H2O2 murni dalah cairan tidak berwarna (titik didih 152,1 o C titik beku -0,41 oC). H2O2 memiliki sifat mirip dengan air dan bahkan jauh lebih banyak bergabung melalui ikatan hydrogen dan 40 % lebih padat daripada H2O. H2O2 memiliki tetapan dielektrik yang lebih tinggi namun pemanfaatannya sebagai suatu pelarut pengion dibatasi oleh sifat pengoksidasi yang kuat dan kemudahannya terdekomposisi dengan adanya runtutan ion logam berat sesuai dengan reaksi: 2 H2O2 → 2 H2O + O2 Larutan H2O2 3% dapat dibeli di apotik untuk digunakan sebagai antiseptik. Oleh karena daya pengoksidasinya, H2O2 dapat membunuh bakteri dan penguraiannya dapat dikatalisa oleh darah. Larutan yang lebih pekat dapat dipakai untuk memutihkan baju (Achmad.2001: 33).
1. Peroksida dan superoksida
Ion superoksida, 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 O 2 (g)
Tabel 2.1 Bilangan Oksidasi Oksigen
1. Senyawaan-senyawaan perokso yang lain.
Terdapat banyak peroksida organik dan hidroperoksida. misalnya Asam peroksokarboksilat CH3C(O)OOH, dapat diperoleh dengan mereaksikan H2O2 pada anhidra asam. Asam perokso adalah oksidator kuat yang berguna dan sumber radikal bebas. Senyawaan perokso organik juga diperoleh dengan otoksidasi eter, alkena dan sejenisnya dan dibiarkan kena udara. Otoksidasi adalah suatu reaksi rantai radikal bebas yang diawali oleh radikal yang dibebaskan oleh interaksi
oksigen dan runutan logam seperti Cu, Co atau Fe. Penyerangan pada ikatan C-H reaktif yang spesifik oleh radikal X (Cotton.2007: 357). 1. Kation Dioksigenil
Interaksi PtF6 dengan O2 memberikan padatan jingga O2PtF6, isomorf dengan KPtF6 yang mengandung ion paramagnetic O2+. Reaksi ini penting karena ia membantu barlet untuk mereaksikan PtF6 dengan xenon (Cotton.2007: 358). 1. Kompleks dioksigen
Reaksi dioksigen dengan suatu kompleks disebut dengan oksigenasi sebagai kebalikan dari oksidasi. Reaksi-reaksi oksigenasi adalah umum meskipun tidak benar-benar reversibel. Yaitu pada kenaikan suhu atau pada pengurangan tekanan parsial O2, ligan oksigen hilang dengan disosiasi atau pemindahan ke akseptor lain (yang menjadi teroksidasi) (Cotton.2007: 359). Sifat ikatan logam ke dioksigen tidak diketahui secara jelas. Kedua orbital dan dari atom oksigen mempunyai peran tertentu (Cotton.2007:359). 11. Air (H2O) Air merupakan oksida hidrogen dari O. Sembilan puluh tujuh persen air ada di laut, 2 % ada sebagai es di kutub dan air tawar hanya merupakan sedikit sisanya saja. Sifat kimia dan fisika dasar air sangat penting dalam kimia. Sifatsifat kimia utamanya diberikan dalam Tabel 4.1. Sebagian besar sifat anomali air disebabkan oleh ikatan hidrogen yang kuat. Sifat fisik air berbeda cukup besar dengan keberadaan isotop hidrogen. Paling tidak ada 9 polimorf es yang diketahui dan struktur kristalnya bergantung pada kondisi pembekuan es. Air memiliki sudut ikatan 104.5o 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 Alotrop
Oksigen memiliki 3 isotop yaitu 16O (99,759%), 17O (0,0374%) dan 18O (0,2039%). dis tilasi bertingkat dari air menyebabkan konsentrat yang mengandung air sampai dengan 97% atom 18O atau sampai dengan 4% atom 17O, dapat dibuat. 18O digunakan sebagai runtutan dalam studi mekanisme reaksi senyawaan oksigen. Meskipun 17O mempunyai spin inti (5/2), kelimpahan yang rendah mempunyai arti bahwa diperlukan akumulasi spektrum dan atau metode Transformasi Fourier, meskipun digunakan contoh yang diperkaya (Cotton.2007: 351). Isotop oksigen 16O (kelimpahan 99.762 %), 17O (0.038%), dan 18O (0.200%). 17O memiliki spin I= 5/2 dan isotop ini adalah nuklida yang penting dalam pengukuran NMR. 18O digunakan sebagai perunut dalam studi mekanisme reaksi. Isotop ini juga bermanfaat untuk penandaan garis absorpsi spektrum IR atau Raman dengan cara efek isotop. Dioksigen O2, dalam keadaan dasar
memiliki dua spin yang tidak paralel dalam orbital molekulnya, menunjukkan sifat paramagnetik dan disebut oksigen triplet. Dalam keadaan tereksitasi, spinnya berpasangan dan dioksigen menjadi diamagnetik, disebut oksigen singlet . Oksigen singlet sangat penting untuk sintesis kimia, sebab oksigen singlet ini memiliki kereaktifan karakteristik. Oksigen singlet dihasilkan dalam larutan dengan reaksi transfer energi dari kompleks yang teraktivasi oleh cahaya atau dengan pirolisis ozonida (senyawa O3). 1.4.1.
