Nitrogen dan Fosfor

BAB I

PENDAHULUAN

1.1   Latar Belakang

Nitrogen dan fosfor merupakan unsur-unsur dalam golongan VA. Anggota unsur golongan VA yang lainnya adalah arsen (As), antimonium (Sb), bismut (Bi). Dalam makalah ini akan dibahas unsur Nitrogen dan Fosfor secara mendetail.

Nitrogen (Latin nitrum, Bahasa Yunani Nitron berarti "soda asli", "gen", "pembentukan") secara resmi ditemukan oleh Daniel Rutherford pada 1772, yang menyebutnya udara beracun atau udara tetap. Pengetahuan bahwa terdapat pecahan udara yang tidak membantu dalam pembakaran telah diketahui oleh ahli kimia sejak akhir abad ke-18 lagi. Nitrogen juga dikaji pada masa yang lebih kurang sama oleh Carl Wilhelm Scheele, Henry Cavendish, dan Joseph Priestley, yang menyebutnya sebagai udara terbakar atau udara telah flogistat. Gas nitrogen adalah cukup lemas sehingga dinamakan oleh Antoine Lavoisier sebagai azote, daripada perkataan Yunani αζωτος yang bermaksud "tak bernyawa". Istilah tersebut telah menjadi nama kepada nitrogen dalam perkataan Perancis dan kemudiannya berkembang ke bahasa-bahasa lain.

Fosfor merupakan bahan makanan utama yang digunakan oleh semua organisme untukpertumbuhan dan sumber energi. Fosfor di dalam air laut, berada dalam bentuk senyawa organik dan anorganik. Dalam bentuk senyawa organik, fosfor dapat berupa gula fosfat dan hasil oksidasinya, nukloeprotein dan fosfo protein. Sedangkan dalam bentuk senyawa anorganik meliputi ortofosfat dan polifosfat. Senyawa anorganik fosfat dalam air laut pada umumnya berada dalam bentuk ion (orto) asamfosfat (H3PO4), dimana 10% sebagai ion fosfat dan 90% dalam bentuk HPO42-. Fosfat merupakan unsuryang penting dalam pembentukan protein dan membantu proses metabolisme sel suatu organisme. Di perairan, unsur fosfor tidak ditemukan dalam bentuk bebas sebagai elemen, melainkandalamm bentuk senyawa anorganik yang terlarut (ortofosfat dan polifosfat) dan senyawa organik yangberupa partikulat. Fosfor berbentuk kompleks dengan ion besi dan kalsium pada kondisi aerob, besifattidak larut, dan mengendap pada sediment sehingga tidak dapat dimanfaatkan oleh algae akuatik.

1.2        Rumusan masalah

Adapun rumusan masalah dari makalah ini adalah sebagai berikut :

1.    Bagaimana sejarah Nitrogen serta kelimpahannya ?

2.  Bagaimana pembuatan nitrogen serta sifat-sifat Nitrogen?

3.  apa sajakah senyawa-senyawa Nitrogen ?

4.  Bagaimana sejarah Fosfor serta kelimpahannya?

5.  Bagaimana pembuatan Fosfor serta sifat-sifat Fosfor?

6.  Bagaimanakah senyawa-senyawa Fosfor?

1.3       Tujuan makalah

Adapun tujuan dari makalah ini adalah sebagai berikut :

1.    Mengetahui sejarah Nitrogen serta kelimpahannya.

2.  Mengetahui sifat-sifat Nitrogen dan Pembuatan Nitrogen.

3.  Mengetahui senyawaan Nitrogen.

4.  Mengetahui sejarah Fosfor serta kelimpahannya.

5.  Mengetahui sifat-sifat Fosfor dan pembuatan Fosfor

6.  Mengetahui senyawaan Fosfor.

BAB II

PEMBAHASAN

2.1. Nitrogen

2.1.1                Sejarah dan Kelimpahan Nitrogen

Nitrogen ditemukan oleh Daniel Rutherford pada tahun 1772. Nitrogen atau zat lemas adalah unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang N dan nomor atom 7. Biasanya ditemukansebagai gas tanpa warna, tanpa bau, tanpa rasa dan merupakan gas diatomik bukan logam yang stabil, sangat sulit bereaksi dengan unsur atau senyawa lainnya. Dinamakan zat lemas karena zatini bersifat malas, tidak aktif bereaksi dengan unsur lainnya.

Nitrogen berasal dari bahasa Latin Nitrogenium, nitrum, nitron artinya soda, genes artinya pembentuk. Nitrogen di alam utamanya terdapat diatmosfer (+ 79% nitrogen). Nitrogen mengisi 78,08 % atmosfir Bumi dan terdapat dalam banyak jaringan hidup. Sebagai perbandingan, atmosfir Mars hanya mengandung 2,6% nitrogen. Zat lemas membentuk banyak senyawa penting seperti asam amino, amoniak, asam nitrat, dan sianida. Dari atmosfir bumi, gas nitrogen dapat dihasilkan melalui proses pencairan (liquefaction) dan distilasi fraksi. Nitrogen ditemukan pada mahluk hidup sebagai bagian senyawa-senyawa biologis.

