Golongan Oksigen Kel. 7

34
TUGAS KIMIA ANORGANIK 1 (ACHE 233) GOLONGAN OKSIGEN Dosen Pengasuh: Dra. Hj. St. H. Nurdiniah, M.Pd KELOMPOK VII Mohd. Noorsalim (A1C309007) ( 8 ) Ainul Hidayah (A1C309233) (39) Sri Hardianti (A1C309235) (41) Agustina Irawati (A1C309241) (42) M. Wahyu Noviani (A1C309048) (23) PROGRAM STUDI PENDIDIKAN KIMIA JURUSAN PENDIDIKAN MATEMATIKA DAN IPA FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

Transcript of Golongan Oksigen Kel. 7

TUGAS KIMIA ANORGANIK 1

(ACHE 233)

GOLONGAN OKSIGEN

Dosen Pengasuh:

Dra. Hj. St. H. Nurdiniah, M.Pd

KELOMPOK VII

Mohd. Noorsalim (A1C309007) ( 8 )

Ainul Hidayah (A1C309233) (39)

Sri Hardianti (A1C309235) (41)

Agustina Irawati (A1C309241) (42)

M. Wahyu Noviani (A1C309048) (23)

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN KIMIA

JURUSAN PENDIDIKAN MATEMATIKA DAN IPA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

UNIVERSITAS LAMBUNG MANGKURAT

BANJARMASIN

2010

1O. GOLONGAN OKSIGEN

1O.1 Kecenderungan Golongan

Oksigen, sulfur (belerang), dan selenium termasuk non logam, telurium

semilogam dan polonium sebagai logam dalam golongan ini. Titik leleh dan titik

didih menunjukkan kecenderungan kenaikan yang khas bagi nonlogam, diikuti

kecenderungan penurunan yang khas bagi logam mulai polonium (Tabel 1O.1).

Klasifikasi ini didukung oleh data tahanan listnk yang sangat rendah bagi logam

polonium (43 µQ cm), melonjak tinggi bagi semilogam telurium (1O6 µQ cm) dan

sangat tinggi bagi nonlogam selenium (1O16 µQ cm).

Kecuali oksigen, terdapat pola tertentu perihal tingkat oksidasi unsur-unsur

golongan 16 , yaitu bilangan oksidasi genap, +6, +4, +2, dan -2. Secara umum

stabilitas tingkat oksidasi -2 dan +6 menurun dengan naiknya nomor atom, tetapi

kestabilan tingkat oksidasi +4 naik, walaupun kecenderungan ini tidak teratur.

Tabel 1O.1 Data beberapa sifat golongan 16

Unsur Konfigurasi elektron Titik Leleh (oC) Titik Didih (oC)

2O [2He] 2s2 2p4 -219 -183

16S [1ONe] 3s2 3p4 119 445

34Se [18Ar] 3d1O 4s2 4p6 221 685

52Te [36Kr] 4d1O 5s2 5p4 452 987

84Po [54Xe] 4f14 5d1O 6s2 6p4 254 962

1O.2 Anomali Oksigen

Sifat anomali oksigen mirip dengan nitrogen yaitu pembentukan ikatan π

yang sangat kuat dengan menggunakan orbital atomik 2p, dan absennya orbital d .

Stabilitas ikatan ganda dan sifat katenasi

Seperti halnya nitrogen, ikatan rangkap dua O=O (494 kJ mol-1) sangat

jauh lebih kuat danpada ikatan tunggal O-O (142 kJ mol-1) ; dibandingkan dengan

ikatan tunggal C–C (335 kJ mol-1), ikatan tunggal O-O sangat lemah kaitannya

dengan pembentukan katenasi. Bila dipertimbangkan bahwa ikatan rangkap dua

terdiri dari ikatan σ dan ikatan π (Tabel 10.2), maka energi ikatan rangkap dua ini

menjadi sangat besar untuk oksigen, tetapi makin kecil bagi belerang dan

selenium. Perbedaan inilah yang menjelaskan rendahnya peran ikatan rangkap dua

pada unsur-unsur selain oksigen dalam golongan ini.

Dalam golongan karbon (Golongan 14), kemampuan katenasi menurun

dengan naiknya nomor atom, tetapi dalam golongan 16, belerang mampu

membentuk rantai yang terpanjang (S8). Kenyataannya ikatan tunggal O-O paling

lemah danpada ikatan tunggal atom oksigen dengan atom-atom lain, O–X.

Sebagai contoh energi ikatan. tunggal O–S adalah 275 kJ mol-1, hampir dua kali

energi ikatan tunggal O-O. Dengan demikian atom oksigen lebih suka membentuk

ikatan dengan atom-atom lainnya daripada dengan dirinya sendiri. Sebaliknya

energi ikatan tunggal S–S yaitu 270 kJ mol-1, hanya sedikit lebih rendah dan

energi ikatan tunggal atom S dengan atom-atom lain. Dengan demikian

kecenderungan pembentukan senyawa katenasi cukup besar bagi belerang.

Tabel 1O.2 Energi ikatan untuk unsur-unsur golongan 16

Ikatan Energi ikatan σ / kJ mol-1 Energi ikatan π / kJ mol-1

Oksigen-oksigen 142 350

Belerang-belerang 270 155

Selenium-selenium 210 125

Absen-nya orbital d

Oksigen membentuk hanya satu senyawa dengan fluorin yaitu OF2, tetapi

belerang mampu membentuk beberapa senyawa dengan fluorin termasuk SF6.

Untuk mencapai hingga enam ikatan kovalen ini atom belerang harus melibatkan

orbital d. Dengan demikian tidak ditemuinya senyawa oksigen-fluorin (yang

analog dengan SF6) berkaitan dengan tidak tersedianya orbital d dalam atom

oksigen.