Ozon
Ozon merupakan senyawa yang tidak stabil, gas berwarna biru tua dan bersifat diamagnetik. Titik didih sebesar -112 oC. Trioksigen (O3), dikenal sebagai ozon, merupakan alotrop oksigen yang sangat reaktif dan dapat merusak jaringan paru-paru Ozon diproduksi di atmosfer bumi ketika O2 bergabung dengan oksigen atomik yang dihasilkan dari pemisahan O2 oleh radiasi ultraviolet (UV). Oleh karena ozon menyerap gelombang UV dengan sangat kuat, lapisan ozon yang berada di atmosfer berfungsi sebagai perisai radiasi yang melindungi planet. Lapisan ozon yang berada dalam atmosfer bumi dapat menyerap radiasi sinar UV (λ 255 nm) yang berasal dari matahari sehingga dapat melindungi manusia di bumi. Penggunaan lemari es dan alat elektronik lainnya yang mengandung Chlorofluorocarbons (CFC) akan dapat merobek lapisan ozon sehingga lapisan ozon akan rusak. Molekul O3 simetris dan bengkok, memiliki sudut ikatan sebesar 117o dan panjang ikatan sebesar 1,28 Ǻ. oleh karena ikatan O–O berjarak 1,49 Ǻ dalam HOOH (ikatan-ikatan tunggal) dan 1,21 Ǻ dalam O2 (ikatan rangkap dua) nampaknya ikatan O – O dalam O3 harus mempunyai sifat ikatan rangkap dua. Dalam bentuk pemerian resonansi hal ini dapat diperhitungkan sebagai berikut (Cotton.2007:351):
Gambar struktur kanois O3 (Effendy.2006: 37)
O3 secara termodinamika tidak stabil dan dapat terdekomposisi menjadi O 2. Dekomposisi tersebut berlangsung secara eksotermik dan dapat dikatalis dengan berbagai material. O3 dalam bentuk cair mudah meledak, merupakan oksidator kuat 3PbS + 4 O3
3PbSO4
2NO2 + O3
N2O5 +O2
S + H2O +O3
H2SO4
2 KOH+ 5O3
2 KO3 + 5 O2+ H2O
Sifat-sifat Kimia Ozon.
O3 memiliki karakteristik berbau tajam, merupakan gas yang beracun. Ozon adalah zat pengoksidasi yang kuat dibandingkan dengan O2 dan bereaksi dengan banyak senyawa dalam kondisi di mana O2 tidak dapat melakukannya. Reaksi; O3 + 2KI + H2O I2 + 2KOH + O2 Reaksi diatas adalah kuantitatif dan dapat digunakan untuk analisis. Jumlah O3 dalam suatu campuran gas dapat ditentukan dengan melewatkan sampel gas ke dalam larutan KI yang telah diatur pHnya dengan larutan buffer borat (pH 9,2) kemudian dititrasi dengan natrium tiosulfat. O3 + 2 K + + 2 I-
I2 + 2 KOH+ O2
Ozon digunakan untuk oksidasi senyawaan organik dan dalam pemurnian air. Ozon digunakan untuk oksidasi senyawaan organik dan dalam pemurnian air. Mekanisme oksidasi mungkin melibatkan proses rantai radikal bebas demikian juga intermediet dengan gugus – OOH. Dalam larutan asam O3 hanya diungguli dalam kekuatan oksidasinya oleh F2, ion perxentat, atom oksigen, radikal OH, dan sejumlah kecil spesies yang lainnya. Proses lapisan ozon yang melindungi bumi dari sinar UV.
