permanganat misalnya asam oksalat, dll.Tapi kebanyakan makanan yang diawetkan adalah pangan nabati/hewani (ikan basah, bakso,tahu) yang berprotein tinggi kemungkinan sangat kecil mengandung asam oksalat secara alami.

Permanganometri merupakan titrasi yang dilakukan berdasarkan reaksi oleh kalium permanganat (KMnO4). Reaksi ini difokuskan pada reaksi oksidasi dan reduksi yang terjadi antara KMnO4 dengan bahan baku tertentu. Titrasi dengan KMnO4 sudah dikenal lebih dari seratus tahun. Kebanyakan titrasi dilakukan dengan cara langsung atas alat yang dapat dioksidasi seperti Fe+, asam atau garam oksalat yang dapat larut dan sebagainya. Beberapa ion logam yang tidak dioksidasi dapat dititrasi secara tidak langsung dengan permanganometri seperti: (1) ion-ion Ca, Ba, Sr, Pb, Zn, dan Hg (I) yang dapat diendapkan sebagai oksalat. Setelah endapan disaring dan dicuci, dilarutkan dalam H2SO4 berlebih sehingga terbentuk asam oksalat secara kuantitatif. Asam oksalat inilah yang akhirnya dititrasi dan hasil titrasi dapat dihitung banyaknya ion logam yang bersangkutan. (2) ion-ion Ba dan Pb dapat pula diendapkan sebagai garam khromat. Setelah disaring, dicuci, dan dilarutkan dengan asam, ditambahkan pula larutan baku FeSO4 berlebih. Sebagian Fe2+ dioksidasi oleh khromat tersebut dan sisanya dapat ditentukan banyaknya dengan menitrasinya dengan KMnO4.

Sumber-sumber kesalahan pada titrasi permanganometri, antara lain terletak pada: Larutan pentiter KMnO4¬ pada buret Apabila percobaan dilakukan dalam waktu yang lama, larutan KMnO4 pada buret yang terkena sinar akan terurai menjadi MnO2 sehingga pada titik akhir titrasi akan diperoleh pembentukan presipitat coklat yang seharusnya adalah larutan berwarna merah rosa. Penambahan KMnO4 yang terlalu cepat pada larutan seperti H2C2O4 Pemberian KMnO4 yang terlalu cepat pada larutan H2C2O4 yang telah ditambahkan H2SO4 dan telah dipanaskan cenderung menyebabkan reaksi antara MnO4- dengan Mn2+¬. MnO4- + 3Mn2+ + 2H2O ↔ 5MnO2 + 4H+ Penambahan KMnO4 yang terlalu lambat pada larutan seperti H2C2O4 Pemberian KMnO4 yang terlalu lambat pada larutan H2C2O4 yang telah ditambahkan H2SO4 dan telah dipanaskan mungkin akan terjadi kehilangan oksalat karena membentuk peroksida yang kemudian terurai menjadi air. H2C2O4 + O2 ↔ H2O2 + 2CO2↑ H2O2 ↔ H2O + O2↑Hal ini dapat menyebabkan pengurangan jumlah KMnO4 yang diperlukan untuk titrasi yang pada akhirnya akan timbul kesalahan titrasi permanganometri yang dilaksanakan.