Nitrogen terdapat dialam terutama sebagai dinitrogen, N₂ (titik didih 77,3 K), yang terdiri atas 78% dari volume atmorfer bumi. Ada 2 isotop Nitrogen yang stabil yaitu: 14N dan 15N. Isotop yang paling banyak adalah 14N (99.634%),  yang dihasilkan dalam bintang-bintang dan yang selebihnya adalah 15N. Di antara sepuluh isotop yang dihasilkan secara sintetik, 1N mempunyai paruh waktu selama 9 menit dan yang selebihnya sama atau lebih kecil dari itu. Kemudian Nitrogen dijumpai dalam mineral penting seperti  KNO3 dan sendawa Chili NaNO3 . Dan pada tumbuhan serta hewan, nitrogen berupa bentuk protein yang komposisi rata-ratanya  51% C; 25% O; 16% N; 7% H; 0,4%P; dan 0,4% S.

2.1.2  Sifat-Sifat Nitrogen dan Pembuatan Nitrogen

a.   Sifat fisika

1.  Berupa gas diatomic N₂ tidak berbau, tidak berasa, tidak berwarna, dan sedikit larut dalam air.

2.  Bersifat non polar sehingga gaya Van Deer Waals antar molekul sangat kecil

3.  Sifat fisik nitrogen yang lain

Titi didih                                              : 77,36 K

Titik lebur                                            : 63,15 K

Berat jenis relative                                     : 0,97

Berat molekul                                       : 28,013

Kalor peleburan                                    : 0,720 kJ/mol

Kalor penguapan                                   : 5,57 kJ/mo

Kapasitas kalor dalm suhu kamar                         : 29,124 J/mol K

Titik api tidak terbakar

b.  Sifat kimia

1.  Molekul N₂ berikatan kovalen rangkap tiga, memiliki energy ikatan yang relative besar yaitu 946 kJ/mol sehingga sangat stabil atau sukar bereaksi pada suhu tinggi (endoterm) dengan bantuan katalis.

2. Pada suhu ruangan N₂ bereaksi sangat lambat dengan logam Li menghasilkan Li₃N. Sedangakan dengan logam-logam lain, dapat dilakukan dengan cara mengerjakan loncatan bunga api listrik melalui gas nitrogen yang bertekanan rendah, proses ini dikatalisasi oleh adanya oksigen homo terbentuk nitrogen aktif (N₂ menjadi 2N) yang dapat membentuk senyawa nitrida dengan logam-logam tertentu.

3. Nitrogen bereaksi dengan hydrogen atau aksigen pada suhu yang tinggi seperti dalam loncatan bunga api listrik, membentuk gas NH₃ dan NO₃ .

Nitrogen mempunyai konfigurasi elektron 1s²2s²2p³. Dalam pembentukan senyawa dengan atom-atom lain, atom N dapat memperoleh, atau lebih tepat dikatakan memakai bersama, tiga elektron untuk mencapai kulit valensi oktet, 1s²2s²2p⁶. Bilangan oksidasi N dalam senyawaannya berkisar dari -3 sampai +5. Bilangan oksidasi maksimum sesuai dengan nomor golongan berkalanya. Walaupun keragaman bilangan oksidasi mengakibatkan kimia senyawa nitrogen yang luar biasa banyaknya, bahan asal semua senyawa nitrogen yaitu unsur nitrogen, N2 bersifat agak lembam. Kurangnya kereaktifan tersebut disebabkan karena kekuatan ikatan yang besar antara atom N dalam N₂ ; 946,4 kJ energi dibutuhkan untuk merusak 1 mol ikatannya.

N        N(g)           2N(g)         ΔH⁰ = +946,4 kJ/mol

Karena tinggi ikatannya energi ikatan ini, maka banyak senyawa yang mengandung nitrogen mempunyai entalpi pembentukan positif.

Nitrogen terdapat di alam terutama sebagai dinitrogen, N₂ (titik didih 77,3K) atau merupakan gas diatomik. Unsur ini membentuk sejumlah oksida (NO, N₂O, NO₂, N₂O₄,  dan N₂O₅). Terdiri atas 78 % dari volume atmosfer bumi. Isotop ¹⁴N dan ¹⁵N mempunyai angka banding absolut ¹⁴N/¹⁵N = 272,0.

Panas disosiasi N₂ sangat besar:

N₂(g) = 2N(g)                          ΔH= 944,7 kJ mol^-1

Keinertan kimia N₂ menyebabkan kekuatan ikatan N ≡ N yang besar dan kenyataannya bahwa senyawaan nitrogen sederhana adalah endotermis meskipun mereka mengandung ikatan yang kuat. Dinitrogen tdak reaktif dibandingkan dengan sistem ikatan rangkap tiga yang isoelektronnya seperti X – C≡C – X, :C ≡O:, X – C ≡ N:, dan X – N ≡ C: . Gugus ─ C ≡C─  dan  ─ C≡N dapat bertindak sebagai donor dengan menggunakan elektron π-nya., sedangkan N₂ tidak. Namun ia dapat membentuk kompleks yang sama dengan yang dibentuk oleh CO, meskipun sampai batas yang lebih sempit, dimana terdapat konfigurasi M       N ≡ N: dan M      N ≡ O:

Nitrogen diperoleh dengan cara destruksi bertingkat dan pencairan (destilasi udara cair) karena N₂ mempunyai titik didih rendah daripada O₂ maka ia lebih dahulu menguap sebagai fraksi pertama. Biasanya mengandung sedikit argon, dan bergantung kepada kualitasnya, dalam jumlah di atas ~30 ppm dari oksigen. Secara spektroskop N₂ murni di buat dengan dekomposisi termal Natrium Barium Azida. Berikut reaksinya:

2NaN₃ → 2Na + 3N₂

Satu-satunya reaksi N₂ pada suhu ruangan adalah logam Li menghasilkan Li₃N, dengan kompleks logam transisi tertentu, dan dengan bakteri fiksasi nitrogen, baik yang hidup bebas maupun yang bersimbiose pada tunas akar cengkeh, kacang merah dan sejenisnya. Mekanisme bakteri ini memfiksasi N₂ tidak diketahui.