Ozon merupakan penyusun utama lapisan atmosfer khususnya stratosfer pada ketinggian 15 sampai 25 km. pada ketinggian ini konsentrasi ozon mencapai 10 ppm. Dibawah ketinggian ini konsentrasi oksigen hanya sebesar 0,04 ppm. Dilapisan ozon ini terbentuk dari oksigen. Mulamula radiasi ultraviolet dari matahari dengan panjang gelombang kurang dari 255 nm, menguraikan molekul oksigen menjadi atom oksigen. O2 → 2O Kemudian atom oksigen segera bereaksi dengan molekul oksigen lainnya membentuk ozon O + O2 → O3 Ozon juga menyerap sinar UV namun panjang gelombang yang berbahaya bagi makhluk hidup yaitu panjang gelombang 240 nm sampai 310 nm. Pada penyerapan ini ozon terurai menjadi atom oksigen dan molekul oksigen, dan mengubah energy kinetic dari atom O dan molekul O2 menjadi kalor. Dengan demikian sebagian besar sinar UV dari matahri diserap sebelum sampai ke permukaan bumi. Oleh karena radiasi UV dapat merusak sel makhluk hidup, lapisan ozon melindungi manusia dan tumbuhan dari kerusakan ini (Achmad.2001; 29-30) 1.4.2.
Dioksigen
Sifat kimia dioksigen mudah larut dalam pelarut organik, potensial eletroda dalam O2 dalam air netral menunjukkan bahwa O2 adalah oksidator yang cukup baik. Ikatan yang terjadi dalam senyawa dioksigen ini adalah ikatan kovalen
1. 2.
Belerang (S)
Sulfur atau belerang adalah unsur kimia di dalam tabel periodik unsur memiliki simbol S dengan nomor atom 16. Unsur bukan non-logam berwarna kuning muda, padatannya mengkilap, tidak berbau, tidak larut dalam air tetapi larut dalam CS2. Pada berbagai keadaan baik, padat, cair ataupun gas unsure ini mempunyai beberapa bentuk alotrop. Pada suhu kamar, bentuknya yng stabil dalam bentuk rombik, dan di atas 96,50C berunah bentuknya sebagai monoklin (kedua padatan ini mengandung cincin S8). Bentuk lainnya adalah belerang yang mengandung cincin S6 dengan struktur heksagonal, dan dapat diperoleh dengan menambahkan natrium tiosulfat (Na2S2O8) ke dalam larutan HCl, atau pengkristalan pengkristalan belerang dalam toluene. Belerang cair juga memiliki beberapa bentuk, sedikit di atas titik lelehnya berupa cairan kuning yang mengandung cincin S8 dan di atas 1600C berubah menjadi cokelat; jika lelehan belerang (±1600C) dituangkan ke dalam air dingin akan diperoleh belerang pastik (Mulyono.2008: 70). Belerang ditemukan sebagai unsur bebas maupun sebagai biji sulfida, FeS2, PbS, ZnS dan sebagai sulfat CaSO4.2 H2O dan MgSO4.7H2O. belerang sebagai unsur biasanya terdapat dalam lapisan kurang lebih 150 m di bawah batu karang, pasir atau tanah liat. Oleh karena itu belerang tidak dapat ditambang seperti dalam pertambangan lainnya (Achmad.2001:35). Pada tahun 1904 Frasch berhasil mengembangkan cara untuk mengekstrak belerang yang dikenal dengan cara Frasch. Pada proses ini pipa logam berdiameter 15 cm yang terdapat 2 pipa konsentrik yang lebih kecil ditanam sampai menyentuh lapisan belerang. Uap air yang sangat panas di pompa dan dimasukkan melalui pipa luar sehingga belerang meleleh. Kemudian dimasukkan udara bertekanan tinggi melalui pipa terkecil sehingga terbentuk busa belerang dan terpompa ke atas melalui pipa ketiga. Kemurnian belerang yang keluar mencapai 99,5% (Achmad.2001:35). Isotop utama belerang adalah 32S (kelimpahan 95.02%), 33S (0.75%), 34S (4.21% dan 36S(0.02%) , dan terdapat juga enam isotop radioaktif. Di antara isotop-isotop ini, 33S (I=3/2) digunakan untuk NMR. Karena rasio isotop belerang dari berbagai lokasi berbeda, keakuratan massa atom
