makalah kimia dasar ii kimia unsur
Post on 10-Dec-2014
233 Views
Preview:
TRANSCRIPT
BAB I
PENDAHULUAN
A. Latar Belakang
Pada 1789 Antoine Lavoisier mengelompokan 33 unsur kimia.
Pengelompokan unsur tersebut berdasarka sifat kimianya. Unsur-unsur kimia di
bagi menjadi empat kelompok. Yaitu gas, tanah, logam dan non logam.
Pengelompokan ini masih terlalu umum karena ternyata dalam kelompok unsur
logam masih terdapat berbagai unsur yang memiliki sifat berbeda.
Unsur gas yang di kelompokan oleh Lavoisier adalah cahaya, kalor, oksigen,
azote (nitrogen) dan hidrogen. Unsur-unsur yang tergolong logam adalah
sulfur,fosfor, karbon, asam klorida, asam flourida dan asam borak. Adapun unsur-
unsurlogam adalah antimon, perak, arsenik, bismuth. Kobalt, tembaga, timah,
nesi,mangan, raksa, molibdenum, nikel, emas, platina, tobel, tungsten, dan seng.
Adapun yang tergolong unsur tanah adalah kapur, magnesium oksida, barium
oksida, aluminium oksida, dan silikon oksida.
Unsur pada golongan VA adalah Nitrogen (N), dimana bentuk diatomik
dari nitrogen adalah unsur yang paling utama dari udara. Unsur-unsur yang lain
adalah termasuk Fosfor (P), Arsen (As), Antimon (Sb), Bismut (Bi). Unsur-unsur
golongan ini menunjukkan bahwa semua komponen-komponen dari unsur ini
mempunyai 5 elektron pada kulit terluarnya, 2 elektron terletak di subkulit s dan 3
terletak di subkulit p. Oleh karena itu mereka kekurangan 3 elektron di kulit
terluarnya.
Golongan VIA atau yang biasa disebut dengan golongan kalkogen terdiri
dari oksigen, sulfur, selenium, telerium dan polonium. Unsur-unsur tersebut
memiliki beberapa perbedaan baik itu berdasarkan sifat fisika, sifat kimia,
maupun ikatannya. Perbedaan tersebut juga dapat mempengaruhi sifat
kereaktifannya untuk membentuk persenyawaan dengan atom lain, sehingga
dengan demikian terdapat juga perbedaan ikatannya dan kegunaannya.
1
B. Tujuan
1. Mahasiswa mengetahui sejarah dari unsur-unsur golongan VA dan VIA
2. Mahasiswa mengetahui sifat-sifat dari unsur golongan VA dan VIA, baik
sifat kimia ataupun sifat fisika
3. Mahasiswa mengetahui manfaat dan bahaya dari masing-masing unsure
golongan VA dan VIA
C. Manfaat
1. Mahasiswa dapat mengetahui sejarah dari unsur-unsur golongan VA dan
VIA
2. Mahasiswa dapat mengetahui sifat-sifat dari unsure golongan VA dan
VIA, baik sifat kimia ataupun sifat fisika
3. Mahasiswa dapat mengetahui manfaat dan bahaya dari masing-masing
unsur golongan VA dan VIA
2
BAB II
ISI
A. Golongan VA
Unsur pada golongan VA adalah Nitrogen (N), dimana bentuk diatomik
dari nitrogen adalah unsur yang paling utama dari udara. Unsur-unsur yang lain
adalah termasuk Fosfor (P), Arsen (As), Antimon (Sb), Bismut (Bi). Unsur-unsur
golongan ini menunjukkan bahwa semua komponen-komponen dari unsur ini
mempunyai 5 elektron pada kulit terluarnya, 2 elektron terletak di subkulit s dan 3
terletak di subkulit p. Oleh karena itu mereka kekurangan 3 elektron di kulit
terluarnya.
Golongan VA secara umum memiliki sifat-sifat sebagai berikut:
a. Energi ionisasi sangat tinggi, sehingga sukar untuk membentuk kation
b. Oksida Sb membentuk oksida amfoter, sedangkan N, P, As membentuk
oksida asam dan Bi membentuk oksida basa
c. Kecuali N, dapat mempunyai bilangan oksidasi 6
d. As dan Sb berbentuk unsur metalloid
e. Dapat membentuk senyawa hidrida yang makin menurun kestabilannya
f. Kecuali N, dapat bertindak sebagai konduktor listrik
g. Di alam terdapat bebas dalam bentuk mineral seperti Apait Ca5(PO4)3 OH,
Orpiment As2S3, Stibnit Sb2S3, Bismuthinite Bi2S3
Unsur-Unsur yang termasuk golongan VA adalah:
1. Nitrogen
Sejarah Nitrogen
Nitrogen atau zat lemas adalah unsur kimia yang memiliki lambang N dan
nomor atom 7. Biasanya ditemukan sebagai gas tanpa warna, tanpa bau, tanpa rasa
dan merupakan gas diatomik bukan logam yang stabil, sangat sulit bereaksi
dengan unsur atau senyawa lainnya. Dinamakan zat lemas karena zat ini bersifat
malas, tidak aktif bereaksi dengan unsur lainnya. Nitrogen mengisi 78,08 persen
atmosfir Bumi dan terdapat dalam banyak jaringan hidup.
Nitrogen ditemukan oleh Daniel Rutherford pada 1772, yang menyebutnya
udara beracun atau udara tetap. Pengetahuan bahwa terdapat pecahan udara yang
3
tidak membantu dalam pembakaran telah diketahui oleh ahli kimia sejak akhir
abad ke-18 lagi. Nitrogen pada masa yang lebih kurang sama oleh Carl Wilhelm
Scheele, Henry Cavendish, dan Joseph Priestley, yang menyebutnya sebagai
udara terbakar atau udara telah flogistat. Gas nitrogen adalah cukup lemas
sehingga dinamakan oleh Antoine Lavoisier sebagai azote, daripada perkataan
Yunani αζωτος yang bermaksud "tak bernyawa". Istilah tersebut telah menjadi
nama kepada nitrogen dalam perkataan Perancis dan kemudiannya berkembang ke
bahasa-bahasa lain. Senyawa nitrogen diketahui sejak Zaman Pertengahan Eropa.
Ahli alkimia mengetahui asam nitrat sebagai aqua fortis. Campuran asam
hidroklorik dan asam nitrat dinamakan akua regia, yang diakui karena
kemampuannya untuk melarutkan emas. Kegunaan senyawa nitrogen dalam
bidang pertanian dan perusahaan pada awalnya ialah dalam bentuk kalium nitrat,
terutama dalam penghasilan serbuk peledak (garam mesiu), dan kemudiannya,
sebagai baja dan juga stok makanan ternak kimia. Pembentukan senyawa nitrogen
sintetis pertama dilakukan oleh Priestley dan Cavendish yang melewatkan
percikan bunga api listrik di dalam bejana berisi udara bebas dan akhirnya
mendapatkan nitrat setelah sebelumnya melarutkan oksida yang terbentuk dalam
reaksi dengan alkali.
Sifat-sifat
a. Nitrogen adalah zat non logam, dengan elektronegatifitas 3.0. Mempunyai
5 elektron di kulit terluarnya. Oleh karena itu trivalen dalam sebagian
besar senyawa.
b. Nitrogen mengembun pada suhu 77K (-196 OC) pada tekanan atmosfir dan
membeku pada suhu 63K (-210 OC).
Sifat Fisik Nitrogen
a. Massa atom = 14.0067 (2) g/mol
b. Konfigurasi elektron = 1s2 2s2 2p3
c. Fasa = gas
d. Massa jenis = (0 °C; 101,325 kPa) 1.251 g/L
e. Titik lebur = 63.15 K (-210.00 °C, -346.00 °F)
f. Titik didih = 77.36 K (-195.79 °C, -320.42 °F)
4
g. Titik kritis = 126.21 K, 3.39 MPa
h. Kalor peleburan = (N2) 0.720 kJ/mol
i. Kalor penguapan = (N2) 5.57 kJ/mol
j. Kapasitas kalor = (25 °C) (N2) 29.124 J/(mol・K)
k. Struktur kristal = Hexagonal
l. Bilangan oksidasi = 3, 5, 4, 2 (strongly acidic oxide)
m. Elektronegativitas = 3.04 (skala Pauling)
n. Jari-jari atom = 65 pm
o. Jari-jari atom (terhitung) = 56 pm
p. Jari-jari kovalen = 75 pm
q. Jari-jari Van der Waals = 155 pm
r. Tidak bersifat magnetic
s. Konduktivitas termal = (300 K) 25.83 mW/(m・K)
t. Kecepatan suara = (gas, 27 °C) 353 m/s
Sifat Kimia Nitrogen
Pada kondisi atau keadaan normal normal nitrogen tidak bereaksi dengan
udara, air, asam dan basa.
