BAB IPENDAHULUAN1.1 Latar BelakangPengetahuan tentang unsur dan
senyawanya sudah sedemikian luas dan semuanya hanya dipelajari
dengan menggunakan sistem periodik unsur. Pada saat ini tidak
mungkin lagi untuk mempelajari lagi sifat masing-masing unsur dan
se-nyawanya satu demi satu secara terpisah tetapi berdasarkan
golongan unsur. Beberapa aspek tentang unsur, seperti ukuran atom,
potensi elektroda dan sebagainya dapat digunakan untuk memahami
sifat unsur dan senyawanya.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.1.2 Rumusan Masalah 1. Bagaimanakah sifat fisika dan
kimia golongan VI A?2. Bagaimanakah kecenderungan sifat fisika dan
kimia golongan VI A?3. Bagaimanakah persenyawaan oksigen,sulfur dan
selenium?1.3 Tujuan1. Mengetahui sifat fisika dan kimia golongan VI
A.2. Mengetahui kecenderungan sifat fisika dan kimia dari golongan
VI A3. Mengetahui persenyawaan golongan VI A.1.4 Batasan Masalah
Membahas sifat-sifat kimia, fisika dan persenyawaan golongan
kalkogen yaitu oksigen, sulfur dan selenium1.5 ManfaatMengetahui
dengan jelas sifat-sifat fisika, kimia dan persenyawaan secara umum
dari oksigen, sulfur dan seleniumBAB IIPEMBAHASAN2.1 Oksigen
(O)
Oksigen pertama kali ditemukan oleh seorang ahli obat Carl
Wilhelm Scheele. Ia menghasilkan gas oksigen dengan mamanaskan
raksa oksida dan berbagai nitrat sekitar tahun 1772. Scheele
menyebut gas ini udara api karena ia merupakan satu-satunya gas
yang diketahui mendukung pembakaran. Ia menuliskan pengamatannya ke
dalam sebuah manuskrip yang berjudul Treatise on Air and Fire, yang
kemudian ia kirimkan ke penerbitnya pada tahun 1775. Namun, dokumen
ini tidak dipublikasikan sampai dengan tahun 1777Pada saat yang
sama, seorang pastor Britania, Joseph Priestley, melakukan
percobaan yang memfokuskan cahaya matahari ke raksa oksida (HgO)
dalam tabung gelas pada tanggal 1 Augustus 1774. Percobaan ini
menghasilkan gas yang ia namakan dephlogisticated air. Ia mencatat
bahwa lilin akan menyala lebih terang di dalam gas tersebut dan
seekor tikus akan menjadi lebih aktif dan hidup lebih lama ketika
menghirup udara tersebut. Setelah mencoba menghirup gas itu
sendiri, ia menulis: The feeling of it to my lungs was not sensibly
different from that of common air, but I fancied that my breast
felt peculiarly light and easy for some time afterwards. Priestley
mempublikasikan penemuannya pada tahun 1775 dalam sebuah laporan
yang berjudul An Account of Further Discoveries in Air. Laporan ini
pula dimasukkan ke dalam jilid kedua bukunya yang berjudul
Experiments and Observations on Different Kinds of Air. Oleh karena
ia mempublikasikan penemuannya terlebih dahulu, Priestley biasanya
diberikan prioritas terlebih dahulu dalam penemuan oksigen.Seorang
kimiawan Perancis, Antoine Laurent Lavoisier kemudian mengklaim
bahwa ia telah menemukan zat baru secara independen. Namun,
Priestley mengunjungi Lavoisier pada Oktober 1774 dan
memberitahukan Lavoisier mengenai eksperimennya serta bagaimana ia
menghasilkan gas baru tersebut. Scheele juga mengirimkan sebuah
surat kepada Lavoisier pada 30 September 1774 yang menjelaskan
penemuannya mengenai zat yang tak diketahui, tetapi Lavoisier tidak
pernah mengakui menerima surat tersebut (sebuah kopian surat ini
ditemukan dalam barang-barang pribadi Scheele setelah
kematiannya).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).2.1.2 Sifat Fisik Oksigen Sifat fisik
oksigenSimbol : ONomor atom : 8Massa atom relatif : 15,99999
gram/molTitik lebur : -218,4 oCTitik didih : -182,96 oCDensitas
(gas) : 1,429 gram/ literDensitas (cair) : 1,14 gram/liter
(-182,96oC)Bilangan oksidasi : +22.1.3 Sifat Kimia Oksigen
Senyawaan oksigen dengan semua unsur kecuali He, Ne dan mungkin Ar
dikenal. Molekul oksigen (dioksigen, O2) bereaksi dengan semua
unsur lain kecuali halogen, beberapa logam mulia, dan gas-gas mulia
baik dalam suhu ruangan atau pada pemanasan. Kimia oksigen
menyangkut pemenuhan konfigurasi neon dengan salah satu cara
berikut ini (Cotton.2007: 349):1. 1. Penggabungan elektron
membentuk O2-Oksida. Ranah sifat fisika yang diperhatikan oleh
oksida biner dari unsurnya melengkapi ranah jenis ikatan mulai yang
benar-benar ionik sampai yang benar-benar kovalen. Pembentukan ion
oksida dari molekul oksigen memerlukan banyak energy, kira-kira
1000 Kj/mol: O2 (g) O (g) H= 248 Kj/molO (g) + 2e O2-(g) H= 752
Kj/molMolekul oksigen yang benar-benar kovalen adalah senyawaan
seperti CO2, SO2 NO2, dan sebagainya.1. Pembentukan dua ikatan
kovalen tunggal -O- atau ikatan rangkap dua =O, seperti dialam
(CH3)2C=O atau Cl5Re=O.2. Pembentukan satu ikatan tunggal dan
penggabungan elektron seperti dalam OH atau OEt.3. 4. Pembentukan
tiga atau yang kurang umum, empat ikatan kovalen seperti dalam ion
oksonium H3O+, R3O+ dan Be4(CO2CH3)6.Pembentukan ion oksonium
analog dengan pembentukan ion ammonium;NH3 + H+ NH4+OH2 + H +
OH3+2.1.4 Klasifikasi Oksida1. Oksida asamOksida asam adalah oksida
dari unsur non logam dan oksida unsur blok d dengan bilangan
oksidasi besar (Achmad.2001; 28)SO3 (g) + H2O (l) 2H+ (aq) + SO42-
(aq)CO2 (g) + H2O (l) 2 H+ (aq) + CO32- (aq)CrO3 (s) + H2O (l) 2H+
(aq) + CrO42- (aq)1. Oksida basaOksida ini bereaksi dengan air
membentuk basa (Achmad.2001; 29)CaO (s) + H2O (l) Ca2+ (aq) + 2 OH
(aq)Na2O (s) + H2O (l) 2 Na+ (aq) + 2 OH (aq)1. Oksida
amfoterOksida ini dapat bereaksi dengan asam maupun basa
(Achmad.2001; 29)ZnO (s) + 2 HCl ZnCl2 (g) + H2O (l)ZnO (s) + 2 OH
(aq) + H2O (g) Zn (OH)42- (aq) Beberapa logam oksida yang bersifat
amfoter seperti BeO, Al2O3, Ga2O3, SnO, PbO dan ZnO1. Oksida
netralOksida ini berikatan kovalen satu sama lainnya dan tidak
bereaksi dengan asam maupun basa misalnya, NO,NO2, dan CO.1. Oksida
campuranOksida ini merupakan campuran dari oksida sederhana
misalnya: P3O4 merupakan campuran PbO dan PbO21. Hidrogen peroksida
(H2O2).H2O2 adalah hidrida oksigen yang tidak stabil, yang
mengandung gugus O-O-. lemahnya ikatan antara dua oksigen yang
menyebabkan hidrogen peroksida tidak stabil (Achmad.2001: 33).H2O2
murni dalah cairan tidak berwarna (titik didih 152,1 o C titik beku
-0,41 oC). H2O2 memiliki sifat mirip dengan air dan bahkan jauh
lebih banyak bergabung melalui ikatan hydrogen dan 40 % lebih padat
daripada H2O. H2O2 memiliki tetapan dielektrik yang lebih tinggi
namun pemanfaatannya sebagai suatu pelarut pengion dibatasi oleh
sifat pengoksidasi yang kuat dan kemudahannya terdekomposisi dengan
adanya runtutan ion logam berat sesuai dengan reaksi:2 H2O2 2 H2O +
O2 Larutan H2O2 3% dapat dibeli di apotik untuk digunakan sebagai
antiseptik. Oleh karena daya pengoksidasinya, H2O2 dapat membunuh
bakteri dan penguraiannya dapat dikatalisa oleh darah. Larutan yang
lebih pekat dapat dipakai untuk memutihkan baju (Achmad.2001:
33).1. Peroksida dan superoksidaIon superoksida, O2-, dan ion
peroksida, O22-, adalah anion-anion dioksigen. Keduanya dapat
diisolasi sebagai garam logam alkali. Ada keadaan oksidasi lain,
O2+, yang disebut kation dioksigen (1+), dan dapat diisolasi
sebagai garam dengan anion yang cocok.Peroksioda ionic dibentuk
oleh logam alkali yaitu: Ca, Sr dan Ba. Natrium peroksida dibuat
dengan cara komersial dengan oksidasi udara Na, pertama-tama
menjadi Na2O2; ia berupa bubuk kekuningan yang sangat higroskopik
disamping stabil secara termal pada 500 oC (Cotton. 2007: 356
