UNSUR – UNSUR GOLONGAN VI A
OKSIGEN
© Sejarah Oksigen
( O2 )
Oksigen ( O2
) merupakan unsur kimia ke-3 yang paling melimpah di bumi. Oksigen kerap
dinamakan senyawa gas diatomik dengan rumus O2. Gas oksigen diatomik
mengisi 20,9% volume atmosfer bumi, oksigen atau zat asam juga bagian dari
Kimia. Dalam tabel periodik oksigen terdapat pada no.atom 8, merupakan unsur
kalkalogen dan dapat dengan mudah bereaksi dengan hampir semua unsur lainnya(
utamanya menjadi oksida ).
Oksigen secara
terpisah ditemukan oleh Carl Wilhelm
Scheele di Uppsala pada tahun 1773 dan Joseph Priestley di Wiltshire pada tahun 1774. Temuan Priestley lebih terkenal oleh karena publikasinya
merupakan yang pertama kali dicetak. Istilah oxygen diciptakan oleh Antoine
Lavoisier pada tahun 1777, yang
eksperimennya dengan
oksigen berhasil meruntuhkan teori flogistonpembakaran dan korosi yang terkenal. Oksigen secara industri dihasilkan dengan distilasi bertingkat udara cair, dengan munggunakan zeolit untuk memisahkan karbon dioksida dan nitrogen dari udara, ataupun elektrolisis air, dll. Oksigen digunakan dalam produksi baja, plastik, dan tekstil, ia juga digunakan sebagai propelan roket, untuk terapi oksigen, dan sebagai penyokong kehidupan pada pesawat terbang, kapal selam, penerbangan luar angkasa, dan penyelaman.
oksigen berhasil meruntuhkan teori flogistonpembakaran dan korosi yang terkenal. Oksigen secara industri dihasilkan dengan distilasi bertingkat udara cair, dengan munggunakan zeolit untuk memisahkan karbon dioksida dan nitrogen dari udara, ataupun elektrolisis air, dll. Oksigen digunakan dalam produksi baja, plastik, dan tekstil, ia juga digunakan sebagai propelan roket, untuk terapi oksigen, dan sebagai penyokong kehidupan pada pesawat terbang, kapal selam, penerbangan luar angkasa, dan penyelaman.
© Struktur
Pada temperatur dan
tekanan standar, oksigen berupa gas tak
berwarna,tak
berbau dan tak berasa dengan rumus kimia O2, di mana
dua atom oksigen secara kimiawi berikatan dengan konfigurasi
elektrontriplet spin. Ikatan ini memiliki orde ikatan dua dan sering dijelaskan secara sederhana sebagai ikatan ganda ataupun sebagai kombinasi satu ikatan dua elektron dengan dua ikatan tiga
elektron.
© Sifat Fisika dan Kimia
Warna oksigen
cair adalah biru seperti warna biru langit. Fenomena ini tidak berkaitan; warna
biru langit disebabkan oleh penyebaran
Rayleigh. Oksigen lebih larut dalam air daripada nitrogen. Air mengandung sekitar satu molekul O2
untuk setiap dua molekul N2, bandingkan dengan rasio atmosferik yang
sekitar 1:4. Kelarutan oksigen dalam air bergantung pada suhu. Pada suhu 0 °C,
konsentrasi oksigen dalam air adalah 14,6 mg·L−1, manakala pada suhu
20 °C oksigen yang larut adalah sekitar 7,6 mg·L−1. Pada suhu
25 °C dan 1 atm udara, air tawar mengandung 6,04 mililiter (mL) oksigen per liter, manakala dalam air laut mengandung sekitar 4,95 mL per liter. Pada suhu 5 °C,
kelarutannya bertambah menjadi 9,0 mL (50% lebih banyak daripada
25 °C) per liter untuk air murni dan 7,2 mL (45% lebih) per liter
untuk air laut.
Oksigen mengembun pada 90,20 K (−182,95 °C, −297,31 °F), dan membeku pada 54.36 K
(−218,79 °C, −361,82 °F). Baik oksigen cair dan oksigen padat
berwarna biru langit. Hal ini dikarenakan oleh penyerapan warna merah. Oksigen
cair dengan kadar kemurnian yang tinggi biasanya didapatkan dengan distilasi
bertingkat udara cair. Oksigen cair juga dapat dihasilkan dari pengembunan udara, menggunakan
nitrogen cair dengan pendingin. Oksigen merupakan zat yang sangat reaktif dan
harus dipisahkan dari bahan-bahan yang mudah terbakar.
Oksigen yang
dapat ditemukan secara alami adalah 16O, 17O, dan 18O, dengan 16O merupakan yang paling melimpah (99,762%). Isotop
oksigen dapat berkisar dari yang bernomor massa 12 sampai dengan 28.
Kebanyakan 16O
di disintesis pada akhir proses fusi helium pada bintang, namun ada juga beberapa yang
dihasilkan pada proses pembakaran neon. 17O utamanya dihasilkan dari
pembakaran hidrogen menjadi helium semasa siklus CNO, membuatnya menjadi isotop yang paling umum pada zona pembakaran hidrogen
bintang. Kebanyakan 18O diproduksi ketika 14N (berasal dari pembakaran CNO) menangkap inti 4He, menjadikannya bentuk isotop yang paling umum di zona kaya helium bintang.
Empat belas radioisotop telah berhasil dikarakterisasi, yang paling stabil adalah 15O
dengan umur paruh 122,24 detik dan 14O dengan umur paruh
70,606 detik. Isotop radioaktif sisanya memiliki umur paruh yang lebih
pendek daripada 27 detik, dan mayoritas memiliki umur paruh kurang dari 83
milidetik. Modus peluruhan yang paling umum untuk isotop yang lebih ringan dari 16O adalah
penangkapan
elektron, menghasilkan nitrogen,
sedangkan modus peluruhan yang paling umum untuk isotop yang lebih berat
daripada 18O adalah peluruhan beta, menghasilkan fluorin.
