Kamis, 25 Desember 2008

oksigen dan belerang

OKSIGEN DAN BELERANG

I. OKSIGEN

Kebanyakan orang tidak menyadari pentingnya oksigen. Setiap saat manusia dan hewan menghirup oksigen untuk hidup. Semua bahan bakar ( kayu, minyak tanah, dan bensin ) memerlukan oksigen untuk menghasilkan energi. Disekitar kita terdapat banyak senyawa yang mengandung oksigen, seperti air, batuan, tumbuhan dan hewan, serta tubuh manusia sendiri.

Elektron valensi oksigen adalah enam, maka diperlukan dua electron untuk memenuhi aturan oktet, sehingga oksigen bekas berupa molekul O2 ( dioksigen )

Molekul oksigen bersifat non polar, sehingga gaya Van Der Wals nya kecil dan berwujud gas. Gas yang tidak ini dapat mengembun pada suhu –183oC dan membeku pada suhu –219oC. Di alam oksigen dapat berbentuk padat ( silikat, oksida, karbonat )

Molekul oksigen dapat bereaksi dengan semua unsure kecuali halogen. Beberapa unsure logam mulia dan gas – gas mulia baik dalam suhu ruangan atau pada pemanasan.

Secara komersil, oksigen murni dibuat dengan mencairkan udara karena udara bersih mengandung oksigen sekitar 20,9% volume. Kemudian campuran nitrogen Dan oksigen cair dipisahkan dengan destilasi ( proses linde ), karena titik didih keduanya berdeba. Akhirnya didapat O2 cair yang sedikit mengandung N2 Dan argon. Dalam laboratorium oksigen dapat dibuat dengan banyak cara, misalnya dengan elektrolisis air Dan penguraian kalium klorat dengan katalis mangan oksida.

2KClO3 (S) MnO4 2KCl (S) + 3O2

panas

Penemu oksigen Joseph Prcestley ( 1773 – 1803 ) membuatnya dengan memanaskan raksa (II) oksida

2HgO panas 2Hg + O2

Secara alami oksigen terbentuk dari hasil fotosintesis

6CO2 (g) + 6H2O(l) panas C6H12O (g)

klorofil

Oleh sebab itu, tumbuhan Dan plankton di laut berperan menjaga jumlah oksigen di atmosfir. Oksigen murni diperlukan dalam pabrik logam ( terutama baja ), pabrik plastik, perusahaan air minum, pabrik kertas Dan pulp, di rumah sakit, Dan pesawat ruang angkasa.

KEBERADAAN dan SIFAT ALOTROP

Oksigen mempunyai 3 isotop yaitu : 16O ( 99,759 % ), 17O ( 0,03474 % ), Dan 18O ( 0,2039 % ). Distilasi bertingkat dari air menyebabkan konsentrasi yang mengandung sampai dengan 18O atau sampai dengan 4% atom dapat dibuat.. 18O digunakan sebagai runutan dalam stusi mekanisme reaksi senyawa oksigen

Oksigen memiliki dua alotrop, dioksigen ( O2 ), Dan trioksigen ( ozon (O3) ).

“ OZON “. Aksi penarikan muatan electron menyendiri pada O2 menghasilkan O dengan konsentrasi sampai dengan 10%. Gas ozon kenampakannya biru.

3O2 arus 2O3 (g)

listrik

Di alam, ozon terbentuk dilapisan udara pada ketinggian 15 s/d 25 km ( lapisan ozonosfer) oleh sinar ultraviolet ( l lebih kecil dari 250nm ). Merupakan kepentingan yang vital untuk melindungi permukaan bumi dari pemanasan sinar ultraviolet secara berlebihan.

O2 uv 2O Þ O + O2

Ozon murni yang diperoleh dari pencairan bertingkat campuran O2 – O3 memberikan cairan biru tua yang mudah meledak. Berbagai kegiatan manusia telah merusak lapisan ozon, yang diramalkan akan menimbulkan bencana pada manusia di masa mendatang, seperti mencairnya es di kutub, volume air laut bertambah dan daratan berkurang. Yang dapat merusak lapisan ozon itu adalah pesawat supersonik concorde yang menghasilkan panas tinggi, sehingga terjadi gas NO di udara. Zat dalam perusak ozon di udara adalah freon 11 ( CFCl3 ), yaitu zat pendorong dalam tabung perosol dan lemari es. Zat ini terurai di udara menghasilkan CFCL2 dan Cl yang sangat reaktif dan dapat bereaksi dengan ozon

