Home > Documents > Makalah Kimia Dasar II Kimia Unsur

Makalah Kimia Dasar II Kimia Unsur

Date post: 10-Dec-2014
Category:
Author: citra-devi
View: 212 times
Download: 15 times
Share this document with a friend
Embed Size (px)
of 52 /52
BAB I PENDAHULUAN A. Latar Belakang Pada 1789 Antoine Lavoisier mengelompokan 33 unsur kimia. Pengelompokan unsur tersebut berdasarka sifat kimianya. Unsur-unsur kimia di bagi menjadi empat kelompok. Yaitu gas, tanah, logam dan non logam. Pengelompokan ini masih terlalu umum karena ternyata dalam kelompok unsur logam masih terdapat berbagai unsur yang memiliki sifat berbeda. Unsur gas yang di kelompokan oleh Lavoisier adalah cahaya, kalor, oksigen, azote (nitrogen) dan hidrogen. Unsur-unsur yang tergolong logam adalah sulfur,fosfor, karbon, asam klorida, asam flourida dan asam borak. Adapun unsur-unsurlogam adalah antimon, perak, arsenik, bismuth. Kobalt, tembaga, timah, nesi,mangan, raksa, molibdenum, nikel, emas, platina, tobel, tungsten, dan seng. Adapun yang tergolong unsur tanah adalah kapur, magnesium oksida, barium oksida, aluminium oksida, dan silikon oksida. Unsur pada golongan VA adalah Nitrogen (N), dimana bentuk diatomik dari nitrogen adalah unsur yang paling utama dari udara. Unsur-unsur yang lain adalah termasuk Fosfor (P), Arsen (As), Antimon (Sb), Bismut (Bi). Unsur-unsur golongan ini menunjukkan bahwa semua 1
Transcript

BAB I PENDAHULUAN

A. Latar Belakang Pada 1789 Antoine Lavoisier mengelompokan 33 unsur kimia. Pengelompokan unsur tersebut berdasarka sifat kimianya. Unsur-unsur kimia di bagi menjadi empat kelompok. Yaitu gas, tanah, logam dan non logam. Pengelompokan ini masih terlalu umum karena ternyata dalam kelompok unsur logam masih terdapat berbagai unsur yang memiliki sifat berbeda. Unsur gas yang di kelompokan oleh Lavoisier adalah cahaya, kalor, oksigen, azote (nitrogen) dan hidrogen. Unsur-unsur yang tergolong logam adalah sulfur,fosfor, karbon, asam klorida, asam flourida dan asam borak. Adapun unsurunsurlogam adalah antimon, perak, arsenik, bismuth. Kobalt, tembaga, timah, nesi,mangan, raksa, molibdenum, nikel, emas, platina, tobel, tungsten, dan seng. Adapun yang tergolong unsur tanah adalah kapur, magnesium oksida, barium oksida, aluminium oksida, dan silikon oksida. Unsur pada golongan VA adalah Nitrogen (N), dimana bentuk diatomik dari nitrogen adalah unsur yang paling utama dari udara. Unsur-unsur yang lain adalah termasuk Fosfor (P), Arsen (As), Antimon (Sb), Bismut (Bi). Unsur-unsur golongan ini menunjukkan bahwa semua komponen-komponen dari unsur ini mempunyai 5 elektron pada kulit terluarnya, 2 elektron terletak di subkulit s dan 3 terletak di subkulit p. Oleh karena itu mereka kekurangan 3 elektron di kulit terluarnya. Golongan VIA atau yang biasa disebut dengan golongan kalkogen terdiri dari oksigen, sulfur, selenium, telerium dan polonium. Unsur-unsur tersebut memiliki beberapa perbedaan baik itu berdasarkan sifat fisika, sifat kimia, maupun ikatannya. Perbedaan tersebut juga dapat mempengaruhi sifat kereaktifannya untuk membentuk persenyawaan dengan atom lain, sehingga dengan demikian terdapat juga perbedaan ikatannya dan kegunaannya.

1

B. Tujuan 1. Mahasiswa mengetahui sejarah dari unsur-unsur golongan VA dan VIA 2. Mahasiswa mengetahui sifat-sifat dari unsur golongan VA dan VIA, baik sifat kimia ataupun sifat fisika 3. Mahasiswa mengetahui manfaat dan bahaya dari masing-masing unsure golongan VA dan VIA

C. Manfaat 1. Mahasiswa dapat mengetahui sejarah dari unsur-unsur golongan VA dan VIA 2. Mahasiswa dapat mengetahui sifat-sifat dari unsure golongan VA dan VIA, baik sifat kimia ataupun sifat fisika 3. Mahasiswa dapat mengetahui manfaat dan bahaya dari masing-masing unsur golongan VA dan VIA

2

BAB II ISI A. Golongan VA Unsur pada golongan VA adalah Nitrogen (N), dimana bentuk diatomik dari nitrogen adalah unsur yang paling utama dari udara. Unsur-unsur yang lain adalah termasuk Fosfor (P), Arsen (As), Antimon (Sb), Bismut (Bi). Unsur-unsur golongan ini menunjukkan bahwa semua komponen-komponen dari unsur ini mempunyai 5 elektron pada kulit terluarnya, 2 elektron terletak di subkulit s dan 3 terletak di subkulit p. Oleh karena itu mereka kekurangan 3 elektron di kulit terluarnya. Golongan VA secara umum memiliki sifat-sifat sebagai berikut: a. Energi ionisasi sangat tinggi, sehingga sukar untuk membentuk kation b. Oksida Sb membentuk oksida amfoter, sedangkan N, P, As membentuk oksida asam dan Bi membentuk oksida basa c. Kecuali N, dapat mempunyai bilangan oksidasi 6 d. As dan Sb berbentuk unsur metalloid e. Dapat membentuk senyawa hidrida yang makin menurun kestabilannya f. Kecuali N, dapat bertindak sebagai konduktor listrik g. Di alam terdapat bebas dalam bentuk mineral seperti Apait Ca5(PO4)3 OH, Orpiment As2S3, Stibnit Sb2S3, Bismuthinite Bi2S3 Unsur-Unsur yang termasuk golongan VA adalah: 1. Nitrogen Sejarah Nitrogen Nitrogen atau zat lemas adalah unsur kimia yang memiliki lambang N dan nomor atom 7. Biasanya ditemukan sebagai 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 zat ini bersifat malas, tidak aktif bereaksi dengan unsur lainnya. Nitrogen mengisi 78,08 persen atmosfir Bumi dan terdapat dalam banyak jaringan hidup. Nitrogen ditemukan oleh Daniel Rutherford pada 1772, yang menyebutnya udara beracun atau udara tetap. Pengetahuan bahwa terdapat pecahan udara yang

3

tidak membantu dalam pembakaran telah diketahui oleh ahli kimia sejak akhir abad ke-18 lagi. Nitrogen 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 yang bermaksud "tak bernyawa". Istilah tersebut telah menjadi nama kepada nitrogen dalam perkataan Perancis dan kemudiannya berkembang ke bahasa-bahasa lain. Senyawa nitrogen diketahui sejak Zaman Pertengahan Eropa. Ahli alkimia mengetahui asam nitrat sebagai aqua fortis. Campuran asam hidroklorik dan asam nitrat dinamakan akua regia, yang diakui karena kemampuannya untuk melarutkan emas. Kegunaan senyawa nitrogen dalam bidang pertanian dan perusahaan pada awalnya ialah dalam bentuk kalium nitrat, terutama dalam penghasilan serbuk peledak (garam mesiu), dan kemudiannya, sebagai baja dan juga stok makanan ternak kimia. Pembentukan senyawa nitrogen sintetis pertama dilakukan oleh Priestley dan Cavendish yang melewatkan percikan bunga api listrik di dalam bejana berisi udara bebas dan akhirnya mendapatkan nitrat setelah sebelumnya melarutkan oksida yang terbentuk dalam reaksi dengan alkali. Sifat-sifat a. Nitrogen adalah zat non logam, dengan elektronegatifitas 3.0. Mempunyai 5 elektron di kulit terluarnya. Oleh karena itu trivalen dalam sebagian besar senyawa. b. Nitrogen mengembun pada suhu 77K (-196 C) pada tekanan atmosfir danO

membeku pada suhu 63K (-210 C).O

Sifat Fisik Nitrogen a. Massa atom = 14.0067 (2) g/mol b. Konfigurasi elektron = 1s2 2s2 2p3 c. Fasa = gas d. Massa jenis = (0 C; 101,325 kPa) 1.251 g/L e. Titik lebur = 63.15 K (-210.00 C, -346.00 F) f. Titik didih = 77.36 K (-195.79 C, -320.42 F)

