UNSUR UNSUR GOLONGAN VI A

BAB I

PENDAHULUAN

Unsur-Unsur Golongan VI A

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.

Unsur Golongan VI A

Sifat-sifat unsur yang masuk pada golongan VI A (O, S, Se, Te, Po) adalah sebagai berikut :

• Dapat membentuk anion X^2- dengan kecenderungan semakin ke bawah semakin sulit.
• Kecuali O, dapat membentuk ikatan tetravalen atau heksavalen.
• Dapat berikatan dengan F dengan membentuk XF6 dengan kecenderungan semakin ke bawah semakin sulit.
• Dapat membentuk asam lemah dengan berikatan dengan hidrogen dengan kecenderungan semakin ke bawah semakin kuat.
• Kecuali H2O, senyawa H2X bersifat racun dan berbau tak sedap.
• Kecuali Te2O, senyawa H2X larut dalam air.

BAB II

ISI

Unsur-Unsur Golongan VI A

1. OKSIGEN

      Sumber

Oksigen adalah unsur ketiga terbanyak yang ditemukan berlimpah di matahari, dan memainkan peranan dalam siklus karbon-nitrogen, yahkni proses yang diduga menjadi sumber energi di matahari dan bintang-bintang. Oksigen dalam kondisi tereksitasi memberikan warna merah terang dan kuning-hijau pada Aurora Borealis.

Oksigen merupakan unsur gas, menyusun 21% volume atmosfer dan diperoleh dengan pencairan dan penyulingan bertingkat. Atmosfer Mars mengandung oksigen sekitar 0.15%. dalam bentuk unsur dan senyawa, oksigen mencapai kandungan 49.2% berat pada lapisan kerak bumi. Sekitar dua pertiga tubuh manusia dan sembilan persepuluh air adalah oksigen.

Di laboratorium, oksigen bisa dibuat dengan elektrolisis air atau dengan memanaskan KClO₃ atau barium peroksida atau natrium peroksida dengan MnO₂ sebagai katalis.Sedangkan untuk keperluan industri, oksigen dibuat melalui proses destilasi (penyulingan) bertingkat dari udara cair dan melalui proses elektrolisis air dengan reaksi sebagai berikut :

2H₂O_(l)   →  2H_2(g)  + O_2(g)

      Sifat-sifat

Oksigen tidak berbau, tidak berasa dan tidak berwarna. Dalam bentuk cair dan padat, oksigen berwarna biru pucat dan merupakan paramagnetik yang kuat. Oksigen merupakan unsur non logam yang sangat penting bagi kelangsungan hidup manusia dan mahkluk hidup lainnya. Di alam unsur oksigen terdapat dalam keadaan bebas maupun berikatan dengan unsur-unsur lain (membentuk senyawa). Dalam keadaan bebas, oksigen berwujud gas O₂ yang tidak berwarna, tidak berbau dan tidak berasa. Gas oksigen dalam atmosfer bumi menempati porsi yang cukup besar, yaitu menempati 21% volum atmosfer atau 23,15% berat atmosfer. Sedangkan pada tubuh manusia, oksigen menempati sekitar 65% berat tubuh. Selain itu, oksigen juga membentuk allotrop seperti ozon (O₃) yang terdapat dalam atmosfer dan berfungsi untuk melindungi bumi dari bahaya radiasi ultraviolet dari matahari.

      Bentuk lain

Ozon (O₃) merupakan senyawa yang sangat aktif, dihasilkan dari pelepasan muatan elektris (kilat) atau penyinaran sinar Ultraviolet  terhadap oksigen. Keberadaan ozon di atmosfer (dengan jumlah yang sebanding dengan ketebalan lapisan 3 mm dengan kondisi tekanan dan suhu yang luar biasa) mencegah sinar Ultraviolet yang berbahaya dari matahari sebelum mencapai permukaan. Pencemaran udara di atmosfer dapat merusak lapisan ozon ini. Ozon bersifat racun dan tidak boleh terpapar dengan ozon melebihi kadar 0.2 mg/m (8 jam kerja rata-rata-40 jam per minggu). Ozon yang masih pekat memiliki warna hitam kebiru-biruan dan ozon padat berwarna hitam ungu.

      Senyawa

Oksigen, yang sangat reaktif, adalah komponen ratusan ribu senyawa organik dan dapat bergabung dengan kebanyakan unsur kecuali dengan unsur-unsur gas mulia. Dalam bentuk senyawa, oksigen terdapat pada senyawa-senyawa nitrat, sulfat, fosfat, senyawa-senyawa organik, dan senyawa-senyawa lainnya.

      Kegunaan

1.     Oksigen digunakan sebagai udara pernafasan bagi manusia dan sebagian besar makhluk hidup lainnya.

2.    Oksigen berperan dalam proses pembakaran.

3.    Campuran gas oksigen dan gas asetilin dapat menghasilkan suhu yang sangat tinggi dan digunakan untuk mengelas logam.

4.    Digunakan dalam tungku pada proses pembuatan baja.

5.    Digunakan pada proses sintesis metanol dan amonia

6.    Oksigen cair digunakan sebagai bahan bakar untuk menjalankan rudal dan roket.

7.    Dalam industri, oksigen digunakan untuk membuat beberapa senyawa kimia dan sebagai oksidator.

8.    Dalam bentuk allotrop O₃ (ozon) yang bersifat oksidator kuat, digunakan sebagai desinfektan dan sebagai bahan pemutih.

