makalah kimia unsur

KIMIA UNSUR

Karakteristik Unsur Golongan VI A

Oksigen (O), Sulfur(S), dan Selenium (Se)

Dosen pengampu:

Suci Amalia, M.Sc

Disusun Oleh:

Damayanti Elyana 12630011

JURUSAN KIMIA

FAKULTAS SAINS DAN TEKNOLOGI

UNIVERSITAS ISLAM NEGERI MAULANA MALIK

IBRAHIM

MALANG

2013

BAB I

OKSIGEN

1.1 Sejarah Oksigen(O)

1.1 Apoteker Swedia Carl Wilhelm Scheele

Pada tahun 1700an Loncatan awal dilakukan oleh C.W Scheele. Beliau

mempersiapkan contoh dari sebuah gas yang relatif murni “pada masa itu belum

dikenal nama oksigen”. Namun karena karya dari C.W Scheele tidak diterbitkan.

Hasil karya beliau tidak terlalu mendapatkan perhatian dari ilmuan lain maupun

masyarakat umum. Karyanya juga tidak terlalu mempunyai pengaruh terhadap

pola historis perkembangan ilmu alam saat ini.

2.1 Pendeta inggris Joseph Priestley

Bapak Joseph priestley merupakan bapak oksigen. Beliau melakukan

percobaan dengan menyelidiki udara-udara yang dihasilkan dari pembakaran

sejumlah besar zat padat. Bapak J.Priestley mengumpulkan gas yang dilepaskan

oleh oksida merah dari air raksa yang dipanaskan.Pada tahun 1774 J.Priestley

menyebut gas tersebut sebagai nitrooksida. Pada tahun 1775, setelah melakukan

hasil pengujian terus-menerus ia menyebutkan bahwa gas tersebut merupakan gas

biasa dengan kuantitas karbondioksida (CO2) yang tidak biasa.

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.

1.2 Sifat Umum

Oksigen tidak berbau, tidak berasa dan tidak berwarna. Dalam bentuk cair

dan padat, oksigen berwarna biru pucat dan merupakan paramagnetik yang kuat.

Oksigen mengembun pada 90,20 K (-182,95 °C, -297,31 °F), dan membeku pada

54.36 K (-218,79 °C, -361,82 °F).

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 : 1.4109 Mol

1.3 Kelimpahan Di Alam

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 is memiliki

konsentrasi gas oksigen yang tinggi di atmosfemya. Bandingkan dengan Mars

yang hanya memiliki 0,1% O2 berdasarkan volume dan Venus yang bahkan

memiliki kadar konsentrasi yang lebih rendah.

1.2 Cara Memperoleh

1) Oksigen dapat dibuat dalam skala besar di industri dan dapat juga

dalam skala kecil di laboratorium. Dalam skala besar di industri, pembuatan

oksigen diperoleh dari destilasi bertingkat udara cair:

Prosesnya, mula-mula udara disaring untuk menghilangkan debu lalu

dimasukkan ke dalam kompresor. Pada kompresi ini suhu udara akan naik,

kemudian didinginkan dalam pendingin. Udara dingin mengembang melalui

celah, dan hasilnya adalah udara yang suhunya lebih dingin, cukup untuk

menyebabkannya mencair. Udara cair disaring untuk memisahkan CO2 (s) dan air

yang telah membeku. Kemudian udara cair itu memasuki bagian puncak kolom di

mana nitrogen, komponen yang paling mudah menguap, keluar sebagai gas. Pada

pertengahan kolom, gas argon keluar dan selanjutnya oksigen cair. Komponen

lain yang paling sulit menguap akan terkumpul di dasar. Berturut-turut titik didih

normal nitrogen, argon, dan oksigen adalah -195,8, -185,7, dan -183,0°C.

2) Untuk membuat oksigen dalam skala kecil di laboratorium:

a) Elektrolisis air O2 yang diperoleh dengan cara elektrolisis sangat murni.

Reaksi kseluruhan yang terjadi adalah:

H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g).

b) Memanaskan serbuk kalium klorat KClO3 dengan katalisator mengan

oksida (batu kawi) MnO2 sebagai katalis Reaksinya

2KClO3(s) MnO

2 2KCl(s) + O2(g)

1.5 Reaksi

Reaksi logam dengan oksigen

Pembentukan oksida logam yang berasal dari reaksi antata logam dengan

oksigen adalah kejadian biasa. Besi akan bereaksi dengan oksigen bila ada uap air

membentuk karatan yaitu oksida besi yang kristalnya mengandung melekul air

dalam jumlah beragam.