terbatas pada 32.07± 0.01. Karena kelektronegativan belerang (χ = 2.58) lebih kecil dari oksigen (χ = 3.44) dan belerang adalah unsur yang lunak, derajat ion ikatan senyawa belerang rendah dan ikatan hidrogen senyawa belerang tidak terlalu besar. Unsur belerang memiliki banyak alotrop, seperti S2, S3, S6, S7, S8, S9, S10, S11, S12, S18, S20, dan S∞, yang mencerminkan kemampuan katenasi atom belerang. Unsur belerang biasanya adalah padatan kuning dengan titik leleh 112.8 °C disebut dengan belerang ortorombik (belerang α). Transisi fasa polimorf ini menghasilkan belerang monoklin (belerang β) pada suhu 95.5 °C. Telah ditentukan pada tahun 1935 bahwa belerang-belerang ini mengandung molekul siklik berbentuk mahkota (Gambar 4.18). Karena bentuknya molekular, belerang larut dalam CS2. Tidak hanya cincin yang beranggotakan 8 tetapi cincin dengan anggota 6-20 juga dikenal, dan polimer belerang heliks adalah belerang bundar yang tak hingga. Molekul S2 dan S3 ada dalam fasa gas. Bila belerang dipanaskan, belerang akan mencair dan saat didinginkan menjadi makromolekul seperti karet. Keragaman struktur belerang terkatenasi juga terlihat dalam struktur kation atau anion poli belerang yang dihasilkan dari reaksi redoks spesi yang terkatenasi.
2.2.1 Sifat Fisika Belerang
Sulfur atau belerang memiliki sifat fisika yaitu: Simbol
:S
Nomor atom
: 16
Ar
: 32,06 gr/mol
Keelektronegatifan
: 2.58
Wujud
: padatan
Warna
: kuning
Titik leleh
Rombik Monoklin
Titik didih
0
: 112,8 C 0 : 119 C
: 444,70C
Densitas (pada suhu 200C)
Rombik Monoklin
Bilangan oksidasi
: 2,03 : 1,96
: -2, +4, +6
Konfigurasi elektron : [ Ne] 3s2 3p4 Sulfur terdapat secara luas di alam sebagai unsur, sebagai H 2S dan SO2, dalam bijih sulfida logam dan sebagai sufat seperti gipss dan anhidrit (CaSO4), magnesium sulfat dan sebagainya. Sulfur diperoleh dlam skala besar dari gas hidrokarbon alamiah seperti yang ada di Alberta dan kanada yang terdapat sampai 30% H2S. ini dapat dihilangkan melalui interaksi dengan SO2, yang diperoleh dari pembakaran sulfur dalam udara (Cotton.2007: 363).
2.2.2 Persenyawaan Sulfur
Senyawa belerang terdapat dalam berbagai macam bilangan oksidasi -2, +4 dan +6 (Achmad.2001: 37)
Bilangan oksidasi -2 0 +4 +6
Contoh H2S, S S8 SO2, H2SO3, SO32SO3, H2SO4, SO4 -, H2S2O7, SF6
2.2.2.1 Persenyawaan halida 1. Sulfur fluorida
Fluorinasi langsung S8 menghasilkan terutama SF6 dan runutan S2F10 1. Sulfur tetrafluorida
Sulfur tetraflorida sangat reaktif dan terhidrolisis sempurna dengan air menjadi SO2 dan HF. Ia adalah zat flourinasi yang sangat selektif mengubah gugus C=O dan P=O secara lancar menjadi CF2 dan PF2 (Cotton.2007:366). 1. Sulfur heksafluorida
Sulfur heksafluorida sangat tahan terhadap penyerangan kimia, keinertan, kekuatan dielektrik yang tinggi dan bobot molekul, ia digunakan sebagai pengisolasi gas dalam generator bertekanan tinggi dan peralatan listrik yang lainnya. Kereaktifan yang rendah dianggap berhubungan dengan suatu faktor penggabungan termasuk kekuatan ikatan S-F yang tinggi, dan kenyataan bahwa sulfur keduanya dijenuhkan secara koordinasi dan terhalang secara sterik. Ini berhubungan dengan faktor kinetik dan bukan karena kestabilan termodinamik (Cotton.2007: 366). 1. Sulfur klorida
Sulfur klorida adalah pelarut untuk sulfur, memberikan diklorosulfan sampai dengan S100Cl2 yang digunakan dalam vulkanisasi karet. Mereka juga merupakan zat pengklorinasi sedang (Cotton.2007: 366). 2.2.2.2 Pembentukan Oksida dari Sulfur 1. Sulfur dioksida (SO 2)
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 SO 2 dapat dideteksi dengan cara: 1. Dengan baunya sendiri 2. Karena adanya perubahan dari kertas filter dengan pengasamkan dengan larutan hijau kalium 3+ kromat, hal ini berhubungan dengan terbentuknya Cr .