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 ia memiliki
konsentrasi gas oksigen yang tinggi di atmosfernya. Bandingkan dengan Mars yang hanya memiliki 0,1% O2 berdasarkan volume dan Venus yang bahkan memiliki kadar konsentrasi yang lebih rendah. Namun, O2
yang berada di planet-planet selain bumi hanya dihasilkan dari radiasi
ultraviolet yang menimpa molekul-molekul beratom oksigen, misalnya karbon dioksida.
Konsentrasi gas
oksigen di Bumi yang tidak lazim ini merupakan akibat dari siklus oksigen. Siklus
biogeokimia ini menjelaskan
pergerakan oksigen di dalam dan di antara tiga reservoir utama bumi: atmosfer, biosfer, dan litosfer. Faktor utama yang mendorong siklus oksigen ini adalah fotosintesis. Fotosintesis melepaskan oksigen ke atmosfer, manakala respirasi dan proses pembusukan menghilangkannya dari atmosfer. Dalam keadaan kesetimbangan, laju produksi dan konsumsi oksigen adalah sekitar 1/2000 keseluruhan
oksigen yang ada di atmosfer setiap tahunnya.
Oksigen bebas
juga terdapat dalam air sebagai larutan. Peningkatan kelarutan O2
pada temperatur yang rendah memiliki implikasi yang besar pada kehidupan laut.
Lautan di sekitar kutub bumi dapat menyokong kehidupan laut yang lebih banyak
oleh karena kandungan oksigen yang lebih tinggi. Air yang terkena
polusi dapat mengurangi jumlah
O2 dalam air tersebut. Para ilmuwan menaksir kualitas air dengan
mengukur kebutuhan
oksigen biologis atau jumlah O2
yang diperlukan untuk mengembalikan konsentrasi oksigen dalam air itu seperti
semula
,selama fotosintesis oksigenik. Gangganghijau dan sianobakteri di lingkungan lautan menghasilkan sekitar 70% oksigen bebas yang
dihasilkan di bumi, sedangkan sisanya dihasilkan oleh tumbuhan daratan.
Persamaan kimia yang sederhana untuk fotosintesis adalah:
6CO2 +
6H2O + foton → C6H12O6 + 6O2
Evolusi oksigen fotolitik terjadi di membran tilakoid organisme dan memerlukan energi empat foton.Terdapat banyak langkah proses yang terlibat, namun hasilnya merupakan
pembentukan gradien proton di seluruh permukaan tilakod. Ini digunakan untuk mensintesis ATP viafotofosforilasi.O2 yang dihasilkan sebagai produk sampingan kemudian
dilepaskan ke atmosfer.
Dioksigen molekuler, O2, sangatlah penting untuk respirasi sel organisme aerob. Oksigen digunakan di mitokondria untuk membantu menghasilkan adenosina
trifosfat (ATP) selama fosforilasi
oksidatif. Reaksi respirasi aerob
ini secara garis besar merupakan kebalikan dari fotosintesis, secara sederhana:
C6H12O6 +
6O2 → 6CO2 + 6H2O + 2880 kJ·mol-1
Pada vetebrata, O2 berdifusi melalui membran paru-paru dan dibawa
oleh sel darah merah. Hemoglobin mengikat O2, mengubah warnanya dari merah kebiruan
menjadi merah cerah.Terdapat pula hewan lainnya yang menggunakan hemosianin ataupun hemeritrin (laba-laba dan lobster).Satu liter darah dapat melarutkan 200 cc O2.Spesi
oksigen yang reaktif, misalnya ion superoksida (O2−) dan hidrogen
peroksida (H2O2),
adalah produk sampingan penggunaan oksigen dalam tubuh organisme.Namun,
bagian sistem kekebalan organisme tingkat tinggi pula menghasilkan peroksida, superoksida,
dan oksigen singlet untuk menghancurkan mikroba. Spesi oksigen reaktif juga
memainkan peran yang penting pada respon
hipersensitif tumbuhan melawan
serangan patogen. Dalam keadaan istirahat, manusia dewasa menghirup 1,8 sampai 2,4 gram oksigen per menit.Jumlah ini setara dengan 6
miliar ton oksigen yang dihirup oleh seluruh manusia per tahun.
© Penumpukan oksigen di atmosfer
Peningkatan kadar
O2 di atmosfer bumi: 1) tiada O2 yang
dihasilkan; 2) O2 dihasilkan, namun diserap samudera dan batuan
dasar laut; 3) O2 mulai melepaskan diri dari samuder, namun
diserap oleh permukaan tanah dan pembentukan lapisan ozon; 4-5) gas O2 mulai
berakumulasi.
Gas oksigen bebas hampir tidak terdapat pada atmosfer bumi sebelum munculnya arkaea dan bakteri fotosintetik. Oksigen bebas pertama kali muncul dalam kadar yang
signifikan semasa masa Paleoproterozoikum (antara 2,5 sampai dengan 1,6 miliar tahun yang lalu). Pertama-tama,
oksigen bersamaan dengan besi yang larut dalam samudera, membentuk formasi pita besi (Banded
iron formation). Oksigen mulai melepaskan diri dari samudera 2,7 miliar
tahun lalu, dan mencapai 10% kadar sekarang sekitar 1,7 miliar tahun lalu.
Keberadaan oksigen dalam jumlah besar di atmosfer dan samudera kemungkinan
membuat kebanyakan organisme
anaerob hampirpunah semasa bencana oksigen sekitar 2,4 miliar tahun yang lalu. Namun, respirasi sel yang menggunakan O2 mengijinkanorganisme aerob untuk memproduksi lebih banyak ATP daripada organisme anaerob,
sehingga organisme aerob mendominasi biosferbumi.Fotosintesis dan respirasi seluler O2 mengijinkan
berevolusinya sel eukariota dan akhirnya berevolusi menjadi organisme multisel seperti tumbuhan
dan hewan.
Sejak permulaan era Kambrium 540 juta tahun yang lalu, kadar O2 berfluktuasi
antara 15% sampai 30% berdasarkan volume.Pada akhir masa Karbon, kadar O2 atmosfer mencapai maksimum dengan 35%
berdasarkan volume,mengijinkan serangga dan amfibi tumbuh lebih besar daripada
ukuran sekarang. Aktivitas manusia, meliputi pembakaran 7 miliar ton bahan bakar
fosil per tahun hanya
memiliki pengaruh yang sangat kecil terhadap penurunan kadar oksigen di
atmosfer. Dengan laju fotosintesis sekarang ini, diperlukan sekitar 2.000 tahun
untuk memproduksi ulang seluruh O2 yang ada di atmosfer
sekarang.