CFCL3 CFCl2 + Cl

4Cl + O3 3ClO + Cl

ClO + O Cl + O2

Ozon adalah zat pengoksidasi yang jauh lebih kuat daripada O2 dan bereaksi dengan banyak senyawaan dalam kondisi dimana O2 tidak akan dapat melakukannya

O3 + 2KI I2 + 2KOH + O2

Ozon merupakan zat yang mudah larut dalam air dan dipergunakan untuk oksidasi senyawaan organic dan dalam pemurnian air

SENYAWA OKSIGEN

Oksigen dapat bersenyawa dengan hampir semua unsure baik logam maupun bukan logam. Senyawaan unsure dengan oksigen disebut oksida, ada yang ionic Dan ada yang kovalen.

1. Oksida Ionik : senyawa logam dengan oksigen disebut oksida ionic. Contohnya :

4Li (s) + O2 (g) 2Li2O (s)

2Ca (s) + O2 (g) 2CaO (s)

Larutan oksida logam bersifat basa, karena O2- dalam air terhidrolis :

O2- (aq) + H2O (l) 100% 2OH- (aq)

Li2O (s) + H2O (l) 2LiOH (aq)

Oksida logam yang tidak larut pun bersifat basa, karena dapat dinetralkan oleh asam, contohnya Fe2O3 dapat larut dalam HCl atau H2SO4.

Fe2O3 (s) + 6H+ (aq) 2Fe3+ (aq) + 3H2O

Reaksi sering dipakai untuk menghilangkan oksida besi dari besi atau baja sebelum dilapisi dengan seng atau timah. Pemberian asam ini desibut pickling. Oksigen logam bersifat asam atau basa sehingga disebut amfoter, contohnya oksida berilium dan aluminium.

Al2O3 + 6H+ 2Al3+ + 3H2O

Al2O3 + 2OH- 2AlO2- + H2O

2. Oksida Kovalen : Oksida kovalen umumnya terbentuk antara oksida dan unsur bukan logam ( gol. IIIA s/d VIIA ) kecuali oksida halogen dan gas mulia, oksida bukan logam dapat dibuat langsung dari unsurnya, seperti

S + O2 SO2

C +O2 CO2 ( O2 berlebih )

2C + C2 2CO ( O2 terbatas )

2H2 + O2 2H2O

Beberapa oksida bukan logam :

Golongan III

Golongan IV

Golongan V

Golongan VI

Golongan VII

B2O3

CO

CO2

N2O

NO

N2O3

NO2(N2O4)

O2

O3

OF2

O2F2

SiO2

P4O6

P4O10

SO2

SO3

Cl2O

ClO2

GeO2

As4O6

As2O5

SeO2

SeO3

Br2O

BrO2

Sb4O6

Sb2O5

TeO2

TeO3

I2O5

I2O7

Tidak semua oksida bukan logam efektif dibuat dengan cara di atas, karena beberapa oksida nitrogen mempunyai energi bebas pembentukan posotif. Dalam beberapa hal, ternyata oksida rendah dapat dipakai untuk membuat oksida tinggi bila direaksikan kembalai dengan oksigen, contoh SO3, CO2, Dan NO2

SO2 + O2 2SO3

2CO + O2 2CO2

2NO + O2 2NO2

Ada banyak cara tak langsung untuk menghasilkan oksida bukan logam, contohnya CO2 dengan membakar senyawa hidrokarbon

CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O

2C6H6 + 15O2 12CO2 + 6H2O

Oksida NO2 ,NO, Dan SO3 dapat dibuat melalui reaksi :

4HNO3 + Cu Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O ( HNO3 pekat)

8HNO3 + 3Cu 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O ( HNO3 encer )

H2SO4 + Cu CuSO4 + SO2 + 2H2O

Telah dinyatakan bahwa oksida bukan logam dengan air membentuk oksi, contohnya SO2 Dan Br2O

SO2 ­+ 2H2O H2SO3

Br2O + 2H2O 2HbrO

Asam oksi unsure bukan logam Dan anionnya :

Golongan IIIA

Golongan IVA

Golongan VA

Golongan VIA

Golongan VIIA

H3BO4

H2CO

( CO32- )

HNO2

( NO2-)

HNO3

( NO3)

HOF

H4SiO4*

( SiO44- )

HPO3

( HPO32- )

H3PO4

( PO43- )

H2SO3

( SO32- )

