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
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 :
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
persamaan
2H2O(aq) + ClO- → O2 (g) + H2O (l) + Cl- (aq)
2H2O(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 + 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*2py dan π*2pz 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
(1Δg)+ 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 1,28Å, 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 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 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 95,6oC berbentuk jarum-jarum prisma. Jika
belerang dipanaskan perlahan-lahan dalam tabung reaksi akan meleleh menjadi
cairan kuning terdiri dari molekul S8. Titik leleh S 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 78oC, 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 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 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
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
|
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
Best ias coaching in bangalore
BalasHapus.www.globalias.in