SULFUR
© Sejarah Sulfur ( S )
Menurut Genesis,
belerang sudah lama dikenal oleh nenek moyang sebagai batu belerang. Belerang
ditemukan dalam meteorit. Menurut R.W.Wood, terdapat simpanan belerang pada
daerah gelap di kawah Aristarcus. Belarang atau sulfur adalah salah satu unsur
kimia yang terdapat dalam sistem tabel periodik yang memiliki lambang S dan
nomor atom 16. Belerang memiliki bentuk non-metal yang tak berasa, tak berbau,
dan multivalent. Bentuk asli dari belerang adalah zat padat kristalin kuning.
Belerang di alam dapat ditemukan sebagai unsur murni atau sebagai
mineral-mineral sulfide dan sulfate. Penggunaan komersilnya terutama dalam
fertilizer namun juga dalam bubuk mesiu, korek api, insektisida dan fungisida.
Belerang merupakan unsur penting dalam kehidupan dan ditemukan dalam dua asam
amin.
© Sifat Fisika dan Kimia
Belerang merupakan padatan rapuh yang memiliki warna kuning pucat, tidak larut
dalam air tapi mudah larut dalam karbon disulfida (CS2). Berbagai
bentuk dari unsur belerang baik berupa gas, cair ataupun padat terjadi dalam
bentuk alotrop yang lebih dari satu atau campuran. Bentuk yang berbeda-beda ini
menyebabkan sifat dari belerang ini berbeda-beda juga dan bentuk alotropnya
masih belum bisa dipahami.
Energi ionisasi
pertama dan kedua dari sulfur dan 999,6 kJ 2252 · mol-1, masing-masing.
Meskipun tingkat tinggi seperti, oksidasi belerang hingga +2 jarang terjadi,
sehubungan dengan negara-negara yang lebih +4 dan +6. Keempat dan keenam
ionisasi energi 4556 dan 8495,8 kJ · mol-1, dengan tingginya kadar transfer
elektron karena orbital. negara ini hanya stabil dengan oksidan kuat seperti
fluor, oksigen dan klorin.
Sulfur bentuk
molekul poliatomik dengan rumus kimia yang berbeda, dengan alotrop paling
terkenal octasulfur sedang, cyclo-S8. Octasulfur yang lembut, lampu-padat hanya
dengan bau samar kuning, mirip dengan pertandingan. Hal meleleh pada 115,21 °
C, mendidih pada 444,6 ° C dan menyublim dengan mudah. Pada 95,2 ° C,. Di bawah suhu leleh, perubahan octasulfur cyclo-octasulfur
dari α-untuk β-Polymorph. S8 struktur cincin hampir tidak berubah
oleh perubahan fasa, yang mempengaruhi interaksi antarmolekul.
Antara lebur dan
didih suhu, perubahan alotrop nya octasulfur lagi, berbalik dari β-ke
octasulfur γ-belerang, lagi diiringi dengan kepadatan menurun tetapi
meningkatkan viskositas karena pembentukan polimer. Pada suhu yang lebih tinggi, namun. , Viskositas menurun depolimerisasi
terjadi. belerang cair mengasumsikan warna merah gelap di atas 200 ° C.
kepadatan kira-kira sama dengan 2 · cm g, -3 tergantung pada alotrop. Semua
alotrop stabil merupakan insulator listrik yang baik.
Sulfur terbakar
dengan nyala biru bersama-sama dengan pembentukan belerang dioksida, yang
dikenal sebagai bau mencekik aneh. Sulfur tidak larut dalam air, tetapi larut
dalam karbon disulfide, - dan untuk tingkat yang lebih rendah di lain pelarut
organik nonpolar seperti benzena dan toluena.
Belerang memiliki
sebelas isotop. Dari empat isotop yang ada di alam, tidak satupun yang bersifat
radioaktif. Belerang dengan bentuk yang sangat halus, dikenal sebagai bunga
belerang, dan diperoleh dengan cara sublimasi. Berikut adalah sifat kimia dan
sifat fisika dari unsur belerang :
- fase Solid
- Massa jenis (sekitar suhu kamar) (alfa)2.08 g/cm3
- Massa jenis (sekitar suhu kamar) (beta)1,96 g/cm3
- Massa jenis (sekitar suhu kamar) (gama)1,92 g/cm3
- Massa jenis cair pada titik lebur 1.819 g/cm3
- Titik lebur 388.36 K(115.21oC,239.38oF)
- Titik didih 717.8K(444.6oC,832.3oF)
- Kalor peleburan (mono)1.727 kJ/mol
- Kalor penguapan (mono)45kJ/mol
- Kapasitas kalor (25oC)22.75J/(mol.K)
- Massa jenis (sekitar suhu kamar) (alfa)2.08 g/cm3
- Massa jenis (sekitar suhu kamar) (beta)1,96 g/cm3
- Massa jenis (sekitar suhu kamar) (gama)1,92 g/cm3
- Massa jenis cair pada titik lebur 1.819 g/cm3
- Titik lebur 388.36 K(115.21oC,239.38oF)
- Titik didih 717.8K(444.6oC,832.3oF)
- Kalor peleburan (mono)1.727 kJ/mol
- Kalor penguapan (mono)45kJ/mol
- Kapasitas kalor (25oC)22.75J/(mol.K)
Belerang juga memiliki sifat-sifat kealotropan. Berikut
adalah sifat fisika dan sifat kimianya :
a.
Sifat-sifat fisika dan kealotropan
Merupakan
unsur bukan logam, padat berwarna kuning pucat, tanpa bau dan rasa. Konduktor
panas dan bukan konduktor listrik. Belerang tidak terlarut dalam air, larut sederhana
dalam benzene dan larut dengan baik dalam karbon disulfide.
