Home >Documents >MAKALAH KIMIA UNSUR

MAKALAH KIMIA UNSUR

Date post:20-Jul-2015
Category:
View:2,397 times
Download:13 times
Share this document with a friend
Transcript:

MAKALAH KIMIA UNSUR GOLONGAN VI B: Kromium, Molibdenum, Wolfram, dan Seaborgium Dosen Pengampu: Susi Khalifah , M. Si.

Oleh: Yani Triastutik (09630005)

JURUSAN KIMIA FAKULTAS SAINS DAN TEKNOLOGI UNIVERSITAS ISLAM NEGERI (UIN) MAULANA MALIK IBRAHIM MALANG 2012

GOLONGAN VIB Kromium (Cr)1.1.Sejarah Kromium sebagai unsur logam pertama kali

ditemukan dua ratus tahun yang lalu, pada 1797. Namun sejarah kromium benar-benar dimulai beberapa dekade sebelum ini. Kromium ditemukan pada tahun 1797 oleh Louis-Nicholas Vauquelin seorang profesor kimia dan analis di School of Mines di Paris, yang menerima beberapa sampel bijih crocoites untuk dianalisis sehingga ia mengungkapkan adanya unsur baru yang ia sebut Kromium. Nama Kromium berasal dari kata Yunani kroma yang berarti warna, dinamakan demikian karena banyaknya macam warna dalam senyawanya. Namun sebelumnya, Vauquelin menganalisis zamrud dari Peru dan menemukan bahwa warna hijau adalah karena adanya unsur baru, yaitu kromium. Satu atau dua tahun kemudian seorang kimiawan dari Jerman, Tassaert yang bekerja di Paris menemukan kromium dalam bijih Kromit, Fe(CrO2)2, yang merupakan sumber utama kromit hingga sekarang. Pada pertengahan abad ke-18 seorang analisis dari Siberia menunjukkan bahwa kromium terdapat cukup banyak dalam senyawa PbCrO4, tetapi juga terdapat dalam senyawa lain. Ini akhirnya diidentifikasi sebagai kromium oksida. Kromium oksida ditemukan pada 1797 oleh Louis-Nicholas Vauquelin.

1.2.Sifat Fisika dan Sifat Kimia Kromium merupakan unsur yang berwarna perak atau abu-abu baja, berkilau dan keras sehingga memerlukan proses pemolesan yang cukup tinggi. Kromium tidak ditemukan sebagai logam bebas di alam. Kromium ditemukan dalam bentuk bijih kromium, khususnya dalam senyawa PbCrO4 yang berwarna merah. PbCrO4 dapat digunakan sebagai pigmen merah untuk cat minyak. Kromium merupakan logam masif, berwarna putih perak dan lunak jika dalam keadaan murni dengan titik leleh kira-kira 1900 0C dan titik didih kira-kira 2690 0C. 1.2.1. Keterangan Umum Unsur

Nama, Lambang, Nomor atom Deret kimia Golongan, Periode, blok Penampilan

Kromium, Cr, 24 Logam transisi VIB, 4, d Perak metalik

Massa atom Konfigurasi elektron Jumlah elektron tiap kulit

51,9961 (6) g/mol [Ar] 3d5 4s1 2,8,13,1

1.2.2. Sifat Fisika Fase Massa Jenis (sekitar suhu kamar) Titik Lebur Titik Didih Entalpi Peleburan Panas Penguapan Entalpi Atomisasi Kapasitas Kalor (250C) Konduktivitas Termal Koefisien ekspansi termal linier Kepadatan Volum Molar Sifat Resistivitas listrik Padat 7,15 g/cm3 (25 oC) 2180 K, 19070C, 3465 F 2944 K, 26710C, 4840 F 20,5 kJ mol -1 339 kJ mol -1 397 kJ mol -1 23,25 J/mol.K 94 W m -1 K -1 4,9 x 10 -6 K -1 7,140 kg m -3 7,23 cm 3 12,7 10 -8 m

1.2.3. Sifat Kimia Struktur Kristal Bilangan oksidasi Elektronegativitas Afinitas electron Cubic body centered +2, +3, +4, +6 (oksida asam kuat) 1,66 (skala Pauling) 64,3 kJ / mol -1

Energy Ionisasi

E1: 652,9 kJ/mol E2: 1590,6 kJ/mol E3: 2987 kJ/mol

Jari-jari atom Jari-jari atom (terhitung) Jari-jari kovalen Ikatan energi dalam gas Panjang Ikatan Cr-Cr Senyawa beracun dan mudah terbakar

128 pm 166 pm 127 pm 142,9 5,4 kJ / mol -1. 249 pm

1.2.4. Isotop Kromium Isotop48 49 50 51 52 53 54 55 56

Massa Atom

Waktu paruh

Kelimpahan di alam (%)

Momen magnetik nuklir 0,476 -0,934 -0,47454 -

Cr Cr Cr Cr Cr Cr Cr Cr Cr

47,95404 48,951341 49,9460464 50,944772 51,09405098 52,9406513 53,9388825 54,940844 55,94065

21,6 hari 42,3 menit 27,70 detik 3,497 menit 5,9 menit

4.345 83,789 9,501 2,365 -

1.3.Sumber Kromium Logam kromium relatif jarang ditemukan dan kandungannya dalam kerak bumi diperkirakan hanya 0,0122 % atau 122 ppm, lebih rendah daripada vanadium (136 ppm) dan klorin (126 ppm). Sumber kromium yang terpenting dalam perdagangan adalah bijih kromit (chromite), FeCrO4, yang banyak terdapat di Rusia dan Afrika Selatan (kira-kira 96 % cadangan kromium dunia), Pilipina, Brazil, Amerika Serikat, dan Tasmania. Selain itu, kromium juga dapat ditemukan di matahari, meteorit, kerak batu dan air laut. Sumber kromium lainnya yang

lebih sedikit jumlahnya adalah krokoit (crocoites), PbCrO4, dan oker kroma (chrome), Cr2O3.Batu-batuan permata seperti zamrud (emerald) yang berwarna hijau dan merah ruby yang mengandung sekelumit kromium sebagai pengotor. Tabel berikut merupakan kelimpahan dari unsur kromium dalam berbagai lingkungan. Nilai-nilai yang diberikan dinyatakan dalam satuan ppb (bagian per miliar; 1 miliar = 10 9), baik dalam hal berat maupun dalam hal jumlah atom. Nilai kelimpahan sulit untuk ditentukan dengan pasti, sehingga semua nilai harus diperlakukan dengan hati-hati, khususnya bagi unsur-unsur yang kurang umum. Tempat Alam semesta Matahari Meteorit (karbon) Kerak batu Air laut Arus manusia Ppb berat 15000 20000 3100000 140000 0.6 1 30 Ppb oleh atom 400 400 1200000 55000 0.071 0.02 4

1.4.Kegunaan a. Logam kromium sangat tahan terhadap korosi, karena reaksinya dengan udara menghasilkan lapisan Cr2O3 yang bersifat non-pori sehingga mampu melindungi logam yang terlapisi oleh kromium dari reaksi lebih lanjut. Dengan sifat logam yang tahan korosi, manfaat utama dari logam kromium adalah untuk pelapis logam atau baja. Selain itu, lapisan kromium juga menghasilkan warna yang mengkilat sehingga logam ini memberikan manfaat tambahan sebagai alat dekoratif. b. Pelapisan krom adalah suatu perlakuan akhir menggunakan elektroplating oleh kromium. Pelapisan dengan krom dapat dilakukan pada berbagai jenis logam seperti besi, baja, atau tembaga. Pelapisan krom juga dapat dilakukan pada plastik atau jenis benda lain yang bukan logam, dengan persyaratan bahwa benda tersebut harus dicat dengan cat yang mengandung logam sehingga dapat mengalirkan listrik. Pelapisan krom menggunakan bahan dasar kromium oksida(III) oksida, Cr2O3, yang dilarutkan dalam asam sulfat, H2SO4 sebagai bahan pemicu arus atau elektrolit. Ion Cr3+ akan tereduksi menjadi logam lain yang dipasang

