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