1O.3 Oksigen

Oksigen dikenal dalam dua bentuk alotrop, dioksigen, O2, dan trioksigen

atau ozon,O3. Dioksigen berupa gas tak berwama yang mempunyai titik didih -

183o C, dan berwarna biru dalam fasa cairnya serta bersifat paramagnetik (yang

dapat dijelaskan secara jitu oleh teori orbital molekuler). Dioksigen merupakan

gas yang sangat reaktif bereaksi dengan hampir semua unsur kecuali gas mulia ;

daya larutnya dalam air tidak terlalu besar (5 g per 100 mL pada 0°C) dibanding

dengan karbon dioksida (170 g per 100 mL).

Dalam laboratonum terdapat beberapa cara pembuatan gas dioksigen,

misalnya pemanasan kalium klorat dengan katalis mangan(IV) oksida, demikian

juga dekomposisi larutan hidrogen peroksida dengan katalis tersebut menurut

persamaan reaksi

2 KC1O3 (s) 2 KCI (s) + O2(g)

2 H2O2 (aq) 2 H2O ( l ) + O2 (g)

Disamping sifat paramagnetik molekul dioksigen ternyata terdapat pula molekul

dioksigen yang bersifat diamagnetik dan ini dapat diperoleh dan reaksi antara

hidrogen peroksida dengan natrium hipoklorit menurut reaksi sebagai benkut :

2 H2O2 (aq) + CIO-((aq) O2 (g) diamagnetik + H2O(l) + Cl- (aq)

Perubahan sifat dalam molekul dioksigen ini dan paramagnetik (2 elektron tak

berpasangan) menjadi diamagnetik (berpasangan) hanya membutuhkan energi

kira-kira 95 kJ mol-1.

Ozon berupa gas biru tua, mempunyai titik didih -112°C dan bersifat

diamagnetik ; ozon mempunyai struktur bengkok, V dengan sudut ikatan 117°,

sesuai dengan ramalan teoris VSEPR. Ozon bersifat racun sangat kuat, dengan

konsentrasi rnaksimum diijinkan 0,1 ppm. Gas ozon dihasilkan pada daerah

tegangan listrik tinggi, termasuk mesin-mesin fotokopi dan printer laser

merupakan sumber penyebar ozon disekitar ruangan kantor. Untuk mengurangi

produksi ozon, mesin-mesin tersebut harus dilengkapi dengan filter karbon yang

MnO2

MnO2

MnO2

harus diganti secara periodik. Gas dioksigen yang dialirkan melalui medan listrik

10 - 20 kV mampu mengubah dioksigen menjadi ozon dengan konsentrasi

keseimbangan kira-kira 10 % :

3O2 (g) 2O3 (g) (∆Hf o = +143 kJ mol-1).

Ozon merupakan oksidator yang sangat kuat, lebih kuat danpada dioksigen.

1O.3.1 Ikatan dalam senyawa oksigen kovalen

Atom oksigen biasanya membentuk dua ikatan kovalen tunggal, –O–, atau

satu ikatan rangkap dua, O = . Apabila atom oksigen membentuk dua ikatan

kovalen tunggal, maka sudut ikatan dapat berbeda (lebih kecil) daripada sudut

tetrahedral reguler (109° 28’) ; hal ini dipengaruhi oleh banyaknya elektron

mandiri sebagaimana diramalkan oleh teori VSEPR. Untuk air misalnya, adanya

dua pasang elektron mandiri rnenghasilkan (penciutan) sudut ikatan H–O–H

sebesar 104,5°. Tetapi untuk senyawa oksigen-halogen analog, OF2 dan OC12

yang masing-masing membentuk sudut ikatan 103° dan 111°, maka tolakan

pasangan elektron mandiri yang lebih kuat tidak berlaku secara umum, dan oleh

karena itu diperlukan penjelasan ekstra yang lebih teliti.

Pada hibridisasi, orbital hibrida yang terbentuk merupakan campuran dan

beberapa orbital yang porsinya dapat berbeda bergantung posisinya dalam ruang,

ataupun dapat berubah-ubah berkaitan dengan sifat elektronegativitas

substituennya. Jadi untuk orbital hibrida sp3 misalnya, ikatan kovalen yang terjadi

dapat saja lebih berkarakter s bagi suatu substituen tetapi dapat juga lebih

berkarakter p bagi substituen yang lain. Dalam hai ini Henry A. Bent

mengusulkan aturan empirik bahwa substituen yang lebih elektronegatif memilih

orbital hibrid yang kurang berkarakter s dan sebaliknya substituen yang lebih

elektropositif memilih orbital hibrid yang lebih berkarakter s. Jadi karena fluorin

lebih bersifat elektronegatif, hibndisasi sp3 bagi atom pusat oksigen dalam OF2

akan kurang berkarakter s atau menjadi lebih berkarakter p, dan akibatnya sudut

ikatan F-O–F mendekat ke arah 9O° yaitu besarnya sudut antara dua orbital p.

Sebaliknya karena klorin, kurang bersifat elektronegatif daripada oksigen, orbital

hibridisa sp3 lebih berkarakter s sehingga membentuk sudut yang besarya ke arah

lebih besar dan sudut tetrahedron reguler (sp3), yaitu 109° 28'. Alternatif

penjelasan lain yaitu bahwa karena atom klorin jauh lebih besar, maka tolakan

antar kedua atom klorin dalam OC12 menjadi lebih signifikan sehingga

mengakibatkan membesarnya sudut ikatan dan sudut tetrahedron reguler.

Cara lain atom oksigen benkatan yaitu pembentukan tiga ikatan kovalen

tunggal, yang ekivalen (Gambar 10.1); salah satu contoh yaitu ion hidronium,

H3O+ atau lebih tepatnya H3O+ (3H2O), dimana panjang ikatan O–H ketiganya

adalah sama, 1,01Ǻ, tetapi dengan sudut ikatan H–O–H yang bervariasi yaitu

1O5° untuk yang satu dan 116° untuk dua yang lain dalam suatu bentuk piramid

segitiga. Dalam kasus kation [O(HgCl)3]+, ternyata ketiga ikatan kovalen O–Hg

terletak pada satu bidang datar dengan sudut ikatan 120o dalam suatu bangun

segitiga samasisi ; daiam hal ini pasangan elektron mandiri atom oksigen tidak

lagi dalam orbital hibrida sp3, melainkan dalam orbital p murni yang dapat

membentuk ikatan π (cara samping) dengan orbital-orbital (p) atom Hg.