      Isotop

Oksigen memiliki 9 isotop. Oksigen alami adalah campuran dari 3 isotop. Oksigen berbobot atom 18 yang terdapat di alam bersifat stabil dan tersedia untuk keperluan komersial, seperti dalam air (H₂O dengan  kandungan isotop 18 sebanyak 15%). Konsumsi oksigen komersial di Amerika Serikat diperkirakan mencapai 20 juta ton  per tahun dan diperkirakan akan terus meningkat. Penggunaan oksigen pada tungku peleburan baja merupakan penggunaan tertinggi. Jumlah yang banyak juga diperlukan pada proses pembuatan gas ammonia, metanol, etilen oksida dan pengelasan oksi-asetilen. Pemisahan udara (destilasi) menghasilkan gas dengan kemurnian 99%, sedangkan elektrolisis hanya 1%.

Oksigen atau zat asam adalah unsur kimia dalam sistem tabel periodik yang mempunyai lambang O dan nomor atom 8. Ia merupakan unsur golongan kalkogen dan dapat dengan mudah bereaksi dengan hampir semua unsur lainnya (utamanya menjadi oksida). Pada Temperatur dan tekanan standar, dua atom unsur ini berikatan menjadi dioksigen, yaitu senyawa gas diatomik dengan rumus O₂ yang tidak berwarna, tidak berasa, dan tidak berbau. Oksigen merupakan unsur paling melimpah ketiga di alam semesta berdasarkan massa dan unsur paling melimpah di kerak Bumi. Gas oksigen diatomik mengisi 20,9% volume atmosfer bumi.

Semua kelompok molekul struktural yang terdapat pada organisme hidup, seperti protein, karbohidrat, dan lemak, mengandung oksigen. Demikian pula senyawa anorganik yang terdapat pada cangkang, gigi, dan tulang hewan. Oksigen dalam bentuk O₂ dihasilkan dari air oleh sianobakteri, ganggang, dan tumbuhan selama fotosintesis, dan digunakan pada respirasi sel oleh hampir semua makhluk hidup. Oksigen beracun bagi organisme anaerob, yang merupakan bentuk kehidupan paling dominan pada masa-masa awal evolusi kehidupan. O₂ kemudian mulai berakumulasi pada atomsfer sekitar 2,5 milyar tahun yang lalu. Terdapat pula alotrop oksigen lainnya, yaitu ozon (O₃). Lapisan ozon pada atomsfer membantu melindungi biosfer dari radiasi ultraviolet, namun pada permukaan bumi ia adalah polutan yang merupakan produk samping dari asbut.

Oksigen secara terpisah ditemukan oleh Carl Wilhelm Scheele di Uppsala pada tahun 1773 dan Joseph Priestley di Wiltshire pada tahun 1774. Temuan Priestley lebih terkenal oleh karena publikasinya merupakan yang pertama kali dicetak. Istilah oxygen diciptakan oleh Antoine Lavoisier pada tahun 1777, yang eksperimennya dengan oksigen berhasil meruntuhkan teori flogiston pembakaran dan korosi yang terkenal. Oksigen secara industri dihasilkan dengan distilasi bertingkat udara cair, dengan munggunakan zeolit untuk memisahkan karbon dioksida dan nitrogen dari udara, ataupun elektrolisis air, dll. Oksigen digunakan dalam produksi baja, plastik, dan tekstil, ia juga digunakan sebagai propelan roket, untuk terapi oksigen, dan sebagai penyokong kehidupan pada pesawat terbang, kapal selam, penerbangan luar angkasa, dan penyelaman.

      Struktur

Pada temperatur dan tekanan standar, oksigen berupa gas tak berwarna dan tak berasa dengan rumus kimia O₂, di mana dua atom oksigen secara kimiawi berikatan dengan konfigurasi elektron triplet spin. Ikatan ini memiliki orde ikatan dua dan sering dijelaskan secara sederhana sebagai ikatan ganda ataupun sebagai kombinasi satu ikatan dua elektron dengan dua ikatan tiga elektron. Oksigen triplet merupakan keadaan dasar molekul O₂. Konfigurasi elektron molekul ini memiliki dua elektron tak berpasangan yang menduduki dua orbital molekul yang berdegenerasi. Kedua orbital ini dikelompokkan sebagai antiikat (melemahkan orde ikatan dari tiga menjadi dua), sehingga ikatan oksigen diatomik adalah lebih lemah daripada ikatan rangkap tiga nitrogen.

Dalam bentuk triplet yang normal, molekul O₂ bersifat paramagnetik oleh karena spin momen magnetik elektron tak berpasangan molekul tersebut dan energi pertukaran negatif antara molekul O₂ yang bersebelahan. Oksigen cair akan tertarik kepada magnet, sedemikiannya pada percobaan laboratorium, jembatan oksigen cair akan terbentuk di antara dua kutub magnet kuat.

Oksigen singlet, adalah nama molekul oksigen O₂ yang kesemuaan spin elektronnya berpasangan. Ia lebih reaktif terhadap molekul organik pada umumnya. Secara alami, oksigen singlet umumnya dihasilkan dari air selama fotosintesis. Ia juga dihasilkan di troposfer melalui fotolisis ozon oleh sinar berpanjang gelombang pendek, dan oleh sistem kekebalan tubuh sebagai sumber oksigen aktif. Karotenoid pada organisme yang berfotosintesis (kemungkinan juga ada pada hewan) memainkan peran yang penting dalam menyerap oksigen singlet dan mengubahnya menjadi berkeadaan dasar tak tereksitasi sebelum ia menyebabkan kerusakan pada jaringan.