Senyawa
Hidrida utama nitrogen ialah amonia (NH3) walaupun hidrazina (N2H4)
juga banyak ditemukan. Amonia bersifat basa dan terlarut sebagian dalam air
membentuk ion ammonium (NH4+).Amonia cair sebenarnya sedikit amfiprotik
dan membentuk ion ammonium dan amida (NH2-) keduanya dikenal sebagai
garam amida dan nitride (N3-), tetapi terurai dalam air. Gugus bebas amonia
dengan atom hidrogen tunggal atau ganda dinamakan amina. Rantai, cincin atau
struktur hidrida nitrogen yang lebih besar juga diketahui tetapi tak stabil.
IsotopAda 2 isotop Nitrogen yang stabil yaitu: 14N dan 15N. Isotop yang paling
banyak adalah 14N (99.634%), yang dihasilkan dalam bintang-bintang dan yang
selebihnya adalah 15N. Di antara sepuluh isotop yang dihasilkan secara sintetik, 1N
mempunyai paruh waktu selama 9 menit dan yang selebihnya sama atau lebih
kecil dari itu.
5
Penggunaan
Nitrogen memiliki berbagai keperluan. Selain pembuatan ammonia,
penggunaan terbesar, nitrogen digunakan dalam industri elektronik untuk flush
udara dari tabung vakum sebelum tabung dimeteraikan. Bola lampu pijar yang
memerah dengan gas nitrogen sebelum diisi dengan nitrogen argon gas campuran.
Dalam operasi pengerjaan logam, nitrogen digunakan untuk mengontrol furnace
atmospheres during annealing (heating and slowly cooling tungku atmosfer
selama annealing (pemanasan dan pendinginan perlahan metal for strengthening).
logam untuk memperkuat). Nitrogen digunakan untuk membuat berbagai bahan
peledak termasuk ammonium nitrate, amonium nitrat, nitroglycerin, nitrogliserin,
nitrocellulose, and nitroselulosa, dan trinitrotoluene (TNT). trinitrotoluene (TNT).
Hal ini digunakan sebagai refrigeran baik untuk pembekuan perendaman produk
makanan dan untuk transportasi makanan, dan dalam bentuk cair itu digunakan
industri minyak untuk membangun tekanan dalam sumur untuk memaksa. minyak
mentah ke permukaan. Penggunaan gas amonia bermacam-macam ada yang
langsung digunakan sebagai pupuk, pembuatan pulp untuk kertas, pembuatan
garam nitrat dan asam nitrat, berbagai jenis bahan peledak, pembuatan senyawa
nitro dan berbagai jenis refrigeran.
Bahaya Nitrogen
Limbah baja nitrat merupakan penyebab utama pencemaran air sungai dan
airbawah tanah. Senyawa yang mengandung siano (-CN) menghasilkan garam
yang sangat beracun dan bisa membawa kematian pada hewan dan manusia.
2. Fosfor
Fosfor adalah unsur kimia yang memiliki lambang P dengan nomor atom 15.
Fosfor berupa nonlogam, bervalensi banyak, termasuk golongan nitrogen, banyak
ditemui dalam batuan fosfat anorganik dan dalam semua sel hidup tetapi tidak
pernah ditemui dalam bentuk unsur bebasnya. Fosfor amatlah reaktif,
memancarkan pendar cahaya yang lemah ketika bergabung dengan oksigen,
ditemukan dalam berbagai bentuk, dan merupakan unsur penting dalam makhluk
hidup. Fosfor berupa berbagai jenis senyawa logam transisi atau senyawa tanah
6
langka seperti zink sulfida (ZnS) yang ditambah tembaga atau perak, dan zink
silikat (Zn2SiO4)yang dicampur dengan mangan.
Bentuk
Fosforus dapat berada dalam empat bentuk atau lebih alotrop: putih (atau
kuning), merah, dan hitam (atau ungu). Yang paling umum adalah fosforus merah
dan putih, keduanya mengelompok dalam empat atom yang berbentuk tetrahedral.
Fosforus putih terbakar ketika bersentuhan dengan udara dan dapat berubah
menjadin fosforus merah ketika terkena panas atau cahaya. Fosforus putih juga
dapat berada dalam keadaan alfa dan beta yang dipisahkan oleh suhu transisi -3,8
°C.
Fosforus merah relatif lebih stabil dan menyublim pada 170 °C pada tekanan
uap 1 atm, tetapi terbakar akibat tumbukan atau gesekan. Alotrop fosforus hitam
mempunyai struktur seperti grafit atom-atom tersusun dalam lapisan-lapisan
heksagonal yang menghantarkan listrik. Fosfor merah berstruktur amorf dan
strukturnya tidak jelas. Komponen utamanya diasumsikan berupa rantai yang
dibentuk dengan polimerisasi molekul P4 sebagai hasil pembukaan satu ikatan P-
P. Fosfor merah tidak bersifat piroforik dan tidak beracun, dan digunakan dalam
jumlah yang sangat banyak untuk memproduksi korek dan sebagainya.
Fosfor hitam adalah isotop yang paling stabil dan didapatkan dari fosfor putih
pada tekanan tinggi (sekitar 8 GPa). Fosfor hitam memiliki kilap logam dan
berstruktur lamelar. Walaupun fosfor hitam bersifat semikonduktor pada tekanan
normal, fosfor hitam menunjukkan sifat logam pada tekanan tinggi (10 GPa).
Sifat-sifat
Secara umum fosforus membentuk padatan putih yang lengket yang memiliki
bau yang tidak enak tetapi ketika murni menjadi tak berwarna dan transparan. 12
Nonlogam ini tidak larut dalam air, tetapi larut dalam karbon disulfida. Fosforus
murni terbakar secara spontan di udara membentuk fosforus pentoksida.
Sifat Fisik Fosfor
a. Massa atom = 30,973761(2) g/mol
b. Konfigurasi elektron = [Ne] 3s2 3p3
c. Jumlah elektron tiap kulit = 2, 8, 5
7
d. Fase = padat
e. Massa jenis (sekitar suhu kamar) = (putih) 1,823 g/cm3
f. Massa jenis (sekitar suhu kamar) = (merah) 2,34 g/cm3
g. Massa jenis (sekitar suhu kamar) = (hitam) 2,69 g/cm3
h. Titik lebur = (putih) 317,3 K (44,2 °C, 111,6 °F)
i. Titik didih = 550 K (277 °C, 531 °F)
j. Kalor peleburan = (putih) 0,66 kJ/mol
k. Kalor penguapan = 12,4 kJ/mol
l. Kapasitas kalor = (25 °C) (putih) 23,824 J/(mol・K)
m. Struktur kristal = Monoklinik
n. Bilangan oksidasi = �}3, 5, 4 (oksida asam lemah)
o. Elektronegativitas = 2,19 (skala Pauling)
p. Jari-jari atom = 100 pm
q. Jari-jari atom (terhitung) = 98 pm
r. Jari-jari kovalen = 106 pm
s. Jari-jari Van der Waals = 180 pm
t. Tidak bersifat magnetic
u. Konduktivitas termal = (300 K) (putih) 0,236 W/(m・K)
Sifat Kimia Fosfor
1. Reaksi fosfor dengan Air
Fosfor putih bersinar dalam gelap saat terkena udara lembab dalam proses
yang dikenal sebagai chemiluminescence.
2. Reaksi fosfor dengan Udara
Fosfor putih harus ditangani dengan hati-hati. Hal spontanteously bila
menyatu di udara pada suhu kamar untuk membentuk "fosfor pentoksida"
tetraphosphorus desaoksida, P4O10.