Terdapat sejumlah alotrop untuk
belarang :
- Siklooktabelerang (S8)
- Sikloheksabelerang (S6), alotrop ini dapat disintesiskan
dengan cara mencampur natrium triosulfat dan asam klorida pekat
- Siklododekabelerang (S12)
b. Sifat-sifat kimia dan kealotropan
Belerang
dapat bergabung dengan kebanyakan logam pada pemanasan,bereaksi langsung dengan
unsure-unsur bukan logam
© Pembuatan dan Pengolahan Unsur
Belerang
Belerang
dihasilkan secara komersial dari sumber mata air hingga endapan garam yang
melengkung sepanjang Lembah Gulf di Amerika Serikat. Menggunakan proses
Frasch, air yang dipanaskan masuk ke dalam sumber mata air untuk mencairkan
belerang, yang kemudian terbawa ke permukaan.
Belerang juga
terdapat pada gas alam dan minyak mentah, namun belerang harus dihilangkan dari
keduanya. Awalnya hal ini dilakukan secara kimiawi, yang akhinya membuang
belerang. Namun sekarang, proses yang baru memungkinkan untuk mengambil kembali
belerang yang terbuang. Sejumlah besar belerang diambil dari ladang gas
Alberta.
a. Proses Frasch
Tiga buah pipa yang konsentris ditanamkan ke dalam endapan belerang. Air lewat
panas (165oC) dan dibawah tekanan dimasukkan ke dalam terluar, dan oleh suhu yang setinggi ini belerang menjadi mencair. Kemudian udara di bawah tekanan
ditiupkan melalui pipa paling dalam.
Keadaan ini memaksa belerang cair ke
permukaan melalui pipa tengah. Melalui cara ini didapatkan belerang dengan tingkat
kemurnian 99%
b. Proses Claus
Hydrogen sulfide diekstrak dari gas alam dengan cara penggelembungan gas melalui etanolamin, HOCH2CH2NH2 suatu pelarut
basa organic. Proses Clause sangat
mengurangi pencemaran dari pembakaran gas alam dan minyak bumi. Berikut adalah
reaksi yang terjadi dalam pembuatan belerang dengan proses Clause :
H2S(g) + 3/2 O2(g)
SO2(g) + H2O(g)
Ini
dapat digunakan secara langsung untuk pembuatan asam sulfat atau dikonversi
lagi menjadi unsur belerang melalui reaksi dengan H2S. Berikut
reaksinya :
SO2(g) + H2O(g) 3S(l) + 2H2O (l)
Pada tahun 1975,
ahli kimia dari Universitas Pensilvania melaporkan pembuatan polimer belerang
nitrida, yang memiliki sifat logam, meski tidak mengandung atom logam sama
sekali. Zat ini memiliki sifat elektris dan optik yang tidak biasa.Belerang
dengan kemurnian 99.999+% sudah tersedia secara komersial.
Belerang amorf
atau belerang plastik diperoleh dengan pendinginan dari kristal secara mendadak
dan cepat. Studi dengan sinar X menunjukkan bahwa belerang amorf memiliki
struktur helik dengan delapan atom pada setiap spiralnya. Kristal belerang
diduga terdiri dari bentuk cincin dengan delapan atom belerang, yang saling
menguatkan sehingga memberikan pola sinar X yang normal.
© Kegunaan Belerang
Belerang adalah
komponen serbuk mesiu dan digunakan dalam proses vulkanisasi karet alam dan
juga berperaan sebagai fungisida. Belerang digunakan besar-besaran dalam
pembuatan pupuk fosfat. Berton-ton belerang digunakan untuk menghasilkan
asam sulfat, bahan kimia yang sangat penting. Belerang juga digunakan untuk
pembuatan kertas sulfit dan kertas lainnya, untuk mensterilkan alat pengasap,
dan untuk memutihkan buah kering.
Belerang merupakan insultor yang baik. Belerang sangat penting untuk
kehidupan. Belerang adalah penyusun lemak, cairan tubuh dan mineral tulang,
dalam kadar yang sedikit. Belerang cepat menghilangkan bau. Belerang dioksida
adalah zat berbahaya di atmosfer, sebagai pencemar udara.
© Aplikasi
1. Asam Belerang
Elemental sulfur
terutama digunakan sebagai prekursor untuk bahan kimia lainnya. Sekitar 85%
(1989) diubah menjadi asam sulfat (H2SO4):
2 S + 3 O2 + 2 H2O → 2 H2SO4
Dengan asam
sulfat merupakan pusat penting ekonomi dunia, produksi dan konsumsi merupakan
indikator perkembangan industri suatu negara Sebagai contoh, dengan 36,1 juta
metrik ton. 2007, Amerika Serikat menghasilkan lebih asam sulfat per tahun
dibandingkan dengan industri kimia anorganik lainnya. Penggunaan utama adalah
asam fosfat ekstraksi bijih untuk produksi manufaktur pupuk. Aplikasi lain asam
sulfat termasuk penyulingan minyak, pengolahan air limbah, dan ekstraksi
mineral.
2. Kimia Belerang
dalam Skala Besar
Sulfur bereaksi
secara langsung dengan metana untuk memberikan karbon disulfida, yang digunakan
untuk membuat plastik dan rayon. Salah satu manfaat langsung dari belerang
dalam vulkanisasi karet, di mana polysulfides crossling polimer organik.
Sulfida secara luas digunakan untuk kertas pemutih. Sulfida juga digunakan
sebagai pengawet dalam buah kering. Banyak surfaktan dan deterjen, untuk
misalnya natrium lauril sulfat, diproduksi berasal sulfat. Kalsium sulfat,
gypsum (CaSO4 2H2O) ditambang pada skala 100 juta ton setiap tahun untuk digunakan dalam
semen Portland dan pupuk. Ketika perak berbasis luas natrium, fotografi dan
amonium tiosulfat banyak digunakan sebagai "agen untuk memperbaiki."
Sulfur merupakan komponen mesiu.