K 2Cr 2O7 + 3SO2 + H2SO4 1.
Cr 2(SO4)3 + K 2SO4 + H2O
Karena adanya perubahan dari kertas biru kanji iodate (adanya kanji dan I 2)
2KIO3 + 5SO2 + 4H2O
I2 + 2KHSO4 + 3H2SO4
Metode kuantitatif untuk perhitungan SO2 di atmosfer sangatlah penting karena berhubungan dengan terjadinya hujan asam. Metode tersebut meliputi:
Oksidasi menghasilkan H 2SO4, penentunya dengan titrasi Reaksi dengan K2[HgCl4] untuk memberikan kompleks merkuri dengan bereaksi dengan pararosalin dan ditentukan dengan kolorimetri.
K 2[HgCl4] + 2 SO4 + 2H2O
K 2[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 SO 3 terdiri dari molekul planar (Achmad.2001; 40).
Molekul diatas melibatkan kedua ikatan pπ- pπ dan pπ-dπ S-O, yang membentuk polimer dalam keadaan padat (Cotton.2007:369). Dari hasil eksperimen diperoleh 3 ikatan S-O pada SO3 sama panjang, yaitu 141,8(1) pm. Harga ini dekat dengan panjang ikatan S-O dengan orde ikatan 2 yakni 142 pm sehingga struktur lewis SO3 yang memenuhi adalah sebagai berikut (Effendy.2006: 39)
Sulfur trioksida dibuat dengan cara oksidasi belerang dioksida dengan oksigen
2 SO2 (g) + O2 (g) → 2 SO3 1. Asam sulfat
Gas SO3 bereaksi dengan air membentuk H2SO4. SO3(g) + H2O(l )
H2SO4(l )
Asam sulfat sangat penting bagi kemakmuran suatu negara industri yang erat kaitannya dengan berbagai-bagai industri. Pabrik asam sulfat memerlukan belerang dioksida yang dapat diperolah dari (Achmad, 2001: 40-41): a)
Pembakaran belerang S + O2
b)
SO2
Pirit atau seng sulfida
Pada pemanggaman bijih-bijih logam ini dihasilkan sulfur dioksida sebagai hasil samping. 4 FeS2 + 11 O2 2 ZnS + 3 O2
2 Fe2O3 + SO2 2 ZnO + 2 SO2
Anhidrit CaSO4
c)
CaSO4 + 2 C CaS + 3 CaSO4
2 CO2 + CaS 4 CaO + 4 SO2
Hampir semua asam sulfat dibuat dengan menggunakan metode kontak. Proses ini berlangsung dalam tiga tahap yaitu: a)
Produksi SO2
Belerang dibakar dalam udara kering di ruang pembakar pada suhu 10000C S + O2
SO2
∆H= -297 kJ mol-1
Gas yang dihasilkan mengandung kurang lebih 10 % volume sulfur dioksida =, kemudian setelah didinginkan sampai 4000C dimurnikan dengan cara pe-ngendapan elektrostatik. b)
Konversi SO2 menjadi SO3
Dengan menggunakan katalis (biasanya vanadium (V) oksida), sulfur dioksida direaksikan dengan udara bersih yang berlebuh. Oleh karena reaksi adalah rekasi eksotermis, gas-gas ini direksikan pada 4500C-4740C. 2 SO2 + O2
∆ H= -98 kJ mol-1
2 SO3
Gas yang panas ini dialirkan melalui sebuah konverter yang terdiri dari empat lapisan yang dicampur dengan katalis vanadium (V) oksida. Pada lapisan pertama 70% SO2 dapat diubah menjadi 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 H2SO4
Sulfur trioksida yang dihasilkan didinginkan kemudian dilarutkan dalam H2SO4 98% sehingga menghasilkan asam 98,5% yang diencerkan dengan air. 1. 2.
i. ii.