3. Reaksi fosfor dengan halogen
Fosfor Putih, P4 bereaksi keras dengan semua halogen di temeperatur ruang
untuk membentuk fosfor (III) trihalides.
P4 (s) + 6F2 (g) 4PF3 (g)
P4 (s) + 6Cl2 (g) 4PCl3 (g)
8
P4 (s) + 6Br2 (g) 4PBr3 (g)
P4 (s) + 6I2 (g) 4PI3 (g)
Fosfor putih bereaksi dengan yodium dalam karbon disulfida (CS2) untuk
membentuk fosfor (II) iodida. Senyawa yang sama terbentuk dalam reaksi antara
fosfor merah dan yodium pada 180°C.
P4 (s) + 4I2 (g) 2P2I4 (g)
4. Reaksi Fosfor dengan asam
Fosfor tidak bereaksi dengan larutan asam non oksidasi.
Manfaat atau Kegunaan
Dalam beberapa tahun terakhir, asam fosfor yang mengandung 70% – 75%
P2O5, telah menjadi bahan penting pertanian dan produksi tani lainnya.
Permintaan untuk pupuk secara global telah meningkatkan produksi fosfat yang
banyak.
Fosfat juga digunakan untuk produksi gelas spesial, seperti yang digunakan
pada lampu sodium. Kalsium fosfat digunakan untuk membuat perabotan China
dan untuk memproduksi mono-kalsium fosfat. Fosfor juga digunakan dalam
memproduksi baja, perunggu fosfor, dan produk-produk lainnya. Trisodium fosfat
sangat penting sebagai agen pembersih, sebagai pelunak air, dan untuk menjaga
korosi pipa-pipa.
Fosfor juga merupakan bahan penting bagi sel-sel protoplasma, jaringan saraf
dan tulang. Kegunaan fosfor yang terpenting adalah dalam pembuatan pupuk, dan
secara luas digunakan dalam bahan peledak, korek api, kembang api, pestisida,
odol dan deterjen. Kegunaan fosfor yang paling umum ialah pada ragaan tabung
sinar katoda (CRT) dan lampu pendar, sementara fosfor dapat ditemukan pula
pada berbagai jenis mainan yang dapat berpendar dalam gelap (glow in the dark).
Kegunaan fosforus yang terpenting adalah dalam pembuatan pupuk, dan secara
luas digunakan dalam bahan peledak, korek api, kembang api, pestisida, odol, dan
deterjen.
3. Arsen
9
Arsen, arsenik, atau arsenikum adalah unsur metaloid dalam tabel periodi
yang memiliki simbol As dan nomor atom 33. Arsen adalah bahan metaloid yang
terkenal beracun dan memiliki tiga bentuk alotropik; kuning, hitam, dan abu-abu.
Arsenik dan senyawa arsenik digunakan sebagai pestisida, herbisida, insektisida,
dan dalam berbagai aloy. Di alam biasanya arsen terdapat dalam bentuk mineral
pada kerak bumi seperti realgar (As4S4), orpiment (As2S2), arsenolit (As2O3)
dan mineral besi seperti arsenopirit (FeAsS) dan leolingit (FeAs2).
Arsenik dikenal dan digunakan di Persia dan di banyak tempat lainnya sejak
zaman dahulu. Bahan ini sering digunakan untuk membunuh, dan gejala
keracunan arsenik sulit dijelaskan, sampai ditemukannya tes Marsh, tes kimia
sensitif untuk mengetes keberadaan arsenik. Karena sering digunakan oleh para
penguasa untuk menyingkirkan lawanlawannya dan karena daya bunuhnya yang
luar biasa serta sulit dideteksi, arsenic disebut Racun para raja, dan Raja dari
semua racun. Dalam zaman Perunggu, arsenic sering digunakan di perunggu,
yang membuat campuran tersebut lebih keras.
Warangan, yang sering digunakan sebagai bahan pelapis permukaan keris,
mengandung bahan utama arsen. Arsen membangkitkan penampilan pamor keris
dengan mempertegas kontras pada pamor. Selain itu, arsen juga meningkatkan
daya bunuh senjata tikam itu. Albertus Magnus dipercaya sebagai orang pertama
yang menemukan bagaimana mengisolasi elemen ini di tahun 1250. Pada tahun
1649 Johan Schroeder mempublikasi 2 cara menyiapkan arsenik.
Sifat-sifat
Arsenik secara kimiawi memiliki karakteristik yang serupa dengan Fosfor,
dan sering dapat digunakan sebagai pengganti dalam berbagai reaksi biokimia dan
juga beracun. Ketika dipanaskan, arsenik akan cepat teroksidasi menjadi oksida
arsenik, yang berbau seperti bau bawang putih. Arsenik dan beberapa senyawa
arsenik juga dapat langsung tersublimasi, berubah dari padat menjadi gas tanpa
menjadi cairan terlebih dahulu. Zat dasar arsenik ditemukan dalam dua bentuk
padat yang berwarna kuning dan metalik, dengan berat jenis 1,97 dan 5,73.
Sifat Fisika Arsenik
a. Massa atom = 74,92160(2) g/mol
10
b. Konfigurasi elektron = [Ar] 3d10 4s2 4p3
c. Fase = solid
d. Massa jenis (suhu kamar) = 5,727 g/cm3
e. Massa jenis cair pada titik lebur = 5,22 g/cm3
f. Titik lebur = 1090 K (817 °C, 1503 °F)
g. Titik didih = 887 K (614 °C, 1137 °F)
h. Kalor peleburan = (abu-abu) 24,44 kJ/mol
i. Kalor penguapan = 34,76 kJ/mol
j. Kapasitas kalor = (25 °C) 24,64 J/(mol・K)
k. Struktur kristal = Rhombohedral
l. Bilangan oksidasi = }3, 5 (oksida asam lemah)�m. Elektronegativitas = 2,18 (skala Pauling)
n. Jari-jari atom = 115 pm
o. Jari-jari atom (terhitung) = 114 pm
p. Jari-jari kovalen = 119 pm
q. Jari-jari Van der Waals = 185 pm
r. Tidak bersifat magnetic
s. Resistivitas listrik = (20 °C) 333 nΩ・m
t. Konduktivitas termal = (300 K) 50,2 W/(m・K)
Sifat Kimia Arsenik
1. Reaksi arsenik dengan air
Arsenik tidak bereaksi dengan air dalam ketiadaan udara dalam kondisi
normal.
2. Reaksi arsenik dengan udara
Arsenik stabil di udara kering, tetapi permukaan mengoksidasi perlahan di
udara lembab untuk memberikan perunggu menodai dan akhirnya penutup hitam.
Ketika dipanaskan di udara, arsenik menyatu "arsenik trioksida" tetra-arsenik
hexaoxide, As4O6. Hal ini disertai dengan pendar di bawah beberapa kondisi.
Ketika dipanaskan dalam oksigen, arsenik menyatu untuk membentuk
"arsenpentoksida" tetra-arsenik decaoxide.
4As (s) + 5O2 (g) As4O10 (s)
11
4As (s) + 3O2 (g) As4O6 (s)
3. Reaksi arsenik dengan halogen
Arsenik bereaksi dengan fluor untuk membentuk arsen gas (V) fluoride
2As (s) + 5F2 (g) 2AsF5 (g)
Arsenik bereaksi dalam kondisi yang terkendali dengan halogen fluorin, klorin
bromin, dan yodium untuk membentuk arsen (III) trihalides.
2As (s) + 3F2 (g) 2AsF3 (l)
2As (s) + 3Cl2 (g) 2AsCl3 (l)
2As (s) + 3Br2 (g) 2AsBr3 (l)
2As (s) + 3I2 (g) 2AsI3 (l)
Manfaat
Penggunaan arsen sangat bervariasi antara lain pada industry pengerasan
tembaga dan timbal sebagai bahan pengisi pembentukan campuran logam,
industry pengawet kayu (bersama tembaga dan krom), untuk melapisi perunggu
(menjadikannya berwarna merah tua), industri cat, keramik, gelas (penjernih dari
noda besi) dan kertas dinding. Timbal biarsenat telah digunakan di abad ke-20
sebagai insektisida untuk buah namun mengakibatkan kerusakan otak para pekerja
yang menyemprotnya. Selama abad ke-19, senyawa arsen telah digunakan dalam
bidang obat-obatan tetapi kebanyakan sekarang telah digantikan dengan obat-
obatan modern.