Pada suhu tinggi nitrogen menjadi lebih reaktif, khususnya bilamana dikatalis, reaksi yang khas adalah:

N₂(g) + 3N₂(g) = 2NH₃(g)                          K₂₅⁰ = 10³ atm^-2

N₂(g) + O₂(g) = 2NO(g)                                      K₂₅⁰ = 5 x 10^-31

N₂(g) + 3Mg(s) = Mg₃N₂(s)

N₂(g) + CaC₂ (s) = C(s) + CaNCN(s)

2.1.3  Senyawaan Nitrogen

1.   Nitrida

Nitrida logam elektropositif mempunyai struktur dengan atom nitrogen diskret dan dapat dianggap sebagai anion, misalnya ( Ca²⁺)₃(N^3-)₂, (Li⁺)₃N^3-, dan sebagainya. Hidrolisisnya yang mudah terhadap amonia dan hidroksida logam, konsisten dengan hal ini. Suatu nitrida dibuat dengan interaksi langsung atau dengan pelepasan amonia dari amida dengan pemanasan, misalnya:

3Ba (NH₂)₂               Ba₃N₂  + 4NH₃

Banyak “nitrida” logam transisi seringkali tidak stoikiometri dan mempunyai atom nirogen dalam interstiti tatanan kemasan rapat atom logam. Seperti karbida atau borida yang sama, mereka keras, inert serta kimia, titik lelehnya tinggi dan menghantar listrik.

2. Nitrogen Hidrida

a.   Amonia

Amonia adalah gas tajam yang tidak berwarna yang memiliki titik didih -33,5. Cairannya mempunyai panas penguapan yang besar (1,37 Kj g^-1 pada titik didihnya) dan dapatditangani dengan peralatan laboratorium yang biasa. Cairan NH₃ mirip air dalamperilaku fisiknya, bergabung dengan sangat melalui ikatan hidrogen, Tetapan dielektriknya (~22 pada  -34; kira-kira untuk H₂O pada 25⁰) cukup tinggi untukmembuatnya sebagai pelrut anion yang baik.

NH₃ dibentuk dengan pemberian basa pada suatu garam amonium:

NH₄X  + OH^-                  NH₃  +H₂O  +  X^-

N_{2 (g)} +  3H_{2 (g)}               2NH_{3 (g)}      H = -46 Kj mol ^-1;  

        Amonia dalam industri dibuat dengan proses Haber dalam mana reaksinya berjalan pada 400 sampai 500  dan tekanan 10² sampai 10³ atm dengan adanya katalis. Meskipun kesetimbangan lebih disukai pada suhu rendah, dan dengan katalis yang terbaik, suhu yang tinggi diperlukan untuk mendapatkan laju yang memuaskan.

Cairan NH3 mempunyai kereaktifan lebih rendah dari pada H₂O terhadap logam elektropositif dan melarutkan banyak diantaranya, karena NH₃ (1) mempunyai tetapan dielektrik yang jauh lebih rendah dari pada air, ia adalah pelarut yang lebih baik senyawaan organik namun umumnya adalah pelarut yang lebih buruk bagi senyawa organik ionik. Pengecualian terjadi bilamana pengompleksan dengan NH₃ menonjol dari pada air. Jadi AgI luar biasa tidak larut dengan air tetapi sangat larut dalam NH₃.Bilangan solvasi primer kation dalam NH₃ tampak mirip dengan H₂O , Mg ²⁺  dan Al ^3+.

Amonia terbakar di udara :

                     4NH3 (g)  +  3O2 (g)  =  2N2 (g)  +  6H2O (g)   K ₂₅  =  10 ²²

Namun, walaupun adanya fakta bahwa proses ini disukai secara termodinamik, pada750 sampai 900 dengan adanya katalis-platina atau platina-rhodium reaksinya dengan oksigen dapat dibuat langsung sesuai dengan persamaan :

4NH₃  +  5O₂  =  4NO   +   6H₂O                          K ₂₅   =  10 ¹⁶⁸

Jadi menghasilkan sintesis NO yang berguna.Yang belakangan,bereaksi dengan O₂ berlebihan menghasilkan NO₂,dan oksida campuran dapat diserap air,dan membentuk asam nitrat

                                         2NO   +  O₂                      2NO₂

                                         3NO₂  +  H₂O                     2HNO₃  +  NO, etc

Jadi tahapan pemanfaatan nitrogen atmosfer untuk industri sebagai berikut:

N₂             ^H₂             NH₃         ^O₂      NO  ^O2+H2O       HNO₃ (aq)

Amonia luar biasa larut dalam air. Meskipun larutan akua umumnya berikatan dengan larutan basa lemah NH4OH, disebut “Amonium Hidroksida”, NH4OH yang terdisosiasi mungkin tidak ada. Larutan diperikan paling baik sebagai NH3(aq) dngan persamaan yang ditulis sebagai 