Gambar 1O.1 Struktur tiga ikatan tunggal O–M dalam H3O+ (a) dan [O(Hgr–l)3]+ (b)

Oksigen juga dapat membentuk ikatan kovalen koordinat, baik sebagai

asam Lewis (yang sangat jarang ditemui) maupun sebagai basa Lewis yang paling

umum ditemui. Sebagai asam Lewis misalnya dalam senyawa ONF3, sebagaimana

telah dibicarakan dalam Bab 9 (golongan nitrogen). Sebagai basa Lewis ikatan

kovalen koordinat banyak ditemui dalam banyak senyawa kompleks dengan

molekul air sebagai ligan.

1O.3.2 Kecenderungan dalam senyawa oksigen

Oksida-oksida logam elektropositif kuat bersifat ionik dan basa ; misalnya

barium oksida bereaksi dengan air menghasilkan basa menurut persamaan reaksi :

BaO (s) + H2O ( l ) Ba(OH)2 (aq)

atau BaO (s) + H2sO ( l ) Ba2+ (aq) + 2 OH- (aq)

Beberapa oksida basa lainnya seperti tembaga(II) oksida misalnya, bersifat tidak

larut dalam air tetapi larut dalam asam encer menurut persamaan reaksi :

CuO (s) + 2H2O+ (aq) Cu2+ (aq) + 3H2O ( l )

Okida-oksida logam elektropositif lemah seperti misalnya aluminium,

seng, dan timah, bersifat amfoterik, yaitu bereaksi dengan asam maupun basa ;

seng oksida misalnya, bereaksi dengan asam menghasilkan ion kompleks [Zn(H2

O)6]2+ (atau sering ditulis lebih sederhana sebagai ion Zn2+), dan bereaksi

dengan basa (kuat) menghasilkan garam kompleks tetrahidroksozinkat(II),

menurut persaman reaksi :

ZnO (s) + 2H3O+ (aq) Zn 2+(aq) + 3H2O ( l )

ZnO (s) + 2OH- (aq) + H2O( l ) [Zn(OH)4 ]2- (aq)

Apabila suatu logam dapat rnembentuk, lebih dan satu macam oksida,

biasanya oksida dengan tingkat oksidasi rendah bersifat basa, dan oksida dengan

tingkat oksidasi tinggi bersifat asam. Sebagai contoh, Cr2O3 bersifat basa oleh

karena itu bereaksi dengan asam menghasilkan garam, sedangkan CrO3 bersifat

asam karena dengan air menghasilkan asam kromat, menurut persamaan reaksi

berikut :

Cr2O3 (s) + 6 H3O+ (aq) 2Cr3+ (aq) + 9H2O ( l )

CrO3 (s) + H2O( l ) H2CrO4(aq)

Oksida-oksida nonlogam selalu terikat secara kovalen, untuk tingkat

oksidasi rendah cenderung bersifat netral dan untuk tingkat oksidasi tinggi

cenderung bersifat asam. Sebagai contoh karbon monoksida dan dinitrogen oksida

keduanya bersifat netral, sedangkan karbon dioksida dan dinitrogen pentaoksida

keduanya bereaksi dengan air membentuk asam menurut persamaan reaksi :

CO2 (g) + H2O ( l ) H2CO3 (aq)

N2O5 (g) + H2O ( l ) 2HNO3 (aq)

1O.3.3 Hidrogen peroksida

Hidrogen peroksida murni berupa cairan hampir tidak

berwarna, sangat kental oleh karena kuatnya ikatan

hidrogen, dan bersifat korosif. Struktur molekulnya

membentuk dihedral dengan sudut 111o dan sudut ikatan

H—O—O sebesar 94,5°. Hidrogen peroksida bersifat

tidak stabil secara temodinamik, mudah terdispropo-

sionasi (auto redoks) menurut persamaan reaksi :

2 H2O2( l ) 2H2O ( l ) + O2 (g) AG = -119,2 kJ mol-1

1O.4 Belerang

Belerang terdapat dalam kerak bumi sebagai unsurnya, mineral sulfida dan

sulfat, gas H2S dalam gas alam, dan sebagai senyawa belerang organik dalam

batubara dan minyak. Belerang dapat ditambang menurut proses Frasch, yaitu

campuran air superpanas dan uap air (160oC dan 16 atm.) dipompakan ke dalam

tanah daerah mineral belerang melalui pipa besar pertama dan mengakibatkan

belerang mencair. Udara dengan tekanan ~ 2O - 25 atm. dipompakan melalui pipa

kedua yang lebih kecil yang terdapat dalam pipa besar pertama sehingga

mengakibatkan belerang cair tertekan ke luar melalui pipa ketiga untuk kemudian

dikumpulkan sebagai padatannya.

Belerang mempunyai kesamaan sifat dengan oksigen antara lain yaitu,

keduannya membentuk senyawa ionik dengan logam aktif, dan keduanya

membentuk senyawa kovalen seperti H2S dan H2O, CS2 dan CO2, SCl, dan Cl2O.

Tetapi beberapa faktor yang membuat berbeda antara lain yaitu panjang ikatan

kovalen tunggal O adalah 74 pm dan S adalah 104 pm, elektronegatifitas O adalah

3,5 dan S hanya 2,6.

Alotrop belerang yang terdapat secara alamiah yaitu S8, siklooktasulfur

yang tertata secara zigzag. Alotrop ini mengkristal dalam bentuk jarum diatas

temperatur 95°, tetapi dibawah temperatur ini diperoleh dua macam bentuk kristal,

monoklin dan rombik. Alotrop lain yaitu sikloheksasulfur ; bahkan alotrop

siklosulfur dengan anggota 6-20 telah berhasil disintesis, namun yang paling

stabil yaitu siklododekasulfur, S12 (Gambar 10.2).