Bahaya Arsenik
Arsenik dan sebagian besar senyawa arsenik adalah racun yang kuat. Arsenik
membunuh dengan cara merusak sistem pencernaan, yang menyebabkan kematian
oleh karena shock.
4. Antimon
Antimon adalah suatu unsur metaloid kimia dalam tabel periodik yang
memiliki lambang Sb dan nomor atom 51. Lambangnya diambil dari bahasa Latin
Stibium. Antimon merupakan metaloid dan mempunyai empatalotropi bentuk.
Bentuk stabil antimon adalah logam biru-putih. Antimoni kuning dan hitam
12
adalah logam tak stabil. Antimon digunakan sebagai bahan tahan api, cat,
keramik, elektronik dan karet.
Sifat-sifat
Antimon merupakan unsur dengan warna putih keperakan, berbentuk Kristal
padat yang rapuh. Daya hantar listrik (konduktivitas) dan panasnya lemah. Zat ini
menyublim (menguap dari fasa padat) pada suhu rendah. Sebagai sebuah
metaloid, antimon menyerupai logam dari penampilan fisiknya tetapi secara kimia
ia bereaksi berbeda dari logam sejati.
Sifat Fisika Antimom
a. Massa atom = 121.760 (1) g/mol
b. Konfigurasi elektron = [Kr] 4d10 5s2 5p3
c. Jumlah elektron tiap kulit = 2, 8, 18, 18, 5
d. Fase = solid
e. Massa jenis (suhu kamar) = 6.697 g/cm3
f. Massa jenis cair pada titik lebur = 6.53 g/cm3
g. Titik lebur = 903.78 K (630.63 °C, 1167.13 °F)
h. Titik didih = 1860 K (1587 °C, 2889 °F)
i. Kalor peleburan = 19.79 kJ/mol
j. Kalor penguapan = 193.43 kJ/mol
k. Kapasitas kalor = (25 °C) 25.23 J/(mol・K)
l. Struktur kristal = Rhombohedral
m. Bilangan oksidasi = −3, 3, 5
n. Elektronegativitas = 2.05 (skala Pauling)
o. Jari-jari atom = 145 pm
p. Jari-jari atom (terhitung) = 133 pm
q. Jari-jari kovalen = 138 pm
r. Tidak bersifat magnetic
s. Resistivitas listrik = (20 °C) 417 nΩ・m
t. Konduktivitas termal = (300 K) 24.4 W/(m・K)
u. Ekspansi termal = (25 °C) 11.0 μm/(m・K)
v. Kecepatan suara (kawat tipis) = (20 °C) 3420 m/s
13
Sifat Kimia Atimon
1. Reaksi dengan air
Ketika antimon panas merah akan bereaksi dengan air untuk membentuk
antimony (III) trioksida.
2Sb (s) + 3H2O (g) Sb2O3 (s) + 3H2 (g)
2. Reaksi dengan udara
Ketika antimon dipanaskan akan bereaksi dengan oksigen di udara untuk
formulir trioksida antimon (III).
4Sb (s) + 3O2 (g) 2Sb2O3 (s)
3. Reaksi dengan halogen
Antimon bereaksi dalam kondisi yang terkendali dengan semua halogen untuk
membentuk antimon (III) dihalides.
2Sb (s) + 3F2 (g) 2SbF3 (s)
2Sb (s) + 3Cl2 (g) 2SbCl3 (s)
2Sb (s) + 3Br2 (g) 2SbBr3 (s)
2Sb (s) + 3I2 (g) 2SbI3 (s)
4. Reaksi dengan asam
Antimon larut dalam asam sulfat pekat panas atau asam nitrat, untuk
membentuk solusi yang mengandung Sb (III). Reaksi asam sulfat menghasilkan
sulfur (IV) gas dioksida. Antimon tidak bereaksi dengan asam klorida dalam
ketiadaan oksigen.
Manfaat
Antimon dimanfaatkan dalam produksi industri semikonduktor dalam
produksi dioda dan detektor infra merah. Sebagai sebuah campuran, logam semu
ini meningkatkan kekuatan mekanik bahan. Manfaat yang paling penting dari
antimony adalah sebagai penguat timbal untuk batere. Kegunaan-kegunaan lain
adalah campuran antigores, korek api, obat-obatan dan pipa. Oksida dan sulfida
antimon, sodium antimonat, dan antimon triklorida digunakan dalam pembuatan
senyawa tahan api, keramik, gelas, dan cat. Antimon sulfida alami (stibnit)
diketahui telah digunakan sebagai obat-obatan dan kosmetika dalam masa Bibel.
Bahaya Antimon
14
Antimon dan senyawa-senyawanya adalah toksik (meracun). Secara klinis,
gejala akibat keracunan antimon hampir mirip dengan keracunan arsen. Dalam
dosis rendah, antimon menyebabkan sakit kepala dan depresi. Dalam dosis tinggi,
antimony akan mengakibatkan kematian dalam beberapa hari.
Senyawa antimony
Antimon pentafluorida SbF5
Antimon trioksida Sb2O3
Antimon trihidrida SbH3 (stibina)
Indium antimonida (InSb)
5. Bismut
Bismut adalah suatu unsur kimia yang memiliki lambang Bi dan nomor
atom 83. Logam dengan kristal trivalen ini memiliki sifat kimia mirip dengan
arsen dan antimoni. Dari semua jenis logam, unsur ini paling bersifat diamagnetik
dan merupakan unsure kedua setelah raksa yang memiliki konduktivitas termal
terendah. Senyawa bismut bebas timbal sering digunakan sebagai bahan kosmetik
dan dalam bidang medis.
Bismut (berasal dari bahasa latin bisemutun, dari bahasa Jerman Wismuth).
Pada awalnya membingungkan dengan timah dan timbal dimana bismut
mempunyai kemiripan dengan elemen itu. Basilius akhirnya menjelaskan sebagian
sifatnya di tahun 1450. Claude Francois Geoffroy menunjukkan di tahun 1753
bahwa logam ini berbeda dengan timbal. Di dalam kulit bumi, bismut kira-kira
dua kali lebih berlimpah dari pada emas.Biasanya tidak ekonomis bila
menjadikannya sebagai tambang utama. Melainkan biasanya diproduksi sebagai
sampingan pemrosesan biji logam lainnya misalnya timbal, tungsten dan
campuran logam lainnya.
Bismut terdapat dialam sebagai bijih sulfide dan Bi2S3 (bismuth glance)
dan dalam bijih tembaga, timah dan timbel. Bismut dapat diperoleh dari bijih
dengan proses yang sederhana yaitu dipanggang untuk memperoleh oksidasinya
Bi2O3 kemudian direduksi dengan karbon atau dengan H2. Bismut yang terdapat
dalam senyawanya dengan tingkat oksidasi +3 dan +5. Senyawa bismuth dengan
tingkat oksidasi +5 (NaBiO3, BiF5) bersifat oksidator kuat. Semua garam bismuth
15
(III) halide dapat dijumpai namun hanya BeF3 yang ditemui sebahai garam.
Seperti halnya pada timah dan timbel, bismut (III) lebih stabil dari pada bismut
(V).
Sifat-sifat
Diantara logam berat lainnya, bismut tidak berbahaya seperti unsur-unsur
lain seperti Timbal, Thallium and Antimon. Dulunya, bismut juga diakui sebagai
elemen dengan isotop yang stabil, tapi sekarang sekarang diketahui bahwa itu
tidak benar. Tidak ada material lain yang lebih natural diamakentik dibandingkan
bismut. Bismut mempunyai tahanan listrik yang tinggi. Ketika terbakar dengan
oksigen, bismuth terbakar dengan nyala yang berwarna biru.