4

g. Titik kritis = 126.21 K, 3.39 MPa h. Kalor peleburan = (N2) 0.720 kJ/mol i. Kalor penguapan = (N2) 5.57 kJ/mol j. Kapasitas kalor = (25 C) (N2) 29.124 J/(molK) k. Struktur kristal = Hexagonal l. Bilangan oksidasi = 3, 5, 4, 2 (strongly acidic oxide) m. Elektronegativitas = 3.04 (skala Pauling) n. Jari-jari atom = 65 pm o. Jari-jari atom (terhitung) = 56 pm p. Jari-jari kovalen = 75 pm q. Jari-jari Van der Waals = 155 pm r. Tidak bersifat magnetic s. Konduktivitas termal = (300 K) 25.83 mW/(mK) t. Kecepatan suara = (gas, 27 C) 353 m/s Sifat Kimia Nitrogen Pada kondisi atau keadaan normal normal nitrogen tidak bereaksi dengan udara, air, asam dan basa. Senyawa Hidrida utama nitrogen ialah amonia (NH3) walaupun hidrazina (N2H4) juga banyak ditemukan. Amonia bersifat basa dan terlarut sebagian dalam air membentuk ion ammonium (NH4+).Amonia cair sebenarnya sedikit amfiprotik dan membentuk ion ammonium dan amida (NH2-) keduanya dikenal sebagai garam amida dan nitride (N3-), tetapi terurai dalam air. Gugus bebas amonia dengan atom hidrogen tunggal atau ganda dinamakan amina. Rantai, cincin atau struktur hidrida nitrogen yang lebih besar juga diketahui tetapi tak stabil. Isotop 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.

5

Penggunaan

Nitrogen memiliki berbagai keperluan. Selain pembuatan ammonia, penggunaan terbesar, nitrogen digunakan dalam industri elektronik untuk flush udara dari tabung vakum sebelum tabung dimeteraikan. Bola lampu pijar yang memerah dengan gas nitrogen sebelum diisi dengan nitrogen argon gas campuran. Dalam operasi pengerjaan logam, nitrogen digunakan untuk mengontrol furnace atmospheres during annealing (heating and slowly cooling tungku atmosfer selama annealing (pemanasan dan pendinginan perlahan metal for strengthening). logam untuk memperkuat). Nitrogen digunakan untuk membuat berbagai bahan peledak termasuk ammonium nitrate, amonium nitrat, nitroglycerin, nitrogliserin, nitrocellulose, and nitroselulosa, dan trinitrotoluene (TNT). trinitrotoluene (TNT). Hal ini digunakan sebagai refrigeran baik untuk pembekuan perendaman produk makanan dan untuk transportasi makanan, dan dalam bentuk cair itu digunakan industri minyak untuk membangun tekanan dalam sumur untuk memaksa. minyak mentah ke permukaan. Penggunaan gas amonia bermacam-macam ada yang langsung digunakan sebagai pupuk, pembuatan pulp untuk kertas, pembuatan garam nitrat dan asam nitrat, berbagai jenis bahan peledak, pembuatan senyawa nitro dan berbagai jenis refrigeran. Bahaya Nitrogen

Limbah baja nitrat merupakan penyebab utama pencemaran air sungai dan airbawah tanah. Senyawa yang mengandung siano (-CN) menghasilkan garam yang sangat beracun dan bisa membawa kematian pada hewan dan manusia.

2. Fosfor Fosfor adalah unsur kimia yang memiliki lambang P dengan nomor atom 15. Fosfor berupa nonlogam, bervalensi banyak, termasuk golongan nitrogen, banyak ditemui dalam batuan fosfat anorganik dan dalam semua sel hidup tetapi tidak pernah ditemui dalam bentuk unsur bebasnya. Fosfor amatlah reaktif, memancarkan pendar cahaya yang lemah ketika bergabung dengan oksigen, ditemukan dalam berbagai bentuk, dan merupakan unsur penting dalam makhluk hidup. Fosfor berupa berbagai jenis senyawa logam transisi atau senyawa tanah

6

langka seperti zink sulfida (ZnS) yang ditambah tembaga atau perak, dan zink silikat (Zn2SiO4)yang dicampur dengan mangan. Bentuk

Fosforus dapat berada dalam empat bentuk atau lebih alotrop: putih (atau kuning), merah, dan hitam (atau ungu). Yang paling umum adalah fosforus merah dan putih, keduanya mengelompok dalam empat atom yang berbentuk tetrahedral. Fosforus putih terbakar ketika bersentuhan dengan udara dan dapat berubah menjadin fosforus merah ketika terkena panas atau cahaya. Fosforus putih juga dapat berada dalam keadaan alfa dan beta yang dipisahkan oleh suhu transisi -3,8 C. Fosforus merah relatif lebih stabil dan menyublim pada 170 C pada tekanan uap 1 atm, tetapi terbakar akibat tumbukan atau gesekan. Alotrop fosforus hitam mempunyai struktur seperti grafit atom-atom tersusun dalam lapisan-lapisan heksagonal yang menghantarkan listrik. Fosfor merah berstruktur amorf dan strukturnya tidak jelas. Komponen utamanya diasumsikan berupa rantai yang dibentuk dengan polimerisasi molekul P4 sebagai hasil pembukaan satu ikatan PP. Fosfor merah tidak bersifat piroforik dan tidak beracun, dan digunakan dalam jumlah yang sangat banyak untuk memproduksi korek dan sebagainya. Fosfor hitam adalah isotop yang paling stabil dan didapatkan dari fosfor putih pada tekanan tinggi (sekitar 8 GPa). Fosfor hitam memiliki kilap logam dan berstruktur lamelar. Walaupun fosfor hitam bersifat semikonduktor pada tekanan normal, fosfor hitam menunjukkan sifat logam pada tekanan tinggi (10 GPa). Sifat-sifat

Secara umum fosforus membentuk padatan putih yang lengket yang memiliki bau yang tidak enak tetapi ketika murni menjadi tak berwarna dan transparan. 12 Nonlogam ini tidak larut dalam air, tetapi larut dalam karbon disulfida. Fosforus murni terbakar secara spontan di udara membentuk fosforus pentoksida. Sifat Fisik Fosfor

a. Massa atom = 30,973761(2) g/mol b. Konfigurasi elektron = [Ne] 3s2 3p3 c. Jumlah elektron tiap kulit = 2, 8, 5

7

d. Fase = padat e. Massa jenis (sekitar suhu kamar) = (putih) 1,823 g/cm3 f. Massa jenis (sekitar suhu kamar) = (merah) 2,34 g/cm3 g. Massa jenis (sekitar suhu kamar) = (hitam) 2,69 g/cm3 h. Titik lebur = (putih) 317,3 K (44,2 C, 111,6 F) i. Titik didih = 550 K (277 C, 531 F) j. Kalor peleburan = (putih) 0,66 kJ/mol k. Kalor penguapan = 12,4 kJ/mol l. Kapasitas kalor = (25 C) (putih) 23,824 J/(molK) m. Struktur kristal = Monoklinik n. Bilangan oksidasi = }3, 5, 4 (oksida asam lemah) o. Elektronegativitas = 2,19 (skala Pauling) p. Jari-jari atom = 100 pm q. Jari-jari atom (terhitung) = 98 pm r. Jari-jari kovalen = 106 pm s. Jari-jari Van der Waals = 180 pm t. Tidak bersifat magnetic u. Konduktivitas termal = (300 K) (putih) 0,236 W/(mK) Sifat Kimia Fosfor