Ozon merupakan gas langka pada bumi yang dapat ditemukan di stratosfer.

      Alotrop

Alotrop oksigen elementer yang umumnya ditemukan di bumi adalah dioksigen O₂. Ia memiliki panjang ikat 121 pm dan energi ikat 498 kJ·mol^-1. Altrop oksigen ini digunakan oleh makhluk hidup dalam respirasi sel dan merupakan komponen utama atmosfer bumi. Trioksigen (O₃), dikenal sebagai ozon, merupakan alotrop oksigen yang sangat reaktif dan dapat merusak jaringan paru-paru. Ozon diproduksi di atmosfer bumi ketika O₂ bergabung dengan oksigen atomik yang dihasilkan dari pemisahan O₂ oleh radiasi ultraviolet (UV). Oleh karena ozon menyerap gelombang UV dengan sangat kuat, lapisan ozon yang berada di atmosfer berfungsi sebagai perisai radiasi yang melindungi planet. Namun, dekat permukaan bumi, ozon merupakan polutan udara yang dibentuk dari produk sampingan pembakaran otomobil.

Molekul metastabil tetraoksigen (O₄) ditemukan pada tahun 2001, dan diasumsikan terdapat pada salah satu enam fase oksigen padat. Hal ini dibuktikan pada tahun 2006, dengan menekan O₂ sampai dengan 20 GPa, dan ditemukan struktur gerombol rombohedral O₈. Gerombol ini berpotensi sebagai oksidator yang lebih kuat daripada O₂ maupun O₃, dan dapat digunakan dalam bahan bakar roket. Fase logam oksigen ditemukan pada tahun 1990 ketika oksigen padat ditekan sampai di atas 96 GPa. Ditemukan pula pada tahun 1998 bahwa pada suhu yang sangat rendah, fase ini menjadi superkonduktor.

      Keberadaan

Menurut massanya, oksigen merupakan unsur kimia paling melimpah di biosfer, udara, laut, dan tanah bumi. Oksigen merupakan unsur kimia paling melimpah ketiga di alam semesta, setelah hidrogen dan helium. Sekitar 0,9% massa Matahari adalah oksigen. Oksigen mengisi sekitar 49,2% massa kerak bumi dan merupakan komponen utama dalam samudera (88,8% berdasarkan massa). Gas oksigen merupakan komponen paling umum kedua dalam atmosfer bumi, menduduki 21,0% volume dan 23,1% massa (sekitar 10¹⁵ ton) atmosfer. Bumi memiliki ketidaklaziman pada atmosfernya dibandingkan planet-planet lainnya dalam sistem tata surya karena ia memiliki konsentrasi gas oksigen yang tinggi di atmosfernya. Bandingkan dengan Mars yang hanya memiliki 0,1% O₂ berdasarkan volume dan Venus yang bahkan memiliki kadar konsentrasi yang lebih rendah. Namun, O₂ yang berada di planet-planet selain bumi hanya dihasilkan dari radiasi ultraviolet yang menimpa molekul-molekul beratom oksigen, misalnya karbon dioksida.

Air dingin melarutkan lebih banyak O₂.

Konsentrasi gas oksigen di Bumi yang tidak lazim ini merupakan akibat dari siklus oksigen. Siklus biogeokimia ini menjelaskan pergerakan oksigen di dalam dan di antara tiga reservoir utama bumi: atmosfer, biosfer, dan litosfer. Faktor utama yang mendorong siklus oksigen ini adalah fotosintesis. Fotosintesis melepaskan oksigen ke atmosfer, manakala respirasi dan proses pembusukan menghilangkannya dari atmosfer. Dalam keadaan kesetimbangan, laju produksi dan konsumsi oksigen adalah sekitar 1/2000 keseluruhan oksigen yang ada di atmosfer setiap tahunnya. Oksigen bebas juga terdapat dalam air sebagai larutan. Peningkatan kelarutan O₂ pada temperatur yang rendah memiliki implikasi yang besar pada kehidupan laut. Lautan di sekitar kutub bumi dapat menyokong kehidupan laut yang lebih banyak oleh karena kandungan oksigen yang lebih tinggi. Air yang terkena polusi dapat mengurangi jumlah O₂ dalam air tersebut. Para ilmuwan menaksir kualitas air dengan mengukur kebutuhan oksigen biologis atau jumlah O₂ yang diperlukan untuk mengembalikan konsentrasi oksigen dalam air itu seperti semula.

      Peranan biologis

Fotosintesis dan respirasi

Fotosintesis menghasilkan O₂

Di alam, oksigen bebas dihasilkan dari fotolisis air selama fotosintesis oksigenik. Ganggang hijau dan sianobakteri di lingkungan lautan menghasilkan sekitar 70% oksigen bebas yang dihasilkan di bumi, sedangkan sisanya dihasilkan oleh tumbuhan daratan.