                            NH₃ (aq) +  H₂O   =   NH₄  +  OH^-

                           K ₂₅   =    = 1,81 x 10^-5 (pK_b  =  4,75)

b.  Garam Amonium

Garam kristal stabil dari ion NH₄⁺  tetrahedral kebanyakan larut dalam air. Garam amonium umumnya mirip dengan garam kalium dan rubidium dalam hal kelarutan dan struktur, karena ketiga ion tersebut jari-jarinya sebanding: NH₄⁺ = 1.48 Å, K⁺  =  1.33 Å, Rb⁺ = 1.48 Å.[1][6] Garam dari asam kuatnya terionisasi seluruhnya, dan larutannya sedikit asam:

            NH₄Cl = NH₄⁺  + Cl^-                                     K  = ∞ 

            NH₄⁺  + H₂O = NH₃  + H₃O⁺                          K ₂₅  = 5.5 x 10^-10

Jadi, suatu larutan 1M akan mempunyai pH ~ 4.7. Tetapan untuk reaksi kedua kadang kala disebut dengan tetapan hidrolisis; meskipun demikian, dapat dianggap sama sebagai tetapan keasaman dari kation asam NH₄⁺ , dan sistemnya dianggap sebagai sistem asam basa dalam pengertian berikut:

            NH₄⁺    +     H₂O    =   H₃O⁺   +   NH₃ (aq)

            Asam          basa  asam       basa

Garam yang mengamdung anion pengoksidasi dapat terdekomposisi bilamana dipanaskan, dengan okdidasi ammonium menjadi N₂O atau N₂ atau duanya. Sebagai contoh:

(NH₄)₂Cr₂O_{7 (S)} = N_2(g) + 4H₂O_(g) + Cr₂O_3(s)                   ΔH = -315 kJ/mol

NH₄NO₃ (l)  =  N₂O (g)  +  2H₂O_(g)                          ΔH = -23 kJ/mol

c.  Hidrasin

Hidrazin (N₂H₄) merupakan cairan tak berwarna yang beracun, mendidih pada 113,5 ⁰C dan bersifat bassa yang lebih lemah dari pada amonia. Bilangan oksidasi N pada hidrazin adalah -2 hidrazin dibuat secara komersial melalui proses rasching, yaitu oksidasi amonia oleh natrium hipoklorit.

2NH_{3(aq )}+ NaOCl_(aq)                    N₂H_4(aq)+NaCl_(aq)+H₂O

Hidrazin cair digunakan sebagai bahan bakar roket.untuk keperluan ini  cair dicampur dengan 1,1 dimetilhidrazin,suatu bahan yang dapat terbakar sendiri bila di campur dengan hidrogen peroksida atau oksigen dari tangki oksigen cair.reaksi berlangsung sangat eksotermik, yaitu sebagai berikut:

N₂H₄ (l) + O₂(g)                       N₂(g) + 2H₂O(g)     ΔH₀ = -622  kJ/mol

   

Hidrasin akua adalahn zat pereduksi yang kuat dalam larutan basa, secara normal teroksidasi menjadi nitrogen. Hidrasin dibuat dengan interaksi larutan ammonia dengan natrium hipoklorit:

            NH₃  +  NaOCl                        NaOH  + NH₂Cl                (cepat)

            NH₃  + NH₂Cl  + NaOH                    N₂H₄  +  NaCl  H₂O

        Untuk mendapatkan hasil yang diinginkan, perlu ditambahkan gelatin. Hal ini mengasingkan ion-ion logam berat yang mengkatalisis reaksi parasit. Bahkan Cu²⁺ dalam besaran ppm atau sekitar itu dalam air biasa akan mencegah secara total pembentukan hidrasin, bila tidak digunakan gelatin. Karena zat pengasing sederhana seperti EDTA tidak menguntungkan sperti halnya gelatin yang terakhir dianggap juga mempunyai pengaruh katalitik.

d.  Hidroksilamin

Hidroksilamin (NH₂OH)adalah basa yang lemah daripada  NH₃. Hidroksilamin merupakan padatan putih yang tidak stabil

NH₂OH (aq)  + H₂O  =  NH₃OH⁺  + OH^-               K₂₅  =  6,6 x 10^-9

Ia dibuat dengan mereduksi nitrat atau nitrit baik dengan elektrolisis atau dengan SO₂ dengan kondisi yang diawasi. Dalam larutan akua atau sebagai garamnya [NH₃OH]Cl atau [NH₃OH]₂SO₄ dapat digunakan sebagai zat pereduksi.

Jika sebuah atom H dalam NH₃ digantikan oleh gugus –NH₂ dihasilkan molekul H₂N-NH₂ atau N₂H₄ yaitu hidrazin. Penggantian sebuah atom H dalam NH₃ oleh –OH menghasilkan NH₂OH yaitu hidroksilamin. Kedua senyawa tersebut merupakan basa lemah.

e.  Azida

Dalam larutan berair NH₃ adalah asam lemah, yang dinamakan asam hidrazoat, yang garamnya dinamakan azida. Azida logam berat mudah meledak, dan timbale atau air raksa azida telah digunakan dalam sumbat bahan peledak. Ion azida adalah linier dan simetris lebih berperilaku seperti ion halida, dan dapat bertindak sebagai ligan dalam kompleks logam. Beberapa azida misalnya timbale azida digunakan dalam pembuatan detonator (bahan peledak)