1. Reaksi fosfor dengan Air Fosfor putih bersinar dalam gelap saat terkena udara lembab dalam proses yang dikenal sebagai chemiluminescence. 2. Reaksi fosfor dengan Udara Fosfor putih harus ditangani dengan hati-hati. Hal spontanteously bila menyatu di udara pada suhu kamar untuk membentuk "fosfor pentoksida" tetraphosphorus desaoksida, P4O10. 3. Reaksi fosfor dengan halogen Fosfor Putih, P4 bereaksi keras dengan semua halogen di temeperatur ruang untuk membentuk fosfor (III) trihalides. P4 (s) + 6F2 (g) 4PF3 (g) P4 (s) + 6Cl2 (g) 4PCl3 (g) 8

P4 (s) + 6Br2 (g) 4PBr3 (g) P4 (s) + 6I2 (g) 4PI3 (g) Fosfor putih bereaksi dengan yodium dalam karbon disulfida (CS2) untuk membentuk fosfor (II) iodida. Senyawa yang sama terbentuk dalam reaksi antara fosfor merah dan yodium pada 180C. P4 (s) + 4I2 (g) 2P2I4 (g) 4. Reaksi Fosfor dengan asam Fosfor tidak bereaksi dengan larutan asam non oksidasi. Manfaat atau Kegunaan Dalam beberapa tahun terakhir, asam fosfor yang mengandung 70% 75% P2O5, telah menjadi bahan penting pertanian dan produksi tani lainnya. Permintaan untuk pupuk secara global telah meningkatkan produksi fosfat yang banyak. Fosfat juga digunakan untuk produksi gelas spesial, seperti yang digunakan pada lampu sodium. Kalsium fosfat digunakan untuk membuat perabotan China dan untuk memproduksi mono-kalsium fosfat. 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. Fosfor juga merupakan bahan penting bagi sel-sel protoplasma, jaringan saraf dan tulang. Kegunaan fosfor yang terpenting adalah dalam pembuatan pupuk, dan secara luas digunakan dalam bahan peledak, korek api, kembang api, pestisida, odol dan deterjen. Kegunaan fosfor yang paling umum ialah pada ragaan tabung sinar katoda (CRT) dan lampu pendar, sementara fosfor dapat ditemukan pula pada berbagai jenis mainan yang dapat berpendar dalam gelap (glow in the dark). Kegunaan fosforus yang terpenting adalah dalam pembuatan pupuk, dan secara luas digunakan dalam bahan peledak, korek api, kembang api, pestisida, odol, dan deterjen.

3. Arsen Arsen, arsenik, atau arsenikum adalah unsur metaloid dalam tabel periodi yang memiliki simbol As dan nomor atom 33. Arsen adalah bahan metaloid yang

9

terkenal beracun dan memiliki tiga bentuk alotropik; kuning, hitam, dan abu-abu. Arsenik dan senyawa arsenik digunakan sebagai pestisida, herbisida, insektisida, dan dalam berbagai aloy. Di alam biasanya arsen terdapat dalam bentuk mineral pada kerak bumi seperti realgar (As4S4), orpiment (As2S2), arsenolit (As2O3) dan mineral besi seperti arsenopirit (FeAsS) dan leolingit (FeAs2). Arsenik dikenal dan digunakan di Persia dan di banyak tempat lainnya sejak zaman dahulu. Bahan ini sering digunakan untuk membunuh, dan gejala keracunan arsenik sulit dijelaskan, sampai ditemukannya tes Marsh, tes kimia sensitif untuk mengetes keberadaan arsenik. Karena sering digunakan oleh para penguasa untuk menyingkirkan lawanlawannya dan karena daya bunuhnya yang luar biasa serta sulit dideteksi, arsenic disebut Racun para raja, dan Raja dari semua racun. Dalam zaman Perunggu, arsenic sering digunakan di perunggu, yang membuat campuran tersebut lebih keras. Warangan, yang sering digunakan sebagai bahan pelapis permukaan keris, mengandung bahan utama arsen. Arsen membangkitkan penampilan pamor keris dengan mempertegas kontras pada pamor. Selain itu, arsen juga meningkatkan daya bunuh senjata tikam itu. Albertus Magnus dipercaya sebagai orang pertama yang menemukan bagaimana mengisolasi elemen ini di tahun 1250. Pada tahun 1649 Johan Schroeder mempublikasi 2 cara menyiapkan arsenik. Sifat-sifat Arsenik secara kimiawi memiliki karakteristik yang serupa dengan Fosfor, dan sering dapat digunakan sebagai pengganti dalam berbagai reaksi biokimia dan juga beracun. Ketika dipanaskan, arsenik akan cepat teroksidasi menjadi oksida arsenik, yang berbau seperti bau bawang putih. Arsenik dan beberapa senyawa arsenik juga dapat langsung tersublimasi, berubah dari padat menjadi gas tanpa menjadi cairan terlebih dahulu. Zat dasar arsenik ditemukan dalam dua bentuk padat yang berwarna kuning dan metalik, dengan berat jenis 1,97 dan 5,73. Sifat Fisika Arsenik

a. Massa atom = 74,92160(2) g/mol b. Konfigurasi elektron = [Ar] 3d10 4s2 4p3 c. Fase = solid

10

d. Massa jenis (suhu kamar) = 5,727 g/cm3 e. Massa jenis cair pada titik lebur = 5,22 g/cm3 f. Titik lebur = 1090 K (817 C, 1503 F) g. Titik didih = 887 K (614 C, 1137 F) h. Kalor peleburan = (abu-abu) 24,44 kJ/mol i. Kalor penguapan = 34,76 kJ/mol j. Kapasitas kalor = (25 C) 24,64 J/(molK) k. Struktur kristal = Rhombohedral l. Bilangan oksidasi = }3, 5 (oksida asam lemah) m. Elektronegativitas = 2,18 (skala Pauling) n. Jari-jari atom = 115 pm o. Jari-jari atom (terhitung) = 114 pm p. Jari-jari kovalen = 119 pm q. Jari-jari Van der Waals = 185 pm r. Tidak bersifat magnetic s. Resistivitas listrik = (20 C) 333 nm t. Konduktivitas termal = (300 K) 50,2 W/(mK) Sifat Kimia Arsenik

1. Reaksi arsenik dengan air Arsenik tidak bereaksi dengan air dalam ketiadaan udara dalam kondisi normal. 2. Reaksi arsenik dengan udara Arsenik stabil di udara kering, tetapi permukaan mengoksidasi perlahan di udara lembab untuk memberikan perunggu menodai dan akhirnya penutup hitam. Ketika dipanaskan di udara, arsenik menyatu "arsenik trioksida" tetra-arsenik hexaoxide, As4O6. Hal ini disertai dengan pendar di bawah beberapa kondisi. Ketika dipanaskan dalam oksigen, arsenik menyatu untuk membentuk "arsenpentoksida" tetra-arsenik decaoxide. 4As (s) + 5O2 (g) As4O10 (s) 4As (s) + 3O2 (g) As4O6 (s)

11

3. Reaksi arsenik dengan halogen Arsenik bereaksi dengan fluor untuk membentuk arsen gas (V) fluoride 2As (s) + 5F2 (g) 2AsF5 (g) Arsenik bereaksi dalam kondisi yang terkendali dengan halogen fluorin, klorin bromin, dan yodium untuk membentuk arsen (III) trihalides. 2As (s) + 3F2 (g) 2AsF3 (l) 2As (s) + 3Cl2 (g) 2AsCl3 (l) 2As (s) + 3Br2 (g) 2AsBr3 (l) 2As (s) + 3I2 (g) 2AsI3 (l) Manfaat