)Superoksida ionik MO2 , dibentuk oleh interaksi O2 dengan K, Rb,
atau Cs sebagai padatan Kristal kuning sampai jingga. Reaksi dengan
CO2 yang melibatkan intermediet peroksokarbonat, digunakan untuk
menghilangkan CO2 dan meregenerasi O2 dalam system tertutup. Reaksi
keseluruhannya adalah sebagai berikut ini (Cotton.2007:357) :4 MO2
(s) + 2 CO2 (g) 2 M2CO3 (s) + 3 O2 (g)Tabel 2.1 Bilangan Oksidasi
Oksigen1. Senyawaan-senyawaan perokso yang lain.Terdapat banyak
peroksida organik dan hidroperoksida. misalnya Asam
peroksokarboksilat CH3C(O)OOH, dapat diperoleh dengan mereaksikan
H2O2 pada anhidra asam. Asam perokso adalah oksidator kuat yang
berguna dan sumber radikal bebas. Senyawaan perokso organik juga
diperoleh dengan otoksidasi eter, alkena dan sejenisnya dan
dibiarkan kena udara. Otoksidasi adalah suatu reaksi rantai radikal
bebas yang diawali oleh radikal yang dibebaskan oleh interaksi
oksigen dan runutan logam seperti Cu, Co atau Fe. Penyerangan pada
ikatan C-H reaktif yang spesifik oleh radikal X (Cotton.2007:
357).1. Kation DioksigenilInteraksi PtF6 dengan O2 memberikan
padatan jingga O2PtF6, isomorf dengan KPtF6 yang mengandung ion
paramagnetic O2+. Reaksi ini penting karena ia membantu barlet
untuk mereaksikan PtF6 dengan xenon (Cotton.2007: 358).1. Kompleks
dioksigenReaksi dioksigen dengan suatu kompleks disebut dengan
oksigenasi sebagai kebalikan dari oksidasi. Reaksi-reaksi
oksigenasi adalah umum meskipun tidak benar-benar reversibel. Yaitu
pada kenaikan suhu atau pada pengurangan tekanan parsial O2, ligan
oksigen hilang dengan disosiasi atau pemindahan ke akseptor lain
(yang menjadi teroksidasi) (Cotton.2007: 359).Sifat ikatan logam ke
dioksigen tidak diketahui secara jelas. Kedua orbital dan dari atom
oksigen mempunyai peran tertentu (Cotton.2007:359).11. Air (H2O)Air
merupakan oksida hidrogen dari O. Sembilan puluh tujuh persen air
ada di laut, 2 % ada sebagai es di kutub dan air tawar hanya
merupakan sedikit sisanya saja. Sifat kimia dan fisika dasar air
sangat penting dalam kimia. Sifatsifat kimia utamanya diberikan
dalam Tabel 4.1. Sebagian besar sifat anomali air disebabkan oleh
ikatan hidrogen yang kuat. Sifat fisik air berbeda cukup besar
dengan keberadaan isotop hidrogen. Paling tidak ada 9 polimorf es
yang diketahui dan struktur kristalnya bergantung pada kondisi
pembekuan es. Air memiliki sudut ikatan 104.5o dan panjang ikatan
95.7 pm dalam molekul bebasnya. Autoionisasi air menghasilkan ion
oksonium, H3O+. Penambahan air lebih lanjut menghasilkan [H(OH2)n]+
(H5O2+, H7O3+, H9O4+, dan H13O6+), dan struktur berbagai spesies
ini telah ditentukan.2.1.4 Keberadaan,Sifat dan AlotropOksigen
memiliki 3 isotop yaitu 16O (99,759%), 17O (0,0374%) dan 18O
(0,2039%). dis tilasi bertingkat dari air menyebabkan konsentrat
yang mengandung air sampai dengan 97% atom 18O atau sampai dengan
4% atom 17O, dapat dibuat. 18O digunakan sebagai runtutan dalam
studi mekanisme reaksi senyawaan oksigen. Meskipun 17O mempunyai
spin inti (5/2), kelimpahan yang rendah mempunyai arti bahwa
diperlukan akumulasi spektrum dan atau metode Transformasi Fourier,
meskipun digunakan contoh yang diperkaya (Cotton.2007: 351).Isotop
oksigen 16O (kelimpahan 99.762 %), 17O (0.038%), dan 18O (0.200%).
17O memiliki spin I= 5/2 dan isotop ini adalah nuklida yang penting
dalam pengukuran NMR. 18O digunakan sebagai perunut dalam studi
mekanisme reaksi. Isotop ini juga bermanfaat untuk penandaan garis
absorpsi spektrum IR atau Raman dengan cara efek isotop. Dioksigen
O2, dalam keadaan dasar memiliki dua spin yang tidak paralel dalam
orbital molekulnya, menunjukkan sifat paramagnetik dan disebut
oksigen triplet. Dalam keadaan tereksitasi, spinnya berpasangan dan
dioksigen menjadi diamagnetik, disebut oksigen singlet. Oksigen
singlet sangat penting untuk sintesis kimia, sebab oksigen singlet
ini memiliki kereaktifan karakteristik. Oksigen singlet dihasilkan
dalam larutan dengan reaksi transfer energi dari kompleks yang
teraktivasi oleh cahaya atau dengan pirolisis ozonida (senyawa
O3).1.4.1. OzonOzon merupakan senyawa yang tidak stabil, gas
berwarna biru tua dan bersifat diamagnetik. Titik didih sebesar
-112 oC. 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. Lapisan ozon yang berada dalam
atmosfer bumi dapat menyerap radiasi sinar UV ( 255 nm) yang
berasal dari matahari sehingga dapat melindungi manusia di bumi.
Penggunaan lemari es dan alat elektronik lainnya yang mengandung
Chlorofluorocarbons (CFC) akan dapat merobek lapisan ozon sehingga
lapisan ozon akan rusak.Molekul O3 simetris dan bengkok, memiliki
sudut ikatan sebesar 117o dan panjang ikatan sebesar 1,28 . oleh
karena ikatan OO berjarak 1,49 dalam HOOH (ikatan-ikatan tunggal)
dan 1,21 dalam O2 (ikatan rangkap dua) nampaknya ikatan OO dalam O3
harus mempunyai sifat ikatan rangkap dua. Dalam bentuk pemerian
resonansi hal ini dapat diperhitungkan sebagai berikut
(Cotton.2007:351):Gambar struktur kanois O3(Effendy.2006: 37)O3
secara termodinamika tidak stabil dan dapat terdekomposisi menjadi
O2. Dekomposisi tersebut berlangsung secara eksotermik dan dapat
dikatalis dengan berbagai material. O3 dalam bentuk cair mudah
meledak, merupakan oksidator kuat3PbS + 4 O3 3PbSO42NO2 + O3 N2O5
+O2S + H2O +O3 H2SO42 KOH+ 5O3 2 KO3 + 5 O2+ H2O Sifat-sifat Kimia
Ozon.O3 memiliki karakteristik berbau tajam, merupakan gas yang
beracun. Ozon adalah zat pengoksidasi yang kuat dibandingkan dengan
O2 dan bereaksi dengan banyak senyawa dalam kondisi di mana O2
tidak dapat melakukannya. Reaksi;O3 + 2KI + H2O I2 + 2KOH +
O2Reaksi diatas adalah kuantitatif dan dapat digunakan untuk
analisis. Jumlah O3 dalam suatu campuran gas dapat ditentukan
dengan melewatkan sampel gas ke dalam larutan KI yang telah diatur
pHnya dengan larutan buffer borat (pH 9,2) kemudian dititrasi
dengan natrium tiosulfat.O3 + 2 K+ + 2 I- I2 + 2 KOH+ O2Ozon
digunakan untuk oksidasi senyawaan organik dan dalam pemurnian air.
Ozon digunakan untuk oksidasi senyawaan organik dan dalam pemurnian
air. Mekanisme oksidasi mungkin melibatkan proses rantai radikal
bebas demikian juga intermediet dengan gugus OOH. Dalam larutan
asam O3 hanya diungguli dalam kekuatan oksidasinya oleh F2, ion
perxentat, atom oksigen, radikal OH, dan sejumlah kecil spesies
yang lainnya.Proses lapisan ozon yang melindungi bumi dari sinar
UV.Ozon merupakan penyusun utama lapisan atmosfer khususnya
stratosfer pada ketinggian 15 sampai 25 km. pada ketinggian ini
konsentrasi ozon mencapai 10 ppm. Dibawah ketinggian ini
konsentrasi oksigen hanya sebesar 0,04 ppm. Dilapisan ozon ini
terbentuk dari oksigen. Mula-mula radiasi ultraviolet dari matahari
dengan panjang gelombang kurang dari 255 nm, menguraikan molekul
oksigen menjadi atom oksigen.O2 2OKemudian atom oksigen segera
bereaksi dengan molekul oksigen lainnya membentuk ozonO + O2 O3Ozon
juga menyerap sinar UV namun panjang gelombang yang berbahaya bagi
makhluk hidup yaitu panjang gelombang 240 nm sampai 310 nm. Pada
penyerapan ini ozon terurai menjadi atom oksigen dan molekul
oksigen, dan mengubah energy kinetic dari atom O dan molekul O2
menjadi kalor. Dengan demikian sebagian besar sinar UV dari matahri
diserap sebelum sampai ke permukaan bumi. Oleh karena radiasi UV
dapat merusak sel makhluk hidup, lapisan ozon melindungi manusia
dan tumbuhan dari kerusakan ini (Achmad.2001; 29-30)1.4.2.