Sifat Fisika Bismut
a. Massa atom = 208.98040 (1) g/mol
b. Konfigurasi elektron = [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p3
c. Jumlah elektron tiap kulit = 2, 8, 18, 32, 18, 5
d. Fase = solid
e. Massa jenis (sekitar suhu kamar) = 9.78 g/cm3
f. Massa jenis cair pada titik lebur = 10.05 g/cm3
g. Titik lebur = 544.7 K (271.5 °C, 520.7 °F)
h. Titik didih = 1837 K (1564 °C, 2847 °F)
i. Kalor peleburan = 11.30 kJ/mol
j. Kalor penguapan = 151 kJ/mol
k. Kapasitas kalor = (25 °C) 25.52 J/(mol・K)
l. Struktur kristal = Rhombohedral
m. Bilangan oksidasi = 3, 5 (mildly acidic oxide)
n. Jari-jari atom = 160 pm
o. Elektronegativitas = 2.02 (skala Pauling)
p. Jari-jari atom (terhitung) = 143 pm
q. Jari-jari kovalen = 146 pm
r. Sifat magnetik = diamagnetic
s. Resistivitas listrik = (20 °C) 1.29 μΩ・m
t. Konduktivitas termal = (300 K) 7.97 W/(m・K)
16
u. Ekspansi termal = (25 °C) 13.4 μm/(m・K)
v. Kecepatan suara (kawat tipis) = (20 °C) 1790 m/s
Berdasarkan sifat medan magnet atomis, bahan dibagi menjadi tiga
golongan, yaitu diamagnetik, paramagnetik dan ferromagnetik.
Sifat Kimia Bismut
1. Reaksi dengan air
Ketika bismut panas merah bereaksi dengan air untuk membentuk bismut
(III) trioksida.
2Bi (s) + 3H2O (g) Bi2O3 (s) + 3H2 (g)
2. Reaksi dengan udara
Setelah pemanasan bismut bereaksi dengan oksigen di udara untuk
formulir trioksida bismut (III).
4Bi (s) + 3O2 (g) 2Bi2O3 (s)
3. Reaksi dengan halogen
Bismut bereaksi dengan fluor untuk membentuk bismut (V) fluoride.
2Bi (s) + 5F2 (g) 2BiF5 (s)
Bismut bereaksi dalam kondisi yang terkendali dengan halogen fluorin,
klorin bromin, dan iodin bismut (III) trihalides.
4. Reaksi dengan asam
2Bi (s) + 3F2 (g) 2BiF3 (s)
2Bi (s) + 3Cl2 (g) 2BiCl3 (s)
2Bi (s) + 3Br2 (g) 2BiBr3 (s)
2Bi (s) + 3I2 (g) 2BiI3 (s)
Bismut larut dalam asam sulfat pekat atau asam nitrat, untuk membentuk
solusi yang mengandung Bi (III). Reaksi asam sulfat menghasilkan sulfur (IV) gas
dioksida. Dengan asam klorida dalam kehadiran oksigen, bismut (III) klorida yang
dihasilkan. 4Bi (s) + 3O2 (g) + 12HCl (aq) 4BiCl3 (aq) + 6H2O (l)
Kegunaan
Bismut oxychloride digunakan dalam bidang kosmetik dan bismut subnitrate
dan subcarbonate digunakan dalam bidang obat-obatan.
Magnet permanen yang kuat bisa dibuat dari campuran bismanol (MnBi)
17
Bismut digunakan dalam produksi besi lunak
Bismut sedang dikembangkan sebagai katalis dalam pembuatan acrilic
fiber
Bismut telah duganakan dalam peyolderan, bismut rendah racun terutama
untuk penyolderan dalam pemrosesan peralatan makanan.
Sebagai bahan lapisan kaca keramik
Aloi bismuth dengan timbel dan antimony digunakan untuk piringan pita
stereo/tiruan
Golongan VI A
Golongan VIA atau yang biasa disebut dengan golongan kalkogen terdiri
dari oksigen, sulfur, selenium, telerium dan polonium. Unsur-unsur tersebut
memiliki beberapa perbedaan baik itu berdasarkan sifat fisika, sifat kimia,
maupun ikatannya. Perbedaan tersebut juga dapat mempengaruhi sifat
kereaktifannya untuk membentuk persenyawaan dengan atom lain, sehingga
dengan demikian terdapat juga perbedaan ikatannya dan kegunaannya.
Golongan VIA secara umum memiliki sifat-sifat sebagai berikut:
1. Dapat membentuk anion X2- dengan kecenderungan semakin ke bawah
semakin sulit.
Kecuali O, dapat membentuk ikatan tetravalen atau heksavalen.
2. Dapat berikatan dengan F dengan membentuk XF6 dengan kecenderungan
semakin ke bawah semakin sulit.
3. Dapat membentuk asam lemah dengan berikatan dengan hidrogen dengan
kecenderungan semakin ke bawah semakin kuat.
4. Kecuali H2O, senyawa H2X bersifat racun dan berbau tak sedap.
5. Kecuali Te2O, senyawa H2X larut dalam air.
Unsur-Unsur yang termasuk golongan VIA adalah:
18
1. Oksigen
Di alam ditemukan di atmosfer bumi (sebesar 21% volume) sebagai molekul
diatom (O2); tak berwarna, tak berbau, tak berasa, larut dalam air, dapat bereaksi
hampir dengan semua unsur dan menjadi komponen pertama pembakaran.
Oksigen juga ditemukan dalam keadaan terikat sebagai senyawa pada kerak bumi
(42,9% massa) ± 2/3 dari masa tubuh manusia, dan 9/10 bagian masa dari air.
Dibuat untuk tujuan komersial melalui destilasi bertingkat udara cair. Oksigen
alam merupakan campuran dari 3 isotopnya yang stabil, dikenal ada 8 isotop
oksigen, dalam wujud cair dan padat berwrna biru muda/pucat dan bersifat
paramagnetik. Gas oksigen digunakan dalam bidang medis, untuk pembakaran,
untuk pernapasan dan untuk pembuatan banyak senyawa terutama senyawa
organik. Bentuk alotrop dari oksigen adalah ozon bersifat sangat reaktif
(Mulyono.2008:308).
Sifat Fisik Oksigen
a. Simbol : O
b. Nomor atom : 8
c. Massa atom relatif : 15,99999 gram/mol
d. Titik lebur : -218,4 oC
e. Titik didih : -182,96 oC
f. Densitas (gas) : 1,429 gram/ liter
g. Densitas (cair) : 1,14 gram/liter (-182,96oC)
h. Bilangan oksidasi : +2
Sifat Kimia Oksigen
Pada temperatur dan tekanan standar, oksigen berupa gas tak berwarna dan tak
berasa dengan rumus kimia O2, di mana dua atom oksigen secara kimiawi
berikatan dengan konfigurasi elektron triplet spin. Ikatan ini memiliki orde ikatan
dua dan sering dijelaskan secara sederhana sebagai ikatan ganda ataupun sebagai
kombinasi satu ikatan dua elektron dengan dua ikatan tiga elektron.
19
Oksigen triplet merupakan keadaan dasar molekul O2. Konfigurasi
elektron molekul ini memiliki dua elektron tak berpasangan yang menduduki dua
orbital molekul yang berdegenerasi. Kedua orbital ini dikelompokkan sebagai
antiikat (melemahkan orde ikatan dari tiga menjadi dua), sehingga ikatan oksigen
diatomik adalah lebih lemah daripada ikatan rangkap tiga nitrogen.
Dalam bentuk triplet yang normal, molekul O2 bersifat paramagnetik,
karena spin momen magnetik memiliki elektron tak berpasangan pada molekul
tersebut, sehingga terjadi energi pertukaran negatif antara molekul O2 yang
bersebelahan. Oksigen cair akan tertarik kepada magnet, sedemikiannya pada
percobaan laboratorium, jembatan oksigen cair akan terbentuk di antara dua kutub
magnet kuat.
Secara alami, oksigen singlet umumnya dihasilkan dari air selama
fotosintesis. Ia juga dihasilkan di troposfer melalui fotolisis ozon oleh sinar
berpanjang gelombang pendek, dan oleh sistem kekebalan tubuh sebagai sumber
oksigen aktif. Karotenoid pada organisme yang berfotosintesis (kemungkinan juga
ada pada hewan) memainkan peran yang penting dalam menyerap oksigen singlet
dan mengubahnya menjadi berkeadaan dasar tak tereksitasi sebelum ia
menyebabkan kerusakan pada jaringan.
Alotrop
Alotrop oksigen elementer yang umumnya ditemukan di bumi adalah
dioksigen O2. Ia memiliki panjang ikat 121 pm dan energi ikat 498 kJ·mol-1.