HOCl

( OCl- )

HClO2

( ClO2- )

HClO3

( ClO3- )

HClO4

( ClO4)

H4GeO4*

(GeO44-)

H3AsO4

( AsO43- )

H2SeO3

( SeO32- )

HOBr

( OBr - )

HBrO2

( HBrO2- )

HBrO3

( HBrO3 )

HBrO4

( BrO4- )

H2TeO3*

( TeO32‑)

HOI

(OI)

HIO2

(IO2)

H5IO6

( H2IO63- )

HIO4

( IO4-)

* tidak ditemukan

Peroksida dan Superoksida

Dalam reaksi pembantukan oksida logam terjadi serah terima electron dari oksigen ke logam, sehingga membentuk anion O2-. Tetapi jika logamnya aktif ( seperti natrium) terjadi penarikan dua electron dari molekul O2, sehingga terbentuk O22- yang disebut peroksida dengan reaksi 2Na (s) + O2 (g) Na2O2 (g)

Logam kalium, rubidium, dan cesium menarik satu electron dari molekul oksigen, sehingga terjadi superoksida ( O2- )

K(s) + O2 (g) KO2 (s)

kalium superoksida

Bila Na2O2 dilarutkan dalam air terjadi hydrogen peroksida (H2O2)

dingin

Na2O2(s) +2H­2O(l) 2NaOH(aq) + H2O2(aq)

Peroksida Ionik

Dibentuk oleh logam alkali, Ca, Sr, dan Ba. Natrium peroksida dibuat secara komersial dengan oksidasi udara. Na pertama – tama menjadi Na2O, kemudian Na2O2. Ia berupa suatu bubuk kekuning – kuningan, sangat higroskopik. Sebagai contoh, Fe dioksidasi kuat memberikan FeO42 -.. Na2O2 digunakan untuk peleburan pengoksidasi. Peroksida juga dapat bertindak sebagai zat pereduksi bagi suatu zat pengoksidasi kuat seperti permanganat

Superoksida Ionik

Superoksida ionic, MO2, dibentuk oleh interaksi O2 dengan K, Rb, atau Cs sebagai rapatan kristal kuning sampai jingga. Superoksida alkali tanah,Mg, Zn, dan Cd hanya terdapat dalam konsentrasi kecil sebagai larutan padat dalam peroksida.

HIDROGEN PEROKSIDA ( H2O2 )

H2O2 murni adalah cairan tidak berwarna ( titik didih 152,1oC, titik beku –0,41oC ) dengan struktur ( rantai heksotermis )

Senyawa dalam air bersifat asam lemah

H2O2 H+ + HO2 ka = 1,5 x 10-12

Hidrogen peroksida dapat dihasilkan dengan cara oksidasi elektrolitik asam sulfat atau larutan ammonium sulfat, asam sulfat menghasilkan asam peroksodisulfat yang kemudian dihidrolisis menghasilkan H2O2 :

2HSO4- HO3S ­– O – O – SO3H + 2e-

H2S2O8 + H2O H2SO5 + H2SO4

H2SO5 + H2O H2O2 + H2SO4

Kemudian distilasi bertingkat dapat memberikan H2O2 90 – 98 % hydrogen peroksida adalah suatu zat pengoksidasi kuat, baik dalam larutan asam atau basa. Larutan H­2O2 encer 3 % dipakai sebagai antiseptik ( pembunuh bakteri ) dan yang lebih pekat dipakai sebagai pemutih dalam industri tekstil.

II. BELERANG

Belarang banyak terdapat dikulit bumi baik secara unsur maupun senyawa. Di daerah pegunungan belerang ditemukan dalam bentuk unsur. Adanya belerang itu mungkin disebabkan oleh reaksi antara gas SO2 dan gas H2S yang banyak terdapat di daerah gunung berapi.

8SO2 (g) + 16 H2S (g) 16 H2O (l) + 3S8 (s)

Keberadaan Dan Reaksi Unsurnya

Sulfur terdapat secara luas di alam sebagai unsur, sebagai H2S Dan SO2, dalam bijih sulfida logam dan sebagai sulfat seperti gibs. Pada mulanya unsure ini disebut brimstone yang berarti batu yang mudah terbakar Belerang juga terdapat dalam gas alam, minyak bumi, dan batu bara.