DioksigenSifat kimia dioksigen mudah larut dalam pelarut organik,
potensial eletroda dalam O2 dalam air netral menunjukkan bahwa O2
adalah oksidator yang cukup baik. Ikatan yang terjadi dalam senyawa
dioksigen ini adalah ikatan kovalen1. 2. Belerang (S)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).Pada tahun 1904 Frasch
berhasil mengembangkan cara untuk mengekstrak belerang yang dikenal
dengan cara Frasch. Pada proses ini pipa logam berdiameter 15 cm
yang terdapat 2 pipa konsentrik yang lebih kecil ditanam sampai
menyentuh lapisan belerang. Uap air yang sangat panas di pompa dan
dimasukkan melalui pipa luar sehingga belerang meleleh. Kemudian
dimasukkan udara bertekanan tinggi melalui pipa terkecil sehingga
terbentuk busa belerang dan terpompa ke atas melalui pipa ketiga.
Kemurnian belerang yang keluar mencapai 99,5%
(Achmad.2001:35).Isotop utama belerang adalah 32S (kelimpahan
95.02%), 33S (0.75%), 34S (4.21% dan 36S(0.02%) , dan terdapat juga
enam isotop radioaktif. Di antara isotop-isotop ini, 33S (I=3/2)
digunakan untuk NMR. Karena rasio isotop belerang dari berbagai
lokasi berbeda, keakuratan massa atom terbatas pada 32.07 0.01.
Karena kelektronegativan belerang ( = 2.58) lebih kecil dari
oksigen ( = 3.44) dan belerang adalah unsur yang lunak, derajat ion
ikatan senyawa belerang rendah dan ikatan hidrogen senyawa belerang
tidak terlalu besar. Unsur belerang memiliki banyak alotrop,
seperti S2, S3, S6, S7, S8, S9, S10, S11, S12, S18, S20, dan S,
yang mencerminkan kemampuan katenasi atom belerang.Unsur belerang
biasanya adalah padatan kuning dengan titik leleh 112.8 C disebut
dengan belerang ortorombik (belerang ). Transisi fasa polimorf ini
menghasilkan belerang monoklin (belerang ) pada suhu 95.5 C. Telah
ditentukan pada tahun 1935 bahwa belerang-belerang ini mengandung
molekul siklik berbentuk mahkota (Gambar 4.18). Karena bentuknya
molekular, belerang larut dalam CS2. Tidak hanya cincin yang
beranggotakan 8 tetapi cincin dengan anggota 6-20 juga dikenal, dan
polimer belerang heliks adalah belerang bundar yang tak hingga.
Molekul S2 dan S3 ada dalam fasa gas. Bila belerang dipanaskan,
belerang akan mencair dan saat didinginkan menjadi makromolekul
seperti karet. Keragaman struktur belerang terkatenasi juga
terlihat dalam struktur kation atau anion poli belerang yang
dihasilkan dari reaksi redoks spesi yang terkatenasi.2.2.1 Sifat
Fisika Belerang Sulfur atau belerang memiliki sifat fisika
yaitu:Simbol : SNomor atom : 16Ar : 32,06 gr/molKeelektronegatifan
: 2.58Wujud : padatanWarna : kuningTitik leleh Rombik : 112,80C
Monoklin : 1190CTitik didih : 444,70CDensitas (pada suhu 200C)
Rombik : 2,03 Monoklin : 1,96Bilangan oksidasi : -2, +4,
+6Konfigurasi 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).2.2.2 Persenyawaan Sulfur Senyawa belerang
terdapat dalam berbagai macam bilangan oksidasi -2, +4 dan +6
(Achmad.2001: 37)Bilangan oksidasiContoh
-2H2S, S2-
0S8
+4SO2, H2SO3, SO32-
+6SO3, H2SO4, SO42-, H2S2O7, SF6
2.2.2.1 Persenyawaan halida 1. Sulfur fluoridaFluorinasi
langsung S8 menghasilkan terutama SF6 dan runutan S2F101. Sulfur
tetrafluoridaSulfur tetraflorida sangat reaktif dan terhidrolisis
sempurna dengan air menjadi SO2 dan HF. Ia adalah zat flourinasi
yang sangat selektif mengubah gugus C=O dan P=O secara lancar
menjadi CF2 dan PF2 (Cotton.2007:366).1. Sulfur heksafluoridaSulfur
heksafluorida sangat tahan terhadap penyerangan kimia, keinertan,
kekuatan dielektrik yang tinggi dan bobot molekul, ia digunakan
sebagai pengisolasi gas dalam generator bertekanan tinggi dan
peralatan listrik yang lainnya. Kereaktifan yang rendah dianggap
berhubungan dengan suatu faktor penggabungan termasuk kekuatan
ikatan S-F yang tinggi, dan kenyataan bahwa sulfur keduanya
dijenuhkan secara koordinasi dan terhalang secara sterik. Ini
berhubungan dengan faktor kinetik dan bukan karena kestabilan
termodinamik (Cotton.2007: 366).1. Sulfur kloridaSulfur klorida
adalah pelarut untuk sulfur, memberikan diklorosulfan sampai dengan
S100Cl2 yang digunakan dalam vulkanisasi karet. Mereka juga
merupakan zat pengklorinasi sedang (Cotton.2007: 366).2.2.2.2
Pembentukan Oksida dari Sulfur1. Sulfur dioksida (SO2)Sulfur
dioksida adalah gas tidak berwarna, berbau khas, memerihkan mata
dan dapat merusak saluran pernafasan. SO2 dapat terbentuk dari
pembakaran batu bara yang mengandung belerang dan pemanggangan biji
sulfida. SO2 dapat larut dengan baik dalam air (Achmad.2001; 39)SO2
(g) + H2O (l) H2SO3 (aq)Sifat sulfur dioksida mudah larut dan
menghasilkan asam seperti yang dijelaskan diatas mengakibatkan
persoalan lingkungan di daerah dimana digunakan bahan bakar yang
mengandung belerang. Jika turun hujan gas ini terlarut dalam air
sehingga turun sebagai asam sulfit yang encer (Achmad.2001; 39).SO2
diproduksi secara secara kemersial dalam skala yang besar. Di dalam
laboratorium SO2 dapat dideteksi dengan cara:1. Dengan baunya
sendiri2. Karena adanya perubahan dari kertas filter dengan
pengasamkan dengan larutan hijau kalium kromat, hal ini berhubungan
dengan terbentuknya Cr3+.K2Cr2O7 + 3SO2 + H2SO4 Cr2(SO4)3 + K2SO4 +
H2O1. Karena adanya perubahan dari kertas biru kanji iodate (adanya
kanji dan I2)2KIO3 + 5SO2 + 4H2O I2 + 2KHSO4 + 3H2SO4Metode
kuantitatif untuk perhitungan SO2 di atmosfer sangatlah penting
karena berhubungan dengan terjadinya hujan asam. Metode tersebut
meliputi: Oksidasi menghasilkan H2SO4, penentunya dengan titrasi
Reaksi dengan K2[HgCl4] untuk memberikan kompleks merkuri dengan
bereaksi dengan pararosalin dan ditentukan dengan
kolorimetri.K2[HgCl4] + 2 SO4 + 2H2O K2[Hg(SO3)2] + 4 HCl
Pembakaran dengan api hidrogen di dalam flame photometer dan
mengukum spektrum S2.1. Sulfur trioksida (SO3) Pada suhu kamar
belerang trioksida berupa padatan yang terdiri dari satuan SO3
dengan struktur yang rumit. Padatan ini mudah menguap dan fasa gas
SO3 terdiri dari molekul planar (Achmad.2001; 40). Molekul diatas
melibatkan kedua ikatan p-p dan p-d S-O, yang membentuk polimer
dalam keadaan padat (Cotton.2007:369). Dari hasil eksperimen
diperoleh 3 ikatan S-O pada SO3 sama panjang, yaitu 141,8(1) pm.
Harga ini dekat dengan panjang ikatan S-O dengan orde ikatan 2
yakni 142 pm sehingga struktur lewis SO3 yang memenuhi adalah
sebagai berikut (Effendy.2006: 39) Sulfur trioksida dibuat dengan
cara oksidasi belerang dioksida dengan oksigen2 SO2 (g) + O2 (g) 2
SO31. Asam sulfatGas SO3 bereaksi dengan air membentuk H2SO4.SO3(g)
+ H2O(l) H2SO4(l)Asam sulfat sangat penting bagi kemakmuran suatu
negara industri yang erat kaitannya dengan berbagai-bagai industri.