Alotrop oksigen ini digunakan oleh makhluk hidup dalam respirasi sel dan
merupakan komponen utama atmosfer bumi.
Trioksigen (O3), dikenal sebagai ozon, merupakan alotrop oksigen yang
sangat reaktif dan dapat merusak jaringan paru-paru. Ozon diproduksi di atmosfer
bumi ketika O2 bergabung dengan oksigen atomik yang dihasilkan dari pemisahan
O2 oleh radiasi ultraviolet (UV). Oleh karena ozon menyerap gelombang UV
dengan sangat kuat, lapisan ozon yang berada di atmosfer berfungsi sebagai
perisai radiasi yang melindungi planet. Namun, dekat permukaan bumi, ozon
20
merupakan polutan udara yang dibentuk dari produk sampingan pembakaran
otomobil.
Molekul metastabil tetraoksigen (O4) ditemukan pada tahun 2001, dan
diasumsikan terdapat pada salah satu enam fase oksigen padat. Hal ini dibuktikan
pada tahun 2006, dengan menekan O2 sampai dengan 20 GPa, dan ditemukan
struktur gerombol rombohedral O8. Gerombol ini berpotensi sebagai oksidator
yang lebih kuat daripada O2 maupun O3, dan dapat digunakan dalam bahan bakar
roket. Fase logam oksigen ditemukan pada tahun 1990 ketika oksigen padat
ditekan sampai di atas 96 GPa. Ditemukan pula pada tahun 1998 bahwa pada suhu
yang sangat rendah, fase ini menjadi superkonduktor.
Isotop
Oksigen yang dapat ditemukan secara alami adalah 16O, 17O, dan 18O, dengan 16O merupakan yang paling melimpah (99,762%). Isotop oksigen dapat berkisar
dari yang bernomor massa 12 sampai dengan 28.
Kebanyakan 16O di disintesis pada akhir proses fusi helium pada bintang,
namun ada juga beberapa yang dihasilkan pada proses pembakaran neon. 17O
utamanya dihasilkan dari pembakaran hidrogen menjadi helium semasa siklus
CNO, membuatnya menjadi isotop yang paling umum pada zona pembakaran
hidrogen bintang. Kebanyakan 18O diproduksi ketika 14N (berasal dari pembakaran
CNO) menangkap inti 4He, menjadikannya bentuk isotop yang paling umum di
zona kaya helium bintang.
Empat belas radioisotop telah berhasil dikarakterisasi, yang paling stabil
adalah 15O dengan umur paruh 122,24 detik dan 14O dengan umur paruh
70,606 detik. Isotop radioaktif sisanya memiliki umur paruh yang lebih pendek
daripada 27 detik, dan mayoritas memiliki umur paruh kurang dari 83 milidetik.
Modus peluruhan yang paling umum untuk isotop yang lebih ringan dari 16O
adalah penangkapan elektron, menghasilkan nitrogen, sedangkan modus
peluruhan yang paling umum untuk isotop yang lebih berat daripada 18O adalah
peluruhan beta, menghasilkan fluorin.
Keberadaan
21
Menurut massanya, oksigen merupakan unsur kimia paling melimpah di
biosfer, udara, laut, dan tanah bumi. Oksigen merupakan unsur kimia paling
melimpah ketiga di alam semesta, setelah hidrogen dan helium. Sekitar 0,9%
massa Matahari adalah oksigen. Oksigen mengisi sekitar 49,2% massa kerak bumi
dan merupakan komponen utama dalam samudera (88,8% berdasarkan massa).
Gas oksigen merupakan komponen paling umum kedua dalam atmosfer bumi,
menduduki 21,0% volume dan 23,1% massa (sekitar 1015 ton) atmosfer.
Bumi memiliki ketidaklaziman pada atmosfernya dibandingkan planet-
planet lainnya dalam sistem tata surya karena ia memiliki konsentrasi gas oksigen
yang tinggi di atmosfernya. Bandingkan dengan Mars yang hanya memiliki 0,1%
O2 berdasarkan volume dan Venus yang bahkan memiliki kadar konsentrasi yang
lebih rendah. Namun, O2 yang berada di planet-planet selain bumi hanya
dihasilkan dari radiasi ultraviolet yang menimpa molekul-molekul beratom
oksigen, misalnya karbon dioksida.
Konsentrasi gas oksigen di Bumi yang tidak lazim ini merupakan akibat
dari siklus oksigen. Siklus biogeokimia ini menjelaskan pergerakan oksigen di
dalam dan di antara tiga reservoir utama bumi: atmosfer, biosfer, dan litosfer.
Faktor utama yang mendorong siklus oksigen ini adalah fotosintesis. Fotosintesis
melepaskan oksigen ke atmosfer, manakala respirasi dan proses pembusukan
menghilangkannya dari atmosfer. Dalam keadaan kesetimbangan, laju produksi
dan konsumsi oksigen adalah sekitar 1/2000 keseluruhan oksigen yang ada di
atmosfer setiap tahunnya.
Oksigen bebas juga terdapat dalam air sebagai larutan. Peningkatan
kelarutan O2 pada temperatur yang rendah memiliki implikasi yang besar pada
kehidupan laut. Lautan di sekitar kutub bumi dapat menyokong kehidupan laut
yang lebih banyak oleh karena kandungan oksigen yang lebih tinggi. Air yang
terkena polusi dapat mengurangi jumlah O2 dalam air tersebut. Para ilmuwan
menaksir kualitas air dengan mengukur kebutuhan oksigen biologis atau jumlah
O2 yang diperlukan untuk mengembalikan konsentrasi oksigen dalam air itu
seperti semula.
22
2. Belerang
Sulfur atau belerang adalah unsur kimia di dalam tabel periodik unsur memiliki
simbol S dengan nomor atom 16. Unsur bukan non-logam berwarna kuning muda,
padatannya mengkilap, tidak berbau, tidak larut dalam air tetapi larut dalam CS2.
Pada berbagai keadaan baik, padat, cair ataupun gas unsure ini mempunyai
beberapa bentuk alotrop. Pada suhu kamar, bentuknya yng stabil dalam bentuk
rombik, dan di atas 96,50C berunah bentuknya sebagai monoklin (kedua padatan
ini mengandung cincin S8). Bentuk lainnya adalah belerang yang mengandung
cincin S6 dengan struktur heksagonal, dan dapat diperoleh dengan menambahkan
natrium tiosulfat (Na2S2O8) ke dalam larutan HCl, atau pengkristalan
pengkristalan belerang dalam toluene. Belerang cair juga memiliki beberapa
bentuk, sedikit di atas titik lelehnya berupa cairan kuning yang mengandung
cincin S8 dan di atas 1600C berubah menjadi cokelat; jika lelehan belerang
(±1600C) dituangkan ke dalam air dingin akan diperoleh belerang pastik
(Mulyono.2008: 70).
Belerang ditemukan sebagai unsur bebas maupun sebagai biji sulfida, FeS2, PbS,
ZnS dan sebagai sulfat CaSO4.2 H2O dan MgSO4.7H2O. belerang sebagai unsur
biasanya terdapat dalam lapisan kurang lebih 150 m di bawah batu karang, pasir
atau tanah liat. Oleh karena itu belerang tidak dapat ditambang seperti dalam
pertambangan lainnya (Achmad.2001:35).
Sifat Fisika Belerang
a. Simbol : S
b. Nomor atom : 16
c. Ar : 32,06 gr/mol
d. Keelektronegatifan : 2.58
e. Wujud : padatan
f. Warna : kuning
g. Titik leleh
23
Rombik : 112,80C
Monoklin : 1190C
h. Titik didih : 444,70C
i. Densitas (pada suhu 200C)
Rombik : 2,03
Monoklin : 1,96
j. Bilangan oksidasi : -2, +4, +6
k. Konfigurasi elektron : [Ne] 3s2 3p4
Sulfur terdapat secara luas di alam sebagai unsur, sebagai H2S dan SO2,
dalam bijih sulfida logam dan sebagai sufat seperti gipss dan anhidrit (CaSO4),
magnesium sulfat dan sebagainya. Sulfur diperoleh dlam skala besar dari gas
hidrokarbon alamiah seperti yang ada di Alberta dan kanada yang terdapat sampai
30% H2S. ini dapat dihilangkan melalui interaksi dengan SO2, yang diperoleh dari
pembakaran sulfur dalam udara (Cotton.2007: 363).
