Makalah kimia unsur (3) docx

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
1.1

Sejarah Oksigen(O)
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

1.3

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

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) MnO2 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 ) +O 2 ( g ) + x H 2 O(l) → Fe 2 O3 x H 2 O( s)
Alumunium, juga akan membentuk oksida bila bereaksi dengan oksigen di udara.
2 Al ( s )+O 2 ( g)→ Al 2 O3



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 ) +2 O2 (g) → CO2 (g)
Bila oksigennya kurang, maka yang akan terbentuk adalah karbonmonoksida.
2C ( s ) +O2 (g)→ 2CO 2 ( 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 +2O2 →CO 2 + H 2

Tetapi, bila oksigen yang tersedia tidak cukup, hasilnya dapat mengandung
karon monoksida.
2CH 4 + 3O2 →2 CO 2+ 4 H 2 O

Sedangkan bila oksigennya sedikit sekali, maka hanya hydrogen yang
bereaksi dengan oksigen membentuk air.
CH 4 +O2 → C+2 H 2 O

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.
2CH 3 OH +3 O2 → 2 CO2 +3 H 2 O

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

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 ) → SO 2 ( aq ) 2 S O2 ( g ) +2O2 ( g ) ↔ 2 SO 3 ( g )
S O3 ( g ) + H 2 O ( l ) ↔ H 2 SO 4 ( aq )

Pertama-tama belerang padat dimasukan kedalam drum berputar lalu
dibakar dengan oksigen dari udara dan hasilnya gas

SO 2

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 SO 2

dan udara kemudian dialirkan kedalam ruangan yang

dilengkapi katalis serbuk V 2 O 5 . Disini berlangsung proses kontak yaitu kontak
antara campuran gas-gas dengan katalis. Gas

SO 2 bereaksi dengan oksigen

dengan udara untuk membentuk gas SO3.
2 SO 2 ( g )+ O2 ↔ 2 SO 3 ( g)∆ H =−90 kJ
Agar reaksi ini bergeser kekanan gas

SO3

yang terbentuk segera

direaksikan dengan air untuk menghasilkan H2SO4
SO 3 ( g ) + H 2 O(l)→ H 2 SO 4 (aq)
Gas
pirosulfat,

SO 3

direaksikan dengan

H 2 S2 O 7

H 2 SO 4

untuk membentuk asam

kemudian barulah asam pirosulfat direaksikan denga air

untuk membentuk asam sulfat
−¿ ( g )+ H 2 SO 4 (aq)→ H 2 S2 O7 (aq)
SO ¿3
−¿ (aq)
H 2 S2 O7 ( aq ) + H 2 S 2 O7 ( aq)→ 2 H 2 SO ¿4
2.5

Reaksi

1.

Sulfur (belerang, batu yang membakar) bereaksi dengan O 2 memberikan
api biru:

S ( s )+ O2 (g) → SO 2 (g)
SO 2

yang dihasilkan setiap kali metalsulfide teroksidasi. Hal ini pulih

dan teroksidasi lebih lanjut untuk memberikan

SO 3

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

,

untuk produksi

2 SO 2( g) +O2(g ) → 2 SO 3(g )
SO3 (g) + H 2O (l)
SO3 (g) + H2SO4 (aq)
2.

H2SO4 (aq)

H2S2O7 (aq) (asam pirosulfit)

Sulfur bereaksi dengan ion sulfit dalam larutan untuk membentuk tiosulfat,
S (s) + SO3 2-(aq)

3.

S2O3 2-(aq)

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
1.

Pemanfaatan
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 SO 2 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 SO 2, 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 abuabu 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

3.3

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

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

Gejalanya terdiri dari:
 mual dan muntah.
 rambut dan kuku rontok.
 kerusakan saraf.

sebanyak

5-50

miligram/hari.

Daftar pustaka
Redaksi chem-is-try.org, 2008, BELERANG, http://www.chem-istry.org/tabel_periodik/belerang/, diakses tanggal 1 Oktober 2013
Redaksi chem-is-try.org, 2008, OKSIGEN, http://www.chem-istry.org/tabel_periodik/oksigen/, diakses tanggal 1 Oktober 2013
Redaksi chem-is-try.org, 2008, SELENIUM, http://www.chem-istry.org/tabel_periodik/selenium/, diakses tanggal 1 oktober 2013
Redaksi kimiabisa.blogspot.com. 2012. unsur-unsur-golongan VIA.
http://kimiabisa.blogspot.com/2012/12/unsur-unsur-golonganvi-a , diakses tanggal 1 Oktober 2013