Pabrik asam sulfat memerlukan belerang dioksida yang dapat
diperolah dari (Achmad, 2001: 40-41):a) Pembakaran belerangS + O2
SO2b) Pirit atau seng sulfidaPada pemanggaman bijih-bijih logam ini
dihasilkan sulfur dioksida sebagai hasil samping.4 FeS2 + 11 O2 2
Fe2O3 + SO22 ZnS + 3 O2 2 ZnO + 2 SO2c) Anhidrit CaSO4CaSO4 + 2 C 2
CO2 + CaSCaS + 3 CaSO4 4 CaO + 4 SO2Hampir semua asam sulfat dibuat
dengan menggunakan metode kontak. Proses ini berlangsung dalam tiga
tahap yaitu:a) Produksi SO2Belerang dibakar dalam udara kering di
ruang pembakar pada suhu 10000CS + O2 SO2 H= -297 kJ mol-1Gas yang
dihasilkan mengandung kurang lebih 10 % volume sulfur dioksida =,
kemudian setelah didinginkan sampai 4000C dimurnikan dengan cara
pe-ngendapan elektrostatik.b) Konversi SO2 menjadi SO3Dengan
menggunakan katalis (biasanya vanadium (V) oksida), sulfur dioksida
direaksikan dengan udara bersih yang berlebuh. Oleh karena reaksi
adalah rekasi eksotermis, gas-gas ini direksikan pada 4500C-4740C.2
SO2 + O2 2 SO3 H= -98 kJ mol-1Gas yang panas ini dialirkan melalui
sebuah konverter yang terdiri dari empat lapisan yang dicampur
dengan katalis vanadium (V) oksida. Pada lapisan pertama 70% SO2
dapat diubah menjadi SO3. Oleh karena reaksinya adalah reaksi
endoterm, gas harus didinginkan terlebih dahulu sebelum mengalami
konversi pada lapisan kedua pekerjaan ini diulangi sehingga sampai
pada lapisan keempat 98% sulfur dioksida diubah menjadi belerang
trioksida. Agar dapat mencapai 99,5% konversi, sulfur trioksida
yang dihasilkan didinginkan kemudian dilarutkan dalam asam sulfat
98% sampai 99%.c) Konversi SO3 menjadi H2SO4Sulfur trioksida yang
dihasilkan didinginkan kemudian dilarutkan dalam H2SO4 98% sehingga
menghasilkan asam 98,5% yang diencerkan dengan air.1. i. SO3 +
H2SO4 H2S2O72. ii. H2S2O7 + H2O 2 H2SO4Reaksi keseluruhannya
adalahH2O + SO3 H2SO4 H= -130 kJ mol-14.Asam tiosulfat
(H2S2O3)Walaupun asam ini akan dihasilkan bila tiosulfat diasamkan,
asam bebasnya tidak stabil. Ion S2O32- dihasilkan dengan mengganti
satu oksigen dari ion SO42-dengan belerang, dan asam tiosulfat ini
adalah reduktor sedang.5.Asam sulfit (H2SO3)Garam sulfit sangat
stabil namun asam bebasnya belum pernah diisolasi. Ion SO32-
memiliki simetri piramida dan merupakan reagen pereduksi. Dalam
asam ditionat, H2S2O6, ion ditionat, S2O62-, bilangan oksidasi
belerang adalah +5, dan terbentuk ikatan S-S. Senyawa ditionat
adalah bahan pereduksi yang sangat kuat6. s7.Oksida
lainnya.Contohnya adalah S2O, S6O, S10O2.3 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).Unsur yang
tergolong nonlogam dengan memiliki beberapa alotrop. Kedua smorfnya
berwarna merah (berupa serbuk) dan berwarna hitam (mirip kaca),
sebagai kristal monoklin (berwarna merah tua) dan kristal
heksagonal (abu-abu mengkilap, paling stabil). Di alam ditemukan
dalam mineral keruksit {(Cu.Tl.Ag)2Se}, dan bijih zorgit
(PbSe.Cu2Se). Selenium alam merupakan campuran dari 6 isotopnya
yang stabil, dan 14 isotopnya yang tidak bersifat stabil. Sifat
kimia selenium mirip dengan unsur segolongannya terutama mirip
belerang dalam beberapa hal dan senyawanya. Selenium mempunyai
kemampuan fotokonduktif (menurunkan hambatan listrik dssssengan
naiknya iluminasi). Sifat terakhir ini yang menjadikan unsur
nonlogam ini digunakan untuk memproduksi fotosel dan pengatur
pencahayaan pada fotografi dan jua digunakan dalam xerografi untuk
penggandaan (fotokopi) dokumen dan pada industry kaca digunakan
sebagai penyerap warna kaca dan untuk pembuatan kaca/enamel
berwarna merah delima (Mulyono. 2008).2.3.1 Sifat Fisika Selenium
Adapun sifat fisika dari selenium yaitu:Simbol : SeRadius Atom :
1.4 Volume Atom : 16.5 cm3/molMassa Atom : 78.96Titik Didih : 958
KRadius Kovalensi : 1.16 Struktur Kristal : HeksagonalMassa Jenis :
4.79 g/cm3Konduktivitas Listrik : 8 x 106
ohm-1cm-1Elektronegativitas : 2.55Konfigurasi Elektron : [Ar]3d10
4s2p4Formasi Entalpi : 5.54 kJ/molKonduktivitas Panas : 2.04
Wm-1K-1Potensial Ionisasi : 9.752 VTitik Lebur : 494 KBilangan
Oksidasi : -2,4,6Kapasitas Panas : 0.32 Jg-1K-1Entalpi Penguapan :
26.32 kJ/mol2.3.2 Sifat kimiaSelenium 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.2.3.3
IsotopSelenium 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.2.3.4 Asam okso dari selenium Selenium
terbentuk dari 2 asam okso yaitu, asam selenuis H2SeO3 dan asam
selenik H2SeO4. Asam selenius terbentuk saat SeO2 yang dilarutkan
dalam air. H2SeO4 merupakan asam kuat seperti H2SO4. Dan keduanya
merupakan asam pengoksidasi 2.3.5 KegunaanSelenium 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.2.3.6 PenangananAsam 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)1. 3. Persenyawaan dari Sulfur dan Selenium
secara umum 3.1. Pembentukan OksohalidaHanya S dan Se yang dapat
membentuk oksohalida. Mereka disebut dengan tionil dan selenil
halida contohnya:SOF2 SOCl2 SOBr2SeOF2 SeOCl2 SeOBr2Tionil klorida
merupakan cairan tidak berwarna dan mudah terbakar. Titik didih
78oC dan biasanya dibuat dengan cara:PCl5 +SO2 SOCl2 +
POCl3Beberapa senyawa tionil mudah terhidrolisis oleh air meskipun
dalam proses hidrolisisnya berlangsung lambat, seperti dalam
reaksi:SOCl2 + H2O SO2 + 2 HClSOCl2 digunakan oleh para ahli kimia
organic untuk mengubah asam karboksilat menjadi asam klorida,
selain itu juga digunakan untuk membuat asam logam anhidrat, seseai
dengan reaksi;SOCl2 + R-COOH R-COCl + SO2Struktur dari
senyawa-senyawa oksohalida SOCl2 adalah tetrahedral dengan
terdapatnya pasangan elektron bebas .Sulfuril klorida SO2Cl2
merupakan larutan yang tidak berwarna dalam udara lembab dan juga
mudah terbakar dengan titik didik didih 69o C dan dibuat dengan
mereaksikan SO2 dan CO2 dengan bantuan katalis. Selain itu sulfuril
klorida juga dapat dibuat dengan mereaksikan SO2 dengan Cl2 dengan
bantuan katalis FeCl3 sesuai dengan reaksi:SO2 + Cl2 SO2Cl2Senyawa
SO2Cl2 digunakan sebagai agen klorinasi oleh para ahli kimia
organik3.2. Pembentukan HidridaSemua unsur Golongan VI A dapat
berikatan kovalen dengan hidrida seperti H2O, hidrogen sulfida H2S,
dan hidrogen selenida H2Se. Air berwujud cair dalam suhu ruangan
tetapi untuk yang lainnya berwujud gas dalam suhu ruangan dan
cenderung beracun. H2S dan H2Se mudah larut dalam air dan mudah
terbakar di udara dengan warna nyala biru2 H2S + 3 O2 2 H2O + 2
SO2Tabel Pembentukan HidridaEntalpi pembentukan (kJ/ mol) Sudut
ikatan Titik didih
H2O-242H-O-H = 104o28100
H2S-20H-S-H =92o-60
H2Se+81H-Se-H= 91o-42
3.3.Pembentukan dioksida MO2Dioksida diperoleh dengan pembakaran
unsur-unsur di udara. Sulfur dioksida dihasilkan bilamana banyak
sulfida dipanaskan di udara. Dioksida selenium dan telenium juga
diperoleh dengan memperlakukan logam dengan asam nitrat panas
membentuk berturut-turut H2SeO3, dan 2 TeO2.HNO3 dan kemudian
memanaskannya untuk menghilangkan air atau asam nitrat (Cotton.2007
:367).3.4.Pembentukan halidaTabel pembentukan senyawa halida
golongan VI AMX6MX4MX2M2X2M2XLainnya
O--OF2Cl2OBr2OO2F2ClO2BrO2O3F2, O4F2, Cl2O6, Cl2O7, BrO3
SSF6SF4SCl4SF2SCl2S2F2S2Cl2S2Br2-SSF2, S2F4, S2F10
SeSeF6SeF4SeCl4SeBr4-Se2Cl2Se2Br2--
BAB IIIPENUTUP1. 1. KesimpulanSifat fisika secara singkat dapat
dijelaskan dengan tabel berikut ini :Sifat
fisikaOksigenBelerangSelenium
Nomor atom81634
Nomor massa (g/mol)15,99932,0678,96
Konfigurasi elektron[He]2s2sp4[Ne] 3s23p4[Ar] 4s24p4
Jari-jari atom (nm)0,0740,1030,117
Keelektronegatifan (eV)3,442,602,55
Energi ionisasi
(EI)kJ/molEI1=1362EI2=3512EI3=5493EI1=1036EI2=2333EI3=3483EI1=975EI2=2119EI3=3082
Densitas (g/ml)1,429*1,14**2,03a1,96b4,79c4,28d
Titik didih oC-182,96444,7684,9
Titik lebur oC-218,4112,8a119,0b217
Bilangan oksidasi-2,-1-2, +4, +6-2,+4, +6
Afinitas elektron (eV)1,4612,0772,021
a rombik; b monoklin ; c bentuk abu-abu; d bentuk kaca; *fasa
gas ; ** fasa cair pada -182,96 C Kecenderungan sifat fisika dan
kimia dari golongan VI A secara umum dapat disimpulkan sebagai
berikut ini:1. Titik didih dari atas ke bawah semakin bertanbah2.