3. Selenium (Se)
Ditemukan oleh Berzellius pada tahun 1817, yang menemukannya
bergabung bersama tellurium (namanya diartikan sebagai bumi). Selenium
ditemukan dalam beberapa mineral yang cukup langka seperti kruksit dan
klausthalit. Beberapa tahun yang lalu, selenium didapatkan dari debu cerobong
asap yang tersisa dari proses bijih tembaga sulfida. Sekarang selenium di seluruh
dunia dihasilkan dari pemurnian kembali logam anoda dari proses elektrolisis
tembaga. Selenium diperoleh dari memanggang endapan hasil elektrolisis dengan
soda atau asam sulfat, atau dengan meleburkan endapan tersebut dengan soda dan
niter (mineral yang mengandung kalium nitrat).
24
Sejarah
Selenium, atau sering disebut selen, adalah unsur kimia dengan nomor
atom 34. Selenium bersifat non-logam, dan memiliki kemiripan sifat dengan
sulfur dan tellurium. Selenium jarang ditemukan dalam keadaan bebas di alam.
Selenium dapat ditemukan dalam bijih sulfida seperti pirit. Selenium digunakan
dalam pembuatan kaca dan dulu digunakan sebagai semikonduktor (yang
sekarang digantikan oleh silikon).
Sifat Fisika Selenium
a. Simbol : Se
b. Radius Atom : 1.4 Å
c. Volume Atom : 16.5 cm3/mol
d. Massa Atom : 78.96
e. Titik Didih : 958 K
f. Radius Kovalensi : 1.16 Å
g. Struktur Kristal : Heksagonal
h. Massa Jenis : 4.79 g/cm3
i. Konduktivitas Listrik : 8 x 106 ohm-1cm-1
j. Elektronegativitas : 2.55
k. Konfigurasi Elektron : [Ar]3d10 4s2p4
l. Formasi Entalpi : 5.54 kJ/mol
m. Konduktivitas Panas : 2.04 Wm-1K-1
n. Potensial Ionisasi : 9.752 V
o. Titik Lebur : 494 K
p. Bilangan Oksidasi : -2,4,6
q. Kapasitas Panas : 0.32 Jg-1K-1
r. Entalpi Penguapan : 26.32 kJ/mol
Sifat kimia
25
Selenium berada dalam beberapa bentuk allotrop, walaupun hanya dikenal
tiga bentuk. Selenium bisa didapatkan baik dalam struktur amorf maupun kristal.
Selenium amorf bisa berwarna merah (bentuk serbuk) atau hitam (dalam bentuk
seperti kaca). Selenium kristal monoklinik berwarna merah tua. Sedangkan
selenium kristal heksagonal, yang merupakan jenis paling stabil, berwarna abu-
abu metalik.
Selenium menunjukkan sifat fotovoltaik, yakni mengubah cahaya menjadi
listrik, dan sifat fotokonduktif, yakni menunjukkan penurunan hambatan listrik
dengan meningkatnya cahaya dari luar (menjadi penghantar listrik ketika terpapar
cahaya dengan energi yang cukup). Sifat-sifat ini membuat selenium sangat
berguna dalam produksi fotosel dan exposuremeter untuk tujuan fotografi, seperti
sel matahari. Di bawah titik cairnya, selenium adalah semikonduktor tipe p dan
memiliki banyak kegunaan dalam penerapan elektronik .
Selenium telah dikatakan non toksik, dan menjadi kebutuhan unsur yang
penting dalam jumlah sedikit. Namun asam selenida dan senyawa selenium
lainnya adalah racun, dan reaksi fisiologisnya menyerupai arsen.
Isotop
Selenium di alam mengandung enam isotop stabil. Lima belas isotop
lainnya pun telah dikenali. Unsur ini termasuk dalam golongan belerang dan
menyerupai sifat belerang baik dalam ragam bentuknya dan senyawanya.
Kegunaan
Selenium digunakan dalam xerografi untuk memperbanyak salinan
dokumen, surat dan lain-lain. Juga digunakan oleh industri kaca untuk
mengawawarnakan kaca dan untuk membuat kaca dan lapisan email gigi yang
berwarna rubi. Juga digunakan sebagai tinta fotografi dan sebagai bahan tambahan
baja tahan karat.
26
Selenium adalah sebuah mikronutrien penting yang diperlukan oleh tubuh
manusia. Dalam tumbuhan, selenium terkadang digunakan untuk
mempertahankan diri dari herbivora. Beberapa tanaman dapat digunakan sebagai
indikator selenium, seperti tanaman dalam genus Stanleya dan Astragalus.
Selenium merupakan unsur gizi yang sangat penting bagi tubuh agar vitamin
E berfungsi dengan baik. Jika diserap dalam jumlah cukup, selen memiliki
manfaat sebagai berikut:
1. Membantu kerja vitamin E sebagai antioksidan (selen memiliki efek
antioksidan 500x vitamin E)
2. Menurunkan resiko terkena kanker. Dengan kemampuan antioksidant,
selen dapat menangkal radikal bebas. Selain itu, selen juga dapat
memperlambat pertumbuhan tumor dengan meningkatkan aktivitas sel
imun dan menahan pembentukan pembuluh darah menuju tumor.
3. Meningkatkan fungsi seksual
4. Mengeluarkan logam berat dari dalam tubuh
Bahaya Selenium
Asam selenida pada konsentrasi 1.5 ppm tidak boleh ada dalam tubuh
manusia. Selenium dalam keadaan padat, dalam jumlah yang cukup dalam tanah,
dapat memberikan dampak yang fatal pada tanaman pakan hewan. Terpapar
dengan senyawa selenium di udara tidak boleh melebihi kadar 0.2 mg/m3 (selama
8 jam kerja perhari-40 jam seminggu)
Selenium bersifat toksik apabila dikonsumsi berlebihan. Pada hewan
domestik, kelebihan selen dapat menyebabkan “penyakit alkali”, yaitu kerusakan
tulang dan kuku akibat penyerapan selenium dalam jumlah banyak. Pada manusia,
kelebihan selen dapat memicu terjadinya “selenosis” dengan gejala kerusakan
pencernaan dan saraf.
27
Kekurangan selen dapat menurunkan daya kerja vitamin E hingga 50%.
Penurunan daya kerja vitamin E dapat memicu penyakit yang lainnya seperti,
myoglobinuria, atau kencing berwarna merah darah akibat mioglobin dalam otot
melebur dalam darah.
Ada beberapa jenis penyakit yang terkait dengan kekurangan selen yaitu:
1. Penyakit Keshan. Penyakit ini menyebabkan jantung membesar dan
penurunan daya kerja jantung. Biasa ditemukan pada anak-anak yang
kekurangan selenium.
2. Penyakit Kashin Beck
3. Myxedematous Endemic Cretinism, yang menyebabkan retardasi
mental.
Selenium telah dikatakan non toksik, dan menjadi kebutuhan unsur yang penting
dalam jumlah sedikit. Namun asam selenida dan senyawa selenium lainnya adalah
racun, dan reaksi fisiologisnya menyerupai arsen.
Isotop
Selenium di alam mengandung enam isotop stabil. Lima belas isotop
lainnya pun telah dikenali. Unsur ini termasuk dalam golongan belerang dan
menyerupai sifat belerang baik dalam ragam bentuknya dan senyawanya.
4. Telurium
Sejarah
Ditemukan oleh Muller von Reichenstein pada tahun 1782; diberi nama
oleh Klaproth, yang telah mengisolasinya pada tahun 1798.
Sumber
28
Telurium kadang-kadang dapat ditemukan di alam, tapi lebih sering
sebagai senyawa tellurida dari emas (kalaverit), dan bergabung dengan logam
lainnya. Telurium didapatkan secara komersil dari lumpur anoda yang dihasilkan
selama proses pemurnian elektrolisis tembaga panas. Amerika Serikat, Kanada,
Peru dan Jepang adalah penghasil terbesar unsur ini.