Persamaan kimia yang sederhana untuk fotosintesis adalah:

6CO₂ + 6H₂O + foton → C₆H₁₂O₆ + 6O₂

Evolusi oksigen fotolitik terjadi di membran tilakoid organisme dan memerlukan energi empat foton. Terdapat banyak langkah proses yang terlibat, namun hasilnya merupakan pembentukan gradien proton di seluruh permukaan tilakod. Ini digunakan untuk mensintesis ATP via fotofosforilasi. O₂ yang dihasilkan sebagai produk sampingan kemudian dilepaskan ke atmosfer.  Dioksigen molekuler, O₂, sangatlah penting untuk respirasi sel organisme aerob. Oksigen digunakan di mitokondria untuk membantu menghasilkan adenosina trifosfat (ATP) selama fosforilasi oksidatif. Reaksi respirasi aerob ini secara garis besar merupakan kebalikan dari fotosintesis, secara sederhana:

C₆H₁₂O₆ + 6O₂ → 6CO₂ + 6H₂O + 2880 kJ·mol^-1

Pada vetebrata, O₂ berdifusi melalui membran paru-paru dan dibawa oleh sel darah merah. Hemoglobin mengikat O₂, mengubah warnanya dari merah kebiruan menjadi merah cerah. Terdapat pula hewan lainnya yang menggunakan hemosianin (hewan moluska dan beberapa antropoda) ataupun hemeritrin (laba-laba dan lobster). Satu liter darah dapat melarutkan 200 cc O₂. Spesi oksigen yang reaktif, misalnya ion superoksida (O₂⁻) dan hidrogen peroksida (H₂O₂), adalah produk sampingan penggunaan oksigen dalam tubuh organisme. Namun, bagian sistem kekebalan organisme tingkat tinggi pula menghasilkan peroksida, superoksida, dan oksigen singlet untuk menghancurkan mikroba. Spesi oksigen reaktif juga memainkan peran yang penting pada respon hipersensitif tumbuhan melawan serangan patogen.  Dalam keadaan istirahai, manusia dewasa menghirup 1,8 sampai 2,4 gram oksigen per menit. Jumlah ini setara dengan 6 milyar ton oksigen yang dihirup oleh seluruh manusia per tahun.

      Penumpukan oksigen di atmosfer

Peningkatan kadar O₂ di atmosfer bumi: 1) tiada O₂ yang dihasilkan; 2) O₂ dihasilkan, namun diserap samudera dan batuan dasar laut; 3) O₂ mulai melepaskan diri dari samuder, namun diserap oleh permukaan tanah dan pembentukan lapisan ozon; 4-5) gas O₂ mulai berakumulasi

Gas oksigen bebas hampir tidak terdapat pada atmosfer bumi sebelum munculnya arkaea dan bakteri fotosintetik. Oksigen bebas pertama kali muncul dalam kadar yang signifikan semasa masa Paleoproterozoikum (antara 2,5 sampai dengan 1,6 milyar tahun yang lalu). Pertama-tama, oksigen bersamaan dengan besi yang larut dalam samudera, membentuk formasi pita besi (Banded iron formation). Oksigen mulai melepaskan diri dari samudera 2,7 milyar tahun lalu, dan mencapai 10% kadar sekarang sekitar 1,7 milyar tahun lalu.

Keberadaan oksigen dalam jumlah besar di atmosfer dan samudera kemungkinan membuat kebanyakan organisme anaerob hampir punah semasa bencana oksigen sekitar 2,4 milyar tahun yang lalu. Namun, respirasi sel yang menggunakan O₂ mengijinkan organisme aerob untuk memproduksi lebih banyak ATP daripada organisme anaerob, sehingga organisme aerob mendominasi biosfer bumi. Fotosintesis dan respirasi seluler O₂ mengijinkan berevolusinya sel eukariota dan akhirnya berevolusi menjadi organisme multisel seperti tumbuhan dan hewan.

Sejak permulaan era Kambrium 540 juta tahun yang lalu, kadar O₂ berfluktuasi antara 15% sampai 30% berdasarkan volume. Pada akhir masa Karbon, kadar O₂ atmosfer mencapai maksimum dengan 35% berdasarkan volume,  mengijinkan serangga dan amfibi tumbuh lebih besar daripada ukuran sekarang. Aktivitas manusia, meliputi pembakaran 7 milyar ton bahan bakar fosil per tahun hanya memiliki pengaruh yang sangat kecil terhadap penurunan kadar oksigen di atmosfer. Dengan laju fotosintesis sekarang ini, diperlukan sekitar 2.000 tahun untuk memproduksi ulang seluruh O₂ yang ada di atmosfer sekarang.

Beberapa data penting dari oksigen

• Simbol: O
• Radius Atom: 0.65 Å
• Volume Atom: 14 cm³/mol
• Massa Atom: 15.9994
• Titik Didih: 90.168 K
• Radius Kovalensi: 0.73 Å
• Struktur Kristal: Kubus
• Massa Jenis: 1.429 g/cm³
• Konduktivitas Listrik: x 10⁶ ohm^-1cm^-1
• Elektronegativitas: 3.44
• Konfigurasi Elektron: [He]2s2p4
• Formasi Entalpi: 0.222 kJ/mol
• Konduktivitas Panas: 0.2674 Wm^-1K^-1
• Potensial Ionisasi: 13.618 V
• Titik Lebur: 54.8 K
• Bilangan Oksidasi: -2
• Kapasitas Panas: 0.92 Jg^-1K^-1
• Entalpi Penguapan: 3.4109 kJ/mol

2. BELERANG (S)

Belerang atau sulfur merupakan unsur non logam yang dalam bentuk padatnya berwarna kuning, rapuh, tak berasa, dan tak berbau.