Penggunaan arsen sangat bervariasi antara lain pada industry pengerasan tembaga dan timbal sebagai bahan pengisi pembentukan campuran logam, industry pengawet kayu (bersama tembaga dan krom), untuk melapisi perunggu (menjadikannya berwarna merah tua), industri cat, keramik, gelas (penjernih dari noda besi) dan kertas dinding. Timbal biarsenat telah digunakan di abad ke-20 sebagai insektisida untuk buah namun mengakibatkan kerusakan otak para pekerja yang menyemprotnya. Selama abad ke-19, senyawa arsen telah digunakan dalam bidang obat-obatan tetapi kebanyakan sekarang telah digantikan dengan obatobatan modern. Bahaya Arsenik

Arsenik dan sebagian besar senyawa arsenik adalah racun yang kuat. Arsenik membunuh dengan cara merusak sistem pencernaan, yang menyebabkan kematian oleh karena shock. 4. Antimon Antimon adalah suatu unsur metaloid kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang Sb dan nomor atom 51. Lambangnya diambil dari bahasa Latin Stibium. Antimon merupakan metaloid dan mempunyai empatalotropi bentuk. Bentuk stabil antimon adalah logam biru-putih. Antimoni kuning dan hitam adalah logam tak stabil. Antimon digunakan sebagai bahan tahan api, cat, keramik, elektronik dan karet. Sifat-sifat

12

Antimon merupakan unsur dengan warna putih keperakan, berbentuk Kristal padat yang rapuh. Daya hantar listrik (konduktivitas) dan panasnya lemah. Zat ini menyublim (menguap dari fasa padat) pada suhu rendah. Sebagai sebuah metaloid, antimon menyerupai logam dari penampilan fisiknya tetapi secara kimia ia bereaksi berbeda dari logam sejati. Sifat Fisika Antimom

a. Massa atom = 121.760 (1) g/molb.

Konfigurasi elektron = [Kr] 4d10 5s2 5p3

c. Jumlah elektron tiap kulit = 2, 8, 18, 18, 5 d. Fase = solid e. Massa jenis (suhu kamar) = 6.697 g/cm3 f. Massa jenis cair pada titik lebur = 6.53 g/cm3 g. Titik lebur = 903.78 K (630.63 C, 1167.13 F) h. Titik didih = 1860 K (1587 C, 2889 F) i. Kalor peleburan = 19.79 kJ/mol j. Kalor penguapan = 193.43 kJ/mol k. Kapasitas kalor = (25 C) 25.23 J/(molK) l. Struktur kristal = Rhombohedral m. Bilangan oksidasi = 3, 3, 5 n. Elektronegativitas = 2.05 (skala Pauling) o. Jari-jari atom = 145 pm p. Jari-jari atom (terhitung) = 133 pm q. Jari-jari kovalen = 138 pm r. Tidak bersifat magnetic s. Resistivitas listrik = (20 C) 417 nm t. Konduktivitas termal = (300 K) 24.4 W/(mK) u. Ekspansi termal = (25 C) 11.0 m/(mK) v. Kecepatan suara (kawat tipis) = (20 C) 3420 m/s Sifat Kimia Atimon

1. Reaksi dengan air

13

Ketika antimon panas merah akan bereaksi dengan air untuk membentuk antimony (III) trioksida. 2Sb (s) + 3H2O (g) Sb2O3 (s) + 3H2 (g) 2. Reaksi dengan udara Ketika antimon dipanaskan akan bereaksi dengan oksigen di udara untuk formulir trioksida antimon (III). 4Sb (s) + 3O2 (g) 2Sb2O3 (s) 3. Reaksi dengan halogen Antimon bereaksi dalam kondisi yang terkendali dengan semua halogen untuk membentuk antimon (III) dihalides. 2Sb (s) + 3F2 (g) 2SbF3 (s) 2Sb (s) + 3Cl2 (g) 2SbCl3 (s) 2Sb (s) + 3Br2 (g) 2SbBr3 (s) 2Sb (s) + 3I2 (g) 2SbI3 (s) 4. Reaksi dengan asam Antimon larut dalam asam sulfat pekat panas atau asam nitrat, untuk membentuk solusi yang mengandung Sb (III). Reaksi asam sulfat menghasilkan sulfur (IV) gas dioksida. Antimon tidak bereaksi dengan asam klorida dalam ketiadaan oksigen. Manfaat

Antimon dimanfaatkan dalam produksi industri semikonduktor dalam produksi dioda dan detektor infra merah. Sebagai sebuah campuran, logam semu ini meningkatkan kekuatan mekanik bahan. Manfaat yang paling penting dari antimony adalah sebagai penguat timbal untuk batere. Kegunaan-kegunaan lain adalah campuran antigores, korek api, obat-obatan dan pipa. Oksida dan sulfida antimon, sodium antimonat, dan antimon triklorida digunakan dalam pembuatan senyawa tahan api, keramik, gelas, dan cat. Antimon sulfida alami (stibnit) diketahui telah digunakan sebagai obat-obatan dan kosmetika dalam masa Bibel. Bahaya Antimon

Antimon dan senyawa-senyawanya adalah toksik (meracun). Secara klinis, gejala akibat keracunan antimon hampir mirip dengan keracunan arsen. Dalam

14

dosis rendah, antimon menyebabkan sakit kepala dan depresi. Dalam dosis tinggi, antimony akan mengakibatkan kematian dalam beberapa hari. Senyawa antimony Antimon pentafluorida SbF5 Antimon trioksida Sb2O3 Antimon trihidrida SbH3 (stibina) Indium antimonida (InSb)

5. Bismut Bismut adalah suatu unsur kimia yang memiliki lambang Bi dan nomor atom 83. Logam dengan kristal trivalen ini memiliki sifat kimia mirip dengan arsen dan antimoni. Dari semua jenis logam, unsur ini paling bersifat diamagnetik dan merupakan unsure kedua setelah raksa yang memiliki konduktivitas termal terendah. Senyawa bismut bebas timbal sering digunakan sebagai bahan kosmetik dan dalam bidang medis. Bismut (berasal dari bahasa latin bisemutun, dari bahasa Jerman Wismuth). Pada awalnya membingungkan dengan timah dan timbal dimana bismut

mempunyai kemiripan dengan elemen itu. Basilius akhirnya menjelaskan sebagian sifatnya di tahun 1450. Claude Francois Geoffroy menunjukkan di tahun 1753 bahwa logam ini berbeda dengan timbal. Di dalam kulit bumi, bismut kira-kira dua kali lebih berlimpah dari pada emas.Biasanya tidak ekonomis bila menjadikannya sebagai tambang utama. Melainkan biasanya diproduksi sebagai sampingan pemrosesan biji logam lainnya misalnya timbal, tungsten dan campuran logam lainnya. Bismut terdapat dialam sebagai bijih sulfide dan Bi2S3 (bismuth glance) dan dalam bijih tembaga, timah dan timbel. Bismut dapat diperoleh dari bijih dengan proses yang sederhana yaitu dipanggang untuk memperoleh oksidasinya Bi2O3 kemudian direduksi dengan karbon atau dengan H2. Bismut yang terdapat dalam senyawanya dengan tingkat oksidasi +3 dan +5. Senyawa bismuth dengan tingkat oksidasi +5 (NaBiO3, BiF5) bersifat oksidator kuat. Semua garam bismuth (III) halide dapat dijumpai namun hanya BeF3 yang ditemui sebahai garam.

