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 KIMIA

FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM

UNIVERSITAS BRAWIJAYA

MALANG

2011

BAB I

PENDAHULUAN

Gambar  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 Oksigen

1.                        Oksigen

Oksigen 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 -183^oC, dan membeku  pada  -21^oC. Suhu kritisnya -118^oC.  

3. Merupakan gas yang sangat reaktif bereaksi dengan hampir semua unsur kecuali gas mulia.

4. Daya larut rendah 5 gr / 100 ml pada 0^oC.

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 persamaan
2H₂O_(aq) + ClO^- → O_{2 (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 + 2H₂SO₄

4.                       Telurium

Telurium kadang-kadang dapat ditemukan di alam, tapi lebih sering sebagai senyawa tellurida dari emas (kalaverit), dan bergabung dengan logam lainnya. Telurium didapatkan secara komersil dari lumpur anoda yang dihasilkan selama proses pemurnian elektrolisis tembaga panas. Amerika Serikat, Kanada, Peru dan Jepang  adalah penghasil terbesar unsur ini (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 metalik

            Oksigen, 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 ALOTROPI

            Semua 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).

:Ö̤ + Ö̤:→:O̤⁞O̤: atau O═O

Oksigen 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 π*2p_y dan π*2p_z orbital molekul, dan ditunjukkan dibawah ini (Lee, 1991):

Keadaaan eksitasi	π*py  π*pz	Transisi	Keadaan	Energi/kJ
Kedua (elektron mempunyai spin berlawanan)	↑ ↓	singlet		157
Pertama (elektron berpasangan)	↑↓	singlet		92
Ketiga ( spin elektron tidak berlawanan)	↑ ↑	triplet		0

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  (¹Δ_g)+ 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 116^o48’. Antara ikatan  O-O berjarak 1,28Å, yang mana merupakan intermediet dengan ikatan tunggal (1,48Å pada H₂O₂) dan ikatan rangkap (1,21Å 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 π. Orbital atom p_z membentuk tiga atom membentuk tiga orbita molekul terdelokalisasi mencakup semua tiga atom. Satu MO bonding, satu non bonding, dan satu anti bonding. Empat elektron π  mengisi ikatan MO dan non bonding dan dengan demikian memberikan kontribusi satu ikatan  π terdelokalisasi untuk molekul dua ikatan. Jadi urutan ikatan adalah 1,5, sistem dan digambarkan sebagai  empat elektron dengan tiga  pusat ikatan (Lee, 1991).

Sulfur

            Belerang 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 α 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 β. Belerang dalam bentuk ini mengkristal dari leburan belerang diatas 95,6^oC berbentuk jarum-jarum prisma. Jika belerang dipanaskan perlahan-lahan dalam tabung reaksi akan meleleh menjadi cairan kuning terdiri dari molekul S₈. Titik leleh S α 113 ^oC dan titik leleh S β 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 γ berbentuk spiral. Jika didiamkan bentuk rantai berubah menjadi bentuk belerang rombik bercincin S₈  (Cahyono,2011).

Selenium, Telurium, dan Polonium

            Alotrop 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 α yang berupa kubik dan bentuk β 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 + FeSO₄

FeSe + 2HCl → H₂Se + FeCl₂

Al₂Se₃ + 6H₂O → 3H₂Se + 2Al(OH)₃

Al₂Te₃ + 6H₂O → 3H₂Te + 2Al(OH)₃

OKSOHALIDA

Senyawa tionil

Hanya S dan Se berbentuk oksohalida. Ada yang disebut tionil dan selenil halida, dan diketahui (Lee,1991):

SOF₂  SOCl₂ SOBr₂

SeOF₂  SeOCl₂ SeOBr₂

Tionil klorida SOCl₂  merupakan uap cair yang tidak berwarna,  titik didih 78^oC, dan biasanya disiapkan dengan cara(Lee,1991).:

PCl₅ + SO₂ → SOCl₂ + POCl₃

Sebagian besar senyawa tionil mudah terhidrolisis dengan air, meskipun SOF₂ bereaksi lambat (Lee,1991).

SOCl₂ + H₂O → SO₂ + 2HCl

SOCl₂ 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 + SO₂

Struktur oksohalida berupa tetrahedral dengan posisi menempati lone pair (Lee,1991).

Senyawa Sulfuril

            Sulfuril halide yang diketahui (Lee,1991):

SO₂F₂   SO₂Cl₂    SO₂FBr    SO₂FCl

SeO₂F₂  

Sulfuril klorida SO₂Cl₂  berupa  uap cair yang tidak berwarna, titik didih 69^oC , 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   BrSO₃H

Asam 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):

Unsur	MO2	MO3	Oksida lain
S	SO2	SO3	S2O (S2O2) (SO) (S-O-O) (SO4) S6O, S7O, S8O, S9O, S10O
Se	SeO2	SeO3
Te	TeO2	TeO3	TeO
Po	PoO2		PoO

BAB II

PERMASALAHAN DAN SOLUSI

PERTANYAAN

1.         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 di”pinjamkan” 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->O

Tanda “=” 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 2p²

Pada 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 2p³

Akhirnya 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

H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Ti Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Unq Unp Unh Uns Uno Une Unn Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

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 Te

Ground state        

Excited state        

Further state         

BAB III

KESIMPULAN

            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 PUSTAKA

Anonymous, 2009, BELAJAR KIMIA, http://belajarkimia.net/?p=3, diakses tanggal 1 April 2011

Anonymous, 2009, BENTUK MOLEKUL, http://ebenbohr.wordpress.com/bentuk-molekul/, diakses tanggal 1 April 2011

Anonymous, 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 2011

Cahyono, E, 2011, MEMODIFIKASI KIMIA BELERANG, http://www.dokterkimia.com/2011/01/memodifikasi-kimia-belerang.html, diakses tanggal 1 April 2011

Lee, 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 2011

Redaksi chem-is-try.org, 2008, POLONIUM, http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/polonium/, diakses tanggal 1 April 2011

Redaksi chem-is-try.org, 2008, SELENIUM, http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/selenium/, diakses tanggal 1 April 2011

Redaksi chem-is-try.org, 2008, TELURIUM, http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/telurium/, diakses tanggal 1 April 2011

Saito, Taro,. 1996, KIMIA ANORGANIK, Iwanami Publishing  Company, Tokyo

Winter, M, 2010, GROUP 16, http://www.webelements.com/periodicity/group_number/group_16.html, diakses tanggal 1 April 2011

Winter, M, 2010, SELENIUM, http://www.webelements.com/selenium/, diakses tanggal 1 April 2011