2 Fe (s )+O2 ( g )+x H 2O(l)→ Fe2 O3 x H 2O(s)

Alumunium, juga akan membentuk oksida bila bereaksi dengan oksigen di udara.

2 Al (s )+O2(g)→ Al2O3

Reaksi nonlogam dengan oksigen

Oksigen dapat juga bergabung secara langsung dengan kebanyakan

nonlogam contoh reaksi O2 dengan karbon (dalam bentuk arang). Dengan adanya

jumlah O2 berlebih maka hasilnya adalah karbon dioksida.

C ( s )+2O2(g)→ CO2(g)

Bila oksigennya kurang, maka yang akan terbentuk adalah karbonmonoksida.

2 C ( s)+O2(g)→ 2 CO2(g)

Dua zat nonlogam lainnya yang mudah bereaksi dengan oksigen adalah

belerang dan fosfor. Belerang bila dibakar d udara memberi warna nyala biru dan

hasilnya sulfur oksida, suatu gas yang menyengat serta pengap.

S ( g )+O2(g)→ SO2

Alotropi dari fosfor yaitu fosfor merah dan fosfor putih. Keduanya bila

dibakar dalam oksigen menghasilkan P4O10,

P4 ( s)+5 O2→ P4 O10

Reaksi senyawa organik dengan oksigen

Senyawa organik pada umumnya adalah senyawa karbon. Senyawa organik

yang paling sederhana disebut hidrokarbon, senyawa yang hanya terdiri dari

karbon dan hidrogen. Hidrokarbon yang paling sederhana adalah metana,

CH4. Metana dan hiodrokarbon lainnya mudah terbakar dalam udara. Bila tersedia

oksigen yang cukup, hasil pembakarannya adalah karbon dioksidan dan air.

CH 4+2 O2→ CO2+H 2

Tetapi, bila oksigen yang tersedia tidak cukup, hasilnya dapat mengandung

karon monoksida.

2 CH 4+3 O2→ 2CO2+4 H 2O

Sedangkan bila oksigennya sedikit sekali, maka hanya hydrogen yang

bereaksi dengan oksigen membentuk air.

CH 4+O2 →C+2 H 2O

Senyawa organik sering mengandung unsur-unsur tambahan selain karbon

dan hidrogen. Bila mengandung oksigen, maka pada pembakaran menjadi CO2

dan H2O. misalnya pada pembakaran metal alcohol.

2 CH3 OH+3O2 →2 CO2+3 H 2O

1.6 Pemanfaatan

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.

1.2 Bahaya

Oksigen Adalah Pensuport Pembakaran

Oksigen merupakan support pembakaran, dengan kelebihan oksigen, maka

daya pembakar menjadi lebih besar, itulah mengapa angin pembawa oksigen

menjadi pembunuh nomor satu belakangan ini di kota besar.

Kekurangan Oksigen

Kekurangan Oksigen di dalam ruangan pun berbahaya. Karena sifat

oksigen yang tidak berwarna dan tidak berbau kekurangan oksigen tidak dapat di

rasakan. Pada kondisi normal, kita menghirup oksigen dan menghembuskan CO2

Akan tetapi dengan kandungan oksigen 0% tarikan nafas yang kedua

mengakibatkan kehilangan kesadaran tanpa adanya peringatan. Secara cepat dapat

mengakibatkan kematian.

BAB II

SULFUR(S)

2.1 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. Pada lewat 1770-an, Antoine Lavoisier membantu meyakinkan golongan sains bahawa sulfur merupakan sejenis unsur

Dalam 1867, sulfur ditemui di dalam mendapan-mendapan bawah tanah di Louisiana dan Texas.

2.2 Sifat umum

Belerang atau sulfur merupakan unsur non logam yang dalam bentuk

padatnya berwarna kuning, rapuh, tak berasa, dan tak berbau.

Simbol : S


Volume Atom : 15.5 cm3/mol

Massa Atom : 32.066

Titik Didih : 717.82 K


Struktur Kristal : Orthorombic


Konduktivitas Listrik : 5 x 106 ohm-1cm-1


Konfigurasi Elektron : [Ne]3s2p4




Titik Lebur : 392.2 K

Bilangan Oksidasi : ?2,4,6


Entalpi Penguapan : 10 kJ/mol

2.5 Kelimpahan di Alam

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).