Densitas atom dari atas ke bawah semakin bertambah3. Energi
ionisasi dari atas ke bawah semakin berkurang4. Afinitas elektron
dari atas ke bawah semakin bertambah5. Jari-jari atom dari atas ke
bawah semakin bertambah6. Keelektronegatifan atom dari atas ke
bawah semakin berkurangPembentukan senyawa golongan VI A adalah
sebagai berikut:1. Pembentukan senyawa halida.2. Pembentukan
senyawa hidrida.3. Pembentukan senyawa dioksida.4. Pembentukan
senyawa oksohalida. 1. 2. SaranApabia 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. DAFTAR PUSTAKAAchmad, H. 2001. Kimia Unsur dan
Radiokimia. Bandung: Citra Aditya BaktiCotton,F.A, Wilkinson, G.
2007. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta: UI PressEffendy. 2006. Teori
VSEPR, Kepolaran, dan Gaya Antarmolekul. Malang : Bayu
MediaMulyono. 2008. Kamus Kimia. Jakarta: Bumi
Aksarahttp://erwantoindonesia.wordpress.com/2012/03/28/makalah-oksigen-belerang-dan-selenida/Kimia
Unsur Golongan VI A KONSEP GOLONGAN VI A (KALKOGEN)Tugas Kelompok
Mata Kuliah Kimia Unsur
Oleh kelompok 5:
Kartika Chandra R.A. (0810920044)Khoirun Nisyak (0810920046)Mega
Nurjayanti (0810920048)Nerista Hardianti(0810920052)
JURUSAN KIMIAFAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN
ALAMUNIVERSITAS BRAWIJAYAMALANG2011
BAB IPENDAHULUANGambar Unsur-unsur golongan 16 (golongan VI A)
(Winter, 2010)
Berdasarkan sifatnya, Oksigen, Sulfur dan Selenium bersifat non
logam. Telurium bersifat semi logam, sedangkan Polonium menunjukkan
sifat logam dan juga bersifat radioaktif. Perubahan sifat ini yang
menyebabkan titik leleh cenderung meningkat dari atas ke bawah
meskipun tidak teratur. Kecuali Oksigen, unsur-unsur segolongannya
mempunyai bilangan oksidasi genap +6, +4, +2, -2 dan membentuk
ikatan kovalen.Jika membentuk ikatan dengan unsur yang sangat
elektronegatif, kesemua unsur bertindak sebagai ion positif, dalam
hal ini, Oksigen hanya dapat berikatan dengan Fluorin, membentuk
OF2 karena tidak adalagi unsur lain yang lebih elektronegatif
dibanding Oksigen1. OksigenOksigen adalah unsur terbanyak dalam
kulit bumi. Terdapat sebagai unsur bebas tetapi lebih banyak
sebagai persenyawaan. Sebagai unsur bebas, Oksigen terdapat dalam
udara yaitu sekitar 21% dari volume atau 23% dari massa
udara.Oksigen pertama kali ditunjukkan secara ilmiah oleh Joseph
Priestle, pada temuannya dengan mengarahkan sinar matahari pada
raksa (II) oksida sehingga mengurai membentuk air raksa dan gas
Oksigen. Priestley menemukan bahwa nyala lilin lebih terang dalam
gas Oksigen daripada dalam udara biasa. Tidak lama setelah penemuan
ini, Lavoiser menemukan bahwa bertambahnya massa logam yang dibakar
di udara tak lain karena logam itu mengikat Oksigen. Nama Oksigen
sendiri diberikan oleh Lavoiser berdasarkan dugaan bahwa unsur
tersebut terdapat dalam semua asam (Oksigen : pembentuk asam).
Oksigen dikenal dalam 2 bentuk alotrop dioksigen (O2), dan
trioksigen atau ozon ( O3 ). Karakteristik dioksigen :1. Gas tidak
berwarna, tidak berbau, dan tidak berasa. Berwarna biru pada fasa
padat dan cair serta bersifat paramagnetik.2. Oksigen cair mendidih
pada suhu -183oC, dan membeku pada -21oC. Suhu kritisnya -118oC. 3.
Merupakan gas yang sangat reaktif bereaksi dengan hampir semua
unsur kecuali gas mulia. 4. Daya larut rendah 5 gr / 100 ml pada
0oC.5. Bersifat oksidator dengan membentuk O2 dalam reaksinya.6.
Senyawa Oksigen paling banyak terdapat dengan bilangan oksidasi -2.
Senyawa Oksigen dengan bilangan oksidasi -1, +1 dan +2 juga
ditemukan. Senyawa peroksida adalah senyawa dengan Oksigen yang
mempunyai bilangan oksidasi -1.7. Molekul dioksigen yang bersifat
diamagnetik dapat diperoleh dari reaksi antara Hidrogen peroksida
dengan Natrium hipoklorit menurut persamaan2H2O(aq) + ClO- O2 (g) +
H2O (l) + Cl- (aq)2. Sulfur Belerang dihasilkan secara komersial
dari sumber mata air hingga endapan garam yang melengkung sepanjang
Lembah Gulf di Amerika Serikat. Menggunakan proses Frasch, air yang
dipanaskan masuk ke dalam sumber mata air untuk mencairkan
belerang, yang kemudian terbawa ke permukaan (Redaksi chem-is-try,
2008).Belerang juga terdapat pada gas alam dan minyak mentah, namun
belerang harus dihilangkan dari keduanya. Awalnya hal ini dilakukan
secara kimiawi, yang akhinya membuang belerang. Namun sekarang,
proses yang baru memungkinkan untuk mengambil kembali belerang yang
terbuang. Sejumlah besar belerang diambil dari ladang gas Alberta
(Redaksi chem-is-try, 2008).3. Selenium 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) (Redaksi chem-is-try,
2008).Isolasi tidak biasanya diperlukan untuk membuat selenium di
laboratorium seperti yang tersedia secara komersial. Walaupun ada
beberapa bijih selenium, selenium kebanyakan dibuat sebagai produk
sampingan dari pemurnian tembaga. Hal ini juga terakumulasi dalam
residu dari pembuatan asam sulfat. Ekstraksi kompleks karena metode
emplyed akan tergantung pada senyawa lain atau unsur-unsur yang
hadir. Langkah pertama biasanya melibatkan oksidasi dengan adanya
natrium karbonat (soda abu) (Winter, 2010).Cu2Se + Na2CO3 + 2O2
2CuO + Na2SeO3 + CO2
Na2SeO3 Selenite adalah diasamkan dengan asam sulfat. Setiap
tellurites mengendap meninggalkan asam selenous, H2SeO3, dalam
larutan. Selenium adalah dibebaskan dari asam selenous oleh SO2
(Winter, 2010)..H2SeO3 + 2SO2 + H2O Se + 2H2SO44. TeluriumTelurium
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 (Redaksi chem-is-try, 2008).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 (Redaksi
chem-is-try, 2008).Ada 30 isotop telurium yang telah dikenali,
dengan massa atom berkisar antara 108 hingga 137. Telurium di alam
hanya terdiri dari delapan isotope (Redaksi chem-is-try,
2008).Telurium dapat 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 (Redaksi chem-is-try, 2008).5. Polonium 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 (Redaksi chem-is-try,
2008).Polonium 210 memiliki titik cair yang rendah, logam yang
mudah menguap, dengan 50% polonium menguap di udara dalam 45 jam
pada suhu 55oC. Merupakan pemancar alpha dengan masa paruh waktu
138.39 hari. Satu milligram memancarkan partikel alfa seperti 5
gram radium (Redaksi chem-is-try, 2008).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
(Redaksi chem-is-try, 2008).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 (Redaksi chem-is-try, 2008).Tabel Beberapa sifat
fisika unsur golongan 16 (Anonymous, 2010):
Jari- jari atom dan ion Jari-jari atom dan ion dari meningkat
dari atas ke bawah dalam satu golongan. Hal ini disebabkan oleh
adanya peningkatan jumlah kulit elektron (Anonymous, 2010).Energi
Ionisasi Energi ionisasi kelompok oksigen lebih kecil dibandingkan
dengan kelompok nitrogen. Dari atas ke bawah energi ionisasi
menurun. Energi ionisasi oksigen seharusnya lebih besar daripada N
karena penurunan ukuran. Hal ini disebabkan nitrogen telah terisi
lengkap setengah orbital dan konfigurasinya stabil karena
konfigurasi setengah diisi dan terisi penuh. Sedangkan O kurang
stabil sehingga energi ionisasinya kecil (Anonymous,
2010).Elektronegatifitas Oksigen unsur kedua yang paling
elektronegatif setelah fluor. Elektronegatifitas menurun dari atas
ke bawah dalam satu golongan karena peningkatan ukuran atom
(Anonymous, 2010)..Karakter metalik dan non metalikOksigen, sulfur,
selenium dan tellurium adalah non logam. Karakter non logam lebih
kuat dalam O dan S, sedangkan dalam Se dan Te lemah. Disisi lain
lain Po berupa logam. Namun radioakif dan hanya berlangsung singkat
(Anonymous, 2010).Afinitas Elektron Unsur-unsur golongan ini
memiliki afinitas elektron tinggi. Nilai menurunkan dari belerang
ke polonium. Oksigen mempunyai afinitas elektron rendah. Hal ini
disebabkan ukuran kecil dari atom oksigen sehingga awan elektron
didistribusikan ke daerah kecil ruang dan karena itu menolak
elektron masuk. Dengan demikian, afinitas elektron oksigen nilainya
lebih kecil daripada yang lain (Anonymous, 2010).
