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

OKSIGEN1.1 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.

2Fe (s )+O2 (g)+xH2O(l)→Fe2O3xH2O(s)

Alumunium, juga akan membentuk oksida bila bereaksi

dengan oksigen di udara.

2Al(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.

2C (s)+O2(g)→2CO2(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 )+5O2→P4O10

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.

CH4+2O2→CO2+H2

Tetapi, bila oksigen yang tersedia tidak cukup,

hasilnya dapat mengandung karon monoksida.

2CH4+3O2→2CO2+4H2O

Sedangkan bila oksigennya sedikit sekali, maka

hanya hydrogen yang bereaksi dengan oksigen membentuk

air.

CH4+O2→C+2H2O

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.

2CH3OH+3O2→2CO2+3H2O

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 olehnenek moyang sebagai batu belerang. Belerang ditemukandalam meteorit. R.W. Wood mengusulkan bahwa terdapatsimpanan belerang  pada daerah gelap di kawah Aristarchus.Pada lewat 1770-an, Antoine Lavoisier membantumeyakinkan golongan sains bahawa sulfur merupakansejenis 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

Radius Atom : 1.27 Å

Volume Atom : 15.5 cm3/mol

Massa Atom : 32.066

Titik Didih : 717.82 K

Radius Kovalensi : 1.02 Å

Struktur Kristal : Orthorombic

Massa Jenis : 2.07 g/cm3

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

Elektronegativitas : 2.58

Konfigurasi Elektron : [Ne]3s2p4

Formasi Entalpi : 1.73 kJ/mol

Konduktivitas Panas : 0.269 Wm-1K-1

Potensial Ionisasi : 10.36 V

Titik Lebur : 392.2 K

Bilangan Oksidasi : ?2,4,6

Kapasitas Panas : 0.71 Jg-1K-1

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 )2SO2 (g)+2O2 (g )↔2SO3 (g)

SO3 (g)+H2O (l )↔H2SO4 (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 V2O5.

Disini berlangsung proses kontak yaitu kontak antara

campuran gas-gas dengan katalis. Gas SO2bereaksi dengan

oksigen dengan udara untuk membentuk gas SO3.

2SO2 (g )+O2↔2SO3(g)∆H=−90kJ

 Agar reaksi ini bergeser kekanan gas SO3 yang

terbentuk segera direaksikan dengan air untuk

menghasilkan H2SO4 

SO3 (g)+H2O(l)→H2SO4(aq)

Gas SO3 direaksikan dengan H2SO4 untuk membentuk

asam pirosulfat, H2S2O7 kemudian barulah asam

pirosulfat direaksikan denga air untuk membentuk asam

sulfat

SO3−¿ (g )+H2SO4(aq)→H2S2O7(aq)¿

H2S2O7 (aq)+H2S2O7(aq)→2H2SO4−¿(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.

2SO2 (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

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

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/belera

ng/, 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/selenium/, diakses tanggal 1 oktober

2013Redaksi kimiabisa.blogspot.com. 2012. unsur-unsur-golongan VIA.

http://kimiabisa.blogspot.com/2012/12/unsur-unsur-

golongan-vi-a , diakses tanggal 1 Oktober 2013