2.2 Cara Memperoleh

Proses Frasch

Cara frasch adalah mengambil belerang dari deposit belerang di bawah

tanah, pompa frasch dirancang oleh Herman Frasch dari Amerika Serikat tahun

1904.

Pada proses ini pipa logam berdiameter 15 cm yang terdapat 2 pipa

konsentrik yang lebih kecil ditanam sampai menyentuh lapisan belerang. Uap air

yang sangat panas dipompa dan dimasukan melalui pipa luar, sehingga belerang

meleleh. Kemudian dimasukan udara bertekanan tinggi melalui pipa terkecil,

sehingga terbentuk busa belerang dan terpompa ke atas melalui pipa

ketiga. Kemurnian belerang yang keluar mencapai 99,5%. Pada dewasa ini 50%

belerang yang digunakan dalam industri diperoleh dengan proses frasch

Proses kontak

Pada pembuatan belerang dengan proses kontak bahan baku yang digunakan

belerang, udara dan air.

S (s )+O2 (g )→ SO2 (aq )2 SO 2 ( g )+2O2 ( g ) ↔ 2SO3 ( g )

S O3 ( g )+H 2O ( l )↔ H 2 SO4 (aq )

Pertama-tama belerang padat dimasukan kedalam drum berputar lalu

dibakar dengan oksigen dari udara dan hasilnya gas SO2 dimurnikan dengan

pengendap elektrostatika ( kawat-kawat betegangan tinggi ) partikel-partikel debu

dan kotoran lain menjadi bermuatan dan tertarik oleh kawat yang muatannya

berlawanan, sehingga debu-debu itu jatuh kelantai ruangan.

Campuran gas SO2 dan udara kemudian dialirkan kedalam ruangan yang

dilengkapi katalis serbuk V 2 O5. Disini berlangsung proses kontak yaitu kontak

antara campuran gas-gas dengan katalis. Gas SO2bereaksi dengan oksigen dengan

udara untuk membentuk gas SO3.

2 SO2 (g )+O2↔ 2 SO3(g)∆ H=−90 kJ

Agar reaksi ini bergeser kekanan gas SO3 yang terbentuk segera

direaksikan dengan air untuk menghasilkan H2SO4

SO3 ( g )+H 2 O(l)→ H 2 SO4(aq)

Gas SO3 direaksikan dengan H 2 SO4 untuk membentuk asam pirosulfat,

H 2 S2O7 kemudian barulah asam pirosulfat direaksikan denga air untuk

membentuk asam sulfat

SO3−¿ ( g )+H 2 SO 4(aq)→ H 2 S2 O7 (aq)¿

H 2 S2O7 (aq )+H 2 S2 O7(aq)→2 H 2 SO4−¿(aq)¿

2.5 Reaksi1. Sulfur (belerang, batu yang membakar) bereaksi dengan O 2 memberikan

api biru:

S (s )+O2(g)→ SO2(g)

SO2 yang dihasilkan setiap kali metalsulfide teroksidasi. Hal ini pulih dan

teroksidasi lebih lanjut untuk memberikan SO3, untuk produksi

H2SO 4 . SO2 bereaksi dengan H2S untuk membentuk H2O dan S.

2 SO2 (g)+O2( g)→ 2SO3 (g)

SO3 (g) + H 2O (l) H2SO4 (aq)

SO3 (g) + H2SO4 (aq) H2S2O7 (aq) (asam pirosulfit)

2. Sulfur bereaksi dengan ion sulfit dalam larutan untuk membentuk tiosulfat,

S (s) + SO3 2-(aq) S2O3 2-

(aq)

3. Reaksi belerang dengan udara

Sulfur di udara terbakar dan membentuk sulfur (IV) dioksida , SO2.

S8 (s) + 8O2 (g) → 8SO2 (g)

4. Reaksi belerang dengan halogen

Sulfur bereaksi dengan semua halogen setelah pemanasan.

Sulfur bereaksi dengan fluorin, F2, dan terbakar untuk membentuk sulfur (VI)

heksafluorida.