STRUKTUR DAN UNSUR ALOTROPISemua unsur alotropi kecuali Te
berupa polimorfik, unsur tersebut memiliki lebih dari satu bentuk
alotrofik (Lee, 1991).Oksigen Oksigen terjadi sebagai dua bentuk
non logam, dioksigen O2 dan ozon O3. Dioksigen stabil sebagai
molekul diatomik, yang berbentuk gas. (S, Se, Te dan Po memiliki
struktur lebih rumit, misalnya S8, dan padatan pada suhu normal) .
Ikatan dalam molekul O2 tidak sederhana, Jika molekul memiliki dua
ikatan kovalen maka semua elektron akan berpasangan dan menjadi
diamagnetic (Lee, 1991).:O + O::OO: atau OOOksigen merupakan
paramagnetik dan karena itu mengandung elektron tidak berpasanngan.
Hal ini dapat dijelaskan dengan teori orbital molekul (Lee,
1991).Oksigen cair berwarna biru pucat, dan padatnya juga berwarna
biru. Warna muncul dari transisi elektronik eksitasi keadaan dasar
(keadaan triplet) ke keadaan singlet. Transisi ini terlarang
oksigen dalam bentuk gas. Dalam larutan atau oksigen padatan sebuah
foton tunggal yang bertabrakan dengan dua molekul secara bersamaan
dan menaikkan ke keadaan tereksitasi, menyerap cahaya
merah-kuning-hijau, sehingga O2 muncul dengan warna biru. Asal
keadaan singlet tereksitasi dalam O2 terletak pada sususnan
elektron pada antibonding *2py dan *2pz orbital molekul, dan
ditunjukkan dibawah ini (Lee, 1991):Keadaaan eksitasi*py
*pzTransisi Keadaan Energi/kJ
Kedua (elektron mempunyai spin berlawanan)
singlet157
Pertama (elektron berpasangan)
singlet92
Ketiga ( spin elektron tidak berlawanan)
triplet0
Oksigen yang tereksitasi jauh lebih reaktif dari keadaan triplet
dasar oksigen. Oksigen singlet dapat dihasilkan secara fotokimia
dengan penyinaran oksigen normal adanya sensitizer seperti
fluoresensi, metilen biru atau beberapa hidrokarbon polisiklik.
Singlet oksigen dapat dibuat secara kimia (Lee, 1991).H2O2 + OCl-
O2 (1g)+ H2O +Cl-Ozon O3 berupa alotrop triatomik pada oksigen.
Tidak stabil dan terdekomposisi ke O2. Struktur O3 adalah angular,
dengan sudut ikatan O-O-O 116o48. Antara ikatan O-O berjarak 1,28,
yang mana merupakan intermediet dengan ikatan tunggal (1,48 pada
H2O2) dan ikatan rangkap (1,21 pada O2). Ikatan valensi yang
representasi sebagai hibrida resonansi sekarang jarang digunakan.
Struktur digambarkan sebagai atom pusat O menggunakan orbital
hibrid sp2 untuk ikatan ke atom O terminal. Atom pusat mempunyai
satu lone pair , dan O terminal mempunyai dua lone pair. Hal ini
meninggalkan empat elektron untuk ikatan . Orbital atom pz
membentuk tiga atom membentuk tiga orbita molekul terdelokalisasi
mencakup semua tiga atom. Satu MO bonding, satu non bonding, dan
satu anti bonding. Empat elektron mengisi ikatan MO dan non bonding
dan dengan demikian memberikan kontribusi satu ikatan
terdelokalisasi untuk molekul dua ikatan. Jadi urutan ikatan adalah
1,5, sistem dan digambarkan sebagai empat elektron dengan tiga
pusat ikatan (Lee, 1991).SulfurBelerang memilki sifat alotropi
yaitu kemampuan zat untuk terdapat lebih dari satu macam bentuk.
Sifat dari bentuk alotropi suatu unsur itu sama. Tetapi berbeda
dengan kimianya. Belerang rombik atau disebut juga belerang terdiri
dari molekul S8. Belerang rombik ini larut dalam alkohol, eter, dan
karbon disulfida dan hasil penguapan perlahan- lahan dari larutan
belerang dalam pelarut-pelarut in menghasilkan kristal oktahedral
(Cahyono,2011).Belerang monoklinik disebut juga belerang . Belerang
dalam bentuk ini mengkristal dari leburan belerang diatas 95,6oC
berbentuk jarum-jarum prisma. Jika belerang dipanaskan
perlahan-lahan dalam tabung reaksi akan meleleh menjadi cairan
kuning terdiri dari molekul S8. Titik leleh S 113 oC dan titik
leleh S 119 oC dan suhu transisi kedua modifikasi adalah 95,6 oC,
dan titik leleh yang diamati bergantung pada kecepatan pemanasan.
Jika suhu dinaikkan warna menjadi gelap, dan cairan menjadi kental
karena cincin S8 mulai putus dan membentuk rantai. Kekentalan
bertambah sampai mencapai maksimum pada 200 oC ketika cairan
menjadi hitam. Jika suhu terus dinaikan kekentalan berkurang sampai
pada titik didih 444,6 oC. Uap terdiri dari S6, S4, dan S2
(Cahyono,2011). Apabila cairan belerang yang mendidih dituangkan ke
dalam air dingin, akan diperoleh belerang plastic atau belerang
berbentuk spiral. Jika didiamkan bentuk rantai berubah menjadi
bentuk belerang rombik bercincin S8 (Cahyono,2011).Selenium,
Telurium, dan PoloniumAlotrop selenium yang disebut juga dengan
selenium merah adalah molekul Se8 dengan struktur mirip mahkota dan
melarut dalam CS2. Selenium abu-abu metalik berstruktur polimer
heliks. Selenium hitam dengan struktur polimer yang rumit dan juga
melimpah (Lee, 1991).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 (Redaksi
chem-is-try.org,2008).Telurium hanya memiliki satu bentuk kristal,
yang berwarna perak putih dan semi metalik. Ini hampir mirip dengan
Se abu-abu, tetapi memiliki interaksi metalik kuat (Lee, 1991)..