3. Oksida Nitrogen

a.  Dinitrogen oksida

Dinitrogen oksida,N₂O, diperoleh dengan dekomposisi termal lelehan amonium nitrat:

             NH₄NO₃           ²⁵⁰⁰                  N₂O + 2 H₂O

Pengotornya adalah NO₂ yang dapat dibersihkan dengan melewatkan laritan ferosulfat dan nitrogen 1 sampai 2%. Dinitrogen oksida mempunyai struktur linier NNO. Ia tidak reaktif menjadi inert dengan halogen, logam alkali dan ozon pada suhu ruangan.

b.  Nitrogen monoksida

Dibentuk dalam banyak reaksi yang menyangkut reduksi asam nitrat dan larutan nitrat dan nitrit

       8HNO₃ + 3Cu                         3Cu(NO₃)₂  + 4H₂O + 2NO

Nitrogen monoksida bereaksi sempurna dengan O₂

       2NO + O₂                2NO₂

Nitrogen dioksida dan  Dinitrogen Tetroksida. Ia teroksidasi menjadi asam nitrat oleh zat pengoksidasi kuat. Reaksi dengan permanganate adalah kuantitatif dan merupakan suatu analisis. Kedua oksida, NO₂ dan N₂O₄, terdapat dalam kesetimbangan yang sangat bergantung pada suhu. Keduanya dalam larutan dan dalam fase gas. Nitrogen monoksida tidak stabil secara termodinamika dan pada tekanan tinggi dengan mudah terdekomposisi dalam ranah 30 sampai 50⁰C:

3NO                         N₂O + NO₂

Electron dalam orbital (phi) relative mudah melepas memberikan ion nitrosonium, NO⁺ yang membentuk banyak garam. Nitrogen monoksida membentuk banyak kompleks dengan logam transisi.

c.   Nitrogen Dioksida (NO₂) dan Dinitrogen Tetroksida (N₂O₄)

2NO₂              N₂O₄

NO₂ berwarna coklat dan bersifat paramagnetic, dan N₂O₄ bersifat diamagnetic dan tanpa warna. Keduanya  dalam larutan dan dalam fasa gas. Oksida campuran yaitu, NO₂ ditambah N₂O₄ diperoleh dengan pemanasan nitrat logam, dengan oksidasi NO, dan dengan reduksi asam nitrat dan garam nitrat oleh logam dan zat pereduksi lainnya. Gas nya sangat beracun dan menyerang logam dengan cepat.

2NO_{2  +}  H₂O  =  HNO₃  +  HNO₂

Asam nitrit terdekomposisi, khusunya bila dihangatkan:

3HNO₂  =  HNO­₃  + 2NO  +  H₂O

Serta dekomposisi termalnya :

2NO_{2  ↔} 2NO + O₂  dimulai pada 150⁰C dan berakhir pada 600⁰C.

d.  Dinitrogen Pentoksida

Oksida ini, N₂O₅ membentuk Kristal tidak berwarna yang tidak stabil. Ia buat dengan reaksi

2HNO₃  + P­₂O₅  =  2HPO₃  +  N₂O₅

N₂O₅ adalah asam nitrat anhidrat. Dalam keadaan padat adalah nitronium nitrat, NO₂⁺ NO₃^-.

5.        Ion Nitronium

Hanya sebagai NO mudah melepaskan electron ganjilnya, demikian pula NO₂. Ion nitronium NO₂⁺ terlibat dalam disosiasi HNO₃ dalam larutan oksida nitrogen dalam asam dan dalam reaksi nitrasi senyawaan aromatic. Sesungguhnya telah dipelajari dalam reaksi nitrasi bahwa ini memberikan pengenalan yang baik mengenai pentingnya NO₂⁺ sebagai spesies yang menyerang.

4.  Asam Nitrit

Cairan asam murni tidak dikenal namun dapat diperoleh dalam fase uap. Bahkan larutan akua asam nitrit tidak stabil dan terdekomposisi cepat bilamana dipanaskan:

HNO₃                H₃O⁺  +  NO₃^-  +  2NO

Nitrit logam alkali dibuat dengan pemanasan nitrat dengan suatu zat perduksi seperti karbon, tibal, besi dan sejenisnya. Mereka sangat larut dalam air. Nitrir sangat beracun namun telah digunakan untuk pengawetan daging ham da produk daging lainnya. Kegunaan utama nitrit adalah untuk membebaskan asam nitrit bagi sintesis senyawaan diazonium organic dari amnia aromatic primer.

2.1.4 Kegunaan Nitrogen

Kegunaan nitrogen bagi kelangsungan hidup di alam sangat besar. Nitrogen cair banyak digunakan sebagai sumber pendingin dan dengan demikian mempunyai peranan dalam akumulator pendingin.

Nitrogen digunakan di berbagai bidang antara lain sebagai berikut:

1.  Dalam bentuk amonia nitrogen digunakan sebagai bahan pupuk, obat-obatan, asam nitrat, urea, hidrasin, amin, dan pendingin. 

2. Asam nitrat digunakan dalam pembuatan zat pewarna dan bahan peledak. 

3. Nitrogen sering digunakan jika diperlukan lingkungan yang inert, misalnya dalam bola lampu listrik untuk mencegah evaporasi filament. 