S8 (s) + 24 F2 (g) → 8SF6 (l) [orange]

Belerang yang meleleh bereaksi dengan belerang cair untuk membentuk

disulfur diklorida, S2Cl2. Zat ini sangat berbau. Dengan klorin berlebih dan adanya

katalis, seperti FeCl3, Snl4,, dapat untuk membuat campuran yang mengandung

campuran kesetimbangan merah sulfur (II) klorida, SCl2, dan disulfur diklorida,

S2Cl2

S8 (s) + 4 Cl2 (g) → 4 S2Cl2 (l) [orange]

S2Cl2 (l) + Cl2 (g) ⇌ 2SCl 2 (l) [merah gelap]

5. Reaksi belerang dengan basa

Sulfur bereaksi dengan kalium hidroksida panas, KOH, untuk membentuk

spesies sulfida dan tiosulfat.

S8 (s) + 6 KOH (aq) → 2K2S3 (aq) + K2S2O3 (aq) + 3H2O

2.3 Pemanfaatan

1. Digunakan untuk membuat beberapa senyawa penting dalam industri,

seperti asam sulfat, asam sulfit, belerang dioksida, dan lain sebagainya.

2. Asam Sulfat (H2SO4) digunakan untuk berbagai keperluan, seperti

pembersih logam, bahan baku industri dan sebagai cairan pengisi akumulator

3. Digunakan dalam bidang kedokteran sebagai obat sulfa

4. Digunakan dalam industri korek api, vulkanisasi karet, obat celup, dan

bubuk mesiu (bahan peledak)

5. Dicampur dengan kapur digunakan sebagai fungsiida

6. Senyawa garam natrium tiosulfat (Na2S2O3.5H2O) yang sering disebut

hypo digunakan dalam fotografi

7. Digunakan untuk pembuatan kertas sulfit dan kertas lainnya

8. Untuk mensterilkan alat pengasap

9. Untuk memutihkan buah kering

2.7 Bahaya

Sulfur dioxide (SO2) memiliki cakupan-cakupan yang sangat mengganggu.

Bila kita menghirup SO2 hanya menembus sejauh hidung dan tenggorokan maka

sejumlah kecil konsentrasi SO2 akan mencapai paru-paru. Akan tetapi jika

menghirup secara berat dalam artian ada di lokasi gas belerang dalam waktu yang

lama, maka bernapaslah hanya melalui mulut atau konsentrasi dari SO2 akan

menjadi tinggi.

Efek dari gas belerang terhadap manusia sangatlah bervariasi. Dimana

dengan konsentrasi rendah pada 1ppm yang telah dihirup manusia akan

mengalami pengurangan fungsi paru-paru. Meskipun pada penelitian terhadap 7

sukarelawan hanya 1 orang yang mengalami efek tidak baik pada 1 ppm. Jika

selama 10 hingga 30 menit kedapatan konsentrasi mencapai 5 ppm akan

mengakibatkan sesak napas pada cabang tenggorokan kita.

Bila kedapatan selama 20 menit mencapai konsentrasi 8 ppm akan

memerahkan tenggorokan, gangguan pada hidung, dan iritasi pada tenggorokan.

Sekitar 20 ppm merupakan titik kritis dari iritasi konsentrasi SO2, meskipun ada

beberapa laporan bahwa ada orang-orang yang bekerja pada konsentrasi

melampaui 20 ppm. Konsentrasi sebesar 500 ppm sangat tidak dianjurkan untuk

dihirup oleh manusia.

Pada Beberapa kasus dimana terdapat konsentrasi SO2 yang sangat tinggi

pada ruangan tertutup, dapat mengakibatkan gangguan saluran udara, hypoxemia

(kekurangan oksigen pada darah), dan kematian dalam hitungan menit. Efek dari

pulmonary edema(gangguan pada paru-paru) meliputi batuk dan napas pendek

yang dialami selama berjam-jam atau berhari-hari setelah kedapatan menghirup

konsentrasi SO2. Gejala-gejala ini menyakitkan hati dan menguras tenaga. Hasil

dari kedapatan menghirup konsentrasi dalam waktu yang sering, akan melukai

paru-paru secara permanen.

BAB III

SELENIUM(Se)

3.1 Sejarah

Selenium adalah suatu unsur kimia dengan nomor atom 34 yang diwakili

oleh simbol kimia Se, massa atom 78,96. Ini adalah bukan logam, Selenium

merupakan jejak mineral yang penting bagi kesehatan tubuh namun hanya

dibutuhkan dalam jumlah sedikit.