Semua bentuk belerang tidak larut dalam air, tetapi dalam bentuk kristal (padatan), belerang dapat larut dalam karbon disulfida.

Belerang dapat membentuk senyawa dengan unsur-unsur lain, seperti besi sulfida (FeS), belerang dioksida (SO₂), barium sulfat (BaSO₄), hidrogen sulfida (H₂S), belerang monoklorida (S₂CI₂), asam sulfat (H₂SO₄), kalium sulfit (K₂SO₃) dan lain-lain.

Di alam, belerang terdapat dalam bentuk unsur bebas dan dalam bentuk senyawa-senyawa sulfida, seperti timbal sulfida atau galena (PbS), zinc blende (ZnS), tembaga pyrit (Cu,Fe)S₂), cinnabar (HgS), stibnit (Sb₂S₃) dan besi pyrit (FeS₂). Selain itu juga terdapat dalam bentuk senyawa-senyawa sulfat seperti barit (BaSO₄) celestit (SrSO₄), dan grypsum (CaSO₄2H₂O) serta dalam bentuk molekul-molekul pada beberapa bahan organik, mustard, telur, rambut, protein dan bawang putih.

          Untuk memperoleh belerang dari alam umumnya dapat dilakukan dengan 2 cara, yaitu :

1. Cara Sisila (untuk memperoleh belerang yang ada di permukaan tanah)
2. Cara Frash (untuk memperoleh belerang yang ada di bawah permukaan tanah).

Belerang sangat penting untuk kehidupan. Belerang adalah penyusun lemak, cairan tubuh dan mineral tulang, dalam kadar yang sedikit.

Belerang cepat menghilangkan bau. Belerang dioksida adalah zat berbahaya di atmosfer, sebagai pencemar udara. 

      Data Penting Tentang Belerang :

• Simbol: S

• Penemunya tidak diketahui secara pasti (sudah ada sejak jaman prasejarah)
• Mempunyai massa atom 32,066 sma
• Mempunyai nomor atom 16
• Mempunyai konfigurasi elektron 2 8 6
• Dalam senyawa mempunyai bilangan oksidasi -2, +2, +4 dan +6
• Konfigurasi Elektron: [Ne]3s²p⁴
• Mempunyai volum atom 15,50 cm³/mol
• Mempunyai struktul kristal orthorombik
• Mempunyai titik didih 717, 82 K
• Mempunyai titik lebur 392,2
• Mempunyai massa jenis 2,07 gram / cm³
• Mempunyai kapasitas panas 0,710 J/g K
• Mempunyai potensial ionisasi 10,360 volt
• Mempunyai elektronegativitas 2,58
• Mempunyai konduktivitas listrik 5 x 10^-10 ohm^-1 cm^-1
• Mempunyai konduktivitas kalor 0,269 W/mK
• Mempunyai harga entalpi pembentukan 1,73 kJ / mol
• Mempunyai harga entalpi pembentukan 1,73kJ/mol

• Mempunyai harga entalpi penguapan 10kJ/mol

      Sejarah

Menurut Genesis, belerang sudah lama dikenal oleh nenek moyang sebagai batu belerang. Belerang ditemukan dalam meteorit. R.W. Wood mengusulkan bahwa terdapat simpanan belerang  pada daerah gelap di kawah Aristarchus.

      Sumber

Belerang terjadi secara alamiah di sekitar daerah pegunungan dan hutan tropis.  Sulfir tersebar di alam sebagai pirit, galena, sinabar, stibnite, gipsum, garam epsom, selestit, barit dan lain-lain.

      Pembuatan

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.

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.

      Sifat-sifat

Belerang berwarna kuning pucat, padatan yang rapuh, yang tidak larut dalam air tapi mudah larut dalam CS₂ (karbon disulfida).  Dalam berbagai bentuk, baik gas, cair maupun padat, unsur belerang terjadi dengan bentuk alotrop yang lebih dari satu atau campuran.  Dengan bentuk yang berbeda-beda,  akibatnya sifatnya pun berbeda-beda dan keterkaitan antara sifat dan bentuk alotropnya masih belum dapat dipahami.

Pada tahun 1975, ahli kimia dari Universitas Pensilvania melaporkan pembuatan polimer belerang nitrida, yang memiliki sifat logam, meski tidak mengandung atom logam sama sekali. Zat ini memiliki sifat elektris dan optik yang tidak biasa.

Belerang dengan kemurnian  99.999% sudah tersedia secara komersial.

Belerang amorf atau belerang plastik diperoleh dengan pendinginan dari kristal secara mendadak dan cepat. Studi dengan sinar X menunjukkan bahwa belerang amorf memiliki struktur helik dengan delapan atom pada setiap spiralnya. Kristal belerang diduga terdiri dari bentuk cincin dengan delapan atom belerang, yang saling menguatkan sehingga memberikan pola sinar X yang normal.

      Isotop

Belerang memiliki sebelas isotop. Dari empat isotop yang ada di alam, tidak satupun yang bersifat radioaktif. Belerang dengan bentuk yang sangat halus, dikenal sebagai bunga belerang, dan diperoleh dengan cara sublimasi.