4. Sedangkan nitrogen cair banyak digunakan sebagai refrigerant (pendingin) yang sangat efektif karena relatif murah. 

5. Banyak digunakan oleh laboratorium-laboratorium medis dan laboratorium- laboratorium penelitian sebagai pengawet bahan-bahan preservatif untuk jangka waktu yang sangat lama, misalnya pada bank sperma, bank penyimpanan organ-organ tubuh manusia, bank darah, dan sebagainya.

2.2  Fosfor

2.1.1        Sejarah dan Kelimpahan Fosfor

Fosfor ditemukan oleh Hannig Brand pada tahun 1669 di Hamburg, Jerman. Ia menemukan unsur ini dengan cara 'menyuling' air urin melalui proses penguapan dan setelah dia menguapkan 50 ember air urin, dia baru menemukan unsur yang dia inginkan. Namanya berasal dari bahasa Latin yaitu phosphoros yang berarti 'pembawa terang' karena keunikannya yaitu bercahaya dalam gelap (glow-in-the dark).

Fosfor termasuk peringkat ke sepuluh dalam kelimpahan unsur, terdapat sebagai fosfat dalam berbagai mineral. Mineral fosfat yang terpenting adalah Ca₅(PO₄)₃F (fluoro apatit) dan Ca₅(PO₄)₃OH (hidroksi apatit).

Tidak pernah ditemukan di alam, unsur ini terdistribusikan dalam berbagai mineral. Batu fosfat, yang memiliki mineral apatit, merupakan tri-kalsium-fosfat yang tidak murni dan merupakan sumber penting elemen ini. Deposit yang besar telah ditemukan di Rusia, Maroko, dan negara bagian Florida, Tennessee, Utah, dan Idaho. 

Fosfor dapat ditemukan di bumi di dalam air, tanah dan sedimen. Tidak seperti senyawamateri lain siklus fosfor tidak dapat ditemukan di udara yang mempunyai tekanan tinggi. Hal ini karena fosfor biasanya cair pada suhu dan tekanan normal. Hal ini terutama melakukan siklus kembali melalui air, tanah dan sedimen. Dalam suasana siklus fosfor terutama dapat ditemukan sebagai partikel debu yang sangat kecil. bergerak perlahan-lahan dari endapan di darat dan di sedimen, organisme hidup, dan jauh lebih lambat daripada kembali ke tanah air dan sedimen. Siklus fosfor merupakan paling lambat salah satu siklus masalah yang dijelaskan di sini. Fosfor yang paling sering ditemukan dalam formasi batuan sedimen dan laut sebagai garam fosfat. Garam fosfat yang dilepaskan dari pelapukan batuan melalui tanah biasanya larut dalam air dan akan diserap oleh tanaman.

Di perairan unsur fosfor tidak ditemukan dalam bentuk bebas sebagai elemen, melainkan dalam bentuk senyawa anorganik yang terlarut (ortofosfat dan polifosfat) dan senyawa organik yang berupa partikulat. Senyawa fosfor membentuk kompleks ion besi dan kalsium pada kondisi aerob, bersifat tidak larut, dan mengendap pada sedimen sehingga tidak dapat dimanfaatkan oleh algae akuatik

Keberadaan fosfor diperairan alami biasanya relative kecil, dengan kaar yang lebih sedikit dari pada kadar nitrogen. Fosfor tidak bersifat toksik bagi manusia, hewan, dan ikan. Keberadaan fosfor secara berlebihan yang disertai dengan keberadaan nitrogen dapat menstimulir ledakan pertumbuhan algae di perairan (algae bloom). Algae yang berlimpah ini dapat membentuk lapisan pada permukaan air, yang selanjutnya dapat menghambat penetrasi oksigen dan cahaya mathari sehingga kurang menguntungkan bagi ekosistem perairan. Pada saat perairan cukup mengandung fosfor, algae mengakumulasi fosfor di dalam sel melebihi kebutuhannya. Fenomena yang demikian dikenal istilah konsumsi berlebih (luxury consumption). Kelebihan fosfor yang diserap akan dimanfaatkan pada saat perairan mengalami defisiensi fosfor, sehingga algae masih dapat hidup untuk beberapa waktuselama periode kekeurangan pasokan fosfor (Effendi 2003)

2.1.2              Sifat-Sifat Nitrogen dan Pembuatan Fosfor

Dalam golongan VA, fosfor dalah nonlogam.

a) Sifat Fisika Unsur Fosfor

      Warna                                      : tidak berwarna/merah/putih

      Wujud                                      : padat

      Titik didih                                : 550 K (277⁰C)

      Titik leleh                                :  317,3 K (44,2⁰C)

      Massa jenis (fosfor merah)      : 2,34 g/cm³

      Massa jenis (fosfor putih)       : 1,823 g/cm³

      Massa jenis (fosfor hitam)       : 2,609 g/cm³

      Energi ionisasi (fosfor putih)  : 1011,8 kj/mol

       Secara umum fosfor membentuk padatan putih yang lengket yang memiliki bau yang tak enak tetapi ketika murni menjadi tak berwarna dan transparan

       Fosfor putih mudah menguap dan larut dalam pelarut nonpolar benzena

      Fosfor merah tidak larut dalam semua pelarut.

b)   Sifat Kimia Unsur Fosfor

    Fosfor putih bersifat sangat reaktif, memancarkan cahaya, mudah terbakar di udara, beracun. Fosfor putih digunakan sebagai bahan baku pembuatan asam fosfat di industri.