SO3 + H2SO4 H2S2O7 + H2O
H2S2O7 2 H2SO4
Reaksi keseluruhannya adalah H2O + SO3
H2SO4
∆H= -130 kJ mol-1
4.Asam tiosulfat (H2S2O3) Walaupun asam ini akan dihasilkan bila tiosulfat diasamkan, asam bebasnya tidak stabil. Ion S2O32- dihasilkan dengan mengganti satu oksigen dari ion SO 42-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 kuat 6. s 7.Oksida lainnya. Contohnya adalah S2O, S6O, S10O 2.3 Selenium (Se)
Ditemukan oleh Berzellius pada tahun 1817, yang menemukannya bergabung bersama tellurium (namanya diartikan sebagai bumi). Selenium ditemukan dalam beberapa mineral yang cukup langka seperti kruksit dan klausthalit. Beberapa tahun yang lalu, selenium didapatkan dari debu cerobong asap yang tersisa dari proses bijih tembaga sulfida. Sekarang selenium di seluruh dunia dihasilkan dari pemurnian kembali logam anoda dari proses elektrolisis tembaga. Selenium diperoleh dari memanggang endapan hasil elektrolisis dengan soda atau asam sulfat, atau dengan meleburkan endapan tersebut dengan soda dan niter (mineral yang mengandung kalium nitrat). Unsur yang tergolong nonlogam dengan memiliki beberapa alotrop. Kedua smorfnya berwarna merah (berupa serbuk) dan berwarna hitam (mirip kaca), sebagai kristal monoklin (berwarna merah tua) dan kristal heksagonal (abu-abu mengkilap, paling stabil). Di alam ditemukan dalam mineral keruksit {(Cu.Tl.Ag)2Se}, dan bijih zorgit (PbSe.Cu2Se). Selenium alam merupakan campuran dari 6 isotopnya yang stabil, dan 14 isotopnya yang tidak bersifat stabil. Sifat kimia selenium mirip dengan unsur segolongannya terutama mirip belerang dalam beberapa hal dan senyawanya. Selenium mempunyai kemampuan fotokonduktif (menurunkan hambatan listrik dssssengan naiknya iluminasi). Sifat terakhir ini yang menjadikan unsur nonlogam ini digunakan untuk memproduksi fotosel dan pengatur pencahayaan pada fotografi dan jua digunakan dalam xerografi untuk penggandaan (fotokopi) dokumen dan pada industry kaca digunakan sebagai penyerap warna kaca dan untuk pembuatan kaca/enamel berwarna merah delima (Mulyono. 2008). 2.3.1 Sifat Fisika Selenium
Adapun sifat fisika dari selenium yaitu: Simbol
: Se
Radius Atom
: 1.4 Å
Volume Atom
: 16.5 cm3/mol
Massa Atom
: 78.96
Titik Didih
: 958 K
Radius Kovalensi
: 1.16 Å
Struktur Kristal
: Heksagonal
Massa Jenis
: 4.79 g/cm3
Konduktivitas Listrik : 8 x 106 ohm-1cm-1 Elektronegativitas
: 2.55
Konfigurasi Elektron : [Ar]3d10 4s2p4
Formasi Entalpi
: 5.54 kJ/mol
Konduktivitas Panas : 2.04 Wm-1K -1 Potensial Ionisasi
: 9.752 V
Titik Lebur
: 494 K
Bilangan Oksidasi
: -2,4,6
Kapasitas Panas
: 0.32 Jg-1K -1
Entalpi Penguapan
: 26.32 kJ/mol
2.3.2 Sifat kimia
Selenium berada dalam beberapa bentuk allotrop, walaupun hanya dikenal tiga bentuk. Selenium bisa didapatkan baik dalam struktur amorf maupun kristal. Selenium amorf bisa berwarna merah (bentuk serbuk) atau hitam (dalam bentuk seperti kaca). Selenium kristal monoklinik berwarna merah tua. Sedangkan selenium kristal heksagonal, yang merupakan jenis paling stabil, berwarna abu-abu metalik. Selenium menunjukkan sifat fotovoltaik, yakni mengubah cahaya menjadi listrik, dan sifat fotokonduktif, yakni menunjukkan penurunan hambatan listrik dengan meningkatnya cahaya dari luar (menjadi penghantar listrik ketika terpapar cahaya dengan energi yang cukup). Sifat-sifat ini membuat selenium sangat berguna dalam produksi fotosel dan exposuremeter untuk tujuan fotografi, seperti sel matahari. Di bawah titik cairnya, selenium adalah semikonduktor tipe p dan memiliki banyak kegunaan dalam penerapan elektronik . Selenium telah dikatakan non toksik, dan menjadi kebutuhan unsur yang penting dalam jumlah sedikit. Namun asam selenida dan senyawa selenium lainnya adalah racun, dan reaksi fisiologisnya menyerupai arsen.