      Senyawa - senyawa

Senyawa organik yang mengandung belerang sangat penting. Kalsium sulfur, ammonium sulfat, karbon disulfida, belerang dioksida dan asam sulfida adalah beberapa senyawa di antara banyak senyawa  belerang yang sangat penting.

       Beberapa Kegunaan Belerang :

• Digunakan untuk membuat beberapa senyawa penting dalam industri, seperti asam sulfat, asam sulfit, belerang dioksida, dan lain sebagainya.
• Asam Sulfat (H₂SO₄) digunakan untuk berbagai keperluan, seperti pembersih logam, bahan baku industri dan sebagai cairan pengisi akumulator
• Digunakan dalam bidang kedokteran sebagai obat sulfa
• Digunakan dalam industri korek api, vulkanisasi karet, obat celup, dan bubuk mesiu (bahan peledak)
• Dicampur dengan kapur digunakan sebagai fungsiida
• Senyawa garam natrium tiosulfat (Na₂S₂O₃.5H₂O) yang sering disebut hypo digunakan dalam fotografi
• Digunakan untuk pembuatan kertas sulfit dan kertas lainnya
• Untuk mensterilkan alat pengasap
• Untuk memutihkan buah kering

3. SELENIUM (Se)

• 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

       Sejarah

Ditemukan oleh Berzellius  pada tahun 1817, yang menemukannya bergabung bersama tellurium (namanya diartikan sebagai bumi)

       Produksi

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).

       Sifat-sifat

Selenium berada dalam beberapa bentuk allotrop, walaupun hanya dikenal tiga bentuk. Selenium bisa didapatkan baik dalam struktur amorf maupun kristal. Selenium amorf bisa berwarna merah (bentuk serbuk) atau hitam (dalam bentuk seperti kaca). Selenium kristal monoklinik berwarna merah tua. Sedangkan selenium kristal heksagonal, yang merupakan jenis paling stabil, berwarna abu-abu metalik.

Selenium menunjukkan sifat fotovoltaik, yakni mengubah cahaya menjadi listrik, dan sifat fotokonduktif, yakni menunjukkan penurunan hambatan listrik dengan meningkatnya cahaya dari luar (menjadi penghantar listrik ketika terpapar cahaya dengan energi yang cukup). Sifat-sifat ini membuat selenium sangat berguna dalam produksi fotosel dan exposuremeter untuk tujuan fotografi, seperti sel matahari. Di bawah titik cairnya, selenium adalah semikonduktor tipe p dan memiliki banyak kegunaan dalam penerapan elektronik .

Selenium telah dikatakan non toksik, dan menjadi kebutuhan unsur yang penting dalam jumlah sedikit. Namun asam selenida dan senyawa selenium lainnya adalah racun, dan reaksi fisiologisnya menyerupai arsen.

       Isotop

Selenium di alam mengandung enam isotop stabil. Lima belas isotop lainnya  pun telah dikenali. Unsur ini termasuk dalam golongan belerang dan menyerupai sifat belerang baik dalam ragam bentuknya dan senyawanya.

       Kegunaan

Selenium digunakan dalam xerografi untuk memperbanyak salinan dokumen, surat dan lain-lain. Juga digunakan oleh industri kaca untuk mengawawarnakan kaca dan untuk membuat kaca dan lapisan email gigi yang berwarna rubi. Juga digunakan sebagai tinta fotografi dan sebagai bahan tambahan baja tahan karat.

       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).

4. TELURIUM

       Sejarah

Ditemukan oleh Muller von Reichenstein pada tahun 1782; diberi nama oleh Klaproth, yang telah mengisolasinya pada tahun 1798.

       Sumber

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

       Sifat-sifat

Telurium memiliki warna putih keperak-perakan, dan dalam keadaan murninya menunjukkan kilau logam. Cukup rapuh dan bisa dihaluskan dengan mudah. Telurium amorf ditemukan dengan pengendapan telurium dari larutan asam tellurat. Bentuk dari senyawa ini adalah amorf atau terbentuk dari Kristal. Pada dasarnya telurium merupakan unsur yang stabil, tidak dapat larut dalam air dan dalam asam hidroklorik tetapi dapat larut dengan baik dalam asam sitrat dan air raja (aqua regia).

Unsur telurium dapat bereaksi dengan unsur-unsur lain yang membentuk beberapa senyawa, seperti telurium diklorida (TeCl₂), telurium dioksida (TeO₂), telurium tetraklorida (TeCl₄), hidrogen telurida (H₂Te), natrium telurida (Na₂Te), dan beberapa senyawa lainnya. Telurium adalah semikonduktor tipe-p, dan menunjukkan daya hantar yang lebih tinggi pada arah tertentu, tergantung pada sifat kerataan atom. Daya hantarnya bertambah sedikit ketika unsur ini terpapar dengan sinar matahari. Telurium bisa diberi dopan perak, tembaga, emas, timah atau unsur lainnya. Di udara, telurium terbakar dengan nyala biru kehijau-hijauan, membentuk senyawa dioksida. Telurium cair mengkorosi besi, tembaga dan baja tahan karat.

       Penanganan

Telurium dan senyawanya kemungkinan beracun dan harus ditangani dengan hati-hati. Hanya boleh terpapar dengan telurium dengan konsentrasi serendah 0.01 mg/m³, atau lebih rendah, dan pada konsentrasi ini telurium memiliki bau khas yang menyerupai bau bawang putih.