sebagai katoda. Jika suatu logam langsung dilapisi dengan kromium, biasanya hasil lapisan ini mudah retak. Oleh karena itu, untuk memperoleh hasil lapisan yang baik, kuat dan tidak retak maka logam yang akan dilapisi dengan kromium harus terlebih dahulu dilapisi dengan tembaga atau nikel. Bahan dasar Cr2O3 dan asam sulfat tersebut dicampur dengan perbandingan tertentu. Perbandingan yang umum bisa 100:1 sampai 400:1. Jika perbandingannya menyimpang dari ketentuan biasanya akan menghasilkan lapisan yang tidak sesuai dengan yang diharapkan. Faktor lain yang sangat berpengaruh pada proses pelapisan krom ini adalah temperatur cairan dan besar arus listrik yang mengalir sewaktu melakukan pelapisan. Temperatur pelapisan bervariasi antara 35 C sampai 60 C dengan besar perbandingan besar arus 18 A/dm2 sampai 27 A/dm2. c. Stainless steel yang biasanya mengandung kromium dan sedikit nikel banyak digunakan pada industri alat-alat dapur. d. Digunakan sebagai katalis. seperti K2Cr2O7 merupakan agen oksidasi dan digunakan dalam analisis kuantitatif dan juga dalam penyamakan kulit. Dalam proses penyamakan, kulit yang akan disamak dibasahi dengan larutan dikromat, kemudian direduksi dengan gas SO2 sehingga terbentuk kromi sulfat basa, Cr(OH)SO4. e. Dikromat, Na2Cr2O7, dapat digunakan sebagai oksidan dalam industri kimia. f. Digunakan dalam industri tekstil sebagai mordants atau penguat warna. g. Industri refraktori menggunakan kromit untuk membentuk batu bata karena memiliki titik lebur yang tinggi, pemuaian yang relatif rendah, dan kestabilan struktur kristal. h. Beberapa dari isotop kromium digunakan untuk aplikasi medis. Misalnya, Cr-50 yang digunakan untuk produksi radioisotop Cr-51 yang digunakan untuk mengukur volume darah dan kelangsungan hidup sel darah merah. Cr-53 dan Cr-54 digunakan untuk kajian metabolisme dan diagnosa diabetes. i. Digunakan sebagai pigmen merah untuk cat minyak, khususnya senyawa PbCrO4. j. Digunakan dalam pembuatan batu permata yang berwarna. Warna yan kerap digunakan adalah warna merah, yang diperoleh dari kristal aluminium oksida yang didalamnya dimasukkan kromium. k. Bahan baku dalam pembuatan kembang api. Hal ini diperoleh dari Hasil pembakaran amonium dikromat, (NH4)2Cr2O7, yang berisi pellet dari raksa tiosianat (HgCNS).

1.5.Ekstraksi Logam Kromium Berdasarkan penggunaannya ada dua macam cara ekstraksi logam kromium, yaitu sebagai paduan ferokrom (Cr-Fe), dan sebagai logam murni kromium. a. Sebagai paduan, ferokrom dibuat dari reduksi kromit dengan batubara (coke) dalam tanur listrik. Ferokrom dengan kandungan karbon rendah dapat diperoleh dari reduksi kromit dengan menggunakan ferosilikon sebagai pengganti batubara. Hasil paduan Cr-Fe ini dapat digunakan lagsung sebagai bahan aditif pada baja kromium stainless. Persamaan reaksinya adalah: FeCr2O4 (s) + 4C

2 Cr + Fe + 4 CO(g)ferokrom

b. Kromium murni berada dalam bentuk persenyawaan kromit. Apabila diperlukan, ada beberapa cara untuk mendapatkannya. Pertama, kromit direaksikan dengan lelehan NaOH dan O2 untuk mengubah CrIII menjadi CrO42-. Selanjutnya lelehan dilarutkan dalam air dan natrium bikromat kemudian diendapkan lalu direduksi. Reaksi yang terjadi adalah:

2Fe2Cr2O4 + 8NaOH + 31/2O2

1100 C

4Na2[CrO4] + Fe2O3 + 4H2O

Fe2O3 tidak larut akan tetapi natrium kromat larut, oleh karena itu natrium kromat dihilangkan dengan cara dilarutkan dalam air kemudian diasamkan untuk menghasilkan natrium dikromat. Natrium dikromat kurang larut dan dapat diendapkan. Natrium dikromat direduksi terhadap Cr2O3 dengan dipanaskan menggunakan C.

Na2[Cr2O7] + 2CCr2O3 + 2Al

Cr2O3 + Na2CO3 + CO2Cr + Al2O3

Langkah terakhir yakni Cr2O3 direduksi terhadap logam menggunakan Al.

Oleh karena logam tersebut rapuh, maka logam (murni) tersebut jarang digunakan. c. Cara yang kedua tidak jauh berbeda dengan cara yang di atas, yaitu dengan mereduksi Cr2O3 dengan silikon. Tahapan-tahapan ekstraksinya adalah: Tahap pertama, bijih kromit dalam lelehan alkali karbonat dioksidasi dengan udara untuk memperoleh natrium kromat, Na2CrO4. Tahap kedua, adalah peluluhan dan pelarutan Na2CrO4 dalam air yang dilanjutkan dengan pengendapan sebagai dikromat,

Na2Cr2O7. Tahap ketiga, adalah reduksi dikromat yang diperoleh dengan karbon menjadi oksidanya, Cr2O3. Tahap akhir, adalah reduksi Cr2O3 dengan aluminium melalui proses alumino termik atau dengan silikon. Persamaan reaksinya adalah: FeCr2O4 (s) + 2 Na2CO3 + O2(g) 2 Na2CrO4 (aq) + H2O Na2Cr2O7 (s) + 2 C Cr2O3 + 2 Al 2 Cr2O3 + 3 Si d. Kromium Oksida Kromium(III) oksida, Cr2O3, dapat diperoleh dari dekomposisi termal amonium dikromat menurut persamaan berikut:

2 Na2CrO4 (aq) + 2 CO2 (g) + Fe (s)

Na2Cr2O7 (s) + 2 NaOH Cr2O3 + Na2CO3 + CO (g)

2 Cr (l) + Al2O3 (s) 4 Cr (l) + 3 SiO2 (s)

(NH4)2Cr2O7(s)

Cr2O3(s) + N2(g) + 4H2O

Kromium(III) oksida merupakan oksida kromium yang paling stabil mengadopsi struktur corundum, dan digunakan untuk pigmen hijau. Oksida ini menunjukkan sifat semikonduktor dan antiferomagnetik pada temperatur di bawah 35 oC (Sugiyarto dan Suyanti, 2010). Kromium(IV) oksida, CrO2, dapat diperoleh dari reduksi CrO3 secara hidrotermal menurut persamaan reaksi berikut:

CrO3(s) + H2(g)

CrO2(s) + H2O(g)

Kromium(VI) oksida, CrO3, dapat diperoleh dari penambahan asam sulfat pada larutan pekat alkali dikromat dengan persamaan sebagai berikut:

K2Cr2O7(aq) + H2SO4(aq)

2CrO3(s) + K2SO4(aq) + H2O(l) merah

1.6.Persenyawaan Kromium Reaksi dan senyawa kromium yang penting hanya menyangkut kromium dengan bilangan oksidasi +2, +3, dan +6.

Oksida Kromium Table karakterisasi beberapa oksida dan ion kromium Tingkat Oksidasi +2 Oksida (a) CrO Cr(OH)2 Basa Cr2+ (b) Kromo atau kromium (II) +3 Cr2O3 hijau Cr(OH)3 (c) amfoterik Cr3+ atau [Cr(H2O)6]3+ [Cr(OH)4](d) +6 CrO3 merah tualain adalah [Cr(H2O)3(OH)3] ; (d): formula lain adalah [Cr(H2O)2(OH)4]2-

Hidroksida

Sifat

Ion

Nama

Warna Ion Biru muda

Kromi atau kromium (III) Kromat atau dikromat

Violet hijau

CrO2(OH)2 Cr2O5(OH)2

Asam

CrO4

Kuning oranye

Cr2O72-

(a): kromium(IV) dikenal oksida sebagai CrO 2; (b): ion ini dalam air sebagai [Cr(H2O)6]2+ ; (c): formula

Sebagaimana ditunjukkan pada Tabel di atas, oksida kromium bersama ion-ionnya yang penting adalah Cr2O3, hijau dan CrO3, merah tua. Kromium (IV) oksida, CrO2, coklat kehitaman, juga dikenal dan sangat bermanfaat karena bersifat feromagnetik yang sangat baik untuk bahan pembuat pita rekaman megnetik seperti pita kaset atau video, namun hanya sedikit senyawa krommium (IV) yang dikenal. Sifat basa oksida dan hidroksida kromium menurun (atau sifat asam naik) dengan naiknya tingkat oksidasi. Oleh karena itu, Cr2O3 dan Cr(OH)3 bersifat amfoterik, dan CrO3 yang mempunyai tingkat oksidasi lebih tinggi bersifat asam. Hal ini dapat dipahami bahwa Cr(VI) mempunyai jari-jari ionik lebih pendek dan rapatan muatan lebih tinggi spesies ini mempunyai kecenderungan yang lebih besar sebagai akseptor pasangan electron dan dengan demikian bersifat asam. Kromium (+2) Logam kromium melarut dalam larutan asam klorida atau asam sulfat membentuk larutan [Cr(H2O)6]2+, berwarna biru langit.