    Fosfor merah bersifat tidak reaktif, kurang beracun. Fosfor merah digunakan sebagai bahan campuran pembuatan pasir halus dan bidang gesek korek api.

c)  Pembuatan Fosfor

Fosfor (P) diekstraksi dari senyawa fosfat melalui metode reduksi. Dalam batuan fosfat dipanaskan dengan kokas (C) dan pasir Si, pada suhu 1.400 – 1.500 K (dengan bunga api listrik).

2Ca₃(PO₄)₂ + 6SiO₂ + 10C          P₄ + 6CaSiO₃ + 10CO

Fosfor ini dipisahkan dari CO gas dengan mengalirkan campuran melalui pipa  dingin dimana fosfor cair mengembun. Uap fosfor yang dihasilkan kemudian dikeluarkan melalui presipitator (penangkap debu) elektrostatis. Setelah itu, uap fosfor masuk ke menara air dan disemprot dengan air. Fosfor yang dihasilkan berada dalam fase cair dan dikeluarkan lewat bawah tungku yang terjadi dikristalkan dan di dalam cairan atau di dalam air. Hal ini guna menghindari terjadinya oksidasi dengan oksigen dari udara yang cepat tejadi pada temperatur 30ºC berupa nyala fosfor P merah dan hitam, fosfor yang terbentuk stabil dalam udara namun akan terbakar pada pemanasan larut dalam benzena dan pelarut organik yang mirip, ia sangat beracun. Fosfor yang dihasilkan dapat memiliki beberapa alotropi, diantaranya fosfor putih, fosfor merah, dan fosfor hitam. Yang paling terkenal adalah fosfor putih, yang diperoleh dari kondensasi uap fosfor.

Fosfor putih tidak berwarna, mempunyai titik leleh, dan mudah bereaksi dengan oksigen membentuk sehingga harus disimpan dalam air. Fosfor merah dapat diperoleh dari pemanasan fosfor putih tanpa udara pada tekanan atmosfer. Fosfor hitam diperoleh dengan pemanasan fosfor putih atau fosfor merah tetapi pada tekanan yang sangat tinggi.

2.1.3              Senyawaan Fosfor

Reaksi  fosfor dengan halogen

a.     Fosfor triflourida

Merupakan gas tidak berwarna dan beracun, dibuat dari flourinasi PCl3. Membentuk kompleks dengan logam transisi  erupa dengan komlpleks yang dibentuk oleh karbon monoksida

b.    Fosfor triklorida

Sebuah cairan yang bertitik didih rendah yang terhidrolisis kuat oleh air menghasilkan asam fosfit. Dan mudah bereaksi dengan oksigen.

Senyawaan Fosfor-Nitrogen

Banyak senyawaan dikenal dengan ikatan-ikatan P-N dan P=N. Ikatan R2N-P khususnya, stabil  dan terdpat secara luas dalam kombinasi dengan ikatan pada gugus univalensi lain , misalnya P-R, P-Ar, dan P-halogen

Senyawaan siklis atau rantai yang mengandung atom fosfor dan nitrogen yang berselang-seling dengan dua pensubtitusi pada setiap atom fosfor. Disebut Fosfazen.

Ada tiga jenis struktur utama antara lain :

a. Trimer siklik

Gambar 17-iii

b.   Tetramer siklik

Gambar 17-iv

c.   Oligomer atau polimer tinggi

Gambar 17V

Pada gambar 17-III sampai gambar 17-V terdapat set ikatan tunggal dan ikatan rangkap dua yang berselang seling ditulis untuk keserasian, namun pada umumnya semua jarak P-N ditemukan sama.

Semua gambar diatas merupakan  order=1,5, karena panjangnya 1,56 sampai 1,61 Amstrong.

Reaksi Fosfazen yang utama menyangkut penggantian atom halogen oleh gugus lain seperti OH,OR,NR2,NHR atau R menghasilkan derivat tersubtitusi sebagian atau seluruhnya.

     (NPCl2)3 + 6NaOR [NP(OR)2]3 + 6NaCl

     (NPCl2)3 +6 NaSCN       [NP(NCS)2]3 +6NaCl

Dalam molekul yang tersubtitusi sebagian, bannya isomer dimungkinkan.

Cincin dalam (NPF2)X dimana x= 3 atau 4 adalah planar dan berupa cincin bila mana x=5 atau 6 mendekati keplanaran.

Berikut struktur (NPCl2)3 Dan (NPClPh)4

2.1.4              Kegunaan Fosfor

1.  Fosfor sangat penting dan dibutuhkan oleh mahluk hidup tanpa adanya fosfor tidak mungkin ada organik fosfor di dalam Adenosin trifosfat (ATP) Asam Dioksiribo nukleat (DNA) dan Asam Ribonukleat (ARN) mikroorganisme membutuhkan fosfor untuk membentuk fosfor anorganik dan akan mengubahnya menjadi organik fosfor yang dibutuhkan untuk menjadi organik fosfor yang dibutuhkan, untuk metabolisme karbohidrat, lemak, dan asam nukleat.

2. Kegunaan fosfor yang terpenting adalah dalam pembuatan pupuk, bahan korek api, kembang api, pestisida, odol, dan deterjen.

3. Kegunaan fosfor yang paling umum ialah pada ragaan tabung sinar katoda (CRT) dan lampu fluoresen, sementara fosfor dapat ditemukan pula pada berbagai jenis mainan yang dapat berpendar dalam gelap (glow in the dark).