       Isotop

Ada 30 isotop telurium yang telah dikenali, dengan massa atom berkisar antara 108 hingga 137. Telurium di alam hanya terdiri dari delapan isotop.

       Kegunaan

a.    Telurium memperbaiki kemampuan tembaga dan baja tahan karat untuk digunakan dalam permesinan.

b.    Penambahan telurium pada timbal dapat mengurangi reaksi korosi oleh asam sulfat pada timbal, dan juga memperbaiki kekuatan dan kekerasannya.

c.    Telurium digunakan sebagai komponen utama dalam sumbat peleburan, dan ditambahkan pada besi pelapis pada menara pendingin.

d.    Telurium juga digunakan dalam keramik.

e.    Bismut telurrida telah digunakan dalam peralatan termoelektrik.

f.    Digunakan dalam penelitian ilmiah semikonduktor.

g.    Dalam campurannya dengan bahan-bahan organik digunakan pada proses vulkanisasi karet sintesis.

h.    Digunakan sebagai bahan insektisida, germisida, dan fungisida.

i.     Digunakan untuk memberi warna biru dalam proses pembuatan kaca.

       Beberapa data penting dari telurium yaitu

Simbol	:	Te
Radius Atom	:	1.42 Å
Volume Atom	:	20.5 cm3/mol
Massa Atom	:	127.6
Titik Didih	:	1261 K
Radius Kovalensi	:	1.36 Å
Struktur Kristal	:	Heksagonal
Massa Jenis	:	6.24 g/cm3
Konduktivitas Listrik	:	2 x 106 ohm-1cm-1
Elektronegativitas	:	2.1
Konfigurasi Elektron	:	[Kr]4d10 fs2p4
Formasi Entalpi	:	17.49 kJ/mol
Konduktivitas Panas	:	2.35 Wm-1K-1
Potensial Ionisasi	:	9.009 V
Titik Lebur	:	722.72 K
Bilangan Oksidasi	:	-2,4,6
Kapasitas Panas	:	0.202 Jg-1K-1
Entalpi Penguapan	:	50.63 kJ/mol

 

 

Nama, Lambang, Nomor atom	: Tellurium, Te, 52
Deret kimia	: Metalloids
Golongan, Periode, Blok	: 16, 5, p
	silvery lustrous gray
Massa atom	: 127.60(3) g/mol
Jumlah elektron tiap kulit	: 2, 8, 18, 18, 6

5. POLONIUM (Po)

Polonium merupakan unsur yang terdapat dalam deretan uranium-radium yang bersifat radioaktif.

Polonium terdapat dalam kandungan biji radium dan ditemukan dalam bentuk isotop yang mempunyai rentang nomor massa antara 192 sampai 218. polonium 209 atau yang disebut dengan radium-F merupakan isotop polonium alam yang mempunyai waktu paruh 138 hari. Pada umumnya unsur polonium meluruh dengan memancarkan partikel-partikel alfa (α).

      Data Penting Tentang Polonium :

• Mempunyai massa atom (209) sma
• Simbol: Po
• Radius Atom: 1,67 Å
• Mempunyai nomor atom 84
• Mempunyai jari-jari atom 1,67 A
• Mempunyai konfigurasi elektron 2 8 18 32 18 6
• Dalam senyawa mempunyai bilangan oksidasi +4, +2, dan +6
• Konfigurasi Elektron: [Xe]4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s²p⁴
• Mempunyai volum atom 22,70 cm³/mol
• Mempunyai struktur kristal monoklinik
• Mempunyai titik lebur 527 K
• Mempunyai massa jenis 9,3 gram / cm³
• Mempunyai potensial ionisasi 8,42 volt
• Mempunyai elektronegativitas 2,0
• Mempunyai konduktivitas listrik 0 x 10⁶ ohm^-1 cm^-1
• Mempunyai konduktivitas kalor 20 W/mK
• Mempunyai harga entalpi pembentukan 13kJ/mol
• Mempunyai harga entalpi penguapan 120kJ/mol

      Sejarah

Polonium, juga dikenal sebagai Radium F, adalah unsur pertama yang ditemukan oleh Marie Curie dan Pierre Curie pada tahun 1898 ketika sedang mencari penyebab radioaktivitas pada mineral pitchblende (mineral uranium) dari Joachimsthal, Bohemia. Elektroskop menunjukkan pemisahannya dengan bismut.

      Sumber

Polonium adalah unsur alam yang sangat jarang. Bijih uranium hanya mengandung sekitar 100 mikrogram unsur polonium per tonnya. Ketersediaan polonium hanya 0.2% dari radium.

Pada tahun 1934, para ahli menemukan bahwa ketika mereka menembak bismut alam (209Bi) dengan neutron, diperoleh 210Bi yang merupakan induk polonium. Sejumlah milligram polonium kini didapatkan dengan cara seperti ini, dengan menggunakan tembakan neutron berintensitas tinggi dalam reaktor nuklir.

      Sifat - sifat

Polonium 210 memiliki titik cair yang rendah, logam yang mudah menguap, dengan 50% polonium menguap di udara dalam 45 jam pada suhu 55^oC. Merupakan pemancar alpha dengan masa paruh waktu 138,39 hari. Satu milligram memancarkan partikel alfa seperti 5 gram radium.