Cr (s) + 2H+ (aq)

Cr2+ (aq) + H2 (g)

Ion kromium (II), Cr2+, dapat juga terjadi jika larutan kromium (VI) (misalnya kromat atau dikromat) atau ion kromium (III) direduksi oleh seng dan asam klorida. Pembentukan dari dikromat (VI) disertai perubahan warna yang menarik. Cr2O72- (aq) Jingga Cr3+ (aq) hijau/ungu Cr2+ (aq) biru langit

Di dalam larutan air, ion kromium (II) adalah reduktor kuat dan mudah dioksidasi di udara menjadi senyawa kromium (III). Cr3+ (aq) + e Cr2+ (aq) E = -0,41 V 2Cr3+ (aq) + 2H2O (l)

Oleh karena itu, ion ini mudah dioksidasi oleh udara 2Cr2+ (aq) + 4H+ (aq) + O2 (g) serbuk logam 2Cr2+ (aq) + 2H2O (l) 2Cr2+ + 2H+ (aq) Kromium (+3) Ion kromium (III) adalah ion yang paling stabil di antara kation logam transisi yang mempunyai bilangan oksidasi +3. Dalam larutan, ion ini terdapat sebagai [Cr(H2O)6]3+ dan berwarna ungu. Jika H2O diganti dengan ion klorida misalnya, akan terjaid perubahan warna : Ion [Cr(H2O)5Cl]2+ berwarna hijau muda, ion [Cr(H2O)4Cl2]+ berwarna hijau tua. Dengan basa terjadi suatu gel Cr2O3.x H2O berwarna hijau muda. [Cr(H2O)6]3+OH- (aq)

Ion Cr2+ (aq) dapat juga bereaksi dengan H+ (aq) dan juga dengan air jika terdapat katalis berupa 2Cr3+ (aq) + 2OH- (aq) + H2 (g) 2Cr3+ (aq) + H2 (g)

Cr2O3.x H2O (s)

(dapat ditulis juga sebagai Cr((H2O)3(OH)3) Dalam basa berlebih terjadi [Cr(OH)6]3Cr2O3.x H2O (s)OH- (aq) berlebih

[Cr(OH)6]3- (aq)

Kompleks Cr (III) umumnya berwarna hijau, dapat berupa kompleks anion atau kation. [Cr(H2O)6]3+ , [Cr(NH3)6]3+, [CrCl6]3+, dan [Cr(CN)6]3Kompleks-komples ini adalah kompleks octahedral dan bersifat paramagnetik. Kromium (+6) Kromium (VI) oksida, CrO3, bersifat asam sehingga dapat bereaksi dengan basa membentuk ion kromat (VI).

CrO3 (s) + 2OH- (aq) berwarna kuning. 2Cr(OH)3 + 3Na2O2 + 2H+ (aq) 2CrO42- (aq) + 2H+ (aq)

CrO42- (aq) + H2O (l)

Kromium (III) hidroksida dapat juga dioksidasi dengan Na2O2 menghasilkan ion kromat yang 2CrO42- (aq) + 6Na+ (aq) + 4H2O (l) Cr2O72- (aq) + H2O (l)

Jika larutan ion kromat diasamkan akan dihasilkan ion dikromat yang berwarna jingga. Ion CrO42- mempunyai struktur tetrahedral dan ion Cr2O72- mempunyai struktur tetrahedron dengan rangkap dimana dua atom oksigen bersambungan. Di dalam lautan terjadi kesetimbangan antara CrO42- dan Cr2O72- yang bergantung pada pH larutan 2CrO42- (aq) + 2H+ (aq) 1. dalam larutan asam Cr2O72- (aq) + 14H+ (aq) + 6e 2. dalam larutan basa CrO42- (aq) + 4H2O (l) + 3e Cr(OH)4- (aq) + 4OH- (aq) E= -0,13 V 2Cr3+ (aq) + 7H2O (l) E= + 1,33 Vasam

Cr2O72- (aq) + H2O (l)

Dalam larutan asam, ion kromat atau ion dikromat adalah oksidator kuat.

1.7.Reaksi-reaksi Yang Terjadi Pada Kromium 1) Reaksi kromium dengan udara

Logam kromium tidak bereaksi dengan udara atau oksigen pada suhu kamar. 2) Reaksi kromium dengan air Logam kromium tidak bereaksi dengan air pada suhu kamar. 3) Reaksi kromium dengan halogen a) Fluorida Kromium bereaksi langsung dengan fluorin, F2, pada suhu 400C, dan 200-300 atmosfer untuk membentuk kromium (VI) fluorida, CrF6. Cr (s) + 3F2 (g) CrF6 (s) 2Cr (s) + 5F2 (g) 2CrF5 (s) 2Cr (s) + 3F2 (g) 2CrF3 (s) [kuning] Di bawah kondisi ringan, kromium (V) bereaksi dengan fluorida, membentuk CRF5 [merah] [hijau]

Selain membentuk kromium heksafluorida, CrF6, kromium trifluorida, CrF3 dan kromium pentafluorida, CrF5, reaksi kromium dengan fluorida juga dapat membentuk kromium difluorida, CrF2, dan kromium tetrafluorida, CrF4. b) Klorida Di bawah kondisi yang masih ringan, logam kromium dapat bereaksi dengan unsur klorin, Cl2 membentuk CrCl3. 2Cr (s) + 3Cl2 (g) 2CrCl3 (s) [merah-violet] Selain membentuk kromium triklorida, CrCl3, reaksi kromium dengan klorida juga dapat membentuk kromium diklorida, CrCl2 dan kromium tetraklorida, CrCl4 c) Bromida Di bawah kondisi yang masih ringan, logam kromium dapat bereaksi dengan unsur bromida, Br2 membentuk CrBr3. 2Cr (s) + 3Br2 (g) 2CrBr3 (s) [sangat hijau] Selain membentuk kromium tribromida, CrBr3, reaksi kromium dengan bromida juga dapat membentuk kromium dibromida, CrCl2 dan kromium tetrabromidaa, CrCl4 d) Iodida Di bawah kondisi yang masih ringan, logam kromium dapat bereaksi dengan unsur iodida, I2 membentuk CrI3 2Cr (s) + 3I2 (g) 2CrI3 (s) [hijau gelap] Selain membentuk kromium triiodida, CrI3, reaksi kromium dengan iodida juga dapat membentuk kromium diiodida, CrI2 dan kromium tetraiodida, CrI4 4) Reaksi kromium dengan asam Logam kromium larut dalam asam klorida encer membentuk larutan Cr(II) serta gas hidrogen, H2. Dalam keadaan tertentu, Cr(II) hadir sebagai ion kompleks [Cr(OH2)6]2+. Hasil yang sama terlihat untuk asam sulfat, tetapi kromium murni tahan terhadap serangan. Logam kromium tidak bereaksi dengan asam nitrat, HNO3. Contoh reaksi kromium dengan asam klorida: Cr (s) + 2HCl (aq) Cr 2+ (aq) + 2Cl - (aq) + H2 (g)

5) Oksida Reaksi kromium dengan oksida dapat membentuk beberapa senyawa, diantanya: Kromium dioksida, CrO2, Kromium trioksida, CrO3, Dikromium trioksida, Cr2O3 dan Trikromium tetraoksida, Cr3O4. 6) Sulfida Reaksi kromium dengan sulfida dapat membentuk beberapa senyawa, diantanya : kromium sulfida, CrS dan dikromium trisulfida, Cr2S3 7) Nitrida Reaksi kromium dengan nitrida dapat membentuk senyawa kromium nitrida, CrN. 8) Karbonil Reaksi kromium dengan karbonil dapat membentuk senyawa kromium heksakrbonil, Cr(CO)6. Kromium juga dapat bereaksi dengan unsur tertentu membentuk senyawa kompleks, misalnya reaksi kromium dengan kompleks nitrat membentuk nitrat hexaaquakromium trihidrat, [Cr(NO3)3.9H2O].