Gambar 1O.2 Struktur alotrop belerang

Belerang rombik (Sα) terdiri dan 16 lingkar S8, dalam satu unit selnya dan

berubah menjadi belerang monoklinik pada 95,5 °C. Belerang -monoklinik (Sβ)

dipikirkan terdiri dari 6 lingkar S8 dalam satu unit selnya dan memeleh pada 119 oC menghasilkan belerang cair. Belerang cair (Sλ) terdiri dari molekul-molekul S8,

berwarna kuning, transparan, dan pada 160 °C lingkar S8 menjadi terbuka dan

saling bergabung membentuk molekul-molekul rantai spiral sebagai belerang cair

Sµ Belerang cair Sµ berwarna hitam, sangat kental - rekat dan mendidih pada 445 oC menghasilkan belerang uap. Belerang uap, S8 terdisosiasi menjadi molekul-

molekul yang lebih kecil jika temperatur dinaikkan. Belerang plastik terbentuk

jika cairan Sµ dituangkan ke dalam air dingin, merupakan rantai molekul-molekul

dan bersifat seperti karet pada awalnya, namun akhimya mudah patah dan berubah

menjadi belerang rombik. Fungsi temperatur terhadap alotrop belerang seperti

dilukiskan diagram berikut :

1O.4.1 Hidrogen sulfida

Hidrogen sulfida berupa gas yang tak berwama, berbau seperti telur busuk,

dan sangat bersifat racun, lebih dan hidrogen sianida. Hidrogen sulfida diproduksi

secara alamiah oleh bakteri anaerob, misalnya yang terjadi pada proses

pembusukan. Dalam laboratorium gas H2S dipreparasi dan reaksi antara sulfida

logam dengan asam encer, seperti besi(II) sulfida dengan asam hidroklonda

menurut persamaan reaksi :

FeS (s) + 2HCI (aq) FeC12 (aq) + H2S (g)

Reaksi uji terhadap adanya gas H2S biasanya dengan menggunakan

kertas yang di basahi larutan timbal (II) asetat yang menghasilkan warna coklat-

hitam PbS menurut reaksi

Pb(CH3COO)2 (aq) + H2S (g) PbS(s) + CH3COOH (aq)

Struktur molekul H2S mengadopsi bentuk V seperti halnya air, demikian

juga H2Se, namun sudut ikatan menjadi makin kecil dengan menurunnya unsur

dalam golongan (sudut ikatan pada molekul H2O, H2S, dan H2Se, secara berurutan

yaitu 104,5o,92,5o, dan 90o). Hal ini berkaitan dengan menurunnya sifat

keelektronegatifitasan atom pusat yang paralel dengan berkurangnya pemakaian

orbital hibrida (sp3) daripada orbital p murninya.

1O.4.2 Sulfida

Hanya sulfida-sulfida logam golongan 1, 2, dan aluminium saja yang larut

dalam air. Sulfida-sulfida ini terhidrolisis oleh air, dan akibatnya larutan sulfida

bersifat basa sebagaimana ditunjukkan oleh persamaan reaksi benkut :

S2- (aq) + H2O ( l ) HS- (aq) + OH- (aq)

Hidrolisis berlanjut akan menghasill:an gas H2S yang berbau busuk menyengat

HS- (aq) + H2O ( l ) H2S (s) + OH- (aq)

Sistem natnum-belerang merupakan dasar untuk baterei berkemampuan

tinggi. Dalam hampir semua baterei, elektroda berupa padatan dan elektrolit

berupa cairan ; tetapi dalam baterei sistem yang dimaksud ini, kedua elektroda

natnum dan belerang berupa cairan dan elektrolitnya justru padatan yaitu Na

Al11O17 (barangkali sama dengan formula NaAlO2.5AI2O3). Proses yang terjadi

pada elektroda dapat dilukiskan menurut persamaan reaksi benkut :

Na ( l ) Na+ (NaAl11O17) + e

n S ( l ) + 2e Sn2- (Na Al11O17)

Baterei jenis ini berkemampuan sangat tinggi, dan dapat diisi ulang ; sayangnya

baterei ini beroperasi pada temperatur tinggi, 3OO °C, dan tentu saja baterei ini

harus dibungkus rapat untuk mencegah terjadinya reaksi antara natrium dan

belerang dengan oksigen atau uap air dalam udara.

Sulfida dimanfaatkan antara lain untuk bahan kosmetik, misalnya

diantimoni trisulfida (Sb2S3) yang berwarna hitam legam dipakai untuk penghitam

bulu mata. Unit disulfida -S-S- , merupakan penghubung silang polimer-polimer

asam amino dalam rambut manusia. Pada tahun 1930, para peneliti di Institut

Rockefeller dapat menunjukkan bahwa unit disulfida penghubung ini dapat

diputus oleh sulfida atau molekul yang mengandung gugus -S-H dalam larutan

sedikit basa. Hal ini merupakan metode pengubahan secara permanen bentuk

rambut dan keriting menjadi lurus atau sebaliknya. Dalam proses ini larutan ion

tioglikolat, HSCH2CO2-, disiramkan pada rambut sehingga terjadi pengurangan -

S-S- penghubung-silang menjadi gugus -SH menurut persamaan reaksi :

2 HSCH2CO2- (aq) + -S-S- (rambut) [SCH2CO2

-]2 (aq) + 2 -S-H (rambut)

Dengan menggunakan alat pengeriting atau pelurus, rantai protein rambut

kemudian dapat diubah secara mekanik. Penambahan larutan hidrogen peroksida,

akan mengoksidasi gugus -S-H menjadi bentuk ulang -S-S- sebagai penghubung-

silang yang baru kembali, menurut persamaan reaksi :

2 -S-H (rambut ) + H2O2 (aq) -S-S- (rambut) + 2H2O ( l )