Energi yang dilepaskan dengan pancarannya sangat besar (140 W/gram), dengan sebuah kapsul yang mengandung setengah gram polonium mencapai suhu di atas 500^oC. Kapsul ini juga menghasilkan sinar gamma dengan kecepatan dosisnya 0,012 Gy/jam. Sejumlah curie (1 curie = 3.7 x 10¹⁰Bq) polonium mengeluarkan kilau biru yang disebabkan eksitasi di sekitar gas.

Polonium mudah larut dalam asam encer, tapi hanya sedikit larut dalam basa. Garam polonium dari asam organik terbakar dengan cepat, halida amina dapat mereduksi nya menjadi logam.

      Isotop

Ada 25 isotop polonium yang diketahui, dengan massa atom berkisar dari 194 – 218. Polonium-210 adalah yang paling banyak tersedia. Isotop dengan massa 209 (masa paruh waktu 103 tahun) dan massa 208 (masa paruh waktu 2,9 tahun) bisa didapatkan dengan menembakkan alfa, proton, atau deutron pada timbal atau bismut dalam siklotron, tapi proses ini terlalu mahal.

Logam polonium telah dibuat dari polonium hidroksida dan senyawa polonium dengan adanya ammonia cair anhidrat atau ammonia cair pekat. Diketahui ada dua modifikasi alotrop.

      Beberapa Kegunaan Polonium :

• Digunakan untuk menghasilkan radiasi sinar alfa (α)
• Digunakan dalam penelitian ilmiah tentang nuklir
• Digunakan pada peralatan mesin cetak dan fotografi
• Digunakan pada alat yang dapat mengionisasi udara untuk menghilangkan akumulasi muatan-muatan listrik
• Digunakan sebagai sumber panas yang ringan sebagai sumber energi termoelektrik ada satelit angkasa
• Polonium dapat dicampur atau dibentuk alloy dengan berilium untuk menghasilkan sumber neutron
• Untuk menghilangkan muatan statis dalam pemintalan tekstil dan lain-lain

      Penanganan

Polonium-210 sangat berbahaya untuk ditangani meski hanya sejumlah milligram atau mikrogram. Diperlukan peralatan khusus dan kontrol yang ketat untuk menanganinya. Kerusakan timbul dari penyerapan energi  partikel alfa oleh jaringan makhluk hidup.

Batas penyerapan polonium maksimum lewat jalan pernafasan yang masih diizinkan hanya 0,03 mikrocurie, yang sebanding dengan berat hanya 6.8 x 10^-12 gram. Tingkat toksisitas polonium ini sekitar 2,5 x 10¹¹ kali daripada asam sianida. Sedangkan konsentrasi senyawa polonium yang terlarut yang masih diizinkan adalah maksimal 2 x 10^-11 mikrocurie/cm^3.

6. UNUNHEXIUM

Nomor atom 116 Massa atom Unknown Elektronegativitas menurut Pauling Unknown Kepadatan Unknown Titik lebur Unknown Titik didih Unknown Vanderwaals radius Unknown Ionic radius Unknown Isotop Unknown Ditemukan oleh The Lawrence Berkeley National Laboratory

Ununhexium adalah suatu unsur kimia yang diduga logam di alam, seperti yang muncul untuk berbagi beberapa sifat dengan unsur-unsur logam dalam kelompok miskin di tabel periodik. Hal ini juga diklasifikasikan sebagai elemen transactinide, artinya memiliki nomor atom yang sangat tinggi, menempatkannya di antara unsur-unsur terberat yang dikenal manusia. Elemen ini tidak dapat diamati di alam; ilmuwan yang ingin belajar harus mensintesis dalam sebuah laboratorium dengan bantuan sebuah akselerator linear. Proses mahal membuat tidak mungkin yang menggunakan komersial untuk ununhexium akan dikembangkan.

Seperti transactinides lain, ununhexium sangat tidak stabil, yang ada hanya beberapa detik pada suatu waktu sebelum meluruh ke dalam bentuk elemen lebih stabil. Hal ini juga radioaktif. Kedua sifat membuat elemen ini sangat menantang untuk belajar; peralatan yang sangat tepat dan canggih ilmiah diperlukan ketika mempelajari unsur-unsur transactinide. Karena banyak unsur yang digunakan untuk mensintesis unsur transactinide juga radioaktif, akses ke fasilitas tempat sintesis tersebut dilakukan cenderung dikontrol ketat. Unsur ini kadang-kadang dikenal sebagai "polonium eka-" ini tidak memiliki nama resmi sebagai tahun 2008.; "ununhexium" adalah nama unsur sistematis yang diterapkan oleh Uni Internasional Kimia Murni dan Terapan. Nama-nama ini digunakan untuk memastikan bahwa para ilmuwan mengacu pada unsur-unsur secara sistematis sebelum mereka secara resmi bernama; nama suatu unsur biasanya disarankan oleh laboratorium yang menemukan, dan itu dapat mengambil beberapa dekade untuk mengkonfirmasi penemuan dan menentukan siapa yang mendapatkan penamaan kehormatan. Nama unsur sistematik referensi nomor atom dari unsur-unsur mereka menggambarkan; ununhexium adalah elemen 116, dan ununhex berarti "satu satu enam" dalam bahasa Latin. Untuk saat ini, ununhexium dikenal sebagai "Uuh" pada tabel periodik.

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

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

Selamat Belajar ya......

Pelajari pptnya juga ya....download file di SINI