Selenium ditemukan pada tahun 1817 oleh Jöns Jakob Berzelius, yang

menemukan elemen yang terkait dengan telurium (dinamai Bumi). Itu ditemukan

sebagai produk sampingan dari produksi asam sulfat. Ia datang untuk

memperhatikan medis kemudian karena toksisitasnya terhadap manusia bekerja di

industri. Hal ini juga diakui sebagai racun hewan penting.

3.2 Sifat Umum

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).

Simbol : Se


Volume Atom : 16.5 cm3/mol

Massa Atom : 78.96

Titik Didih : 958 K


Struktur Kristal : Heksagonal


Konduktivitas Listrik : 8 x 106 ohm-1cm-1


Konfigurasi Elektron : [Ar]3d10 4s2p4




Titik Lebur : 494 K

Bilangan Oksidasi : -2,4,6


Entalpi Penguapan : 26.32 kJ/mol

3.3 Kelimpahan di Alam

Selenium ini paling sering dihasilkan dari bijih sulfida selenide, seperti

tembaga, perak, atau timah. Hal ini diperoleh sebagai hasil sampingan dari

pengolahan bijih ini, dari lumpur anoda kilang tembaga dan lumpur dari ruang

utama tanaman asam sulfat. Lumpur tersebut dapat diproses oleh sejumlah sarana

untuk memperoleh selenium gratis.

Sumber alam selenium termasuk tanah kaya selenium tertentu, dan

selenium yang telah bioconcentrated oleh tanaman tertentu. sumber antropogenik

selenium termasuk pembakaran batubara dan pertambangan dan peleburan bijih

sulfida.

Sumber utama selenium dikebanyakan negara diseluruh dunia adalah

makanan nabati berupa kacang kedelai dan kacang polong. Selain itu selenium

diperoleh dari daging ayam tanpa kulit, susu rendah lemak, kacang-kacangan dan

makanan laut (udang, kepiting, sardin, ikan).Kandungan selenium pada makanan

tergantung pada kandungan selenium pada tanah dimana tanaman tersebut tumbuh

ataupun dimana hewan dibesarkan. Selenium juga dapat ditemukan pada beberapa

daging-dagingan dan makanan laut. Hewan yang mengkonsumsi rumput atau

tanaman yang tumbuh pada tanah kaya selenium memiliki kandungan selenium

lebih tinggi pada otot mereka.

3.4 Cara Memperoleh

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).

3.5 Reaksi

Selenium bereaksi dengan unsur oksigen menghasilkan selenium dioksida

( SeO2):

Se + O2 → 8 SeO2

SeO2 dapat membentuk rantai polimer yang panjang.

selenium dioksida dapat beraksi air untuk membentuk asam selenit, H2SeO3.

SeO2 + H2O → H2SeO3

Asam selenit dapat juga dibuat secara langsung dengan mereaksikan

selenium dengan asam nitrat:

3 Se + 4 HNO3 → 3 H2SeO3 + 4 NO

Selenium dioksida dapat bereaksi dengan basa:

SeO2 + 2 NaOH → Na2SeO3 + H2O

Hidrogen Sulfida bereaksi dengan mengandung asam selenit menghasilkan

selenium disulfida:

H2SeO3 + 2 H2S → SeS2 + 3 H2O

selenium dioksida dapat beraksi hidrogen peroksida menghasilkan asam selenat

, H2SeO4 :

SeO2 + H2O2 → H2SeO4

Asam selenat bersifat korosif sehingga mampu untuk merusak emas,

membentuk emas(III) selenat:

2Au + 6 H2SeO4 → Au2(SeO4)3 + 3 H2SeO3 + 3 H2O

Selenium dengan Halogen

Selenium bereaksi dengan fluorin untuk membentuk selenium

heksafluorida:

Se + 3F2 → SeF6

SeF6 merupakan racun yang dapat mengiritasi paru-paru. hal tersebut

menyebabkan radang dingin (hipotermia) dan dapat menimbulkan iritasi yang

parah jika terkena kulit. Selenium bereaksi dengan bromin untuk membentuk

heksabromida selenium:

Se(s) + 3Br2(g) SeBr6(g)

Selenium dengan logam (Selenida) Senyawa selenium dimana selenium

mempunyai bilangan oksidasi −2. Sebagai contoh, reaksi dengan aluminum

membentuk aluminum selenida. Berikut ini adalah reaksinya:

3Se + 2 Al → Al2Se3

Reaksi Selenium dengan Logam Besi

Se + Fe(s) SeFe

Selenida yang lain yaitu timbal selenida ( PbSe), seng selenida ( ZnSe)

galium dan indium tembaga diselenide ( Cu(Ga,In)Se2). Galium indium tembaga

diselenida

( Cu(Ga,In)Se2) merupakan suatu semikonduktor.