1O.4.3 Oksida belerang

Belerang dioksida dan belerang tnoksida

Oksida belerang yang umum yaitu belerang dioksida, SO2 (titik didih -10

°C) dan SO3 (titik didih 44,8°C) ; belerang dioksida mempunyai struktur bengkok,

V, dengan sudut O-S-O, 119° dan panjang ikatan S-O, 1,43Ǻ, dan belerang

trioksida mempunyai bentuk segitiga samasisi dengan sudut ikatan O—S—O,

120° dan panjang ikatan S-O, 1,42 Ǻ pada fase gas. Panjang ikatan tersebut jauh

lebih pendek daripada panjang ikatan tunggal S-O (1,63 Ǻ) dan sangat dekat

dengan panjang ikatan rangkap-dua S=O (1,40 Ǻ). Bentuk molekul SO2 bersama-

sama dengan SO3,S3O9 dan H2SO4, dapat diperiksa pada Gambar 10.3.

Gambar 1O.3 Struktur molekul SO2,SO3,S3O9, dan H2SO4

Kedua oksida tersebut bersifat asam Lewis dengan atom S bertindak sebagai

akseptor pasangan elektron, namun SO3 jauh lebih kuat dan lebih keras. Sifat

asam Lewis yang kuat ini mengakibatkan SO3 mampu membentuk polimer

melalui jembatan oksigen dalam fase padat pada temperatur dan tekanan kamar.

Sesungguhnya fasa gas maupun cairan berisi campuran antara SO3 dengan trimer

trisulfur nanoksida, S3O9; cairannya meleleh pada 16oC dan mengkristal sebagai

S3O9. Dalam lingkungan lembab-air, terbentuk padatan polimer berantai sangat

panjang dengan formula HO(SO3)nOH, dimana n = 105.

Belerang dioksida mudah larut dalam air, namun seperti halnya amonia

dan karbon dioksida hampir semua gas yang larut berada sebagai molekul SO2,

hanya sebagian kecil saja yang bereaksi dengan air membentuk asam sulfit

SO2 (g) + H2O ( l ) H2SO3(aq)

Oleh karena itu gas belerang dioksida dalam laboratorium dapat dibuat dengan

mereaksikan (larutan) sulfit atau hidrosulfit dengan larutan asam encer menurut

persamaan reaksi benkut :

SO32- (aq) + 2 H3O+ (aq) 3 H2O ( l ) + SO2 (g)

HSO3- (aq) + H3O+ (aq) 2 H2O ( l ) + SO2 (g)

Berbeda dan belerang dioksida, belerang trioksida bersifat asam kuat dan

larut dalam air membentuk asam sulfat menurut persamaan reaksi :

SO3 (g)+ H2O ( l ) H2SO4 ( l )

1O.4.4 Asam sulfat

Asam sulfat berupa cairan kental seperti minyak yang membeku pada 10,4oC.

Proses pencampuran asam sulfat dengan air sangat eksotermik ; oleh karena itu

pada pengenceran, asam sulfat pekat harus secara perlahan dituangkan ke dalam

air, bukan sebaliknya, dan sambil diaduk secara terus-menerus. Asam sulfat murni

mempunyai sifat hantaran listrik yang signifikan sebagai akibat sifat swaionisasi

menurut persamaan reaksi :

2 H2SO4 ( l ) H2O (H2SO4) + H2S2O7 (H2SO4)

H2O (H2SO4) + H2SO4 ( l ) H3O+ (H2SO4) + HSO4- (H2SO4)

H2O (H2SO4) + H2S2O7 (H2SO4) H3O+ (H2SO4) + HS2O7- (H2SO4)

Asam sulfat pekat merupakan campuran air dan asam sulfat dengan konsentrasi

kira-kira 18 M.

Biasanya asam sulfat dipikirkan hanya sebagai asam saja, namun

sesungguhnya asam sulfat dapat bereaksi menurut lima cara yang berbeda, yaitu

sebagai suatu asam, pengering terhadap air, pengoksidasi, agen sulfonasi, dan

sebagai suatu basa.

Asam sulfat sebagai suatu asam

Asam sulfat encer sering digunakan sebagai suatu asam. Asam sulfat

encer adalah asam kuat diprotik membentuk dua anion, ion hidrogen sulfat, HSO4-

dan ion sulfat, SO42- menurut persamaan ionisasi sebagai berikut:

H2SO4(aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + HSO4- (aq) Ka(l) = sangat besar

HSO4- (aq) + H2O (l) ↔ H3O+ (aq) + SO4

- (aq) Ka(2)= 1X10-2

Persamaan keseimbangan pertama terletak jauh lebih menggeser ke arah kanan

danpada persamaan keseimbangan kedua. Jadi spesies yang dominan dalam

larutan encer asam sulfat yaitu ion hidronium, H3O+ dan ion hidrogen sulfat,

HSO4-

Asam sulfat sebagai pengenng terhadap air

Asam sulfat pekat mempunyai kemampuan melenyapkan komponen air

dan struktur formula suatu senyawa. Sebagai contoh, gula dapat diubah menjadi

karbon dan air oleh asam sulfat melalui suatu reaksi eksotermik yang spektakuler

sebagai berikut

C12H22O11 (s) + H2SO4 (l) → 12 C (s) + 11 H2O (g) + H2SO4 (aq)

Fungsi asam sulfat yang demikian ini sangat penting dalam banyak reaksi kimia

organik. Sebagai contoh, penambahan asam sulfat pekat pada etanol akan

menghasilkan etena C2H4 atau etoksietana (atau dietil eter), (C2H5)2O bergantung

pada kondisi reaksi yang bersangkutan menurut persamaan reaksi

C2H5OH (l) + H2SO4 (l) → C2H5OSO3H (aq) + H2O (l)

C2H5OSO3H (aq) → C2H4 (g) + H2SO4 (aq) (dalam asam berlebih)