15

Seperti halnya pada timah dan timbel, bismut (III) lebih stabil dari pada bismut (V). Sifat-sifat Diantara logam berat lainnya, bismut tidak berbahaya seperti unsur-unsur lain seperti Timbal, Thallium and Antimon. Dulunya, bismut juga diakui sebagai elemen dengan isotop yang stabil, tapi sekarang sekarang diketahui bahwa itu tidak benar. Tidak ada material lain yang lebih natural diamakentik dibandingkan bismut. Bismut mempunyai tahanan listrik yang tinggi. Ketika terbakar dengan oksigen, bismuth terbakar dengan nyala yang berwarna biru. Sifat Fisika Bismut

a. Massa atom = 208.98040 (1) g/mol b. Konfigurasi elektron = [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p3 c. Jumlah elektron tiap kulit = 2, 8, 18, 32, 18, 5 d. Fase = solid e. Massa jenis (sekitar suhu kamar) = 9.78 g/cm3 f. Massa jenis cair pada titik lebur = 10.05 g/cm3 g. Titik lebur = 544.7 K (271.5 C, 520.7 F) h. Titik didih = 1837 K (1564 C, 2847 F) i. Kalor peleburan = 11.30 kJ/mol j. Kalor penguapan = 151 kJ/mol k. Kapasitas kalor = (25 C) 25.52 J/(molK) l. Struktur kristal = Rhombohedral m. Bilangan oksidasi = 3, 5 (mildly acidic oxide) n. Jari-jari atom = 160 pm o. Elektronegativitas = 2.02 (skala Pauling) p. Jari-jari atom (terhitung) = 143 pm q. Jari-jari kovalen = 146 pm r. Sifat magnetik = diamagnetic s. Resistivitas listrik = (20 C) 1.29 m t. Konduktivitas termal = (300 K) 7.97 W/(mK)

16

u. Ekspansi termal = (25 C) 13.4 m/(mK) v. Kecepatan suara (kawat tipis) = (20 C) 1790 m/s Berdasarkan sifat medan magnet atomis, bahan dibagi menjadi tiga golongan, yaitu diamagnetik, paramagnetik dan ferromagnetik. Sifat Kimia Bismut

1. Reaksi dengan air Ketika bismut panas merah bereaksi dengan air untuk membentuk bismut (III) trioksida. 2Bi (s) + 3H2O (g) Bi2O3 (s) + 3H2 (g) 2. Reaksi dengan udara Setelah pemanasan bismut bereaksi dengan oksigen di udara untuk formulir trioksida bismut (III). 4Bi (s) + 3O2 (g) 2Bi2O3 (s) 3. Reaksi dengan halogen Bismut bereaksi dengan fluor untuk membentuk bismut (V) fluoride. 2Bi (s) + 5F2 (g) 2BiF5 (s) Bismut bereaksi dalam kondisi yang terkendali dengan halogen fluorin, klorin bromin, dan iodin bismut (III) trihalides. 4. Reaksi dengan asam 2Bi (s) + 3F2 (g) 2BiF3 (s) 2Bi (s) + 3Cl2 (g) 2BiCl3 (s) 2Bi (s) + 3Br2 (g) 2BiBr3 (s) 2Bi (s) + 3I2 (g) 2BiI3 (s) Bismut larut dalam asam sulfat pekat atau asam nitrat, untuk membentuk solusi yang mengandung Bi (III). Reaksi asam sulfat menghasilkan sulfur (IV) gas dioksida. Dengan asam klorida dalam kehadiran oksigen, bismut (III) klorida yang dihasilkan. 4Bi (s) + 3O2 (g) + 12HCl (aq) 4BiCl3 (aq) + 6H2O (l) Kegunaan

Bismut oxychloride digunakan dalam bidang kosmetik dan bismut subnitrate dan subcarbonate digunakan dalam bidang obat-obatan. Magnet permanen yang kuat bisa dibuat dari campuran bismanol (MnBi) 17

Bismut digunakan dalam produksi besi lunak Bismut sedang dikembangkan sebagai katalis dalam pembuatan acrilic fiber Bismut telah duganakan dalam peyolderan, bismut rendah racun terutama untuk penyolderan dalam pemrosesan peralatan makanan. Sebagai bahan lapisan kaca keramik Aloi bismuth dengan timbel dan antimony digunakan untuk piringan pita stereo/tiruan

Golongan VI A Golongan VIA atau yang biasa disebut dengan golongan kalkogen terdiri dari oksigen, sulfur, selenium, telerium dan polonium. Unsur-unsur tersebut memiliki beberapa perbedaan baik itu berdasarkan sifat fisika, sifat kimia, maupun ikatannya. Perbedaan tersebut juga dapat mempengaruhi sifat kereaktifannya untuk membentuk persenyawaan dengan atom lain, sehingga dengan demikian terdapat juga perbedaan ikatannya dan kegunaannya. Golongan VIA secara umum memiliki sifat-sifat sebagai berikut: 1. Dapat membentuk anion X2- dengan kecenderungan semakin ke bawah semakin sulit. Kecuali O, dapat membentuk ikatan tetravalen atau heksavalen. 2. Dapat berikatan dengan F dengan membentuk XF6 dengan kecenderungan semakin ke bawah semakin sulit. 3. Dapat membentuk asam lemah dengan berikatan dengan hidrogen dengan kecenderungan semakin ke bawah semakin kuat. 4. Kecuali H2O, senyawa H2X bersifat racun dan berbau tak sedap. 5. Kecuali Te2O, senyawa H2X larut dalam air. Unsur-Unsur yang termasuk golongan VIA adalah:

18

1.

Oksigen

Di alam ditemukan di atmosfer bumi (sebesar 21% volume) sebagai molekul diatom (O2); tak berwarna, tak berbau, tak berasa, larut dalam air, dapat bereaksi hampir dengan semua unsur dan menjadi komponen pertama pembakaran. Oksigen juga ditemukan dalam keadaan terikat sebagai senyawa pada kerak bumi (42,9% massa) 2/3 dari masa tubuh manusia, dan 9/10 bagian masa dari air. Dibuat untuk tujuan komersial melalui destilasi bertingkat udara cair. Oksigen alam merupakan campuran dari 3 isotopnya yang stabil, dikenal ada 8 isotop oksigen, dalam wujud cair dan padat berwrna biru muda/pucat dan bersifat paramagnetik. Gas oksigen digunakan dalam bidang medis, untuk pembakaran, untuk pernapasan dan untuk pembuatan banyak senyawa terutama senyawa organik. Bentuk alotrop dari oksigen adalah ozon bersifat sangat reaktif (Mulyono.2008:308). Sifat Fisik Oksigen : O :8 : 15,99999 gram/mol : -218,4 oC : -182,96 oC : 1,429 gram/ liter : 1,14 gram/liter (-182,96oC) : +2

a. Simbol b. Nomor atom c. Massa atom relatif d. Titik lebur e. Titik didih f. Densitas (gas) g. Densitas (cair) h. Bilangan oksidasi

Sifat Kimia Oksigen

Pada temperatur dan tekanan standar, oksigen berupa gas tak berwarna dan tak berasa dengan rumus kimia O2, di mana dua atom oksigen secara kimiawi berikatan dengan konfigurasi elektron triplet spin. Ikatan ini memiliki orde ikatan dua dan sering dijelaskan secara sederhana sebagai ikatan ganda ataupun sebagai kombinasi satu ikatan dua elektron dengan dua ikatan tiga elektron.

19

Oksigen triplet merupakan keadaan dasar molekul O2. Konfigurasi elektron molekul ini memiliki dua elektron tak berpasangan yang menduduki dua orbital molekul yang berdegenerasi. Kedua orbital ini dikelompokkan sebagai antiikat (melemahkan orde ikatan dari tiga menjadi dua), sehingga ikatan oksigen diatomik adalah lebih lemah daripada ikatan rangkap tiga nitrogen.

Dalam bentuk triplet yang normal, molekul O2 bersifat paramagnetik, karena spin momen magnetik memiliki elektron tak berpasangan pada molekul tersebut, sehingga terjadi energi pertukaran negatif antara molekul O2 yang bersebelahan. Oksigen cair akan tertarik kepada magnet, sedemikiannya pada percobaan laboratorium, jembatan oksigen cair akan terbentuk di antara dua kutub magnet kuat.

