Makalah Kimia Dasar II Kimia Unsur

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 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 αζωτος 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 OC) pada tekanan atmosfir dan

membeku pada suhu 63K (-210 OC).

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/(mol・K)

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/(m・K)

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.

IsotopAda 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 P-

P. 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/(mol・K)

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/(m・K)

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 180°C.

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

9

Arsen, arsenik, atau arsenikum adalah unsur metaloid dalam tabel periodi

yang memiliki simbol As dan nomor atom 33. Arsen adalah bahan metaloid yang

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

10

b. Konfigurasi elektron = [Ar] 3d10 4s2 4p3

c. Fase = solid

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/(mol・K)

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 nΩ・m

t. Konduktivitas termal = (300 K) 50,2 W/(m・K)

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)

11

4As (s) + 3O2 (g) As4O6 (s)

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 obat-

obatan 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

12

adalah logam tak stabil. Antimon digunakan sebagai bahan tahan api, cat,

keramik, elektronik dan karet.

Sifat-sifat

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/mol

b. 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/(mol・K)

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 nΩ・m

t. Konduktivitas termal = (300 K) 24.4 W/(m・K)

u. Ekspansi termal = (25 °C) 11.0 μm/(m・K)

v. Kecepatan suara (kawat tipis) = (20 °C) 3420 m/s

13

Sifat Kimia Atimon

1. Reaksi dengan air

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

14

Antimon dan senyawa-senyawanya adalah toksik (meracun). Secara klinis,

gejala akibat keracunan antimon hampir mirip dengan keracunan arsen. Dalam

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

15

(III) halide dapat dijumpai namun hanya BeF3 yang ditemui sebahai garam.

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/(mol・K)

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 μΩ・m

t. Konduktivitas termal = (300 K) 7.97 W/(m・K)

16

u. Ekspansi termal = (25 °C) 13.4 μm/(m・K)

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

a. Simbol                         :  O

b. Nomor atom                : 8

c. Massa atom relatif       : 15,99999 gram/mol

d. Titik lebur                    : -218,4 oC

e. Titik didih                   : -182,96 oC

f. Densitas (gas) : 1,429 gram/ liter

g. Densitas (cair)             : 1,14 gram/liter (-182,96oC)

h. Bilangan oksidasi        : +2

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 kJ·mol-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.

Isotop

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

dari yang bernomor massa 12 sampai dengan 28.

Kebanyakan 16O di disintesis pada akhir proses fusi helium pada bintang,

namun ada juga beberapa yang dihasilkan pada proses pembakaran neon. 17O

utamanya dihasilkan dari pembakaran hidrogen menjadi helium semasa siklus

CNO, membuatnya menjadi isotop yang paling umum pada zona pembakaran

hidrogen bintang. Kebanyakan 18O diproduksi ketika 14N (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

adalah 15O dengan umur paruh 122,24 detik  dan 14O 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 dari 16O

adalah penangkapan elektron, menghasilkan nitrogen, sedangkan modus

peluruhan yang paling umum untuk isotop yang lebih berat daripada 18O adalah

peluruhan beta, menghasilkan fluorin.

Keberadaan

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 planet-

planet 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 CS2.

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

a. Simbol                         : S

b. Nomor atom                : 16

c. Ar                                : 32,06 gr/mol

d. Keelektronegatifan     : 2.58

e. Wujud                         : padatan

f. Warna                          : kuning

g. Titik leleh

23

Rombik           : 112,80C

Monoklin          : 1190C

h. Titik didih                    : 444,70C

i. Densitas (pada suhu 200C)

Rombik           : 2,03

Monoklin         : 1,96

j. Bilangan oksidasi        : -2, +4, +6

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

a. Simbol                         : Se

b. Radius Atom               : 1.4 Å

c. Volume Atom              : 16.5 cm3/mol

d. Massa Atom                : 78.96

e. Titik Didih                   : 958 K

f. Radius Kovalensi        : 1.16 Å

g. Struktur Kristal           : Heksagonal

h. Massa Jenis                 : 4.79 g/cm3

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        : 9.752 V

o. Titik Lebur                  : 494 K

p. Bilangan Oksidasi       : -2,4,6

q. Kapasitas Panas          : 0.32 Jg-1K-1

r. Entalpi Penguapan      : 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 abu-

abu 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 tahun 1934, para ahli menemukan bahwa ketika mereka menembak

bismut alam (209Bi) dengan neutron, diperoleh 210Bi 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 55oC.

30

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 :

UnsurLambang

Atom

Titik Leleh

(°C)

Titik Didih

(°C)

Bentuk (pada suhu

kamar)

Nitrogen N -195.79 -210.1 Gas tak berwarna

Fosfor P 44.2 277 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

UnsurLambang

Atom

Titik Leleh

(°C)

Titik Didih

(°C)

Bentuk (pada suhu

kamar)

Oksigen O -218 -183 Gas tak berwarna

33

Belerang S 113 445 Kuning, serbuk

padat

Selenium Se 217 685 Hijau kebiru-

biruan

Tellurium Te 452 1390 Putih keperakan-

logam

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