C2H5OSO3H (aq) + C2H5OH (l) → (C2H5)2O (l) + H2SO4 (aq) (dalam etanol berlebih)

Asam sulfat sebagai pengoksidasi

Walaupun asam sulfat bukan oksidator sekuat asam nitrat, namum asam

sulfat pekat-panas merupakan agen pengoksidasi yang baik. Sebagai contoh, asam

sulfat pekat-panas bereaksi dengan logam tembaga (II) menghasilkan ion

tembaga(II) dan asam sulfat tereduksi menjadi belerang dioksida dan air menurut

persamaan reaksi redoks

Cu (s) → Cu2+(aq) + 2e-

2H2SO4 (l) + 2 e- → SO2 (g) + 2H2O (l) + SO42-

(aq)

Asam sulfat sebagai agen sulfonasi

Asam sulfat pekat mempunyai kemampuan menggantikan satu atom

hidrogen dalam suatu senyawa organik dengan gugus asam sulfonik, -SO3H,

seperti contoh benkut in! :

H2SO4 (l) + CH3C6H5 (l) → CH3C6H4SO3H(s) + H2O (l)

Asam sulfat sebagai suatu basa

Suatu asam Bronsted-Lowry hanya dapat bertindak sebagai basa apabila

ditambahkan pada suatu donor proton yang lebih kuat. Asam sulfat adalah asam

yang kuat oleh karena itu hanya asam yang sangat lebih kuat saja seperti

asamfluorosulfonik yang mampu memaksa asam sulfat bertindak sebagai basa

menurut persamaan reaksi

H2SO4 (l) + HSO3F(l) → H3SO4+ (H2SO4) + SO3F- (H2SO4)

Pembuatan asam sulfat

Asam sulfat merupakan bahan kimia yang diproduksi secara besar-

besaran metode pembentukanbuatannya (baik rnenurut proses "kontak" maupun

"kamar timbal") selalu menggunakan belerang dioksida yang dapat disiapkan dan

pembentukanbakaran lelehan belerang dalam udara kering :

S(s) + O2 (g) → SO2 (g)

Oksidasi lebih lanjut dapat dilakukan dengan mencampurkan belerang dioksida

dan udara kenng kemudian mengalirkannya lewat katalisator V2O5 dalam suatu

"suport inert" pada temperatur 4OO - 5OO °C, maka akan terjadi reaksi :

SO2 (g) + ½ O2(g) → SO3(g)

Dengan air, belerang trioksida bereaksi hebat, dan bukan merupakan proses yang

menguntungkan untuk keperluan industri. Tetapi belerang tnoksida bereaksi

dengan asam sulfat pekat secara terkontrol menghasilkan asam pirosulfat, yang

kemudian dapat direaksikan dengan air untuk mendapatkan asam sulfat pekat

menurut persamaan reaksi :

SO3(g) + H2SO4 (l) → H2S2O7 (l)

H2S2O7 (l) + H2O (l) → 2H2SO4 (l)

Semua tahapan reaksi tersebut ternyata bersifat eksotemaik, dan

keseluruhan perubahan dan belerang menjadi asam sulfat dibebaskan panas

sebesar 535 Kj mol-1.

1O.4.5 Garam oksi-belerang

Sulfat

Sulfat (dan nitrat) adalah garam yang paling banyak dihadapi untuk

berbagai keperluan dengan alasan antara lain

(1) Sebagian besar garam sulfat larut dalam air sehingga sangat bermanfaat

sebagai sumber kation logam, kecuali PbSO4 (putih) dan BaSO4 (putih).

(2) Anion sulfat bukan agen pengoksidasi ataupun pereduksi, sehingga dapat

membentuk garam baik dari logam dengan tingkat oksidasi rendah maupun

tinggi, misalnya besi(II) sulfat dan besi(III) sulfat.

(3) Ion sulfas merupakan basa konjugasi dan asam yang moderat kuat (ion

hidrogen sulfat); oleh karena itu ion sulfat tidak akan mengubah secara

signifikan nilai pH suatu larutan.

(4) Garam sulfat cenderung stabil oleh pemanasan, paling tidak lebih stabil

daripada garam nitrat analog.

Garam sulfat umumnya dibuat melalui tiga macam reaksi yaitu, pertama

antara basa seperti natnum hidroksida dengan asam sulfat encer menurut

persamaan reaksi :

2NaOH(aq) + H2SO4 (aq) → Na2SO4 (aq) + H2O (l)

Kedua, reaksi antara logam elektropositif seperti seng dengan asam sulfat encer

menurut persamaan reaksi :

Zn (s) + H2SO4 (aq) → ZnSO4 (aq) + H2 (g)

Ketiga, reaksi antara garam kabonat misalnya tembage.(Il) karbonat dengan asam

sulfat encer menurut persaman reaksi :

CuCO3 (aq) + H2SO4 (aq) → CuSO4 (aq) + H2O (l) + CO2 (g)

Uji sulfat yang umum yaitu dengan penambahan ion barium untuk menghasilkan

endapan putih barium sulfat menurut persamaan reaksi :

Ba2+ + SO42- → Ba SO4(s)

Hidrogen sulfat

Seperti halnya garam hidrogen karbonat, hanya logam-logam alkali dan

alkali tanah mempunyai kerapatan muatan yang cukup rendah yang mampu

menstabilkan kation-kation besar dengan muatan rendah dalam fasa padat. Nilai

ionisasi-kedua asam sulfat sangat besar sehingga garam hidrogen sulfat bersifat

asam sebagaimana. ditunjukkan persaman reaksi

HSO4- (aq) + H2O (l) ↔ H3O+

(aq) + SO42-

(aq)

Hidrogen sulfat dapat dipreparasi dengan mereaksikan secara

stoikiometrik natrium hidroksida dengan asam sulfat dan kemudian menguapkan

larutannya :

NaOH(aq) + H2SO4 (aq) → NaHSO4 (aq) + H2O (l)