Secara alami, oksigen singlet umumnya dihasilkan dari air selama fotosintesis. Ia juga dihasilkan di troposfer melalui fotolisis ozon oleh sinar berpanjang gelombang pendek, dan oleh sistem kekebalan tubuh sebagai sumber oksigen aktif. Karotenoid pada organisme yang berfotosintesis (kemungkinan juga ada pada hewan) memainkan peran yang penting dalam menyerap oksigen singlet dan mengubahnya menjadi berkeadaan dasar tak tereksitasi sebelum ia menyebabkan kerusakan pada jaringan. Alotrop Alotrop oksigen elementer yang umumnya ditemukan di bumi adalah dioksigen O2. Ia memiliki panjang ikat 121 pm dan energi ikat 498 kJmol-1. Alotrop oksigen ini digunakan oleh makhluk hidup dalam respirasi sel dan merupakan komponen utama atmosfer bumi. Trioksigen (O3), dikenal sebagai ozon, merupakan alotrop oksigen yang sangat reaktif dan dapat merusak jaringan paru-paru. Ozon diproduksi di atmosfer bumi ketika O2 bergabung dengan oksigen atomik yang dihasilkan dari pemisahan O2 oleh radiasi ultraviolet (UV). Oleh karena ozon menyerap gelombang UV dengan sangat kuat, lapisan ozon yang berada di atmosfer berfungsi sebagai perisai radiasi yang melindungi planet. Namun, dekat permukaan bumi, ozon

20

merupakan polutan udara yang dibentuk dari produk sampingan pembakaran otomobil. Molekul metastabil tetraoksigen (O4) ditemukan pada tahun 2001, dan diasumsikan terdapat pada salah satu enam fase oksigen padat. Hal ini dibuktikan pada tahun 2006, dengan menekan O2 sampai dengan 20 GPa, dan ditemukan struktur gerombol rombohedral O8. Gerombol ini berpotensi sebagai oksidator yang lebih kuat daripada O2 maupun O3, dan dapat digunakan dalam bahan bakar roket. Fase logam oksigen ditemukan pada tahun 1990 ketika oksigen padat ditekan sampai di atas 96 GPa. Ditemukan pula pada tahun 1998 bahwa pada suhu yang sangat rendah, fase ini menjadi superkonduktor. 16

Isotop

Oksigen yang dapat ditemukan secara alami adalah 16O, 17O, dan 18O, dengan O merupakan yang paling melimpah (99,762%). Isotop oksigen dapat berkisar16

dari yang bernomor massa 12 sampai dengan 28. Kebanyakan O di disintesis pada akhir proses fusi helium pada bintang,17

namun ada juga beberapa yang dihasilkan pada proses pembakaran neon.

O

utamanya dihasilkan dari pembakaran hidrogen menjadi helium semasa siklus CNO, membuatnya menjadi isotop yang paling umum pada zona pembakaran hidrogen bintang. Kebanyakan18 14

O diproduksi ketika

N (berasal dari

pembakaran CNO) menangkap inti 4He, menjadikannya bentuk isotop yang paling umum di zona kaya helium bintang. Empat belas radioisotop telah berhasil dikarakterisasi, yang paling stabil adalah15 14

O dengan umur paruh 122,24 detik dan

O dengan umur paruh

70,606 detik. Isotop radioaktif sisanya memiliki umur paruh yang lebih pendek daripada 27 detik, dan mayoritas memiliki umur paruh kurang dari 83 milidetik. Modus peluruhan yang paling umum untuk isotop yang lebih ringan dari18 16

O

adalah penangkapan elektron, menghasilkan nitrogen, sedangkan modus peluruhan yang paling umum untuk isotop yang lebih berat daripada peluruhan beta, menghasilkan fluorin. Keberadaan O adalah

21

Menurut massanya, oksigen merupakan unsur kimia paling melimpah di biosfer, udara, laut, dan tanah bumi. Oksigen merupakan unsur kimia paling melimpah ketiga di alam semesta, setelah hidrogen dan helium. Sekitar 0,9% massa Matahari adalah oksigen. Oksigen mengisi sekitar 49,2% massa kerak bumi dan merupakan komponen utama dalam samudera (88,8% berdasarkan massa). Gas oksigen merupakan komponen paling umum kedua dalam atmosfer bumi, menduduki 21,0% volume dan 23,1% massa (sekitar 1015 ton) atmosfer. Bumi memiliki ketidaklaziman pada atmosfernya dibandingkan planetplanet lainnya dalam sistem tata surya karena ia memiliki konsentrasi gas oksigen yang tinggi di atmosfernya. Bandingkan dengan Mars yang hanya memiliki 0,1% O2 berdasarkan volume dan Venus yang bahkan memiliki kadar konsentrasi yang lebih rendah. Namun, O2 yang berada di planet-planet selain bumi hanya dihasilkan dari radiasi ultraviolet yang menimpa molekul-molekul beratom oksigen, misalnya karbon dioksida. Konsentrasi gas oksigen di Bumi yang tidak lazim ini merupakan akibat dari siklus oksigen. Siklus biogeokimia ini menjelaskan pergerakan oksigen di dalam dan di antara tiga reservoir utama bumi: atmosfer, biosfer, dan litosfer. Faktor utama yang mendorong siklus oksigen ini adalah fotosintesis. Fotosintesis melepaskan oksigen ke atmosfer, manakala respirasi dan proses pembusukan menghilangkannya dari atmosfer. Dalam keadaan kesetimbangan, laju produksi dan konsumsi oksigen adalah sekitar 1/2000 keseluruhan oksigen yang ada di atmosfer setiap tahunnya. Oksigen bebas juga terdapat dalam air sebagai larutan. Peningkatan kelarutan O2 pada temperatur yang rendah memiliki implikasi yang besar pada kehidupan laut. Lautan di sekitar kutub bumi dapat menyokong kehidupan laut yang lebih banyak oleh karena kandungan oksigen yang lebih tinggi. Air yang terkena polusi dapat mengurangi jumlah O2 dalam air tersebut. Para ilmuwan menaksir kualitas air dengan mengukur kebutuhan oksigen biologis atau jumlah O2 yang diperlukan untuk mengembalikan konsentrasi oksigen dalam air itu seperti semula.

22

2. Belerang Sulfur atau belerang adalah unsur kimia di dalam tabel periodik unsur memiliki simbol S dengan nomor atom 16. Unsur bukan non-logam berwarna kuning muda, padatannya mengkilap, tidak berbau, tidak larut dalam air tetapi larut dalam CS 2. Pada berbagai keadaan baik, padat, cair ataupun gas unsure ini mempunyai beberapa bentuk alotrop. Pada suhu kamar, bentuknya yng stabil dalam bentuk rombik, dan di atas 96,50C berunah bentuknya sebagai monoklin (kedua padatan ini mengandung cincin S8). Bentuk lainnya adalah belerang yang mengandung cincin S6 dengan struktur heksagonal, dan dapat diperoleh dengan menambahkan natrium tiosulfat (Na2S2O8) ke dalam larutan HCl, atau pengkristalan pengkristalan belerang dalam toluene. Belerang cair juga memiliki beberapa bentuk, sedikit di atas titik lelehnya berupa cairan kuning yang mengandung cincin S8 dan di atas 1600C berubah menjadi cokelat; jika lelehan belerang (1600C) dituangkan ke dalam air dingin akan diperoleh belerang pastik (Mulyono.2008: 70). Belerang ditemukan sebagai unsur bebas maupun sebagai biji sulfida, FeS2, PbS, ZnS dan sebagai sulfat CaSO4.2 H2O dan MgSO4.7H2O. belerang sebagai unsur biasanya terdapat dalam lapisan kurang lebih 150 m di bawah batu karang, pasir atau tanah liat. Oleh karena itu belerang tidak dapat ditambang seperti dalam pertambangan lainnya (Achmad.2001:35). Sifat Fisika Belerang :S : 16 : 32,06 gr/mol : 2.58 : padatan : kuning

a. Simbol b. Nomor atom c. Ar d. Keelektronegatifan e. Wujud f. Warna g. Titik leleh

23

Rombik Monoklin h. Titik didih

: 112,80C : 1190C : 444,70C

i. Densitas (pada suhu 200C) Rombik Monoklin : 2,03 : 1,96 : -2, +4, +6

j. Bilangan oksidasi

k. Konfigurasi elektron : [Ne] 3s2 3p4 Sulfur terdapat secara luas di alam sebagai unsur, sebagai H2S dan SO2, dalam bijih sulfida logam dan sebagai sufat seperti gipss dan anhidrit (CaSO4), magnesium sulfat dan sebagainya. Sulfur diperoleh dlam skala besar dari gas hidrokarbon alamiah seperti yang ada di Alberta dan kanada yang terdapat sampai 30% H2S. ini dapat dihilangkan melalui interaksi dengan SO2, yang diperoleh dari pembakaran sulfur dalam udara (Cotton.2007: 363).