1.8.Efek Kesehatan Kromium Logam krom (Cr) adalah salah satu jenis polutan logam berat yang bersifat toksik, dalam tubuh logam krom biasanya berada dalam keadaan sebagai ion Cr3+. Krom dapat menyebabkan kanker paru-paru, kerusakan hati (liver) dan ginjal. Jika kontak dengan kulit menyebabkan iritasi dan jika tertelan dapat menyebabkan sakit perut dan muntah. Usaha-usaha yang dilakukan untuk mengurangi kadar pencemar pada perairan biasanya dilakukan melalui kombinasi proses biologi, fisika dan kimia. Pada proses fisika, dilakukan dengan mengalirkan air yang tercemar ke dalam bak penampung yang telah diisi campuran pasir, kerikil serta ijuk. Hal ini lebih ditujukan untuk mengurangi atau menghilangkan kotoran-kotoran kasar dan penyisihan lumpur. Pada proses kimia, dilakukan dengan menambahkan bahan-bahan kimia untuk mengendapkan zat pencemar misalnya persenyawaan karbonat. Kromium (III) adalah esensial bagi manusia dan kekurangan dapat menyebabkan kondisi jantung, gangguan dari metabolisme dan diabetes. Tapi terlalu banyak penyerapan kromium (III) dapat menyebabkan efek kesehatan juga, misalnya ruam kulit.

Kromium (VI) adalah bahaya bagi kesehatan manusia, terutama bagi orang-orang yang bekerja di industri baja dan tekstil. Orang yang merokok tembakau juga memiliki kesempatan yang lebih tinggi terpapar kromium. Kromium (VI) diketahui menyebabkan berbagai efek kesehatan. sebuah senyawa dalam produk kulit, dapat menyebabkan reaksi alergi, seperti ruam kulit. Pada saat bernapas ada krom (VI) dapat menyebabkan iritasi dan hidung mimisan. Masalah kesehatan lainnya yang disebabkan oleh kromium (VI) adalah: - sakit perut dan bisul - Masalah pernapasan - Sistem kekebalan yang lemah - Ginjal dan kerusakan hati - Perubahan materi genetik - Kanker paru-paru - Kematian Bahaya kesehatan yang berkaitan dengan kromium bergantung pada keadaan oksidasi. Bentuk yang hexavalent beracun. Efek samping dari bentuk hexavalent pada kulit mungkin termasuk dermatitis, dan reaksi alergi kulit. Gejala pernafasan termasuk batuk, sesak napas, dan hidung gatal.

Molibdenum (Mo)2.1.Sejarah Pada tahun 1778 seorang ahli kimia terkenal Swedia, C. W. Scheele telah berhasil membuat suatu oksida unsur baru dari mineral molibdenit, MoS2, dengan demikian ia mampu membedakan mineral ini dengan grafit yang pada waktu itu diduga identik. Kemudian setelah 3 tahun kemudian, P.J. Helm berhasil mengisolasi molibdenum dari pemanasan molibdenit dengan batubara. Nama molibdenum berasal dari bahasa Yunani, molibdos, yang artinya mengandung makna kebingungan ketika menghadapi mineral-mineral lunak hitam yang dapat dipakai untuk menulis, yaitu grafit yang disebut timbel hitam dan plumbako (Sugiyarto dan Suyani, 2010). 2.2.Sifat Fisika dan Sifat Kimia Logam molibdenum merupakan logam golongan 6, dimana logam ini cenderung memiliki tingkat oksidasi rendah sehingga membuat unsure ini semakin tidak stabil dengan naiknya nomor atom. Seperti halnya kromium, konfigurasi elektron molibdenum menyimpang dari diagram aufbau (Sugiyarto dan sugiyani, 2010). Konfigrasi elektron tingkat dasar Molibdenum adalah d5s1, dengan sebuah konfigurasi terisi setengah d5 yang stabil. Apabila dilihat dari struktur elektronnya, Molibdenum diharapkan untuk membentuk senyawa-senyawa dengan tingkat oksidasi dari (+1) sampai (+6). Tingkat oksidasi Molibdenum yang paling penting adalah (+5) dan (+6). Mo(+6) bersifat stabil, sedangkan Mo(+3) bersifat sangat mereduksi. Hal ini sesuai dengan kecenderungan bahwa semakin menurun posisi unsur dalam satu golongan maka semakin tinggi tingkat oksidasi menjadi lebih stabil dan tingkat oksidasi lebih lemah menjadi kurang stabil. 2.2.1. Keterangan Umum Unsur Nama, Lambang, Nomor atom Deret Kimia Golongan, periode, Blok Penampilan Molibdenum, Mo, 42 Logam transisi VIB, 5, d abu-abu

Massa atom Konfigurasi Elektron Jumlah elektron tiap kulit

95,94(2) g/mol [Kr] 4d5 5s1 2, 8, 18, 13, 1

2.2.2. Sifat Fisika Fase Massa jenis (sekitar suhu kamar) Titik lebur Titik didih Kalor peleburan Kalor penguapan Kapasitas kalor Resistivitas listrik Konduktivitas termal Ekspansi termal Padat 10,28 g/cm3 2896 K, 2623 oC, 4753 oF 4912 K, 4639 oC, 8382 oF 37,48 kJ/mol 617 kJ/mol (25 oC) 24,06 J/(mol.K) (20 C) 53.4 nm (300 K) 138 W/(mK) (25 C) 4.8 m/(mK)

2.2.3. Sifat Kimia Struktur Kristal Bilangan oksidasi Elektronegativitas Energi Ionisasi Cubic body centered +3, +4, +5, +6 (oksida asam kuat) 1,8 (skala Pauling) E1: 684,3 kJ/mol E2: 1560 kJ/mol E3: 2618 kJ/mol Jari-jari atom Jari-jari atom (terhitung) Jari-jari kovalen 139 pm 190 pm 145 pm

2.3. Sumber dan Ekstraksi Molibdenum Sumber molibdenum yang terpenting adalah molibdenit sulfida, MoS2, dan yang lainnya adalah bijih wulfenit, PbMoO4, dan powelit, Ca(Mo,W)O4 (Sugiyarto dan Suyani, 2010). Logam molibdenum diproduksi sebagai hasil utama maupun hasil sampingan dalam pengolahan

tembaga. Pada proses tersebut, bijih molibdenit terlebih dahulu dipisahkan dengan teknik flotasi, kemudian dipanggang untuk memperoleh oksidanya, MoO3. Jika ingin digunakan langsung sebagai paduan logam seperti pada pabrik baja, oksidasi ini diubah menjadi feromolibdenum dengan proses aluminotermik. Untuk memperoleh logam yang lebih murni, molibdenum oksida dilarutkan dalam larutan amonia untuk dikristalkan sebagai amonium molibdat, kadang-kadang sebagai dimolibdat, [NH4]2[Mo2O7], atau sebagai paramolibdat, [NH4]6[Mo7O24].4H2O dengan bergantung pada kondisinya. Molibdat ini kemudian dapat direduksi dengan gas H2 menjadi serbuk logam molibdenum yang berwarna abu-abu. Selain itu, MoO3 dapat dibuat dengan memanaskan logamnya atau sulfidanya dalam oksigen. Oksida-oksida ini tidak bereaksi dengan asam, tetapi larut dalam larutan basa membentuk larutan molibdat. MoO2 dapat diperoleh dari reduksi MoO3 dengan H2 atau NH3 pada temperatur di bawah 470 oC, diatas temperatur ini terjadi reduksi lebih lanjut menjadi logamnya. Selain itu, MoO2 juga dapat diperoleh dari reaksi molibdenum dengan uap air panas pada suhu ~800 oC. Mo2O5 dapat diperoleh dari reduksi MoO3 dengan serbuk molibdenum pada ~750 oC. Penambahan amonia ke dalam larutan yang mengandung Mo(V) hasil reduksi tersebut akan diperoleh endapan coklat MoO(OH)3 dan apabila endapan ini dipanaskan akan menghasilkan Mo2O5.