Sifat-sifat
Telurium memiliki warna putih keperak-perakan, dan dalam keadaan
murninya menunjukkan kilau logam. Cukup rapuh dan bisa dihaluskan dengan
mudah. Telurium amorf ditemukan dengan pengendapan telurium dari larutan
asam tellurat. Apakah bentuk dari senyawa ini adalah amorf atau terbentuk dari
kristal, masih menjadi bahan pertanyaan. Telurium adalah semikonduktor tipe-p,
danmenunjukkan daya hantar yang lebih tinggi pada arah tertentu, tergantung
pada sfat kerataan atom.
Daya hantarnya bertambah sedikit ketika unsur ini terpapar dengan sinar
matahari. Telurium bisa diberi dopan perak, tembaga, emas, timah atau unsur
lainnya. Di udara, telurium terbakar dengan nyala biru kehijau-hijauan,
membentuk senyawa dioksida. Telurium cair mengkorosi besi, tembaga dan baja
tahan karat.
Bahaya
Telurium dan senyawanya kemungkinan beracun dan harus ditangani
dengan hati-hati. Hanya boleh terpapar dengan telurium dengan konsentrasi
serendah 0.01 mg/m3, atau lebih rendah, dan pada konsentrasi ini telurium
memiliki bau khas yang menyerupai bau bawang putih.
Isotop
Ada 30 isotop telurium yang telah dikenali, dengan massa atom berkisar
antara 108 hingga 137. Telurium di alam hanya terdiri dari delapan isotop.
29
Kegunaan
Telurium memperbaiki kemampuan tembaga dan baja tahan karat untuk
digunakan dalam permesinan. Penambahan telurium pada timbal dapat
mengurangi reaksi korosi oleh sam sulfat pada timbal, dan juga memperbaiki
kekuatan dan kekerasannya. Telurium digunakan sebagai komponen utama dalam
sumbat peleburan, dan ditambahkan pada besi pelapis pada menara pendingin.
Telurium juga digunakan dalam keramik. Bismut telurrida telah digunakan dalam
peralatan termoelektrik.
5. Polonium
Sejarah
Polonium, juga dikenal sebagai Radium F, adalah unsur pertama yang
ditemukan oleh Mme. Curie pada tahun 189 ketika sedang mencari enyebab
radioaktivitas pada mineral pitchblende (mineral uranium) dari Joachimsthal,
Bohemia. Elektroskop menunjukkan pemisahannya dengan bismut.
Sumber
Polonium adalah unsur alam yang sangat jarang. Bijih uranium hanya
mengandung sekitar 100 mikrogram unsur polonium per tonnya. Ketersediaan
polonium hanya 0.2% dari radium.
Pada tahun 1934, para ahli menemukan bahwa ketika mereka menembak
bismut alam (209Bi) dengan neutron, diperoleh 210Bi yang merupakan induk
polonium. Sejumlah milligram polonium kini didapatkan dengan cara seperti ini,
dengan menggunakan tembakan neutron berintensitas tinggi dalam reaktor nuklir.
Sifat-sifat
Polonium 210 memiliki titik cair yang rendah, logam yang mudah
menguap, dengan 50% polonium menguap di udara dalam 45 jam pada suhu 55oC.
30
Merupakan pemancar alpha dengan masa paruh waktu 138.39 hari. Satu milligram
memancarkan partikel alfa seperti 5 gram radium.
Energi yang dilepaskan dengan pancarannya sangat besar (140 W/gram);
dengan sebuah kapsul yang mengandung setengah gram polonium mencapai suhu
di atas 500oC. Kapsul ini juga menghasilkan sinar gamma dengan kecepatan
dosisnya 0.012 Gy/jam. Sejumlah curie (1 curie = 3.7 x 1010Bq) polonium
mengeluarkan kilau biru yang disebabkan eksitasi di sekitar gas.
Polonium mudah larut dalam asam encer, tapi hanya sedikit larut dalam
basa. Garam polonium dari asam organik terbakar dengan cepat; halida amina
dapat mereduksi nya menjadi logam.
Kegunaan
Karena kebanyakan radiasi alfa dihentikan di sekitar bahan padat dan
wadahnya, melepaskan energinya, polonium telah menarik perhatian untuk
digunakan sebagai sumber panas yang ringan sebagai sumber energi termoelektrik
ada satelit angkasa.
Polonium dapat dicampur atau dibentuk alloy dengan berilium untuk
menghasilkan sumber neutron. Unsur ini telah digunakan dalam peralatan untuk
menghilangkan muatan statis dalam pemintalan tekstil dan lain-lain;
bagaimanapun, sumber beta termasuk yang paling sering digunakan karena
tingkat bahayanya yang lebih rendah. Polonium yang digunakan untuk tujuan ini
harus tersegel dan terkontrol, untuk mengurangi bahaya terhadap pengguna.
Isotop
Ada 25 isotop polonium yang diketahui, dengan massa atom berkisar dari
194 – 218. Polonium-210 adalah yang paling banyak tersedia. Isotop dengan
massa 209 (masa paruh waktu 103 tahun) dan massa 208(masa paruh waktu 2.9
31
tahun) bisa didapatkan dengan menembakkan alfa, proton, atau deutron pada
timbal atau bismut dalam siklotron, tapi proses ini terlalu mahal.
Logam polonium telah dibuat dari polonium hidroksida dan senyawa polonium
dengan adanya ammonia cair anhidrat atau ammonia cair pekat. Diketahui ada dua
modifikasi alotrop.
Penanganan
Polonium-210 sangat berbahaya untuk ditangani meski hanya sejumlah
milligram atau mikrogram. Diperlukan peralatan khusus dan kontrol yang ketat
untuk menanganinya. Kerusakan timbul dari penyerapan energi partikel alfa oleh
jaringan makhluk hidup.
Batas penyerapan polonium maksimum lewat jalan pernafasan yang masih
diizinkan hanya 0.03 mikrocurie, yang sebanding dengan berat hanya 6.8 x 10-12
gram. Tingkat toksisitas polonium ini sekitar 2.5 x 1011 kali daripada asam
sianida. Sedangkan konsentrasi senyawa polonium yang terlarut yang masih
diizinkan adalah maksimal 2 x 10-11 mikrocurie/cm3
32
BAB III
PENUTUP
Kesimpulan
Sifat fisika secara singkat dapat dijelaskan dengan tabel berikut ini :
UnsurLambang
Atom
Titik Leleh
(°C)
Titik Didih
(°C)
Bentuk (pada suhu
kamar)
Nitrogen N -195.79 -210.1 Gas tak berwarna
Fosfor P 44.2 277 putih lengket bau
tidak enak
Arsen As 817 614 padat berwarna
kuning dan metalik
Antimon Sb 630.63 1587 Kristal padat yang
rapuh putih
keperakan
Bismut Bi 271.3 1564 Padat berkilau
padat kemerahan
UnsurLambang
Atom
Titik Leleh
(°C)
Titik Didih
(°C)
Bentuk (pada suhu
kamar)
Oksigen O -218 -183 Gas tak berwarna
33
Belerang S 113 445 Kuning, serbuk
padat
Selenium Se 217 685 Hijau kebiru-
biruan
Tellurium Te 452 1390 Putih keperakan-
logam
Polonium Po 254 962 Radioaktif
Kecenderungan sifat fisika dan kimia dari golonganVA&VI A secara umum dapat
disimpulkan sebagai berikut ini:
1. Titik didih dari atas ke bawah semakin bertanbah
2. Afinitas elektron dari atas ke bawah semakin bertambah
3. Jari-jari atom dari atas ke bawah semakin bertambah
4. Keelektronegatifan atom dari atas ke bawah semakin berkurang.
Saran
Apabia ada kesalahan dalam penyusunan makalah ini baik yang kami
sengaja maupun tidak, kami mohon kritik dan saran dari pembaca yang bersifat
konstruktif agar kami tidak melakukan kesalahan yang sama dalam penyusunan
makalah dikemudian hari.
34
DAFTAR PUSTAKA
Achmad, H. 2001. Kimia Unsur dan Radiokimia. Bandung: Citra Aditya Bakti
Cotton,F.A, Wilkinson, G. 2007. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta: UI Press
Effendy. 2006. Teori VSEPR, Kepolaran, dan Gaya Antarmolekul. Malang : Bayu
Media
Mulyono. 2008. Kamus Kimia. Jakarta: Bumi Aksara
35
top related