3. Selenium (Se) Ditemukan oleh Berzellius pada tahun 1817, yang menemukannya bergabung bersama tellurium (namanya diartikan sebagai bumi). Selenium ditemukan dalam beberapa mineral yang cukup langka seperti kruksit dan klausthalit. Beberapa tahun yang lalu, selenium didapatkan dari debu cerobong asap yang tersisa dari proses bijih tembaga sulfida. Sekarang selenium di seluruh dunia dihasilkan dari pemurnian kembali logam anoda dari proses elektrolisis tembaga. Selenium diperoleh dari memanggang endapan hasil elektrolisis dengan soda atau asam sulfat, atau dengan meleburkan endapan tersebut dengan soda dan niter (mineral yang mengandung kalium nitrat).

24

Sejarah Selenium, atau sering disebut selen, adalah unsur kimia dengan nomor

atom 34. Selenium bersifat non-logam, dan memiliki kemiripan sifat dengan sulfur dan tellurium. Selenium jarang ditemukan dalam keadaan bebas di alam. Selenium dapat ditemukan dalam bijih sulfida seperti pirit. Selenium digunakan dalam pembuatan kaca dan dulu digunakan sebagai semikonduktor (yang sekarang digantikan oleh silikon). Sifat Fisika Selenium : Se : 1.4 : 16.5 cm3/mol : 78.96 : 958 K : 1.16 : Heksagonal : 4.79 g/cm3

a. Simbol b. Radius Atom c. Volume Atom d. Massa Atom e. Titik Didih f. Radius Kovalensi g. Struktur Kristal h. Massa Jenis

i. Konduktivitas Listrik : 8 x 106 ohm-1cm-1 j. Elektronegativitas : 2.55

k. Konfigurasi Elektron : [Ar]3d10 4s2p4 l. Formasi Entalpi : 5.54 kJ/mol m. Konduktivitas Panas : 2.04 Wm-1K-1 n. Potensial Ionisasi o. Titik Lebur p. Bilangan Oksidasi q. Kapasitas Panas r. Entalpi Penguapan : 9.752 V : 494 K : -2,4,6 : 0.32 Jg-1K-1 : 26.32 kJ/mol

Sifat kimia

25

Selenium berada dalam beberapa bentuk allotrop, walaupun hanya dikenal tiga bentuk. Selenium bisa didapatkan baik dalam struktur amorf maupun kristal. Selenium amorf bisa berwarna merah (bentuk serbuk) atau hitam (dalam bentuk seperti kaca). Selenium kristal monoklinik berwarna merah tua. Sedangkan selenium kristal heksagonal, yang merupakan jenis paling stabil, berwarna abuabu metalik. Selenium menunjukkan sifat fotovoltaik, yakni mengubah cahaya menjadi listrik, dan sifat fotokonduktif, yakni menunjukkan penurunan hambatan listrik dengan meningkatnya cahaya dari luar (menjadi penghantar listrik ketika terpapar cahaya dengan energi yang cukup). Sifat-sifat ini membuat selenium sangat berguna dalam produksi fotosel dan exposuremeter untuk tujuan fotografi, seperti sel matahari. Di bawah titik cairnya, selenium adalah semikonduktor tipe p dan memiliki banyak kegunaan dalam penerapan elektronik . Selenium telah dikatakan non toksik, dan menjadi kebutuhan unsur yang penting dalam jumlah sedikit. Namun asam selenida dan senyawa selenium lainnya adalah racun, dan reaksi fisiologisnya menyerupai arsen. Isotop Selenium di alam mengandung enam isotop stabil. Lima belas isotop lainnya pun telah dikenali. Unsur ini termasuk dalam golongan belerang dan menyerupai sifat belerang baik dalam ragam bentuknya dan senyawanya. Kegunaan Selenium digunakan dalam xerografi untuk memperbanyak salinan dokumen, surat dan lain-lain. Juga digunakan oleh industri kaca untuk mengawawarnakan kaca dan untuk membuat kaca dan lapisan email gigi yang berwarna rubi. Juga digunakan sebagai tinta fotografi dan sebagai bahan tambahan baja tahan karat.

26

Selenium adalah sebuah mikronutrien penting yang diperlukan oleh tubuh manusia. Dalam tumbuhan, selenium terkadang digunakan untuk

mempertahankan diri dari herbivora. Beberapa tanaman dapat digunakan sebagai indikator selenium, seperti tanaman dalam genus Stanleya dan Astragalus. Selenium merupakan unsur gizi yang sangat penting bagi tubuh agar vitamin E berfungsi dengan baik. Jika diserap dalam jumlah cukup, selen memiliki manfaat sebagai berikut: 1. Membantu kerja vitamin E sebagai antioksidan (selen memiliki efek antioksidan 500x vitamin E) 2. Menurunkan resiko terkena kanker. Dengan kemampuan antioksidant, selen dapat menangkal radikal bebas. Selain itu, selen juga dapat memperlambat pertumbuhan tumor dengan meningkatkan aktivitas sel imun dan menahan pembentukan pembuluh darah menuju tumor. 3. Meningkatkan fungsi seksual 4. Mengeluarkan logam berat dari dalam tubuh Bahaya Selenium Asam selenida pada konsentrasi 1.5 ppm tidak boleh ada dalam tubuh manusia. Selenium dalam keadaan padat, dalam jumlah yang cukup dalam tanah, dapat memberikan dampak yang fatal pada tanaman pakan hewan. Terpapar dengan senyawa selenium di udara tidak boleh melebihi kadar 0.2 mg/m3 (selama 8 jam kerja perhari-40 jam seminggu) Selenium bersifat toksik apabila dikonsumsi berlebihan. Pada hewan domestik, kelebihan selen dapat menyebabkan penyakit alkali, yaitu kerusakan tulang dan kuku akibat penyerapan selenium dalam jumlah banyak. Pada manusia, kelebihan selen dapat memicu terjadinya selenosis dengan gejala kerusakan pencernaan dan saraf.

27

Kekurangan selen dapat menurunkan daya kerja vitamin E hingga 50%. Penurunan daya kerja vitamin E dapat memicu penyakit yang lainnya seperti, myoglobinuria, atau kencing berwarna merah darah akibat mioglobin dalam otot melebur dalam darah. Ada beberapa jenis penyakit yang terkait dengan kekurangan selen yaitu: 1. Penyakit Keshan. Penyakit ini menyebabkan jantung membesar dan penurunan daya kerja jantung. Biasa ditemukan pada anak-anak yang kekurangan selenium. 2. Penyakit Kashin Beck 3. Myxedematous Endemic Cretinism, yang menyebabkan retardasi mental. Selenium telah dikatakan non toksik, dan menjadi kebutuhan unsur yang penting dalam jumlah sedikit. Namun asam selenida dan senyawa selenium lainnya adalah racun, dan reaksi fisiologisnya menyerupai arsen. Isotop Selenium di alam mengandung enam isotop stabil. Lima belas isotop lainnya pun telah dikenali. Unsur ini termasuk dalam golongan belerang dan menyerupai sifat belerang baik dalam ragam bentuknya dan senyawanya. 4. Telurium Sejarah Ditemukan oleh Muller von Reichenstein pada tahun 1782; diberi nama oleh Klaproth, yang telah mengisolasinya pada tahun 1798. Sumber