2.4. Kegunaan Sekitar 75 persen dari molibdenum yang digunakan di Amerika Serikat pada tahun 1996 dijadikan campuran untuk baja dan besi. Hampir setengah dari campuran ini digunakan untuk membuat stainless dan baja tahan panas. Hasilnya dapat digunakan dalam pesawat terbang, pesawat ruang angkasa, dan rudal bagian. Penggunaan penting lainnya adalah campuran molibdenum dalam produksi alat-alat khusus, seperti: busi, shaft baling-baling, senapan barel, peralatan listrik digunakan pada temperatur tinggi, dan boiler pelat. Penggunaan penting lainnya adalah sebagai katalis molibdenum. Katalis adalah zat yang digunakan untuk mempercepat atau memperlambat suatu reaksi kimia. Katalis tidak mengalami perubahan wujud selama reaksi. Katalis molybdenum digunakan dalam berbagai operasi kimia, dalam industri minyak bumi, dan dalam produksi polimer dan plastik. Pada jumlah yang kecil, molibdenum efektif untuk mengeraskan baja. Molibdenum digunakan pada komponen pesawat terbang, peluru, filamen pada pemanas elektrik dan lapisan pelindung pada ketel. Molibdenum

orange merupakan pigmen antara merah-kuning ke merah-orange terang dan digunakan pada cat, tinta, plastik, dan senyawa-senyawa karet. Molibdenum disulfida merupakan pelumas yang baik, terutama pada suhu tinggi. Molibdenum juga digunakan pada beberapa aplikasi elektronik, sebagai pelapis logam konduktif pada transistor film-tipis. Molibdenum merupakan salah satu bahan paduan baja yang menjadikan baja bersifat keras dan kuat. Selain itu, molibdenum digunakan dalam oksida dan sistem lain sebagai katalis untuk berbagai reaksi, salah satu contoh adalah amonoksidasi akrilonitril menurut persamaan reaksi (Cotton dan Wilkinson, 2001) :H2C CHCH3 + NH3 + 3/2O2 H2C CHCN + 3H2O

MoS2 digunakan sebagai pelumas padat yang ditambahkan ke oli dan digunakan sebagai katalis dalam reaksi hidrogenasi.

2.5. Persenyawaan Oksida molibdenum banyak yang sudah dikenal, yaitu MoO3, Mo2O5, dan MoO2. Oksida MoO2 berupa padatan coklat violet, tidak larut dalam asam nitrat pekat dan terjadi oksidasi lebih lanjut menjadi Mo(VI). MoO2 mengadopsi struktur rutil (TiO2).

Gambar Struktur Rutil (TiO2) (Geocities, 2012)

2.6.Reaksi-reaksi Yang Terjadi Molibdenum tidak dapat bereaksi dengan air pada suhu kamar. Molibdenum juga tidak dapat bereaksi dengan udara atau oksigen pada suhu kamar, akan tetapi pada suhu tinggi (di atas suhu 790 oC) akan membentuk molibdenum(VI) trioksida: 2Mo (s) + 3O2 (g) 2MoO3 (s)

Reaksi dengan halogen akan membentuk molibdenum halida, misalnya jika molibdenum direaksikan dengan fluorin, maka akan membentuk molibdenum(VI) fluorida. Mo (s) + 3F2 (g) MoF6 (l)

Molibdenum(VI) biasanya membentuk spesies dioksida dengan kedua ikatan Mo = O adalah cis. Jadi, MoO3 dalam 12MHCl membentuk kompleks [MoO2Cl4]2-. Selain itu, molibdenum(VI) juga membentuk kompleks molibdenum pentaklorida [MoCl5] (= Mo2Cl10).

Cl Cl O

2-

MoCl Cl O

Gambar 2.6 Struktur Kompleks [MoO2Cl4]2-

Gambar 2.7 Struktur kompleks molibdenum pentaklorida [MoCl5] (Saito, 2008) Selain itu, kompleks yang mudah didapatkan yang digunakan untuk sintesis kompleks lain adalah ion pentaklorooksomolibdat(V) yang berwarna hijau jambrut, [MoOCl5]2-. Senyawa kompleks ini dapat diperoleh dengan reduksi MoO42- dalam larutan HCl atau dengan pelarutan Mo2Cl10 dalam larutan akua pekat HCl.

O Cl Cl

2-

MoCl Cl Cl

Gambar 2.8 Struktur ion pentaklorooksomolibdat(V)

2.7.Efek Kesehatan Molybdenum relatif aman bagi manusia dan hewan. Penelitian telah menunjukkan bahwa Moblydenum merupakan zat yang tidak beracun. Bahkan, Molybdenum digunakan untuk pertumbuhan tanaman sebagai nutrisi, walaupun intensitas kebutuhannya masih sangat kecil (Anonymous, 2010).

2.8.Molibdenum Dalam Tubuh Manusia Pada manusia, molybdenum dikenal berfungsi sebagai kofaktor untuk tiga enzim: Sulfit oksidase mengkatalisis transformasi sulfit ke sulfat, reaksi yang diperlukan untuk metabolisme kandungan asam amino (metionin dan sistein). Xanthine oksidase mengkatalisis pemecahan nukleotida (prekursor untuk DNA dan RNA) untuk membentuk asam urat, yang berkontribusi terhadap kapasitas antioksidan plasma darah. Oksidase Aldehyde dan xanthine oksidase mengkatalisis reaksi hidroksilasi yang melibatkan beberapa molekul yang berbeda dengan struktur kimia yang sama. oksidase Xanthine dan oksidase aldehida juga berperan dalam metabolisme obat dan racun. Nilai ambang batas Mo dalam tubuh manusia o Anak-anak 1-3 tahun 300 g / hari o Anak-anak 4-8 tahun 600 g / hari o Anak-anak 9-13 tahun 1.100 g / hari (1,1 mg / hari o Remaja 14-18 tahun 1.700 g / hari(1,7 mg / hari o Dewasa 19 tahun dan lebih tua 2.000 (2,0 mg / hari) Molibdenum diperlukan untuk oksidasi belerang, suatu komponen dari protein. Molibdenum terdapat dalam susu, buncis, roti dan gandum. Kekurangan Molibdenum Kekurangan molibdenum yang disebabkan karena asupan yang tidak memadai pada orang yang sehat, belum pernah diteliti. Tetapi kekurangan molibdenum terjadi pada keadaan tertentu misalnya jika seorang malnutrisi yang menderita penyakit Chron mendapatkan makanan parenteral dalam waktu yang lama tanpa tambahan molibdenum. Gejalanya berupa: denyut jantung yang cepat

-

sesak nafas mual muntah disorientasi koma. Penyembuhan total bisa diperoleh dengan pemberian molibdenum.

Kelebihan Molibdenum Orang yang mengkonsumsi molibdenum dalam jumlah besar dapat mengalami gejala yang menyerupai penyakit gout, termasuk peningkatan kadar asam urat dalam darah dan nyeri sendi. Penambang yang terpapar debu molibdenum bisa mengalami gejala-gejala yang tidak spesifik.

Wolfram (W)3.1. Sejarah Tungsten ditemukan oleh Juan Jose dan Fausto de Elhuyar pada tahun 1783 di Vergara, Spain. Dalam bahasa Swedia, tung sten berarti batu berat. Nama lain dari tungsten adalah wolfram (bahasa Jerman) yang disimbolkan dengan W. Pada tahun 1779, Peter Woulfe menguji mineral yang sekarang dikenal sebagai tungstenit dan menyimpulkan bahwa terdapat zat baru dalam tungstenit. Scheele, pada tahun 1781, menemukan bahwa asam yang baru dapat dibuat dari tungsten (nama yang diberikan pada tahun 1758 untuk mineral yang sekarang dikenal sebagai scheelite). Scheele dan Bergman mengusulkan adanya kemungkinan untuk mendapatkan logam yang baru dengan mereduksi asam ini. De Elhuyar menemukan bahwa asam dalam tungstenit pada tahun 1783 adalah sama dengan asam tungsten (asam tungstat) yang dibuat Scheele, dan pada tahun yang sama, mereka berhasil memperoleh unsur tungsten dengan mereduksi asam tungstat dengan arang. Pada tahun 1781, Scheele dan T. Bergmann mengisolasi oksida baru yang lain dari mineral yang kemudian disebut skelit, CaWO4. Hasilnya disebut tungsten yang artinya batu berat. Dua tahun kemudian dua bersaudara, J.J dan F. De Elhuyar dari Spanyol menunjukkan bahwa oksida yang sama merupakan konstituen dari mineral wolframit, dan pemanasan oksida ini dengan batubara berhasil mereduksinya menjadi logam yang kemudian diberi nama wolfram dengan simbol W. Nama ini direkomendasi oleh IUPAC, namun komunikasi bahasa Inggris memilih memakai nama tungsten (Sugiyarto dan Sugiyani, 2010).