4. asam fosfor yang mengandung 70% – 75% P2O5, telah menjadi bahan penting pertanian dan produksi tani lainnya.

5. Fosfor juga digunakan dalam memproduksi baja, perunggu fosfor, dan produk-produk lainnya. Trisodium fosfat sangat penting sebagai agen pembersih, sebagai pelunak air, dan untuk menjaga korosi pipa-pipa.

6. Fosfor juga merupakan bahan penting bagi sel-sel protoplasma, jaringan saraf dan tulang.

7. bahan tambahan dalam deterjen, bahan pembersih lantai dan insektisida. Selain itu fosfor diaplikasikan pula pada LED (Light Emitting Diode) untuk menghasilkan cahaya putih.

8. Fosfor merupakan bahan makanan utama yang digunakan oleh semua organisme untuk energi dan pertumbuhan

BAB III

PENUTUP

3.1                    Kesimpulan

Adapun kesimpulan dari makalah ini adalah sebagai berikut:

1.    Nitrogen ditemukan oleh Daniel Rutherford pada tahun 1772. Nitrogen atau zat lemas adalah unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang N dan nomor atom 7.

2.  Nitrogen terdapat dialam terutama sebagai dinitrogen, N₂ (titik didih 77,3K), yang terdiri atas 78% dari volume atmorfer bumi. Ada 2 isotop Nitrogen yang stabil yaitu: 14N dan 15N

3.  Nitrogen berupa gas diatomic N₂ tidak berbau, tidak berasa, tidak berwarna, dan sedikit larut dalam air.

4.  Molekul N₂ berikatan kovalen rangkap tiga, memiliki energy ikatan yang relative besar yaitu 946 kJ/mol sehingga sangat stabil atau sukar bereaksi pada suhu tinggi (endoterm) dengan bantuan katalis

5.  Nitrogen diperoleh dengan cara destruksi bertingkat dan pencairan (destilasi udara cair) karena N₂ mempunyai titik didih rendah daripada O₂ maka ia lebih dahulu menguap sebagai fraksi pertama

6.  Senyawaan nitrogen terbagi manjadi  Nitrida, Hidrida ( NH₃, garam amonium, hidrasin N₂H₄, hidroksilamin NH₂OH ), Oksida nitrogen ( N₂O, NO, NO₂, N₂O₅ ) dan Asam nitrit.

7.  Dalam bentuk amonia nitrogen digunakan sebagai bahan pupuk, obat-obatan, asam nitrat, urea, hidrasin, amin, dan pendingin

8.  Fosfor merupakan unsur penting dalam makhluk hidup. Fosfor adalah unsur kimia yang memiliki lambang P dengan nomor atom 15.Fosfor berupa nonlogam, bervalensi banyak, termasuk golongan nitrogen

9.   Fosfor ditemukan oleh Hannig Brandpada tahun 1669 di Hamburg, Jerman. Ia menemukan unsur ini dengan cara “menyuling” air urin melalui proses penguapan dan setelah dia menguapkan 50 ember air urin, dia baru menemukan unsur yang dia inginkan.

10.               Di perairan unsur fosfor tidak ditemukan dalam bentuk bebas sebagai elemen, melainkan dalam bentuk senyawa anorganik yang terlarut (ortofosfat dan polifosfat) dan senyawa organik yang berupa partikulat.

11. Secara umum fosfor membentuk padatan putih yang lengket yang memiliki bau yang tak enak tetapi ketika murni menjadi tak berwarna dan transparan

12.            Fosfor putih bersifat sangat reaktif, memancarkan cahaya, mudah terbakar di udara, beracun. Fosfor putih digunakan sebagai bahan baku pembuatan asam fosfat di industri

13.               Fosfor (P) diekstraksi dari senyawa fosfat melalui metode reduksi. Dalam batuan fosfat dipanaskan dengan kokas (C) dan pasir Si, pada suhu 1.400 – 1.500 K (dengan bunga api listrik).

14.            Senyawaan umum Fosfor adalah diamonium fosfat ((NH4)2HPO4) atau kalsium fosfat dihidrogen (Ca(H2PO4)2).

15.            Kegunaan fosfor yang terpenting adalah dalam pembuatan pupuk, bahan korek api, kembang api, pestisida, odol, dan deterjen. Kerugian dari fosfor adalah merusak jaringan tubuh seperti luka bakar ketika mengenai organ-organ tubuh pada suhu yang tinggi.

3.2                  Saran

Materi tentang Nitrogen dan Fosfor ini sangat penting untuk dipelajari, Karena begitu pentingnya unsur nitrogen dan fosfor  dalam kehidupan. sehingga dapat memanfaatkan nitrogen dan fosfor sebaik mungkin dan tidak menyalah gunakannya.

DAFTAR PUSTAKA

Chang, Raymond. 2005 . Kimia Dasar Konsep-Konsep Inti Edisi Ketiga- Jilid 1. Jakarta : Erlangga.

Cotton dan Wilkinson.1989. Kimia Anorganik Dasar.Jakarta : UI-Press.

Petrucci, Ralph H. 1987. Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern Edisi Keempat -Jilid 2. Jakarta : Erlangga.

Petrucci, Ralph H.1987. Kimia Dasar Prinsip dan Terapan Modern Edisi Keempat-Jilid 3. Jakarta: Erlangga.

Effendi, Hefni. 2003. Telaah Kualitas Air. Yogyakarta : Kanisius.

---