2.3.3 Isotop
Selenium di alam mengandung enam isotop stabil. Lima belas isotop lainnya pun telah dikenali. Unsur ini termasuk dalam golongan belerang dan menyerupai sifat belerang baik dalam ragam bentuknya dan senyawanya. 2.3.4 Asam okso dari selenium
Selenium terbentuk dari 2 asam okso yaitu, asam selenuis H 2SeO3 dan asam selenik H2SeO4. Asam selenius terbentuk saat SeO 2 yang dilarutkan dalam air. H2SeO4 merupakan asam kuat seperti H2SO4. Dan keduanya merupakan asam pengoksidasi 2.3.5 Kegunaan
Selenium digunakan dalam xerografi untuk memperbanyak salinan dokumen, surat dan lain-lain. Juga digunakan oleh industri kaca untuk mengawawarnakan kaca dan untuk membuat kaca dan lapisan email gigi yang berwarna rubi. Juga digunakan sebagai tinta fotografi dan sebagai bahan tambahan baja tahan karat. 2.3.6 Penanganan
Asam selenida pada konsentrasi 1.5 ppm tidak boleh ada dalam tubuh manusia. Selenium dalam keadaan padat, dalam jumlah yang cukup dalam tanah, dapat memberikan dampak yang fatal pada tanaman pakan hewan. Terpapar dengan senyawa selenium di udara tidak boleh melebihi kadar 0.2 mg/m3 (selama 8 jam kerja perhari-40 jam seminggu) 1. 3.
3.1.
Persenyawaan dari Sulfur dan Selenium secara umum
Pembentukan Oksohalida
Hanya S dan Se yang dapat membentuk oksohalida. Mereka disebut dengan tionil dan selenil halida contohnya: SOF2
SOCl2
SOBr 2
SeOF2
SeOCl2
SeOBr 2
Tionil klorida merupakan cairan tidak berwarna dan mudah terbakar. Titik didih 78oC dan biasanya dibuat dengan cara: PCl5 +SO2 → SOCl2 + POCl3 Beberapa senyawa tionil mudah terhidrolisis oleh air meskipun dalam proses hidrolisisnya berlangsung lambat, seperti dalam reaksi: SOCl2 + H2O → SO2 + 2 HCl SOCl2 digunakan oleh para ahli kimia organic untuk mengubah asam karboksilat menjadi asam klorida, selain itu juga digunakan untuk membuat asam logam anhidrat, seseai dengan reaksi; SOCl2 + R-COOH → R -COCl + SO2 Struktur dari senyawa-senyawa oksohalida SOCl2 adalah tetrahedral dengan terdapatnya pasangan elektron bebas .
Sulfuril klorida SO2Cl2 merupakan larutan yang tidak berwarna dalam udara lembab dan juga mudah terbakar dengan titik didik didih 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 → SO2Cl2 Senyawa SO2Cl2 digunakan sebagai agen klorinasi oleh para ahli kimia organik 3.2.