3. Pupuk
Sulfur semakin
banyak digunakan sebagai komponen pupuk. Bentuk yang paling penting dari sulfur
untuk pupuk adalah mineral kalsium sulfat. Unsur belerang adalah hidrofobik
(yaitu, tidak larut dalam air) dan karena itu tidak dapat langsung dimanfaatkan
oleh tanaman. Seiring waktu, bakteri tanah dapat dikonversi menjadi turunan
larut yang kemudian dapat dimanfaatkan oleh tanaman. Belerang juga meningkatkan
efisiensi penggunaan lain nutrisi tanaman penting, terutama nitrogen dan
fosfor. Partikel-partikel yang dihasilkan sulfur biologis secara alamiah
lapisan hidrofilik biopolimer jatuh tempo. belerang ini adalah karena itu lebih
mudah untuk membubarkan atas tanah (melalui penyemprotan sebagai lumpur
diencerkan), dan hasil dalam rilis lebih cepat.
Syarat tanaman
belerang sama dengan atau melebihi orang-orang untuk fosfor. Ini adalah salah
satu nutrisi utama penting bagi pertumbuhan tanaman, kacang-kacangan dan
pembentukan bintil akar mekanisme perlindungan tanaman. Kekurangan Belerang
telah menyebar luas di banyak negara di Eropa. Karena masukan atmosfer sulfur akan terus menurun, defisit di masukan
sulfur / output cenderung meningkat, kecuali pupuk belerang digunakan .
4.
Bahan
Kimia Halus
Senyawa organosulfur juga digunakan
dalam obat-obatan, pewarna, dan bahan kimia pertanian. Banyak obat yang
mengandung belerang, contoh-contoh awal obat sulfa. Belerang adalah bagian dari
banyak molekul pertahanan bakteri. Beta-laktam Kebanyakan antibiotik, termasuk
penisilin, sefalosporin dan monolactams mengandung sulfur. Magnesium sulfat,
lebih dikenal sebagai garam Epsom, dapat digunakan sebagai pencahar, sebuah
aditif mandi, suplemen, sebuah magnesium exfoliant untuk tanaman, atau mesin
pengering.
5.
Fungisida
dan Pestisida
Unsur belerang
adalah salah satu tertua fungisida dan pestisida. Sulfur debu, unsur belerang
dalam bentuk bubuk, fungisida umum untuk anggur, stroberi, banyak sayuran dan
tanaman lainnya. Hal ini memiliki khasiat yang baik terhadap berbagai jamur
penyakit tepung dan bercak hitam. Dalam produksi organik, sulfur adalah
fungisida yang paling penting. Ini adalah fungisida hanya digunakan dalam
produksi pertanian apel organik terhadap penyakit kudis apel besar dalam
kondisi dingin. Biosulfur (biologis yang dihasilkan unsur belerang dengan
karakteristik hidrofilik) dapat digunakan baik untuk aplikasi ini.
Formulasi debu Standar-sulfur diterapkan pada tanaman dengan kain lap belerang
atau debu dari pesawat. belerang dapat dibasahi adalah nama komersial untuk
debu belerang dicampur dengan bahan tambahan untuk membuatnya larut dalam air
ini memiliki aplikasi yang serupa dan digunakan sebagai fungisida terhadap
jamur, jamur dan masalah lain yang terkait dengan tanaman dan tanah. Sulfur
juga digunakan sebagai "organik" (yaitu "hijau")
insektisida (acaricide sebenarnya merupakan) terhadap kutu dan tungau. Sebuah
metode yang umum digunakan adalah debu pakaian atau anggota badan dengan belerang
bubuk. pemilik ternak Beberapa blok garam belerang didefinisikan sebagai
menjilati garam.
SELENIUM
© Senyawa dan Reaksinya dengan
Unsur Lain
1. Senyawa dengan Khalkogen
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
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
2. Senyawa 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)
3. Senyawa 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
4. Senyawa lainnya
Selenium bereaksi dengan sianida untuk menghasilkan selenosianat. Sebagai
contoh:
KCN + Se → KSeCN
KCN + Se → KSeCN
©
Sifat Fisika dan Kimia
Berikut adalah sifat fisika dan sifat kimia dari unsur Selenium :
- fase Solid
- Massa jenis (sekitar suhu kamar) (gray)2.81 g/cm3
- Massa jenis (sekitar suhu kamar) (beta)4,38 g/cm3
- Massa jenis (sekitar suhu kamar) (viterous)4,28 g/cm3
- Massa jenis cair pada titik lebur 3,88 g/cm3
- Titik lebur 484 K(221oC,430oF)
- Titik didih 958(685oC,1265oF)
- Kalor peleburan (mono)6,68 kJ/mol
- Kalor penguapan (mono)95,48kJ/mol
- Kapasitas kalor (25oC)25.363J/(mol.K)
- Massa jenis (sekitar suhu kamar) (gray)2.81 g/cm3
- Massa jenis (sekitar suhu kamar) (beta)4,38 g/cm3
- Massa jenis (sekitar suhu kamar) (viterous)4,28 g/cm3
- Massa jenis cair pada titik lebur 3,88 g/cm3
- Titik lebur 484 K(221oC,430oF)
- Titik didih 958(685oC,1265oF)
- Kalor peleburan (mono)6,68 kJ/mol
- Kalor penguapan (mono)95,48kJ/mol
- Kapasitas kalor (25oC)25.363J/(mol.K)
© Isotop
Selenium memiliki enam isotop alami, lima di antaranya adalah stabil: 74Se,
76Se, 77Se, 78Se, dan 80Se. Tiga
terakhir juga terjadi sebagai produk fisi, bersama dengan 79Se, yang
memiliki paruh 327.000 tahun. Isotop alami
akhir, 82Se, mempunyai waktu paruh sangat panjang (~ 1020 thn,
membusuk melalui peluruhan beta ganda untuk 82Kr), yang, untuk
tujuan praktis, dapat dianggap stabil.
Dua puluh tiga isotop stabil lainnya telah ditandai. Lihat juga Selenium-79
untuk informasi lebih lanjut tentang perubahan terbaru dalam paruh diukur
produk fisi berumur panjang, penting untuk perhitungan dosis yang dilakukan dalam
rangka pembuangan limbah radioaktif geologi berumur panjang.
