MAKALAH OKSIGEN, BELERANG DAN SELENIDA

BAB I

PENDAHULUAN

1.1          Latar Belakang

Pengetahuan 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          Tujuan

1. Mengetahui sifat fisika dan kimia golongan VI A.
2. Mengetahui kecenderungan sifat fisika dan kimia dari golongan VI A
3. Mengetahui persenyawaan golongan VI A.

1.4 Batasan Masalah

Membahas sifat-sifat  kimia, fisika dan persenyawaan  golongan kalkogen yaitu oksigen, sulfur dan selenium

1.5 Manfaat

Mengetahui dengan jelas sifat-sifat fisika, kimia dan persenyawaan secara umum dari oksigen, sulfur dan selenium

 

 

 

 

 

BAB II

PEMBAHASAN

2.1 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 1777

Pada 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 oksigen

Simbol                         :  O

Nomor atom                : 8

Massa atom relatif       : 15,99999 gram/mol

Titik lebur                    : -218,4 ^oC

Titik didih                   : -182,96 ^oC

Densitas (gas) : 1,429 gram/ liter

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

Bilangan oksidasi        : +2

 

2.1.3 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 O^2-

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:

½ O₂ (g)                       O (g)                ∆H= 248 Kj/mol

O (g) + 2e                    O2-(g)                         ∆H= 752 Kj/mol

Molekul 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 Oksida

1. Oksida asam

Oksida 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) + SO₄^2- (aq)

CO₂ (g) + H₂O (l) → 2 H⁺ (aq) + CO₃^2- (aq)

CrO₃ (s) + H₂O (l) → 2H⁺ (aq) + CrO₄^2- (aq)

1. Oksida basa

Oksida 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 amfoter

Oksida 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)₄^2- (aq)

      Beberapa logam oksida yang bersifat amfoter seperti BeO, Al₂O₃, Ga₂O₃, SnO, PbO dan ZnO

1. Oksida netral

Oksida ini  berikatan kovalen satu sama lainnya dan tidak bereaksi dengan asam maupun basa misalnya, NO,NO₂, dan CO.

1. Oksida campuran

Oksida ini merupakan campuran dari oksida sederhana misalnya: P₃O₄ merupakan campuran PbO dan PbO₂

1. 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 superoksida

Ion superoksida, O^2-, dan ion peroksida, O₂^2-, 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 Oksigen

 

1. 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 Dioksigenil

Interaksi 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 dioksigen

Reaksi 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 104.5^o 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 Alotrop

Oksigen 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.      Ozon

Ozon 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 (λ 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 117^o dan panjang ikatan sebesar 1,28 Ǻ. oleh karena ikatan O–O berjarak 1,49 Ǻ dalam HOOH (ikatan-ikatan tunggal) dan 1,21 Ǻ dalam O₂ (ikatan rangkap dua) nampaknya ikatan O–O 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 kuat

3PbS + 4 O₃                3PbSO₄

2NO₂ + O₃                  N₂O₅ +O₂

S +  H₂O +O₃              H₂SO₄

2 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 + O₂

Reaksi 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+ O₂

Ozon 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   →  2O

Kemudian atom oksigen segera bereaksi dengan molekul oksigen lainnya membentuk ozon

O + O₂ →  O₃

Ozon 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.      Dioksigen

Sifat 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 kovalen

1. 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 (χ = 2.58) lebih kecil dari oksigen (χ = 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 α). Transisi fasa polimorf ini menghasilkan belerang monoklin (belerang β) 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                         : S

Nomor atom                : 16

Ar                                : 32,06 gr/mol

Keelektronegatifan     : 2.58

Wujud                         : padatan

Warna                          : kuning

Titik leleh

• Rombik           : 112,8⁰C
• Monoklin         : 119⁰C

Titik didih                   : 444,7⁰C

Densitas (pada suhu 20⁰C)

• Rombik           : 2,03
• Monoklin         : 1,96

Bilangan oksidasi        : -2, +4, +6

Konfigurasi elektron   : [Ne] 3s² 3p⁴

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

 

2.2.2 Persenyawaan Sulfur

Senyawa belerang terdapat dalam berbagai macam bilangan oksidasi -2, +4 dan +6 (Achmad.2001: 37)

Bilangan oksidasi	Contoh
-2	H2S, S2-
0	S8
+4	SO2, H2SO3, SO32-
+6	SO3, H2SO4, SO42-, H2S2O7, SF6

2.2.2.1 Persenyawaan halida 

1. Sulfur fluorida

Fluorinasi langsung S₈ menghasilkan terutama SF₆ dan runutan S₂F₁₀

1. Sulfur tetrafluorida

Sulfur 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 heksafluorida

Sulfur 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 klorida

Sulfur 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 Sulfur

1. 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 sendiri
2. 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 + H₂O

1.  Karena adanya perubahan dari kertas biru kanji iodate (adanya kanji dan I₂)

2KIO₃ + 5SO₂ + 4H₂O                       I₂ + 2KHSO₄ + 3H₂SO₄

Metode 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 S_2.