Sulfit

Walaupun sesungguhnya asam sulfit sebagian besar merupakan larutan

belerang dioksida dalam air, garam sulfit maupun hidrogen sulfit benar-benar

ada. Natrium sulfit dapat dipreparasi dengan mengalirkan gas belerang dioksida

ke dalam larutan natrium hidroksida menurut persamaan reaksi :

2 NaOH(aq) + SO2 (g) → Na2SO3 (aq) + H2O (l)

Ion sulfit merupakan agen reduktor, mengalami oksidasi menjadi ion sulfat

menurut persamaan setengah reaksi

SO32-

(aq) + 3H2O(l) → SO42-

(aq) + 2H3O+(aq) + 2e

Tiosulfat

Ion tiosulfat mirip dengan ion sulfat (Gambar 1O.4) kecuali bahwa salah

satu atom oksigen diganti oleh atom belerang (tio - merupakan awalan yang

berarti belerang). Kedua atom belerang im mempunyai lingkungan yang sama

sekali berbeda, "tambahan" atom belerang bertindak mirip sebagai ion sulfida.

Tingkat oksidasi bagi atom belerang pusat yaitu +5, sedangkan bagi atom

belerang "tambahan" yaitu -1. Natnum tiosulfat pentahidrat dapat dipreparasi

dengan mudah dengan mendidihkan belerang dalam larutan sulfit menurut

persamaan reaksi

SO32-

(aq) + S(s) → S2O32-

(aq)

Ion tiosulfat tidak stabil oleh pemanasan, mengalami disproporsionasi menjadi

tiga spesies dengan tingkat oksidasi belerang yang berbeda-beda yaitu sulfat,

sulfida dan belerang manurut persamaan reaksi

4Na2 S2O3(s) → Na2SO4(s) + Na2S(s) + 4S (s)

Tiosulfat bereaksi dengan asam membentuk endapan kuning belerang dan gas

belerang dioksida menurut persamaan reaksi

S2O32-

(aq) + 2H3O+(aq) → H2S2O3 (aq) + 2H2O (l)

H2S2O3 (aq) → H2O (l) + S(s) + SO2 (g)

Natrium tiosulfat dalam laboratorium berguna untuk titrasi redoks, misalnya pada

iodometri, yaitu untuk menentukan kadar iodin dalam suatu larutan. Dalam proses

titrasi, iodin direduksi menjadi iodida dan tiosulfat standar dioksidasi menjadi

tetrationat, S4O62- menurut persamaan reaksi :

2S2O32-

(aq) + I2(aq) → S4O62-

(aq) + 2I- (aq)

Ion tetrationat mengandung jembatan atom belerang (Gambar 1O.4), analog

dengan ion peroksodisulfat, S2O82-. Campuran dingin larutan tiosulfat dan besi(M)

menghasilkan senyawa kompleks ungu legam yang khas bagi ion

bis(tiosulfato)ferat(III) menurut persamaan reaksi

2S2O32-

(aq) + Fe3+ (aq) → [Fe(S2O3)2]2-

(Ungu legam)

Gambar 1O.4 Struktur ion tiosulfat, tetTati)nat, dan peroksodisulfat

Kimia fotografi

Ion tiosulfat khususnya sangat penting dalam fotografi. Film dilapisi

dengan perak bromida, AgBr. Selama pengambilan gambar dengan film hitam-

putih, cahaya mereduksi sebagian ion perak menjadi logam perak ; dalam sebuah

mikrokristal perak bromida biasanya dihasilkan 1O hingga 1OO atom logam

perak. Jumlah ini tentu terlalu kecil untuk dilihat, dan oleh karena itu proses tahap

pertama yaitu menambahkan suatu "developer" (pengembang), biasanya

hidroquinon (C6H6O2 atau p- C6H4 (OH)2). Zat ini secara selektif mereduksi semua

ion perak yang telah mengandung atom perak, hingga mengembangkan

"bayangan" dengan faktor sebesai 1O10 kali. Tahap berikutnya adalah

penghilangan sisa perak bromida yang tidak lanit (tidak bereaksi), jika tidak

seluruh film akan berubah menjadi hitam ketika kena cahaya luar ; untuk

keperluan itu ion tiosulfat ditambahkan, maka akan terjadi reaksi dengan ion

perak menghasilkan ion kompleks tris(tiosulfato)perak(I), [Ag(S2O3)3]5- menurut

persamaan reaksi :

AgBr (s) + 3S2O32-

(aq) → [Ag(S2O3)3]5-(aq) + Br- (aq)

Ion kompleks ini larut dan terbuang pada pencucian. Partikel perak-hitam akan

tertinggal membentuk "bayangan". Proses ini pada dasarnya sama untuk fotografi

berwarna kecuali melibatkan juga pewarna-pewarna organik. Pemakaian

amonium tiosulfat lebih menguntungkan daripada natnum tiosulfat sebab proses

berlangsung lebih cepat dan perak dapat diambil ulang lebih mudah dan limbah

larutannya.

peroksodisulfat

Walaupun ion sulfat mengandung belerang dengan tingkat oksidasi

tertinggi, +6, namun masih dapat dioksidasi lagi secara elektrolitik menjadi

peroksodisulfat dengan menggunakan elektroda halus plating, larutan asam, dan

rapatan arus yang tinggi.