© Karakteristik Selenium
Selenium memiliki
sifat fotovoltaik, yakni mengubah cahaya menjadi listrik, dan sifat
fotokonduktif, yakni menunjukkan penurunan hambatan listrik dengan meningkatnya
cahaya dari luar (menjadi penghantar listrik ketika terkena cahaya dengan
energi yang cukup).
Selenium yang
dipanaskan diatas titik lelehnya dan didinginkan kembali , akan berbentuk
seperti kaca berwarna merah sebagai campuran beberapa bentuk alotropi. Bentuk
amorf merah diperoleh dari reaksi belerang dioksida dengan larutan asam
selenit. Reaksinya yaitu: H2SeO3
+ 2SO2 → Se + H2SO4
Bentuk amorf merah tersebut bila dipanaskan diatas 150 o C akan
berubah bentuk heksagonal abu-abu yakni bentuk stabil pada suhu kamar. Bentuk
ini mempunyai sifat logam yaitu menghantar listrik bila disinari. Dalam jumlah
sedikit selenium bersifat non toksik, dan menjadi kebutuhan unsur yang penting.
Selenium dalam keadaan padat, dalam jumlah yang cukup banyak dalam tanah, dapat
memberikan dampak yang fatal pada tanaman pakan hewan.
© Pembuatan dan Pengolahan Unsur
Selenium
Native selenium adalah mineral langka, yang biasanya tidak membentuk
kristal yang baik, tapi, ketika itu terjadi, mereka rhombohedrons kristal
sedikit curam atau acicular (rambut seperti). Isolasi selenium seringkali rumit
oleh kehadiran senyawa lain dan elemen. Kebanyakan selenium elemental datang
sebagai produk sampingan dari pemurnian tembaga atau menghasilkan asam sulfat.
Produksi industri sering melibatkan ekstraksi selenium dari residu selenium
dioksida diperoleh selama pemurnian tembaga. Common produksi dimulai dengan
oksidasi dengan natrium karbonat untuk menghasilkan dioksida selenium. Selenium
dioksida ini kemudian dicampur dengan air dan solusinya adalah diasamkan untuk
membentuk asam selenous (langkah oksidasi). asam Selenous adalah menggelegak
dengan belerang dioksida (langkah pengurangan) untuk memberikan selenium
elemen.
Unsur selenium diproduksi dalam reaksi kimia selalu muncul sebagai bentuk
amorf merah: serbuk, larut bata-merah. Ketika formulir ini cepat mencair,
membentuk bentuk, vitreous hitam, yang biasanya dijual industri sebagai
manik-manik. Bentuk selenium yang paling termodinamika stabil dan padat abu-abu
adalah elektrik konduktif (trigonal) bentuk, yang terdiri dari rantai heliks
panjang atom selenium.
Konduktivitas dari formulir ini sangat sensitif terhadap cahaya. Selenium
juga ada dalam tiga bentuk yang berbeda-merah di kristal monoklinik, yang
terdiri dari Se8 molekul, mirip dengan banyak alotrop belerang. Namun, selenium tidak menunjukkan perubahan yang tidak biasa di viskositas
bahwa pengalaman sulfur ketika dipanaskan secara bertahap.
© Kegunaan Selenium
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
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.
© Dampak Selenium
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
TELURIUM
© Sejarah Telurium ( Te )
Telurium ditemukan oleh Muller von
Reichenstein pada tahun 1782; diberi nama oleh Klaproth, yang telah
mengisolasinya pada tahun 1798. Telurium kadang-kadang dapat ditemukan di alam,
tapi lebih sering sebagai senyawa tellurida dari emas (kalaverit), dan
bergabung dengan logam lainnya. Telurium didapatkan secara komersil dari lumpur
anoda yang dihasilkan selama proses pemurnian elektrolisis tembaga panas.
Amerika Serikat, Kanada, Peru dan Jepang adalah penghasil terbesar unsur
ini. Ada 30 isotop telurium yang telah dikenali, dengan massa atom berkisar
antara 108 hingga 137.
Telurium di alam hanya terdiri dari delapan
isotop. Telurium dan senyawanya kemungkinan beracun dan harus ditangani dengan
hati-hati. Hanya boleh terpapar dengan telurium dengan konsentrasi serendah
0.01 mg/m3, atau lebih rendah, dan pada konsentrasi ini telurium memiliki bau
khas yang menyerupai bau bawang putih.
© Senyawa dan Reaksinya dengan
Unsur Lain
1. Telurida
Telurida merupakan senyawa tellurium dimana telurium memiliki bilangan
oksidasi -2, contohnya seng telurida (ZnTe), dibentuk melalui pemanasan
telurium dengan seng .
Zn + Te → ZnTe
ZnTe dapat bereaksi
dengan asam klorida menghasilkan hidrogen telurida (H2Te). Reaksinya yaitu:
ZnTe + 2 HCl → ZnCl2
+ H2Te
2. Halida
Telurium
heksafluorida paling sering dibuat dengan mereaksikan gas fluorin dengan
telurium pada 150 ° C. Reaksinya yaitu:
Te + 3 F2 →
TeF6
Tellurium
heksafluorida adalah gas tidak berwarna yang sangat beracun dengan bau seperti
bawang putih. Reaksi antara tellurium dengan gas klor menghasilkan tellurium
tetraklorida.
Te + 2 Cl2 → TeCl
Telurium
tetraklorida adalah senyawa anorganik mudah menguap pada 200 ° C pada tekanan
0,1 mm Hg.
Tellurium juga dapat
membentuk tetrahalida lainnya yaitu TeI4, dan TeBr4 dengan
biloks +4.
3. Senyawa dengan oksigen
Telurium dioksida
terbentuk dengan memanaskan telurium di udara, menyebabkan telurium terbakar
dengan nyala biru.
Te + O2 → TeO2
Telurium dioksida
bereaksi dengan air yang membentuk asam tellurous (H2TeO3).
TeO2 + H2O → H2TeO3
TeO2 + H2O → H2TeO3
© Jenis ikatan
dengan unsur lain
Ikatan kovalen
adalah ikatan antar atom-atom yang menggunakan pasangan elektron bersama.