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 pπ-pπ dan pπ-dπ 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 oksigen

2 SO₂ (g) + O₂ (g) →  2 SO₃

1. Asam sulfat

Gas 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 belerang

S + O₂                         SO₂

b)                  Pirit atau seng sulfida

Pada pemanggaman bijih-bijih logam ini dihasilkan sulfur dioksida sebagai hasil samping.

4 FeS₂ + 11 O₂                                    2 Fe₂O₃ + SO₂

2 ZnS + 3 O₂                           2 ZnO + 2 SO₂

_c)                     Anhidrit CaSO₄

CaSO₄ + 2 C                           2 CO₂ + CaS

CaS + 3 CaSO₄                          4 CaO + 4 SO₂

Hampir semua asam sulfat dibuat dengan menggunakan metode kontak. Proses ini berlangsung dalam tiga tahap yaitu:

_a)         Produksi SO₂

Belerang dibakar dalam udara kering di ruang pembakar pada suhu 1000⁰C

S + O₂                                          SO₂                                       ∆H= -297 kJ mol^-1

Gas yang dihasilkan mengandung kurang lebih 10 % volume sulfur dioksida =, kemudian setelah didinginkan sampai 400⁰C dimurnikan dengan cara pe-ngendapan elektrostatik.

_b)        Konversi SO₂ menjadi SO₃

Dengan 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^-1

Gas 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 SO_3. 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 H₂SO₄

Sulfur trioksida yang dihasilkan didinginkan kemudian dilarutkan dalam H₂SO₄ 98% sehingga menghasilkan asam 98,5% yang diencerkan dengan air.

1. _i.         SO3 + H2SO4                                    H₂S₂O₇
2. _ii.        H₂S₂O₇ + H₂O                                     2 H₂SO₄

Reaksi keseluruhannya adalah

H₂O + SO₃                                        H₂SO₄                     ∆H= -130 kJ mol-¹

4.Asam tiosulfat (H₂S₂O₃)

 Walaupun asam ini akan dihasilkan bila tiosulfat diasamkan, asam bebasnya tidak stabil.  Ion S₂O₃^2- dihasilkan dengan mengganti satu oksigen dari ion SO₄^2-dengan belerang, dan asam tiosulfat ini adalah reduktor sedang.

5.Asam sulfit (H₂SO₃₎ 

Garam sulfit sangat stabil namun asam bebasnya belum pernah diisolasi.  Ion SO₃^2- memiliki simetri piramida dan merupakan reagen pereduksi.  Dalam asam ditionat, H₂S₂O₆, ion ditionat, S₂O₆^2-, bilangan oksidasi belerang adalah +5, dan terbentuk ikatan S-S.  Senyawa ditionat adalah bahan pereduksi yang sangat kuat

6. s

7.Oksida lainnya.

Contohnya adalah S₂O, S₆O, S₁₀O

2.3 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                         : Se

Radius Atom               : 1.4 Å

Volume Atom              : 16.5 cm³/mol

Massa Atom                : 78.96

Titik Didih                   : 958 K

Radius Kovalensi        : 1.16 Å

Struktur Kristal           : Heksagonal

Massa Jenis                 : 4.79 g/cm³

Konduktivitas Listrik  : 8 x 10⁶ ohm^-1cm^-1

Elektronegativitas       : 2.55

Konfigurasi Elektron  : [Ar]3d10 4s2p4

Formasi Entalpi           : 5.54 kJ/mol

Konduktivitas Panas   : 2.04 Wm^-1K^-1

Potensial Ionisasi        : 9.752 V

Titik Lebur                  : 494 K

Bilangan Oksidasi       : -2,4,6

Kapasitas Panas          : 0.32 Jg^-1K^-1

Entalpi Penguapan      : 26.32 kJ/mol

2.3.2 Sifat kimia

Selenium berada dalam beberapa bentuk allotrop, walaupun hanya dikenal tiga bentuk. Selenium bisa didapatkan baik dalam struktur amorf maupun kristal. Selenium amorf bisa berwarna merah (bentuk serbuk) atau hitam (dalam bentuk seperti kaca). Selenium kristal monoklinik berwarna merah tua. Sedangkan selenium kristal heksagonal, yang merupakan jenis paling stabil, berwarna abu-abu metalik.

Selenium menunjukkan sifat fotovoltaik, yakni mengubah cahaya menjadi listrik, dan sifat fotokonduktif, yakni menunjukkan penurunan hambatan listrik dengan meningkatnya cahaya dari luar (menjadi penghantar listrik ketika terpapar cahaya dengan energi yang cukup). Sifat-sifat ini membuat selenium sangat berguna dalam produksi fotosel dan exposuremeter untuk tujuan fotografi, seperti sel matahari. Di bawah titik cairnya, selenium adalah semikonduktor tipe p dan memiliki banyak kegunaan dalam penerapan elektronik .

Selenium telah dikatakan non toksik, dan menjadi kebutuhan unsur yang penting dalam jumlah sedikit. Namun asam selenida dan senyawa selenium lainnya adalah racun, dan reaksi fisiologisnya menyerupai arsen.