Kondisi demikian ini mendukung terjadinya oksidasi dengan tanpa

menghasilkan gas hasil oksidasi air menjadi oksigen ; persamaan setengah

reaksinya yaitu :

2HSO4- (aq) + 2H2O (l) → S2O8

2-(aq) + 2H3O+

(aq) + 2e

Ion peroksodisulfat mengandung satu jembatan diokso, –O-O– (Gambar 1O.4),

sehingga kedua atom belerang mempunyai tingkat oksidasi +6 tetapi kedua atom

oksigen jembatan mempunyai tingkat oksidasi -1. Semua panjang ikatan terminal

SO adalah ekivalen yaitu 1,5 A, menunjukkan adanya ikatan rangkap. Asam

peroksodisulfat berupa padatan putih ; dua garam yang penting sebagai agen

oksidator yaltu. kalium - dan amonium peroksodisulfat, dimana ion

peroksodisulfat tereduksi menjadi ion sulfat menurut persamaan setengah reaksi :

S2O82-

(aq) + 2e → 2SO42-

(aq) E0 = +2,01 V

1O.4.6 Halida belerang

Senyawa penting belerang-halogen yaitu belerang-fluorin, dan belerang-

klorin. Belerang- fluorin membentuk dua senyawa penting yaitu belerang

heksafluorida, SF6, dan belerang tetrafluorida, SF4. Belerang heksafluonda berupa

gas tak berwarna, tak berbau, tidak reaktif, berdaya racun rendah serta stabil oleh

karena itu gas ini dapat dimanfaatkan sebagai "insulator" dalam sistem listrik

bertegangan tinggi. Pada tekanan 25O kPa, gas ini mampu mencegah terjadinya

loncatan muatan antar dua beda potensial 1,00 MV dengan jarak pisah 5 cm.Gas

ini juga digunakan pada jendela kaca double dan triple untuk meredam baik panas

maupun suara.

Gas belerang heksafluorida dengan massa molar yang sangat tinggi ini

ternyata mempunyai sifat yang unik untuk identifikasi polusi udara ; dengan

melepaskan sedikit gas ini ke dalam sumber udara yang terpolusi, udara yang

sudah terkontaminasi ini dapat dikenali jejaknya sampai ribuan kilometer dan

diidentifikasi beberapa hari kemudian. Demikian juga dengan mengalirkan gas ini

ke dalam lautan yang sangat dalam, arus lapisan air-dalam dapat diidentifikasi

melalui gerakan / perpindahan gas tersebut. Gas ini dapat dibuat secara sederhana

dengan membakar lelehan belerang di dalam gas difluorin, menurut persamaan

reaksi :

S ( l ) + 3 F2 (g) SF6 (g)

Belerang heksafluorida mengadopsi bangun oktahedron sesuai dengan ramalan

teori VSEPR, dan ditinjau dari teori ikatan valensi, atom pusat S mengadopsi

orbital hibrida sp3d2. Struktur beberapa senyawa belerang-halogen dapat diperiksa

pada Gambar 10.5.

Belerang tetrafluorida, SF4 ternyata berupa gas yang sangat reaktif, terurai oleh

udara lembab (air) menjadi belerang dioksida dan hidrogen fluorida menurut

persamaan reaksi :

SF4(g) + 2 H2O ( l ) SO2 (g)+ 4 HF (g)

Gambar 1O. 5 Struktur beberapa senyawa belerang-halogen,

SF, , SF4 I SIC12 , dan SC12

Sifat kereaktifan gas ini sangat mungkin berkaitan dengan adanya pasangan

elektron mandiri pada posisi terbuka dan suatu bangun jungkat-jungkit terdistorsi,

hasil turunan dan bangun bipiramida segitiga sebagaimana diramalkan oleh teori

VSEPR (Gambar 1O.5).

Berbeda dan senyawa belerang-fluorin, belerang-klorin hanya terbentuk

dengan tingkat oksidasi rendah. Lelehan belerang yang dialiri dengan gas diklorin

menghasilkan disulfur diklorida, S2Cl2 suatu cairan kuning yang beracun (titik

leleh -80 °C dan tititk didih 138°C) persamaan reaksinya yaitu:

2S( l ) + Cl2(g) S2Cl2 ( l )

Disulfur diklorida banyak digunakan pada proses vulkanisasi karet, menghasilkan

hubungan-silang disulfur antara rantai-rantai atom karbon yang membuat karet

menjadi lebih kuat. Struktur molekul senyawa ini mirip dengan hidrogen

peroksida, (Gambar 10.5).

Apabila disulfur diklorida dengan katalisator diiodin dialin gas diklorin

maka akan diperoleh belerang diklorin menurut persamaan reaksi

S2Cl2 ( l ) + Cl2(g) 2 SCl2 ( l )

Belerang diklorin berupa cairan merah dan digunakan untuk membuat berbagai

senyawa yang mengandung belerang termasuk gas beracun "mustard",

S(CH2CH2CI)2. Sebagaimana diramalkan oleh teori VSEPR, molekul SCl2

mengadopsi bentuk V (Gambar 10.5).

SOAL-SOAL LATIHAN OKSIGEN

1O.1 Tulis persamaan reaksi benkut ini

a. serbuk halus besi dengan dioksigen

b. padatan banum sulfida dengan. tnoksigen

c. padatan banum dioksida(2-) dengan air

d. pembentukananasan kalium klorat

1O.2 Jelaskan perbedaan utama antara oksigen dengan unsur-unsur lain dalam

golongannya

1O.3 Bandingkan besarnya sudut Br-O-Br dalam Br2O dengan CI-O-CI dalam

Cl2O.

1O.4 Ramalkan struktur / formula molekul O2F2, dan tentukan tingkat oksidasi

atom oksigen dalam moleku ini.

1O.5 Sudut ikatan Si-O-Si dalam mineral torvetit, SC2Si2O7, yang mengandung

ion [O3Si-O-SiO3 ]6-, ternyata 18O° (linear). Jelaskan fakta ini dengan

konsep hibndisasi.

1O.6 Gambarkan struktur formula spesies benkut ini, asam sulfat, ion belerang

pentafluorida, belerang tetrafluorida, SOF4 (oksigen pada bidang ekuator), ion

tiosulfat, danSO2Cl'2

1O.7 Jelaskan mengapa sudut ikatan H2Te lebih kecil (~ 89,5°) daripada sudut

ikatan H2O

1O.8 Jelaskan mengapa larutan Na2S dalam air berbau H2S

1O.9 Jelaskan 5 peran reaksi kimiawi bagi asam sulfat.

1O. 1O Bagaimana cara menguji ionsulfat, dan hidrogen sulfida ?