Pembentukan Hidrida
Semua unsur Golongan VI A dapat berikatan kovalen dengan hidrida seperti H2O, hidrogen sulfida H2S, dan hidrogen selenida H2Se. Air berwujud cair dalam suhu ruangan tetapi untuk yang lainnya berwujud gas dalam suhu ruangan dan cenderung beracun. H2S dan H2Se mudah larut dalam air dan mudah terbakar di udara dengan warna nyala biru 2 H2S + 3 O2 → 2 H2O + 2 SO2
Tabel Pembentukan Hidrida
H2O H2S H2Se
Entalpi pembentukan Sudut ikatan (kJ/ mol) -242 H-O-H = 104o28‟ -20 H-S-H =92o +81 H-Se-H= 91o
Titik didih 100 -60 -42
3.3.Pembentukan dioksida MO 2
Dioksida diperoleh dengan pembakaran unsur-unsur di udara. Sulfur dioksida dihasilkan bilamana banyak sulfida dipanaskan di udara. Dioksida selenium dan telenium juga diperoleh dengan memperlakukan logam dengan asam nitrat panas membentuk berturut-turut H2SeO3, dan 2 TeO2.HNO3 dan kemudian memanaskannya untuk menghilangkan air atau asam nitrat (Cotton.2007 :367).
3.4.Pembentukan halida
Tabel pembentukan senyawa halida golongan VI A O
MX6 -
MX4 -
MX2 OF2
M2X2 O2F2
M2X ClO2
Cl2O S
Se
SF6
SeF6
BrO2
SF4
Br 2O SF2
S2F2
SCl4
SCl2
S2Cl2
-
S2Br 2 Se2Cl2
SeF4 SeCl4
Lainnya O3F2, O4F2, Cl2O6, Cl2O7, BrO3
-
SSF2, S2F4, S2F10
-
-
Se2Br 2
SeBr 4
BAB III PENUTUP 1. 1.
Kesimpulan
Sifat fisika secara singkat dapat dijelaskan dengan tabel berikut ini : Sifat fisika Nomor atom Nomor massa (g/mol)
Oksigen 8 15,999
Belerang 16 32,06
Selenium 34 78,96
Konfigurasi elektron Jari-jari atom (nm) Keelektronegatifan (eV) Energi ionisasi (EI)
[He]2s sp 0,074 3,44 EI1=1362
[Ne] 3s 3p 0,103 2,60 EI1=1036
[Ar] 4s 4p 0,117 2,55 EI1=975
kJ/mol
EI2=3512
EI2=2333
EI2=2119
Densitas (g/ml)
EI3=5493 1,429*
EI3=3483 2,03a
EI3=3082 4,79c
1,14** -182,96 -218,4
1,96 b 444,7 112,8a
4,28d 684,9 217
-2,-1 1,461
119,0 b -2, +4, +6 2,077
-2,+4, +6 2,021
Titik didih oC Titik lebur oC Bilangan oksidasi Afinitas elektron (eV) 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. 2. 3. 4. 5. 6.
Titik didih dari atas ke bawah semakin bertanbah Densitas atom dari atas ke bawah semakin bertambah Energi ionisasi dari atas ke bawah semakin berkurang Afinitas elektron dari atas ke bawah semakin bertambah Jari-jari atom dari atas ke bawah semakin bertambah Keelektronegatifan atom dari atas ke bawah semakin berkurang
Pembentukan senyawa golongan VI A adalah sebagai berikut: 1. 2. 3. 4.
Pembentukan senyawa halida. Pembentukan senyawa hidrida. Pembentukan senyawa dioksida. Pembentukan senyawa oksohalida. 1. 2. Saran
Apabia ada kesalahan dalam penyusunan makalah ini baik yang kami sengaja maupun tidak, kami mohon kritik dan saran dari pembaca yang bersifat konstruktif agar kami tidak melakukan kesalahan yang sama dalam penyusunan makalah dikemudian hari.
DAFTAR PUSTAKA
Achmad, H. 2001. Kimia Unsur dan Radiokimia. Bandung: Citra Aditya Bakti
Cotton,F.A, Wilkinson, G. 2007. Kimia Anorganik Dasar . Jakarta: UI Press
Effendy. 2006. Teori VSEPR, Kepolaran, dan Gaya Antarmolekul. Malang : Bayu Media Mulyono. 2008. Kamus Kimia. Jakarta: Bumi Aksara http://erwantoindonesia.wordpress.com/2012/03/28/makalah-oksigen-belerang-dan-selenida/