Ikatan kovalen dibagi menjadi 2 yaitu:
a. Ikatan kovalen polar
Ikatan kovalen
polar adalah ikatan yang dibentuk oleh atom-atom yang beda keelektronegatifan,
strukturnya berbentuk tidak simetris . misalnya pada H2Te.
b. Ikatan kovalen
nonpolar
Ikatan kovalen
polar adalah ikatan yang dibentuk oleh atom-atom yang keelektronegatifan yang
hampir sama dan strukturnya berbentuk simetris. Misalnya pada TeF6 .
c. Kovalen koordinasi
Kovalen
koordinasi adalah ikatan antar atom-atom diamana pasangan elektron yang dipakai
bersama oleh dua atom hanya berasal dari satu atom saja . Misalnya pada rantai
TeO2.
© Sifat Fisika dan Kimia
Ketika kristal,
telurium adalah putih keperakan dan ketika dalam keadaan murni memiliki kilau
metalik. Hal ini rapuh dan mudah dilumatkan metalloid. Amorf telurium ditemukan
oleh pengendapan dari larutan atau asam tellurous telurik (Te(OH)6). Telurium adalah semikonduktor tipe-p yang menunjukkan konduktivitas
listrik yang lebih besar dalam arah tertentu tergantung pada penyelarasan atom;
konduktivitas sedikit meningkat ketika terkena cahaya (fotokonduktivitas).
Ketika dalam keadaan cair nya, telurium adalah korosif terhadap tembaga, besi
dan stainless steel.
Telurium
mengadopsi struktur polimer, yang terdiri dari zig-zag rantai atom Te. Bahan
ini tahan oksidasi abu-abu dengan udara dan terbang.
Berikut adalah sifat fisika dan sifat kimia dari unsur Telurium :
-
fase Solid
- Massa jenis 6,24 g/cm3
- Massa jenis (dalam cairan) 1,96 g/cm3
- Titik lebur 722.66 K(448,51oC)
- Titik didih 1261(998oC)
- Kalor peleburan (mono)17,48 kJ/mol
- Kalor penguapan (mono) 114,1 kJ/mol
- Kapasitas kalor (25oC)25.73 J/(mol.K)
- Massa jenis 6,24 g/cm3
- Massa jenis (dalam cairan) 1,96 g/cm3
- Titik lebur 722.66 K(448,51oC)
- Titik didih 1261(998oC)
- Kalor peleburan (mono)17,48 kJ/mol
- Kalor penguapan (mono) 114,1 kJ/mol
- Kapasitas kalor (25oC)25.73 J/(mol.K)
© Isotop
Telurium memiliki
delapan isotop alami. Empat dari mereka isotop, 122Te, 124Te,
125Te dan 126Te, stabil. Yang lain empat, 120Te,
123Te, 128Te dan 130Te, telah dikenal untuk
radioaktif isotop stabil membuat hanya 33,2% dari telurium alam;. Hal ini
dimungkinkan karena paruh panjang isotop yang tidak stabil. Mereka berada di
kisaran 1013-2,2 di 1024 tahun (untuk 128Te). Hal ini membuat isotop
128Te dengan paruh terpanjang di antara semua radionuklida., bahwa
sekitar 160 triliun kali usia alam semesta.
Berikut adalah 38
isomer nuklir dikenal telurium dengan massa atom berkisar 105-142. Telurium
adalah unsur teringan diketahui mengalami peluruhan alfa 110Te 106Te
isotop dengan kemampuan untuk menjalani pembusukan ini Massa atom telurium
(127,60 g · mol - 1) melebihi yodium. elemen berikutnya (mol g · 126,90-1).
© Karakteristik Telurium
Telurium bersifat
rapuh dan agak beracun. Ketika berbentuk kristal, telurium merupakan metalloid
berwarna putih keperakan mirip dengan timah dan bila dalam keadaan murni
memiliki kilap logam
Amorf telurium
diperoleh melalui pengendapan dari larutan asam tellurit. Telurium adalah
sebuah semikonduktor yang memiliki konduktivitas listrik sedikit meningkat bila
terkena cahaya (fotokonduktivitas). Ketika dalam keadaan cair nya, telurium
bersifat korosif terhadap tembaga, besi dan baja. Bila dipanasi di udara,
tellurium terbakar dengan nyala kehijauan membentuk TeO2.
© Pembuatan dan Pengolahan Unsur
Telurium
Sumber utama
telurium adalah dari lumpur anoda dihasilkan selama pemurnian secara
elektrolisa tembaga dari lecet. Ini adalah komponen dari debu ledakan tungku
dari pemurnian timah. 500 ton bijih tembaga pengobatan biasanya memproduksi
satu pon (0,45 kg) telurium. Telurium diproduksi terutama di Amerika Serikat,
Peru, Jepang, dan Kanada. Untuk tahun 2006,
British Geological Survey memberikan nomor-nomor berikut: Amerika Serikat 50 t,
37 t Peru, Jepang dan Kanada 11 24 t.
Deposisi anoda
berisi selenides dan tellurides dari logam mulia dalam senyawa dengan rumus
M2Se atau M2Te (M = Cu, Ag, Au). Pada suhu 500 ° C anoda lumpur dipanggang
dengan karbonat natrium di bawah udara. Ion logam direduksi menjadi logam,
sementara Telluride diubah menjadi tellurite natrium.
M2Te + O2
+ Na2CO3 → Na2TeO3 + 2 M + CO2
Tellurites bisa
kehabisan campuran dengan air dan biasanya hadir sebagai hydrotellurites HTeO3-dalam
larutan. Selenites juga terbentuk selama proses ini, tetapi mereka dapat
dipisahkan dengan menambahkan asam sulfat. Telurium hydrotellurites dioksida
dikonversi menjadi larut sementara selenites tinggal dalam larutan.
HTeO3- + OH- + H2SO4
→ TeO2 + 2 SO42− + 2 H2O
Pengurangan
dengan logam dilakukan baik oleh elektrolisis atau dengan reaksi dioksida
telurium dengan belerang dioksida dalam asam sulfat.