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 sifat
kerataan atom (Redaksi chem-is-try.org,2008).Polonium merupakan
logam sejati. Terdapat sebagai bentuk yang berupa kubik dan bentuk
yang berupa rombohedral. Kedua bentuk tersebut bersifat logam (Lee,
1991).Sehingga penurunan terjadi ditandai jumlah alotropi dari S ke
Se ke Te. Ada peningkatan dalam karakter logam dari atas ke bawah
dalam satu golongan. Sifat elektrik juga berubah dari isolator (O
dan S), untuk semikonduktor (Se dan Te), untuk konduktor logam
(Po). Struktur berubah dari molekul diatomic sederhana, ke cincin
dan rantai, ke kisi-kisi logam sederhana (Lee, 1991).HIDRIDA Semua
unsur membentuk kovalen hidrida. Air H2O, hydrogen sulfida H2S,
hydrogen selenida H2Se, hydrogen telurida H2Te, dan hidrogen
polonida H2Po. Air merupakan cairan pada temperatur, tetapi yang
lain tidak berwarna dan mengeluarkan gas yang beracun. Semua dapat
dibuat dari unsur tetapi H2Te tidak. Pembuatan mudah H2S, H2Te, dan
H2Se dengan mereaksikan asam mineral pada logam sulfide, selenida,
dan telurida, atau hidrolisis (Lee,1991):FeS + H2SO4 H2S +
FeSO4FeSe + 2HCl H2Se + FeCl2Al2Se3 + 6H2O 3H2Se + 2Al(OH)3Al2Te3 +
6H2O 3H2Te + 2Al(OH)3OKSOHALIDASenyawa tionilHanya S dan Se
berbentuk oksohalida. Ada yang disebut tionil dan selenil halida,
dan diketahui (Lee,1991):SOF2 SOCl2 SOBr2SeOF2 SeOCl2 SeOBr2Tionil
klorida SOCl2 merupakan uap cair yang tidak berwarna, titik didih
78oC, dan biasanya disiapkan dengan cara(Lee,1991).:PCl5 + SO2
SOCl2 + POCl3Sebagian besar senyawa tionil mudah terhidrolisis
dengan air, meskipun SOF2 bereaksi lambat (Lee,1991).SOCl2 + H2O
SO2 + 2HClSOCl2 digunakan oleh ahli kimia organik, dimana asam
karboksilat diubah menjadi asam klorida, dan digunakan untuk
membuat logam klorida anhirat (Lee,1991).SOCl2 + R-COOH R-COCl +
SO2Struktur oksohalida berupa tetrahedral dengan posisi menempati
lone pair (Lee,1991).Senyawa SulfurilSulfuril halide yang diketahui
(Lee,1991):SO2F2 SO2Cl2 SO2FBr SO2FClSeO2F2 Sulfuril klorida SO2Cl2
berupa uap cair yang tidak berwarna, titik didih 69oC , dan dibuat
dengan reaksi langsung pada SO2 dan Cl2 dengan adanya katalis.
Dengan menggunakan agen klorinasi. Sulfuril klorida berupa gas dan
hidrolisis dengan air. Sulfuril fluorida berupa gas dan tidak
terhidrolisis air, tetapi uap klorida dalam kelembaban udara dan
hidrolisis dengan air. Sulfuril halida memiliki struktur
tetrahedral terdistorsi. Sulfuril dianggap sebagai turunan H2SO4,
kedua gugus OH digantikan dengan halogen. Jika satu gugus diganti,
terkandung asam halosulfurik (Lee,1991).FSO3H ClSO3H BrSO3HAsam
fluorosulfurik membentuk banyak garam, tetapi asam klorosulfurik
tidak terbentuk dan digunakan agen kloronasi pada kimia organik
(Lee,1991).KEADAAN OKSIDASI (+II), (+IV), DAN (VI) Oksigen tidak
pernah lebih dari divalent karena ketika membentuk dua ikatan
kovalen telah mencapai konfigurasi gas mulia, dan tidak ada orbital
energi rendah yang dapat digunakan untuk membentuk ikatan lebih
lanjut. Namun, unsur-unsur S, Se, Te dan Po memiliki orbital kosong
yang dapat digunakan untuk ikatan, dan unsur-unsurtersebut bisa
membentuk empat atau enam ikatan dengan elektron tidak berpasangan
(Lee,1991).S, Se, atau atom T Keadaan dasar Dua elektron tidak
berpasangan, oleh karena itu dapat membentuk dua ikatan, empat
pasang elektron, karena struktur tetrahedral dengan dua posisi
ditempati oleh pasangan tunggal (lone pairs) (Lee,1991).Keadaan
tereksitasi Empat elektron tidak berpasangan, oleh karena itu dapat
membentuk empat ikatan, lima pasang elektron, karena trigonal
bipiramid dengan satu posisi ditempati oleh pasangan tunggal (lone
pairs) (Lee,1991).Keadaan eksitasi lebih lanjut Enam elektron tidak
berpasangan, oleh karena itu membentuk enam ikatan, enam pasang
elektron, karena struktur octahedral (Lee,1991). Senyawa pada S, Se
dan Te dengan O biasanya tetravalen. Keadaan (+IV) menunjukkan
kedua sifat oksidasi dan reduksi. Fluor muncul pada keadaan
oksidasi maksimum pada (+IV). Senyawa dalam keadaan (+IV)
menunjukkan sifat oksidasi. Biloks lebih tinggi menjadi kurang
stabil dari atas ke bawah dalam satu golongan turun. Senyawa
biasanya volatile dan senyawa tersebut menjadi kovalen
(Lee,1991).OKSIDA PADA SULFUR, SELENIUM, TELLURIUM, DAN POLONIUM
Tabel Oksida (Lee,1991):UnsurMO2MO3Oksida lain
SSO2SO3S2O (S2O2) (SO) (S-O-O) (SO4) S6O, S7O, S8O, S9O,
S10O
SeSeO2SeO3
TeTeO2TeO3TeO
PoPoO2PoO
BAB IIPERMASALAHAN DAN SOLUSIPERTANYAAN1. Mengapa hidrida yang
terbentuk dari H2O berbentuk cair, sedangkan dalam satu golongan,
hidrida yang terbentuk berbentuk gas?Jawab:Keadaan air yang
berbentuk cair merupakan suatu keadaan yang tidak umum dalam
kondisi normal, terlebih lagi dengan memperhatikan hubungan antara
hidrida-hidrida lain yang mirip dalam kolom oksigen pada tabel
periodik, yang mengisyaratkan bahwa air seharusnya berbentuk gas,
sebagaimana hidrogen sulfida. Dengan memperhatikan tabel periodik,
terlihat bahwa unsur-unsur yang mengelilingi oksigen adalah
nitrogen, flor, dan fosfor, sulfur dan klor. Semua elemen-elemen
ini apabila berikatan dengan hidrogen akan menghasilkan gas pada
temperatur dan tekanan normal. Alasan mengapa hidrogen berikatan
dengan oksigen membentuk fasa berkeadaan cair, adalah karena
oksigen lebih bersifat elektronegatif ketimbang elemen-elemen lain
tersebut (kecuali flor). Tarikan atom oksigen pada
elektron-elektron ikatan jauh lebih kuat dari pada yang dilakukan
oleh atom hidrogen, meninggalkan jumlah muatan positif pada kedua
atom hidrogen, dan jumlah muatan negatif pada atom oksigen. Adanya
muatan pada tiap-tiap atom tersebut membuat molekul air memiliki
sejumlah momen dipol. Gaya tarik-menarik listrik antar
molekul-molekul air akibat adanya dipol ini membuat masing-masing
molekul saling berdekatan, membuatnya sulit untuk dipisahkan dan
yang pada akhirnya menaikkan titik didih air. Gaya tarik-menarik
ini disebut sebagai ikatan hidrogen. 2. Mengapa oksigen yang
mempunyai 6 elektron bebas di kulit terluarnya bisa menjadi ozon,
padahal hanya membutuhkan 2 elektron untuk menjadi
stabil?Jawab:Ozon adalah sebuah molekul gas yang terdiri dari tiga
buah atom oksigen. Ozon merupakan gas yang tidak memiliki warna.
Secara alami ozon dapat terbentuk melalui radiasi sinar ultraviolet
pancaran sinar matahari, dimana sinar matahari ini mampu
menguraikan gas oksigen di udara bebas. Molekul oksigen tadi akan
terurai menjadi dua buah atom oksigen, dimana proses ini dikenal
dengan proses fotolisis. Kemudian secara alamiah atom oksigen
bertumbukan dengan molekul gas oksigen yang ada disekitarnya, lalu
terbentuklah ozon, yang mana terdapat pada lapisan stratosfer yang
kita kenal dengan nama ozon layer (lapisan ozon) yang merupakan
hasil fotolisis tadi.Konfigurasi elektron atom oksigen adalah (2
6). Jadi jika ingin mencapai oktet (konfigurasi elektronnya sama
dengan gas mulia seperiode, dalam hal ini oksigen ingin menjadikan
konfigurasi elektronnya (2 8), atom oksigen perlu 2 elektron
tambahan. Dalam gas oksigen, masing- masing atom membentuk iaktan
kovalen rangkap (O=O), dimana setiap atom meminjamkan 2 elektronnya
kepada atom lain sehingga membentuk ikatan.Untuk pembentukan ozon,
dimana mempunyai 2 elektron bebas yang akan berikatan dengan atom
oksigen pada gas oksigen yang telah mencapai aturan oktet. Sehingga
ikatan yang terbentuk bukan ikatan rangkap melainkan ikatan kovalen
koordinat. Pada ikatan ini, sepasang elektron dipinjamkan oleh satu
atom untuk dipakai atom lainnya, tetapi atom yang meminjamkan itu
sendiri tidak meminjam elektron lagi karena telah mencapai oktet.