3.2. Sifat Fisika dan Sifat Kimia 3.2.1. Keterangan Umum Unsur Tungsten murni adalah logam yang berwarna putih timah hingga abu-abu baja. Tungsten yang sangat murni dapat dipotong dengan gergaji besi dan bisa dibentuk dengan mudah. Dalam keadaan tidak murni, tungsten rapuh dan membutuhkan usaha keras untuk bisa membentuknya. Logam transisi yang sangat keras ini ditemukan pada mineral seperti wolframit dan schelit. Wolfram memiliki titik lebur yang lebih tinggi dari semua unsure logam dan pada suhu 1650 oC memiliki kekuatan regang tertinggi. Bentuk murni Wolfram digunakan terutama pada perangkat

elektronik. Senyawa dan aloy-nya digunakan secara luas untuk banyak hal, yang paling dikenal adalah sebagai filamen bola lampu, tabung sinar-x, dan superaloy. Nama, Lambang, Nomor atom Deret kimia Golongan, Periode, blok Penampilan Wolfram, W, 74 Logam transisi VIB, 6, d Putih keabu-abuan dan mengkilap

Massa atom Konfigurasi electron Jumlah elektron tiap kulit

183,948 g/mol [Xe] 4f14 5d4 6s2 2, 8, 18, 32, 12, 2

3.2.2. Sifat Fisika Fase Massa jenis (sekitar suhu kamar) Titik lebur Titik didih Kalor peleburan Kalor penguapan Kapasitas kalor Resistivitas listrik Konduktivitas termal Ekspansi termal Padat 19,25 g/cm3 3695 K, 3422 oC, 6192 oF 5828 K, 5555 oC, 10031 oF 35,3 kJ/mol 806,7 kJ/mol 24,27 J/(mol.K) (20 C) 52,8 nm (300 K) 173 W/(mK) (25 C) 4,5 m/(mK)

3.2.3. Sifat Kimia Struktur Kristal Bilangan oksidasi Elektronegativitas Energi Ionisasi Cubic body centered (kubus berpusat muka) +2, +3, +4, +5, +6 (oksida asam lemah) 1,7 (skala Pauling) E1: 770 kJ/mol

E2: 1700 kJ/mol E3: 2300 kJ/mol Jari-jari atom Jari-jari kovalen 139 pm 162 (7) pm

3.2.4. Isotop Wolfram Isotop180 182 183 184 186

Massa Atom

Waktu paruh 1,8x1018 tahun 8,3x1018 tahun 29x1018 tahun 13x1018 tahun 27x1018 tahun

Kelimpahan di alam (%)

W W W W W

179,9 181,9 183 184 186

0,10 26,3 14,3 0 28,6

3.3. Sumber Wolfram (Tungsten) Tungsten, terdapat dalam mineral tungstenit wolframit Fe(Mn)WO4, scheelit CaWO4, huebnerit MnWO4, dan ferberit FeWO4 (Cotton dan Wilkinson, 1989). Tempat penambangan tungsten yang penting adalah di Kalifornia, Kolorado, Korea Selatan, Bolivia, Russia dan Portugal. Bahkan China, dilaporkan memiliki persediaan 75% tungsten di dunia. Unsur tungsten diperoleh secara komersial dengan mereduksi tungsten oksida dengan hydrogen atau karbon. Proses pembuatannya adalah mineral tungsten dihancurkan secara mekanik dan direaksikan dengan lelehan NaOH. Lelehannya dilarutkan dalam air untuk memperoleh Na-tungsenat yang kemudian diasamkan untuk mendapatkan WO3 kemudian direduksi dengan hydrogen dan diperoleh logamnya. Kelimpahan tungsten di alam sebesar 0,0005 ppm, matahari sebesar 0,004 ppm, meteorit sebesar 0,12 ppm, kerak bumi sebesar 1,1 ppm, dan air laut sebesar 1,2x10-4 ppm (Anonymous, 2001).

3.4. Kegunaan Tungsten dan alloynya digunakan secara besar-besaran untuk pembuatan filament lampu pijar, tabung electron, dan televisi, untuk titik kontak pada distributor mobil, unsure windings

(proses pencarian logam dalam tungku listrik), pemanas pada tungku listrik, paduan logam untuk alat pemotong bersuhu tinggi dan pada pesawat luar angkasa. Alloy yang digunakan untuk peralatan berkecepatan tinggi seperti Hastelloy, Stellite mengandung tungsten. Tungsten karbida sangat pentinng digunakan dalam proses penempaan logam, penambangan logam dan industry minyak bumi. Tungsten karbida juga digunakan sebagai bahan anti gores untuk perhiasan termasuk arloji dan cincin perkawinan. Selain itu, tungsten karbida belum lama ini digunakan dalam mode intan permata sesuai sifat hypoallergenic-nya, kenyataan bahwa kekerasannya ekstrim (tinggi), dan berkilau seperti logam gosok lain. Kalsium dan magnesium tungstat sangat luas digunakan dalam pencahayaan fluorosens, dan garam tungsten lainnya digunakan dalam industry pewarna dan kimia. Tungsten disulfide adalah pelumas yang kering dan stabil pada suhu setinggi 500 oC. perunggu tungsten dan senyawa lainnya digunakan dalam industry cat. Diinformasikan pula, bahwa dalam pembuatan bola lampu OSRAM (didirikan pada tahun 1906 oleh tiga perusahaan Jerman yang menggabungkan fasilitas produksi lampu mereka). Nama dari bola lampu yang diproduksi diambil dari unsur penyusunnya yaitu OSmium dan wolfRAM (tungsten).

3.5. Ekstraksi Wolfram Logam wolfram dapat diperoleh dengan pemanasan langsung campuran bijih, tungstat scheelit, CaWO4 dan wolframit, Fe(Mn)WO4 (hingga meleleh) dengan alkali, kemudian diendapkan dalam air sebagai WO3 dengan penambahan asam. Reduksi oksida ini dengan H2 pada ~850 oC akan menghasilkan serbuk logam wolfram berwarna abu-abu. Pengubahan serbuk logam menjadi padatan masif dapat dilakukan dengan kompresi tinggi menggunakan gas H2 (Sugiyarto dan Sugiyani, 2010).

3.6. Persenyawaan Wolfram a. Oksida, beberapa oksida yang umum adalah WO3 (kuning) dan WO2. Trioksida dibuat dengan memanaskan logam wolfram dengan senyawa lain seperti sulfide dalam oksigen. Oksida tersebut tidak bereaksi dengan asam tetapi larut dalam basa membentuk larutan wolframat. WO3 padatan kuning lemon dengan titik leleh ~1200 oC. Dioksida (WO2) dibuat dengan mereduksi trioksida dengan hydrogen atau NH3 pada suhu 470 oC.

b. Halida, WF6 dibuat dengan reaksi fluorinasi terhadap logam wolfram. Halide tersebut mudah terhidrolisis. Untuk WCl6 dibuat melalui reaksi klorinasi logam wolfram.

3.7. Reaksi-reaksi yang Terjadi 1. Reaksi dengan air Pada suhu ruangan, tungsten tidak bereaksi dengan air. 2. Reaksi dengan udara Pada suhu ruangan, tungsten dapat bereaksi dengan udara atau O2. Pada suhu yang meningkat, akan terbentuk tungsten(VI) oksida atau trioksida . Persamaan reaksinya sebagai berikut : 2W (s) + 3 O2 3. Reaksi dengan halogen Pada suhu ruangan, tungsten beraksi langsung dengan fluorin membentuk tungsten(VI) fluoride. Persamaan reaksinya sebagai berikut : W (s) + 3F2 (g) 3F6 (g) Tungsten bereaksi secara langsung dengan klorin atau bromine (pada 250C) masing-masing membentuk tungsten(VI) klorida atau tungsten(VI) bromide. Persamaan reaksinya sebagai berikut : W (s) + 3Cl2 (g) W (s) + 3Br2 (g) WCl6 (s) WBr6 (s) 2WO3 (s)

Pada kondisi terkontrol, tungsten(V) klorida terbentuk dari reaksi antara logam tungsten dan klorin, persamaan reaksinya sebagai berikut: 2W (s) + 5Cl2 (g) 4. Reaksi dengan asam Secara umum, logam tungsten tidak terpengaruh oleh kebanyakan asam. Menurut Cotton dan Wilkinson (1989) wolfram tidak diserang oleh asam selain HF. Artinya logam tungsten tidak dapat bereaksi dengan asam selain HF. 5. Reaksi dengan basa Logam tungsten tidak bereaksi dengan larutan basa lemah. 2WCl5 (s)

3.8. Pembentukan Ikatan dan Senyawa Kompleks WO3 mengadopsi struktur geometri yang dikenal sebagai struktur renium trioksida (ReO3). Struktur ini dapat dipandang sebagai suatu kubus yang setiap sudutnya ditempati oleh atom W dan pada pertengahan dari setiap sisinya ditempati oleh atom O. Suatu kubus yang tersusun oleh 8 atom W pada titik-titik sudutnya akan diselingi oleh 12 atom pada tiap pertengahan sisinya, sehingga setiap atom W akan mengikat 6 atom O dan pada tiap atom O ini mengikat 2 atom W untuk menghasilkan formula WO3 (Sugiyarto dan Sugiyani, 2010). Dihalida W6Cl12 dapat dioksidasi oleh Cl2 pada suhu tinggi. Satuan-satuan (M6X8)4+ dapat mengkoordinasi enam donor pasangan electron, masing-masing pada setiap atom logam sepanjang seperempat sumbu octahedron (Cotton dan Wilkinson, 1989). Gugus berjembatan dalam satuan M6X84+ dapat melangsungkan reaksi pertukaran hanya secara lambat, sedangkan keenam ligan luar adalah labil. Dalam larutan akua satuan M6X84+ adalah tidak stabil terhadap gugus nukleofilik yang lebih kuat seperti OH-, CN-, atau SH- (Cotton dan Wilkinson, 1989).