28

Telurium kadang-kadang dapat ditemukan di alam, tapi lebih sering sebagai senyawa tellurida dari emas (kalaverit), dan bergabung dengan logam lainnya. Telurium didapatkan secara komersil dari lumpur anoda yang dihasilkan selama proses pemurnian elektrolisis tembaga panas. Amerika Serikat, Kanada, Peru dan Jepang adalah penghasil terbesar unsur ini. Sifat-sifat Telurium memiliki warna putih keperak-perakan, dan dalam keadaan murninya menunjukkan kilau logam. Cukup rapuh dan bisa dihaluskan dengan mudah. Telurium amorf ditemukan dengan pengendapan telurium dari larutan asam tellurat. Apakah bentuk dari senyawa ini adalah amorf atau terbentuk dari kristal, masih menjadi bahan pertanyaan. Telurium adalah semikonduktor tipe-p, danmenunjukkan daya hantar yang lebih tinggi pada arah tertentu, tergantung pada sfat kerataan atom. Daya hantarnya bertambah sedikit ketika unsur ini terpapar dengan sinar matahari. Telurium bisa diberi dopan perak, tembaga, emas, timah atau unsur lainnya. Di udara, telurium terbakar dengan nyala biru kehijau-hijauan, membentuk senyawa dioksida. Telurium cair mengkorosi besi, tembaga dan baja tahan karat. Bahaya Telurium dan senyawanya kemungkinan beracun dan harus ditangani dengan hati-hati. Hanya boleh terpapar dengan telurium dengan konsentrasi serendah 0.01 mg/m3, atau lebih rendah, dan pada konsentrasi ini telurium memiliki bau khas yang menyerupai bau bawang putih. Isotop Ada 30 isotop telurium yang telah dikenali, dengan massa atom berkisar antara 108 hingga 137. Telurium di alam hanya terdiri dari delapan isotop.

29

Kegunaan Telurium memperbaiki kemampuan tembaga dan baja tahan karat untuk

digunakan dalam permesinan. Penambahan telurium pada timbal dapat mengurangi reaksi korosi oleh sam sulfat pada timbal, dan juga memperbaiki kekuatan dan kekerasannya. Telurium digunakan sebagai komponen utama dalam sumbat peleburan, dan ditambahkan pada besi pelapis pada menara pendingin. Telurium juga digunakan dalam keramik. Bismut telurrida telah digunakan dalam peralatan termoelektrik. 5. Polonium Sejarah Polonium, juga dikenal sebagai Radium F, adalah unsur pertama yang ditemukan oleh Mme. Curie pada tahun 189 ketika sedang mencari enyebab radioaktivitas pada mineral pitchblende (mineral uranium) dari Joachimsthal, Bohemia. Elektroskop menunjukkan pemisahannya dengan bismut. Sumber Polonium adalah unsur alam yang sangat jarang. Bijih uranium hanya mengandung sekitar 100 mikrogram unsur polonium per tonnya. Ketersediaan polonium hanya 0.2% dari radium. Pada ta hun 1934, para ahli menemukan bahwa ketika mereka menembak bismut alam (209Bi) dengan neutron, diperoleh210

Bi yang merupakan induk

polonium. Sejumlah milligram polonium kini didapatkan dengan cara seperti ini, dengan menggunakan tembakan neutron berintensitas tinggi dalam reaktor nuklir. Sifat-sifat Polonium 210 memiliki titik cair yang rendah, logam yang mudah menguap, dengan 50% polonium menguap di udara dalam 45 jam pada suhu 30

55oC. Merupakan pemancar alpha dengan masa paruh waktu 138.39 hari. Satu milligram memancarkan partikel alfa seperti 5 gram radium. Energi yang dilepaskan dengan pancarannya sangat besar (140 W/gram); dengan sebuah kapsul yang mengandung setengah gram polonium mencapai suhu di atas 500oC. Kapsul ini juga menghasilkan sinar gamma dengan kecepatan dosisnya 0.012 Gy/jam. Sejumlah curie (1 curie = 3.7 x 1010Bq) polonium mengeluarkan kilau biru yang disebabkan eksitasi di sekitar gas. Polonium mudah larut dalam asam encer, tapi hanya sedikit larut dalam basa. Garam polonium dari asam organik terbakar dengan cepat; halida amina dapat mereduksi nya menjadi logam. Kegunaan Karena kebanyakan radiasi alfa dihentikan di sekitar bahan padat dan wadahnya, melepaskan energinya, polonium telah menarik perhatian untuk digunakan sebagai sumber panas yang ringan sebagai sumber energi termoelektrik ada satelit angkasa. Polonium dapat dicampur atau dibentuk alloy dengan berilium untuk menghasilkan sumber neutron. Unsur ini telah digunakan dalam peralatan untuk menghilangkan muatan statis dalam pemintalan tekstil dan lain-lain;

bagaimanapun, sumber beta termasuk yang paling sering digunakan karena tingkat bahayanya yang lebih rendah. Polonium yang digunakan untuk tujuan ini harus tersegel dan terkontrol, untuk mengurangi bahaya terhadap pengguna. Isotop Ada 25 isotop polonium yang diketahui, dengan massa atom berkisar dari 194 218. Polonium-210 adalah yang paling banyak tersedia. Isotop dengan massa 209 (masa paruh waktu 103 tahun) dan massa 208(masa paruh waktu 2.9

31

tahun) bisa didapatkan dengan menembakkan alfa, proton, atau deutron pada timbal atau bismut dalam siklotron, tapi proses ini terlalu mahal. Logam polonium telah dibuat dari polonium hidroksida dan senyawa polonium dengan adanya ammonia cair anhidrat atau ammonia cair pekat. Diketahui ada dua modifikasi alotrop. Penanganan Polonium-210 sangat berbahaya untuk ditangani meski hanya sejumlah milligram atau mikrogram. Diperlukan peralatan khusus dan kontrol yang ketat untuk menanganinya. Kerusakan timbul dari penyerapan energi partikel alfa oleh jaringan makhluk hidup. Batas penyerapan polonium maksimum lewat jalan pernafasan yang masih diizinkan hanya 0.03 mikrocurie, yang sebanding dengan berat hanya 6.8 x 10 -12 gram. Tingkat toksisitas polonium ini sekitar 2.5 x 1011 kali daripada asam sianida. Sedangkan konsentrasi senyawa polonium yang terlarut yang masih diizinkan adalah maksimal 2 x 10-11 mikrocurie/cm3

32

BAB III PENUTUP Kesimpulan Sifat fisika secara singkat dapat dijelaskan dengan tabel berikut ini :

Lambang Unsur Atom Nitrogen Fosfor N P

Titik Leleh (C)-195.79 44.2

Titik Didih (C)-210.1 277

Bentuk (pada suhu kamar) Gas tak berwarna putih lengket bau tidak enak

Arsen

As

817

614

padat berwarna kuning dan metalik

Antimon

Sb

630.63

1587

Kristal padat yang rapuh putih keperakan

Bismut

Bi

271.3

1564

Padat berkilau padat kemerahan

Lambang Unsur Atom Oksigen O

Titik Leleh (C) -218

Titik Didih (C) -183

Bentuk (pada suhu kamar) Gas tak berwarna

33

Belerang

S

113

445

Kuning, serbuk padat

Selenium

Se

217

685

Hijau kebirubiruan

Tellurium

Te

452

1390

Putih keperakanlogam

Polonium

Po

254

962

Radioaktif

Kecenderungan sifat fisika dan kimia dari golonganVA&VI A secara umum dapat disimpulkan sebagai berikut ini: 1. Titik didih dari atas ke bawah semakin bertanbah 2. Afinitas elektron dari atas ke bawah semakin bertambah 3. Jari-jari atom dari atas ke bawah semakin bertambah 4. Keelektronegatifan atom dari atas ke bawah semakin berkurang.

Saran Apabia ada kesalahan dalam penyusunan makalah ini baik yang kami sengaja maupun tidak, kami mohon kritik dan saran dari pembaca yang bersifat konstruktif agar kami tidak melakukan kesalahan yang sama dalam penyusunan makalah dikemudian hari.

34

DAFTAR PUSTAKA Achmad, H. 2001. Kimia Unsur dan Radiokimia. Bandung: Citra Aditya Bakti Cotton,F.A, Wilkinson, G. 2007. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta: UI Press Effendy. 2006. Teori VSEPR, Kepolaran, dan Gaya Antarmolekul. Malang : Bayu Media Mulyono. 2008. Kamus Kimia. Jakarta: Bumi Aksara

35


Recommended