 

 

 

2.3.3 Isotop

Selenium di alam mengandung enam isotop stabil. Lima belas isotop lainnya  pun telah dikenali. Unsur ini termasuk dalam golongan belerang dan menyerupai sifat belerang baik dalam ragam bentuknya dan senyawanya.

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 Kegunaan

Selenium digunakan dalam xerografi untuk memperbanyak salinan dokumen, surat dan lain-lain. Juga digunakan oleh industri kaca untuk mengawawarnakan kaca dan untuk membuat kaca dan lapisan email gigi yang berwarna rubi. Juga digunakan sebagai tinta fotografi dan sebagai bahan tambahan baja tahan karat.

2.3.6 Penanganan

Asam selenida pada konsentrasi 1.5 ppm tidak boleh ada dalam tubuh manusia. Selenium dalam keadaan padat,  dalam jumlah yang cukup dalam tanah, dapat memberikan dampak yang fatal pada tanaman pakan hewan.  Terpapar dengan senyawa selenium di udara tidak boleh melebihi kadar 0.2 mg/m³ (selama 8 jam kerja perhari-40 jam seminggu)

1. 3.                  Persenyawaan  dari Sulfur dan Selenium secara umum

3.1.            Pembentukan Oksohalida

Hanya S dan Se yang dapat membentuk oksohalida. Mereka disebut dengan tionil dan selenil halida contohnya:

SOF₂               SOCl₂             SOBr₂

SeOF₂              SeOCl₂            SeOBr₂

Tionil klorida merupakan cairan tidak berwarna dan mudah terbakar. Titik didih 78^oC dan biasanya dibuat dengan cara:

PCl₅ +SO₂ → SOCl₂ + POCl₃

Beberapa senyawa tionil mudah terhidrolisis oleh air meskipun dalam proses hidrolisisnya berlangsung lambat, seperti dalam reaksi:

SOCl₂ + H₂O → SO₂ + 2 HCl

SOCl₂ 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 + SO₂

Struktur 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 69^o 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 → SO₂Cl₂

 Senyawa SO₂Cl₂ digunakan sebagai agen klorinasi oleh para ahli kimia organik

3.2.            Pembentukan Hidrida

Semua 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 biru

2 H₂S + 3 O₂ → 2 H₂O + 2 SO₂

 

 

Tabel Pembentukan Hidrida

	Entalpi pembentukan (kJ/ mol)	Sudut ikatan	Titik didih
H2O	-242	H-O-H = 104o28’	100
H2S	-20	H-S-H =92o	-60
H2Se	+81	H-Se-H= 91o	-42

           

3.3.Pembentukan dioksida MO₂

Dioksida 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 halida

Tabel pembentukan senyawa halida golongan VI A

	MX6	MX4	MX2	M2X2	M2X	Lainnya
O	–	–	OF2 Cl2O Br2O	O2F2	ClO2 BrO2	O3F2, O4F2, Cl2O6, Cl2O7, BrO3
S	SF6	SF4 SCl4	SF2 SCl2	S2F2 S2Cl2 S2Br2	–	SSF2, S2F4, S2F10
Se	SeF6	SeF4 SeCl4 SeBr4	–	Se2Cl2 Se2Br2	–	–

 

 

 

 

BAB III

PENUTUP

1. 1.               Kesimpulan

Sifat fisika secara singkat dapat dijelaskan dengan tabel berikut ini :

Sifat fisika	Oksigen	Belerang	Selenium
Nomor atom	8	16	34
Nomor massa (g/mol)	15,999	32,06	78,96
Konfigurasi elektron	[He]2s2sp4	[Ne] 3s23p4	[Ar] 4s24p4
Jari-jari atom (nm)	0,074	0,103	0,117
Keelektronegatifan (eV)	3,44	2,60	2,55
Energi ionisasi (EI) kJ/mol	EI1=1362 EI2=3512 EI3=5493	EI1=1036 EI2=2333 EI3=3483	EI1=975 EI2=2119 EI3=3082
Densitas (g/ml)	1,429* 1,14**	2,03a 1,96b	4,79c 4,28d
Titik didih oC	-182,96	444,7	684,9
Titik lebur oC	-218,4	112,8a 119,0b	217
Bilangan oksidasi	-2,-1	-2, +4, +6	-2,+4, +6
Afinitas elektron (eV)	1,461	2,077	2,021

^{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 bertanbah
2. Densitas atom dari atas ke bawah semakin bertambah
3. Energi ionisasi dari atas ke bawah semakin berkurang
4. Afinitas elektron dari atas ke bawah semakin bertambah
5. Jari-jari atom dari atas ke bawah semakin bertambah
6. Keelektronegatifan atom dari atas ke bawah semakin berkurang

Pembentukan 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.               Saran

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

 

 

 

 

 

 

 

 

DAFTAR PUSTAKA

 

Achmad, H. 2001. Kimia Unsur dan Radiokimia. Bandung: Citra Aditya Bakti

 

Cotton,F.A, Wilkinson, G. 2007. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta: UI Press

 

Effendy. 2006. Teori VSEPR, Kepolaran, dan Gaya Antarmolekul. Malang : Bayu Media

Mulyono. 2008. Kamus Kimia. Jakarta: Bumi Aksara