Atom belerang membutuhkan dua electron agar stabil dan dalam keadaan bebas adalah alotropi ( mempunyai beberapa bentuk kristal) dengan struktur dan sifat yang kompleks, dan belum sepenuhnya dipahami. Ada dua bentuk kristal yang umum, yaitu ortorombik dan monoklin bermolekul S8, yang berstruktur cincin. Pada suhu 25oC, belerang berbentuk ortorombik berwarna kuning, dan pada suhu 95,2oC, berubah menjadi monoklin.

Sortorombik Smonoklin DH = 0,40 kJ mol-1

Pada suhu 200oC, cincin S8 terbuka sehingga membentuk rantai terbuka dan menjadi cair.

atau

panas

Terlihat bahwa atom S ujung mempunyai electron tidak berpasangan dan dapat berikatan dengan ujung molekul yang lain, sehingga membentuk molekul S12, S24,dsb. Hal ini menyebabkan kekentalan cairan bertambah. Pada suhu yang tinggi, gerakan atom makin besar mengakibatkan rantai putus menjadi lebih pendek, sehingga kekentalan berkurang kembali.

Dalam wujud gas, belerang akan membentuk molekul lebih kecil, S8, S4, Dan S2 bergantung pada besarnya suhu. Belerang cair bila didinginkan mendadak, misalkan dituangkan ke dalam air, maka atom – atomnya tidak sempat membentuk S8, sehingga membentuk amorf. Akibatnya, padatan itu bersifat elastis seperti karet. Tetapi lama – kelamaan kembali menjadi S8 yang stabil.

Senyawa Belarang

1. Belerang dioksida Dan asam sulfit

Belerang yang dibakar dengan nyala biru menghasilkan gas belerang dioksida (SO2) yang tidak berwarna, tetapi berbau merangsang

S(s) + O2 (g) SO2 (g)

Belerang dioksida mempunyai struktur resonansi

Dan tidak linier, sehingga bersifat polar. Titik didihnya relatif rendahy ( -10oC ) sehingga mudah dicairkan, maka dapat dipakai sebagai gas pendingin lemari es. Gas SO2 dapat larut sebagian dalam air membentuk asam sulfit yang diprotik

SO2 (g) + H2O H2SO3 (aq)

Asam sulfit sukar diisolasi, karena mudah terurai menjadi SO2 Dan H2O. Asam ini dengan NaOH akan membentuk garam Na2SO3 ( natrium sulfit ) dan NaHSO3 (natrium bisulfit). Asam sulfit dapat bertindak sebagai reduktor lemah, sehingga di udara terbuka berubah dengan lambat menjadi H2SO4.

2. Belerang trioksida Dan asam sulfat

Belerang trioksida ( SO3 ) pada suhu kamar berupa padatan yang terdiri dari rantai SO3. Padatan ini mudah menguap membentuk molekul SO3 yang berstruktur segitiga yang beresonansi.


Gas ini dapat dibuat dengan mengoksidasi SO2 dengan okdigen,

2SO2 (g) + H2O (l) 2SO3 (g) DGo = -140 kJ mol-1

Reaksi ini lambat tanpa katalis, sehingga SO2 cukup stabil di udara. Maka itu bahan bakar mobil diberi katalis agar gas SO2 hasil pembakaran berubah menjadi SO3. Kemudian gas SO3 bereaksi dengan uap air menjadi H2SO4

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

Asam sulfat ( H2SO4) sangat penting untuk industri dan diproduksi 3,8 x 1010 kg tiap tahun. Sekitar 60% direaksikan dengan batu fosfat dan ammonia untuk menghasilkan ammonium fosfat dan (NH4)2SO4 sebagai pupuk. Asam sulfat juga dipakai dalam pemurnian minyak bumi, industri baja, dan pereaksi dalam pembuatan cat, obat, plastik, dsb.

Asam sulfat biasanya dibuat melalui proses kontak, yaitu membakar belerang menjadi SO2 dan seterusnya dioksidasi dengan oksigen menjadi SO3 dengan katalis vanadium pentoksida (V2O5). Kemudian SO3 diserap oleh H2SO4 pekat menjadi asam pirosulfat H2S2O7.

SO3 (g) + H2SO4 (l) H2SO7 (l)

Akhirnya H2S2O7 ditambah air :

H2SO7 (l) + H2O 2 H2SO4 (l)

Asam sulfat murni berupa cairan yang kental, tidak berwarna, dan mudah terurai menjadi SO3 dan H2O bila dipanaskan. Asam sulfat disimpan dalam botol, biasanya berupa larutan pekat dengan konsentrasi 96 % massa ( 18 M ). Pengenceran asam sulfat pekat dengan air menghasilkan panas ( eksotermis) karena terjadi reaksi

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

Oleh sebab itu, jangan menambahkan air ke H2SO4 pekat, tetapi H2SO4 yang ditambahkan ke dalam air.