3.9. Efek Kesehatan Karena tungsten jarang dan senyawanya umumnya inert, efek tungsten pada lingkungan cukup terbatas (Anonymous, 2012). Tungsten mudah terbakar dan dapat bertindak sebagai iritan pernapasan (Zulaiha, 2011).

Seaborgium (Sb)4.1. Sejarah Seaborgium, unsur 106. Nama lain unsur ini adalah Unnilhexium (Eh), Rutherfordium (Rf), Seaborgium (Sg). Seaborgium pertama kali diproduksi oleh sebuah tim ilmuwan yang dipimpin oleh Albert Ghiorso bekerja di Lawrence Berkeley Laboratory di Berkeley, California, pada tahun 1974. Mereka menciptakan Seaborgium dengan membombardir atom Californium-249 dengan ion Oksigen18 dengan menggunakan mesin yang disebut Super-Heavy Ion Linear Accelerator. Benturan atom dihasilkan Seaborgium-263 dan kemudian emisi alfa menjadi Nobelium, dilanjutkan dengan peluruhan alfa antara Seaborgium dan Nobelium. Unsur ini diidentifikasi memiliki energi alfa 9.06 dan 9.25MeV dengan masa paruh waktu sekitar 0.9+/0.2 detik.. Seaborgium-263 adalah isotop seaborgium dengan paruh sekitar 1 detik. Tiga bulan sebelum kelompok Berkeley mengumumkan penemuan mereka, sebuah tim ilmuwan yang bekerja di Institut Bersama untuk Penelitian Nuklir di Dubna, Rusia, mengklaim telah menghasilkan seaborgium. Metode mereka yaitu dengan membombardir atom Timah-207 dan memimpin Timah-208 dengan ion Chromium-54 menggunakan alat yang disebut siklotron. Mereka percaya bahwa mereka telah menghasilkan atom Seaborgium-259. Kelompok Berkeley dikonfirmasi pada tahun 1993 dan mereka dinobatkan sebagai penemu Seoborgium. Nama Seaborgium, dengan simbol kimia "Sg," diumumkan pada hari Minggu, 13 Maret di 207 pertemuan nasional American Chemical Society di San Diego. Pengumuman ini dibuat oleh Kenneth Hulet, pensiunan ahli kimia dari Lawrence Livermore National Laboratory (LLNL) dan salah satu darinya menemukan Seaborgium. Hulet membuat pengumuman sementara menerima Penghargaan ACS Nuklir Kimia untuk hidupnya prestasi di lapangan. Seaborgium adalah nama terbaru yang akan ditambahkan kepada keluarga unsur "transuranium". Unsur transuranium dapat dibuat dalam akselerator partikel. Seaborgium memiliki paruh kurang dari satu detik. Ini pertama kali dibuat dan diidentifikasi pada 1974 dalam sebuah percobaan yang dilakukan di LBL oleh tim peneliti LBL dan LLNL dipimpin oleh fisikawan Hulet dan LBL Albert Ghiorso.

Menurut kriteria yang diusulkan oleh peneliti ilmu pengetahuan nuklir pada 1970-an, penamaan unsur baru merupakan hak prerogatif penemuan asli tim, namun usulan nama independen harus menunggu konfirmasi dari penemuan. Seaborgium akhirnya dikukuhkan pada tahun 1993 dalam sebuah percobaan di LBL's 88Inch siklotron yang dirancang oleh Ken Gregorich, sebuah divisi sesama di LBL's Nuclear Science Division, dan dilaksanakan oleh sebuah tim termasuk fakultas Gregorich dan LBL ilmuwan senior Darleane Hoffman, ditambah doktoral dan mahasiswa dari LBL dan UC Berkeley Departemen Kimia. Konfirmasi diumumkan pada September lalu '93 Aktinida konferensi di Santa Fe, New Mexico. Nama Seaborgium dipilih untuk menghormati orang yang berbagi Penghargaan Nobel 1951 di bidang kimia dengan mantan Direktur LBL Edwin McMillan untuk "penemuan mereka dalam kimia dari unsur transuranium." Lahir pada tahun 1912 di Ishpeming, Michigan, Seaborg menerima Ph.D. dalam kimia dari UC Berkeley pada tahun 1937. Ia bergabung dengan UCB fakultas pada tahun 1939 dan menjabat sebagai kanselir 1958-1961. Dari tahun 1961 sampai 1971 ia menjabat sebagai ketua Komisi Energi Atom (pendahulu dari US Department of Energy) di bawah Presiden AS Kennedy, Johnson, dan Nixon. Ia kemudian kembali ke riset di Berkeley, di mana ia terus berlanjut hingga kini dalam mencari elemen-elemen baru dan isotop. Selain tugas-tugasnya di LBL, Seaborg sekarang menjabat sebagai Profesor Universitas (UC posisi akademis tertinggi), dan ketua Lawrence Hall of Science. Seaborg cukup terkenal karena perannya dalam penemuan plutonium. Ini terjadi pada tahun 1940, ketika Seaborg, McMillan, Joseph Kennedy, dan Arthur Wahl, menggunakan Siklotron 60-inci yang dibangun oleh Ernest Lawrence, dibombardir sampel Uranium dengan deuteron dan ditransmutasikan menjadi Plutonium. Seaborg dan rekan-rekan kerjanya menggunakan penemuan plutonium sebagai batu loncatan untuk penciptaan serangkaian unsur transuranium - amerisium, kurium, berkelium, californium, einsteinium, fermium, mendelevium, nobelium, dan sekarang seaborgium. Seaborg menampung lebih dari 40 paten, termasuk satu-satunya yang untuk unsur kimia (amerisium dan kurium). Ia adalah penulis banyak buku dan lebih dari 500 artikel ilmiah. Dia telah dianugerahi 50 gelar doktor kehormatan dan diakui sebagai advokat nasional untuk pendidikan sains dan matematika. Pimentel Award Pendidikan Kimia untuk "kontribusinya yang besar terhadap pendidikan warga dunia." Penghargaan ini dinamai untuk LBL dan UCB ACS

kimiawan dan mantan presiden yang meninggal pada 1989 setelah karir yang luar biasa dalam penelitian dan pendidikan.