Selenium tidak bereaksi secara langsung dengan hidrogen untuk

mendapatkan hidrogen selenida. Maka selenium direaksikan dengan logam untuk

menghasilkan suatu selenida, dan kemudian direaksikan dengan air untuk

menghasilkan H2Se. contohnya:

3 Se + 2 Al → Al2Se3

Al2Se3 + 6 H2O ⇌ 2 Al(OH)3 + 3 H2Se

Senyawa lainnya

Selenium bereaksi dengan sianida untuk menghasilkan selenosianat.

Sebagai contoh:

KCN + Se → KseCN

3.6 Pemanfaatan

Selenium digunakan sebagai tinta fotografi untuk memperbanyak salinan

dokumen, surat dan lain-lain. Juga digunakan dalam industri kaca untuk mewarnai

kaca dan lapisan email gigi yang berwarna rubi. Juga digunakan sebagai bahan

tambahan pembutan baja tahan karat.

Selenium adalah mineral penting yang sangat dibutuhkan oleh tubuh sebagai

antioksidan untuk meredam aktivitas radikal bebas. Selenium tidak diproduksi

oleh tubuh, tetapi diperoleh dari konsumsi makanan sehari-hari. Sumber utama

selenium adalah tumbuh-tumbuhan dan makanan laut.

Orang dewasa dianjurkan untuk mengonsumsi, 55 mikrogram (mcg)

selenium setiap hari. Namun perempuan dewasa yang sedang hamil dianjurkan

meningkatkan asupan selenium menjadi 60 mcg per hari. Kebutuhan tersebut akan

meningkat saat seorang ibu harus menyusui, menjadi sebesar 70 mcg per hari.

Manfaat Selenium bagi tubuh:

1) Menangkal radikal bebas.

Didalam tubuh setiap orang terdapat kemampuan untuk melawan radikal bebas

yang bisa menghancurkan sel dan menimbulkan berbagai penyakit berbahaya

seperti kanker, penyakit jantung, dan penuaan dini. Di dalam tubuh, selenium

bekerja sama dengan vitamin E sebagai zat antioksidan .

2) Meningkatkan kekebalan tubuh.

Selenium dapat memperbaiki sistem imunitas (kekebalan tubuh) dan fungsi

kelenjar tiroid.

3) Mempertahankan elastisitas jaringan tubuh

Bersama vitamin E, selenium berfungsi mempertahankan elastisitas jaringan dan

bila kadar selenium berkurang maka tubuh akan mengalami penuaan dini, yaitu

kondisi sel yang rusak sebelum waktunya.

3.7 Bahaya

1) Dampak Kekurangan Selenium Bagi Tubuh

Gejala-gejala yang timbul akibat kekurangan selenium, bisa dijelaskan dengan

berkurangnya antioksidan dalam jantung, hati dan otot, yang mengakibatkan

kematian jaringan dan kegagalan organ. Penyembuhan total dapat dicapai

dengan pemberian selenium.

2) Dampak Kelebihan Selenium Bagi Tubuh

Kelebihan Selenium dapat menimbulkan efek yang sangat berbahaya, yang

bisa diakibatkan karena mengkonsumsi tambahan selenium yang melebihi

dosis. Dosis yang dianjurkan yaitu sebanyak 5-50 miligram/hari.

Gejalanya terdiri dari:

mual dan muntah.

rambut dan kuku rontok.

kerusakan saraf.

Daftar pustaka

Redaksi chem-is-try.org, 2008, BELERANG,

http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/belerang/, diakses tanggal 1

Oktober 2013

Redaksi chem-is-try.org,

2008, OKSIGEN, http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/oksigen/,

diakses tanggal 1 Oktober 2013

Redaksi chem-is-try.org,

2008, SELENIUM, http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/seleniu

m/, diakses tanggal 1 oktober 2013

Redaksi kimiabisa.blogspot.com. 2012. unsur-unsur-golongan VIA.

http://kimiabisa.blogspot.com/2012/12/unsur-unsur-golongan-vi-a , diakses

tanggal 1 Oktober 2013

http://kimiabisa.blogspot.com/2012/12/unsur-unsur-golongan-vi-a.html

makalah kimia unsur

Documents

Transcript of makalah kimia unsur