Daya tarik H2SO4 terhadap air sangat kuat, maka dapat dipakai sebagai desikan. Contohnya, bila H2SO4 ditambahkan pada gula ( C12H12O11 ), terbentuk arang karena oksigen dan hydrogen ditarik sebagai molekul air, walaupun dalam gula itu tidak mengandung molekul air. Reaksinya adalah :

C12H12O11 pekatH2SO4 12C + 11H2O

Asam sulfat adalah asam dipotik kuat,

H2SO4 H+ + HSO4- ( 100% )

HSO4- H+ + SO4- ( 10 % )

Sehingga larutan H2SO4 1M akan mengandung H+ sekitar 1,1 M. Asam sulfat pekat bersifat pengoksidasi lemah dalam suasana dingin, tetapi pengoksidasi kuat dalam suasana panas, contohnya dapat mengoksidasi ion halogen ( brom dan iodium )

2X- + 3 H2SO4 panas X2 + SO2 + 2 H2O + 2HSO4-

Asam sulfat panas mengoksidasi tembaga

Cu + 2 H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2 H2O

3. Sulfida

Belerang dengan logam membentuk sulfida logam, contohnya dengan seng.

Zn(s) + S (s) ZnS (s)

seng sulfida

Sulfida logam alkali larut dalam air, sedangkan yang lain sukar larut. Logam sulfida dapat dibuat dengan menambahkan H2S ke dalam larutan ion logam. Oleh sebab itu H2S dipakai untuk pengendapkan ion logam tertentu secara selektif.

Hidrogen sulfida berbau telur busuk dan bersifat lebih beracun dari gas CO. Bahaya H2S dapat dihindari segera karena baunya tercium dalam konsentrasi yang kecil sekali. Gas H2S biasanya keluar bersama letusan gunung berapi. Gas ini merusak warna bahan yang terbuat dari perak dan timbal karena membentuk Ag2S Dan PbS

Dilaboratorium, H2S dibuat dengan mereaksikan pirit ( FeS ) dengan asam kuat yang bukan pengoksidasi seperti HCl :

FeS (s) + 2H+ (aq) Fe2+(aq) + H2S (g)

Hidrogen sulfida dapat dibuat dalam larutan ( bukan gas ), dengan menghidrolisis senyawa organic mengandung sulfur seperti tioasetamid

S

CH3-C-NH2(aq) + 2H2O H2S(aq) + NH4+(aq) + CH3COO-(aq)

ion asetat

Reaksi ini menguntungkan karena tidak menghasilkan gas H2S ke udara

4. Senyawa Tio

Awalan tio diberikan untuk senyawa yang oksigennya diganti dengan belerang, contohnya

O S

CH3-C-NH2 CH3-C-NH2

asetamid tioasetamid

Bila salah satu oksigen asam sulfat diganti oleh belerang disebut asam tiosulfat

O

H-O-S O H-O-S O

O O

H H

Asam sulfat Asam tiosulfat

Ion tiosulfat dapat dibuat dengan mendidihkan belerang dalam larutan ion sulfat

S(s) + SO32- (aq) S2O32-(aq)

Ion tiosulfat membentuk kompleks yang stabil dengan ion logam, seperti dengan perak. Lapisan perak bromida yang terdapat pada film fotografi peka cahaya. Bila kena cahaya, ion perak tereduksi sehingga menutupi film. Bagian yang tidak kena cahaya masih mengandung AgBr. Untuk mengambil sisa AgBr ini, film itu dicuci dalam larutan tiosulfat.

AgBr (s) Ag+ (aq) + Br- (aq)

Ag+ (aq) + 2S2O32- Ag ( S2O3 )2 3 – (aq)

Akhirnya bagian yang tidak kena cahaya akan transparan dan yang kena cahaya terlihat hitam précis seperti gambar yang ada waktu dipotret.

Ion tiosulfat dapat juga bertindak sebagai pereduksi, seperti dengan Cl2 Dan I2.

4Cl2 (g) + S2O32 - + 5H2O 8Cl- + 2 SO42 - + 10 H+

2S2O32 - + I2 S4O62 ‑ + 2I-

ion tetrationat