4.2. Sifat Fisika dan Sifat Kimia 4.2.1. Keterangan Umum Unsur Nama, Lambang, Nomor atom Deret kimia Golongan, Periode, blok Penampilan Seaborgium, Sg, 106 Logam transisi VIB, 7, d Tidak diketahui, kemungkinan putih keperakan atau abu-abu metalik Massa atom Konfigurasi electron Jumlah elektron tiap kulit 269 g/mol Diperkirakan [Rn] 7s2 5f14 6d4 2, 8, 18, 32, 32, 12, 2

4.2.2. Sifat Fisika Seaborgium merupakan Sebuah logam radioaktif yang tidak terjadi secara alami dan hanya untuk kepentingan penelitian saja. Hanya beberapa atom yang pernah dibuat dan bentuk kimia menyerupai tungsten (Anonymous, 2011). Fase Massa jenis (sekitar suhu kamar) Titik lebur Titik didih Kalor peleburan Kalor penguapan Kapasitas kalor Resistivitas listrik Konduktivitas termal Ekspansi termal Dianggap Padat 35 g/cm3 -

4.2.3. Sifat Kimia Sifat kimia Seaborgium mirip dengan Wolfram. Dikarenakan unsur ini memiliki nomor atom lebih tinggi daripada Uranium, sehingga Seaborgium memiliki sejumlah sifat kimia yaitu ketidakstabilan dan radioaktivitas (Anonymous, 2011). Struktur Kristal Bilangan oksidasi Elektronegativitas Energi Ionisasi Jari-jari atom (terhitung) Jari-jari kovalen Cubic body centered (kubus berpusat muka) -1, +1, +2, +3, +4, +5, +6 (oksida asam lemah) 132 pm 63 pm

4.2.4. Isotop Seaborgium Isotop271 269 267 266

Massa Atom

Waktu paruh

Kelimpahan di alam (%)

Sg Sg Sg Sg Sg

-

1,9 min 2,1 min 1,4 min 0,36 s 16,2 s 8,9 s 68 ms 0,9 s 0,3 s 15 ms 9 s 0,18 s 3,6 ms 0,48 s 2,9 ms

-

265b 265a 264

Sg

Sg Sg

263m 263g 262

Sg

Sg Sg

261m 261g 260 259 258

Sg

Sg Sg Sg

4.3. Sumber Seaborgium Seaborgium adalah unsur yang sangat tidak stabil, dengan isotop yang memiliki waktu paruh (kebanyakan) diukur dalam detik. Ketidakstabilan ini membuat seaborgium mustahil untuk ditemukan di alam, tetapi harus disintesis di laboratorium oleh para peneliti yang akan mempelajarinya, seaborgium memancarkan sinar alfa. Seperti elemen berat sintetis lain, seaborgium tidak memiliki nilai komersial karena sangat mahal untuk memproduksinya dan waktu paruhnya terlalu pendek untuk menjadi sangat produktif.

4.4. Kegunaan Seaborgium Manfaat dan kegunaan seaborgium belum diketahui aplikasinya secara pasti (Annonymous, 2009).

4.5. Ekstraksi Seaborgium (Pembuatan Seaborgium) Pembuatan unsur ini diperoleh melalui penembakan inti, sedikit atom yang terbentuk dan karakteristik seaborgium kurang begitu dimengerti. Persamaan reaksinya sebagai berikut (Anonymous, 2004) :249 263

Cf + 18O

Sg + 4n249

Unsur 106 dibuat dengan reaksi

Cf(18O,4n)263X, yang memancarkan alfa menjadi

rutherfordium, kemudian emisi alfa menjadi nobelium, dilanjutkan dengan peluruhan alfa antara rutherfordium dan nobelium. Unsur ini diidentifikasi memiliki energi alfa 9.06 dan 9.25 MeV dengan masa waktu paruh 0,90,2 detik (Anonymous, 2008). Di Dubna, ion menghantam target206 54

Cr berkekuatan 280 MeV dari siklotron 310 cm digunakan untuk207

Pb,

Pb, dan

208

Pb pada waktu yang berbeda. Foil digunakan pada

lempeng target untuk mendeteksi aktivitas fisi spontan. Diketahui kemudian, bahwa foil teretsa dan secara mikroskopi terdapat sejumlah jejak reaksi fisi dan aktivitas fisi waktu paruh. Percobaan lainnya dibuat untuk memperoleh kepastian tentang penemuan unsur ini (Anonymous, 2008).

4.6. Reaksi dan Persenyawaan Seaborgium Sedikit penelitian yang dilakukan tentang seaborgium secara kimia yaitu menyatakan bahwa seaborgium cenderung memilih bilangan oksidasi +6 dan membentuk oksi-anion SgO42dan senyawa SgO2Cl2 yang sesuai dengan posisinya yang terletak pada golongan VI B dalam tabel periodik (Anonymous, 2009).

4.7. Bahaya Seaborgium Bahaya unsur seaborgium belum diketahui. Karena sangat tidak stabil, nilai yang terbentuk akan terurai menjadi unsur-unsur lainnya sangat cepat sehingga tidak ada alasan untuk mempelajari pengaruh terhadap kesehatan manusia. Karena sangat singkat-setengah hidupnya (21 detik), tidak ada alasan untuk mempertimbangkan efek seaborgium di lingkungan.

Kecenderungan Logam-logam Golongan VIBKarakteristik logam-logam golongan VIB dapat dilihat pada Tabel berikut: Beberapa sifat unsur-unsur transisi golongan VIB No. 1. 2. Karakteristik Fase Kelimpahan (ppm) 3. Densitas (g/cm3) Titik leleh (oC) Titik didih (oC) Jari-jari atom (pm) (BK=12) 7. Konfigurasi elektronik [18Ar] 3d5 4s1 [36Kr] 4d5 5s1 [54Xe] 4f14 5d4 6s2 Diperkirakan [86Rn] 7s2 5f14 6d4 8. Elektronegativitas 1,66 (skala Pauling) 9. Energi ionisasi E1: 652,9 kJ/mol E2:1590,6 kJ/mol E3: 2987 kJ/mol 10. Bilangan Oksidasi +2, +3, (+4), +6 (oksida asam kuat) 1,8 (skala Pauling) E1: 684,3 kJ/mol E2: 1560 kJ/mol E3: 2618 kJ/mol +3, +4, +5, +6 (oksida asam kuat) 1,7 (skala Pauling) E1: 770 kJ/mol E2: 1700 kJ/mol E3: 2300 kJ/mol (+2), (+3), +4, +5, +6 (oksida asam lemah) -1, +1, +2, +3, +4, +5, +6 (oksida asam lemah) (dalam tanda kurung adalah bilangan oksidasi yang tidak umum). a. Fase unsur golongan VIB seluruhnya adalah padat. b. Titik didih dan titik leleh dari unsur Cr sampai W semakin besar nilainya. 7,15 (25 oC) 10,28 (25 oC) 19,25 (25 oC) 35 (25 oC) (perkiraan) 4. 5. 6. 1907 2671 128 2623 4639 139 3422 5555 139 132 (terhitung)24Cr 42Mo 74W 106Sg

Padat 122

Padat 1,2

Padat 1,2

Dianggap Padat -

c. Jari-jari atom Telah diketahui dari tabel Sistem Periodik Unsur bahwa semakin banyak Nomor Atom maka semakin banyak kulit yang dimiliki atom tersebut sehingga semakin besar jari-jarinya. Jadi dapat dikatakan bahwa dari unsur Cr sampai Sg, jari-jari makin besar. d. Densitas Dari data yang terlihat di atas, kerapatan dari unsure Cr sampai Sg semakin besar. e. Elektronegativitas Besarnya keelektonegativitas unsure golongan VIB dari atas ke bawah (Cr sampai W) tidak linier. Dimana unsur Molibdenum yang mempunyai harga keelektonegativitas yang paling besar diantara unsur golongan VIB. f. Energi Ionisasi Besarnya Energi Ionisasi dari atas ke bawah (Cr sampai W), cenderung naik harganya. g. Bilangan Oksidasi Bilangan oksidasi yang umumnya dimiliki unsur-unsur golongan VIB adalah +3, +4, +6. Logam golongan VIB pada tingkat oksidasi rendah semakin tidak stabil dengan naiknya nomor atom. Konfigurasi electron untuk kromium dan molybdenum menyimpang dari diagram aufbau.

DAFTAR PUSTAKA

Anonymous. 2001. Tungsten. http://www.lenntech.com. Diakses tanggal 22 April 2012. Anonymous. 2004. Seaborgium-Jurnal. http://www.rsc.org. Diakses tanggal 22 April 2012. Anonymous. 2009. Seaborgium-Sg. Diakses tanggal 22 April 2012. Anonymous, 2011. Sejarah Seaborgium. http://chemistryoche.blogspot.com. Diaskses tanggal 22 April 2012. Anonymous, 2012. Periodic Table Tungsten. http://ptable.com. Diakses tanggal 22 April 2012. Cotton dan Wilkinson dan Wilkinson. 1989. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta: UI Press. Hiskia, A. 2001. Kimia Unsur dan Radiokimia. Bandung : Citra Adia Bakti. Redaksi chem.-is-try.org. 2008. Seaborgium. http://www.chem-is-try.org. Diakses tanggal 22 April 2012. Saito, T. 2008. Kimia Anorganik. Alih bahasa: Ismunandar, Prof. Dr. http//oke.co.id. Diakses tanggal 22 April 2012. Sugiyarto dan Sugiyani. 2010. Kimia Anorganik Logam. Yogyakarta : Graha Ilmu. Zulaiha, Zila. 2011. Unsur-unsur Golongan VIB. http://blogspot.com. Diakses tanggal 22 April 2012.

Embed Size (px)
Recommended