Jadi rumus struktur ozon adalah :O=O->OTanda = adalah ikatan
kovalen rangkap 2 dan tanda-> adalah ikatan kovalen koordinat.3.
Mengapa orbital atom oksigen dalam orbital molekul CO lebih rendah
dari orbital atom karbon?Jawab :Orbital atom oksigen dalam orbital
molekul CO lebih rendah dari orbital atom karbon dikarenakan adanya
efek pasangan inert yang mempengaruhi pembentukan ikatan kovalen
pada atom karbon. Pada umumnya karbon membentuk empat ikatan
kovalen bukan dua. Dengan menggunakan notasi elektron dalam kotak,
struktur elektron terluar karbon terlihat seperti ini:Atom C
(keadaan dasar) : 1s2 2s2 2p2Pada gambar diatas hanya ada dua
elektron tak berpasangan. Sebelum membentuk ikatan, secara normal
karbon akan mendorong satu elektron dari orbital s untuk mengisi
orbital p yang kosong.Atom C (eksitasi) : 1s2 2s1 2p3Akhirnya
terdapat 4 elektron tak berpasangan yang (setelah hidridisasi)
dapat membentuk 4 ikatan kovalen.Atom C (hibridisasi sp3) :Hal itu
bermanfaat untuk menyediakan energi untuk mendorong elektron
orbital s, karenanya karbon dapat membentuk ikatan kovalen dua kali
lebih banyak. Masing-masing ikatan kovalen yang terbentuk
melepaskan energi yang cukup untuk keperluan promosi.Atom C (dalam
CO) :4. Mengapa titik didih H2O lebih tinggi daripada H2S, H2Se,
dan H2Te?Jawab :TABEL SISTEM PERIODIK UNSUR
HHe
LiBeBCNOFNe
NaMgAlSiPSClAr
KCaScTiVCrMnFeCoNiCuZnGaGeAsSeBrKr
RbSrYZrNbMoTcRuRhPdAgCdInSnSbTeIXe
CsBaLaHfTaWReOsIrPtAuHgTiPbBiPoAtRn
FrRaAcUnqUnpUnhUnsUnoUneUnn
CePrNdPmSmEuGdTbDyHoErTmYbLu
ThPaUNpPuAmCmBkCfEsFmMdNoLr
Dari keempat senyawa tersebut (H2O, H2S, H2Se, dan H2Te)
semuanya memiliki sifat polar. Namun, dalam hal ini senyawa H2O
yang memiliki sifat kepolaran paling tinggi. Semakin tinggi sifat
kepolaran dari suatu senyawa, maka semakin tinggi pula titik didih
dari senyawa tersebut. Hal ini dikarenakan semakin kuatnya ikatan
hydrogen yang terbentuk. Senyawa yang memiliki ikatan hydrogen akan
memiliki titik didih lebih tinggi dari pada molekul yang memiliki
ikatan Van Der Waals atau gaya tarik dipol-dipol. Senyawa hydrida
dari unsur golongan IV, V dan VI memilih gaya Van Der Waals yang
bertambah dari atas ke bawah setiap golongannya, sehingga titik
didih dan titik lelehnya seharusnya meningkat tetapi kenyataannya
berbeda.Adaanya gaya London mengakibatkan titik leleh dan titik
didih molekulnya menjadi lebih rendah daripada molekul lain dengan
massa atom relatif (Mr) sama yng tidak memiliki Gaya London. Jika
molekul-molekulnya kecil, zat-zat ini biasanya berbentuk gas pada
suhu kamar. Molekul yang mempunyai gaya tarik-menarik dipol-dipol
menyebabkan titik didih dan titik leleh lebih tinggi daripada
molekul yang memiliki Gaya London pada molekul dengan massa molekul
relatif sama. Hal ini karena gaya tarik dipol-dipol lebih kuat
daripada Gaya London. Ikatan hidrogen tidak hanya berpengaruh pada
titik didih dan titk leleh suatu zat tetapi juga kalarutannya dalam
suatu pelarut. 5. Mengapa pada golongan VIA unsur Oksigen cenderung
divalent dan unsur yang lain dapat membentuk lebih (tetravalen,
dsb)?Jawab:Oksigen tidak pernah membentuk lebih dari divalen karena
ketika terbentuk dua ikatan kovalen ini akan cenderung membentuk
konfigurasi gas. Dan tidak tersedianya orbital pada energi terendah
yang dapat digunakan untuk berikatan (O tidak memiliki orbital d).
Demikian halnya berbeda dengan unsur S, Se, Te, dan Po memiliki
orbital d kosong yang memungkinkan mereka untuk berikatan kovalen,
dan juga unsur-unsur tersebut dapat membentuk empat atau enam
ikatan dengan unpairing elektron.Demikian adalah gambaran
konfigurai elektron untuk unsur S, Se, dan TeGround state Excited
state Further state
BAB IIIKESIMPULAN
Golongan VIA merupakan golongan oksigen, dimana terdiri dari
beberapa unsur, yakitu : O, S, Se, Te, dan Po. Unsur O, S, dan Se
merupakan unsur non logam, sedangkan unsur Te dan Po merupakan
unsur metaloid. Unsur- unsur ini memiliki beberapa sifat,
diantaranya dapat bereaksi dengan hidrida membentuk H2X, dimana
hanya oksigen saja yang berbentuk cair, sedangkan yang lain
berbentuk gas, hal ini disebabkan keelektronegatifan oksigen lebih
besar dari hidrogen, sehingga oksigen menarik lebih kuat dari pada
hidrogen. Selain itu H2O yang terbentuk memiliki titik didih yang
lebih tinggi daripada hidrida yang terbentuk dalam satu golongan,
hal ini disebabkan karena adanya pengaruh gaya antarmolekul air
yaitu adanya ikatan hidrogen yang sangat kuat. Oksigen juga dapat
membentuk ozon, hal ini disebabkan karena adanya ikatan kovalen
koordinasi dari atom oksigen yang meminjamkan elektron ke atom
oksigen yang lain.Unsur-unsur golongan VIA dapat membentuk divalen,
tetravalen, dsb, namun untuk Oksigen hanya mampu membentuk divalen
karena Oksigen tidak memiliki orbital kosong d yang akan
menyediakan orbital kosongnya untuk berikatan kovalen, sedangkan S,
Se, Te, memiliki orbital d dan energinya lebih tinggi untuk
mengadakan promosi elektron ke orbital d sehingaa dapat digunakan
untuk erikatan kovalen.
DAFTAR PUSTAKAAnonymous, 2009, BELAJAR KIMIA,
http://belajarkimia.net/?p=3, diakses tanggal 1 April
2011Anonymous, 2009, BENTUK MOLEKUL,
http://ebenbohr.wordpress.com/bentuk-molekul/, diakses tanggal 1
April 2011Anonymous, 2010, PHYSICAL CHARACTERISTICS GROUP 16
ELEMENTS,
http://www.tutorvista.com/content/chemistry/chemistry-iv/p-block-elements/chalcogens-physical-properties.php,
diakses tanggal 1 April 2011 Anonymous, 2009, SIFAT FISIKA SUATU
MOLEKUL,
http://www.e-dukasi.net/mol/mo_full.php?moid=71&fname=kb2_4.htm.Sifat
Fisika Suatu Molekul, diakses tanggal 1 April 2011Cahyono, E, 2011,
MEMODIFIKASI KIMIA BELERANG,
http://www.dokterkimia.com/2011/01/memodifikasi-kimia-belerang.html,
diakses tanggal 1 April 2011Lee, J.D., 1991, CONCISE INORGANIC
CHEMISTRY, Chapmann and Hall, London Redaksi chem-is-try.org, 2008,
BELERANG, http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/belerang/,
diakses tanggal 1 April 2011Redaksi chem-is-try.org, 2008,
POLONIUM, http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/polonium/,
diakses tanggal 1 April 2011Redaksi chem-is-try.org, 2008,
SELENIUM, http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/selenium/,
diakses tanggal 1 April 2011Redaksi chem-is-try.org, 2008,
TELURIUM, http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/telurium/,
diakses tanggal 1 April 2011Saito, Taro,. 1996, KIMIA ANORGANIK,
Iwanami Publishing Company, TokyoWinter, M, 2010, GROUP 16,
http://www.webelements.com/periodicity/group_number/group_16.html,
diakses tanggal 1 April 2011Winter, M, 2010, SELENIUM,
http://www.webelements.com/selenium/, diakses tanggal 1 April
2011
Diposkan oleh Kartika is PinkQueen di 22.41 Kirimkan Ini lewat
EmailBlogThis!Berbagi ke TwitterBerbagi ke FacebookBagikan ke
PinterestTidak ada komentar:Poskan Komentar
http://pinkqueen1111.blogspot.com/2011/11/kimia-unsur-golongan-vi.html