TeO2 +
2 SO2 + 2H2O → Te + SO42− + 4 H+
Telurium Komersial-kelas biasanya dipasarkan sebagai bedak minus 200 mesh,
tetapi juga tersedia sebagai slab, ingot, batang, atau benjolan. Akhir tahun
harga telurium pada tahun 2000 adalah US $ 14 per pon. Dalam beberapa tahun
terakhir, harga telurium didorong oleh peningkatan permintaan dan penawaran
terbatas, bahkan di US $ 100 per pon di tahun 2006.
© Kegunaan Telurium
Telurium
digunakan dalam tellurida kadmium (CdTe) sebagai panel surya. Panel surya CdTe
ini digunakan untuk mencapai beberapa efisiensi sel tertinggi dalam pembangkit
listrik tenaga surya. Produksi panel surya CdTe untuk komersial dilakukan oleh
Perusahaan First Solar.
Telurium
memperbaiki kemampuan tembaga dan baja agar tahan terhadap karat . Penambahan
telurium pada timbal dapat mengurangi reaksi korosi timbal oleh asam sulfat,
dan juga memperbaiki kekuatan dan kekerasannya. Telurium dapat digunakan untuk
mengvulkanisir karet. Karet yang dihasilkan dengan cara ini mengalami
peningkatan ketahanan panas.
© Aplikasi
Aplikasi unsure tellurium adalah pada :
- Metalurgi
Konsumen terbesar telurium adalah metalurgi, di mana ia digunakan dalam besi, tembaga
dan paduan timbal. Bila ditambahkan ke stainless steel dan tembaga yang membuat
logam lebih machinable. Ini adalah paduan dalam besi cor untuk dinginkan untuk
tujuan mempromosikan spektroskopi, sebagai keberadaan grafit bebas elektrik
konduktif deleteriously mempengaruhi hasil cenderung memicu uji emisi. Dalam
memimpin untuk meningkatkan kekuatan dan daya tahan dan mengurangi aksi korosif
asam sulfat.
- Semi Konduktor Dan Penggunaan Industri Elektronik
Telurium digunakan dalam kadmium (CdTe) Telluride panel
surya. National Renewable Energy Laboratory pengujian laboratorium menggunakan
bahan ini mencapai beberapa efisiensi sel tertinggi untuk pembangkit tenaga
surya. produksi komersial berskala besar panel surya CdTe oleh First Solar
dalam beberapa tahun terakhir telah meningkat secara signifikan permintaan
telurium.
Jika beberapa kadmium dalam CdTe. ia digantikan oleh seng
(Cd, Zn) detektor Te dibentuk yang digunakan dalam ray solid-state x-.
Dipasangkan dengan baik kadmium dan merkuri, untuk
membentuk merkuri kadmium Telluride, bahan semikonduktor sensitif inframerah
terbentuk. Organotellurium senyawa, seperti dimetil Telluride, Telluride
dietil, diisopropil Telluride, Telluride Telluride metil alil dialil dan
digunakan sebagai prekursor untuk uap epitaksi metalorganik fase pertumbuhan
senyawa II-VI semikonduktor. Telluride diisopropil (DIPTe) yang digunakan
sebagai prekursor pilihan untuk mencapai CdHgTe pertumbuhan rendah suhu oleh
MOVPE.
Untuk proses ini kemurnian tertinggi dari metalorganics
selenium dan telurium digunakan. Senyawa untuk industri semikonduktor dan
disusun oleh pemurnian pengadukan sebagai media lapisan telurium telurium
suboxide digunakan dalam beberapa jenis cakram optik ditulis ulang, termasuk
compact disc rewritable (CD-RW), ditulis ulang Digital Video. Disc (DVD-RW) dan
Blu-ray Disc tulis-ulang. Telurium ini.
fase dari chip memori yang digunakan dalam perubahan baru. yang dikembangkan
oleh Intel Bismuth Telluride (Bi2Te3) dan memimpin Telluride ini. elemen kerja
perangkat thermoelectric. Lead Telluride digunakan dalam detektor
inframerah-jauh.
- Penggunaan Lain
Digunakan untuk warna
keramik,
perbaikan refraksi optik pada penambahan selenides dan
tellurides ke dalam gelas yang digunakan dalam produksi serat gelas untuk
telekomunikasi. Chalcogenide gelas banyak digunakan untuk campuran selenium dan telurium digunakan dengan barium peroksida sebagai
oksidan dalam penundaan bubuk tutup peledak listrik. Organik tellurides telah dipekerjakan sebagai inisiator untuk hidup
polimerisasi radikal dan elektron kaya mono dan di tellurides memiliki aktivitas antioksidan. Karet bisa
vulkanisat dengan belerang atau selenium-telurium sebagai gantinya. Karet yang
diproduksi dengan cara ini menunjukkan peningkatan ketahanan panas. Tellurite agar-agar digunakan untuk mengidentifikasi anggota genus
Corynebacterium, Corynebacterium diphtheriae sebagian besar biasanya, patogen
yang bertanggung jawab atas difteri.
POLONIUM
© Sejarah Polonium ( Po )
Polonium adalah
suatu unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang Po dan nomor atom 84. Unsur radioaktif yang langka ini termasuk kelompok metaloid yang
memiliki sifat kimia yang mirip dengan telurium dan bismut. Polonium merupakan unsur radioaktif yang terbentuk secara alami di kerak
bumi dan merupakan elemen pertama yang ditemukan berdasarkan sifat
radioaktifnya. Polonium ditemukan di pithblende pada 1989 oleh ahli kimia
Prancis yaitu Marie Curie, dinamakan berdasarkan Negara asalnya Polandia.
Polonium adalah salah satu elemen dari uranium-radium dan merupakan anggota
dari uranium-238. Polonium adalah unsur yang sangat jarang di alam. Jumlah
elemen ini terjadi dalam batuan yang mengandung radium. Polonium meleleh pada
suhu 254 °C ( sekitar 489 °F ), mendidih pada suhu 962 °C (
sekitar 1764 °F ), dan memiliki spesifik gravitasi 9.3
Salah satu
anggota golongan 6A ini memiliki 33 isotop yang dikenal, yang semuanya termasuk
radioaktif. Mereka memiliki massa atom berkisar 188-220 u. polonium-209
memiliki waktu paruh 103 tahun, polonium-208 dan waktu paruhnya 2,9 tahun.
Polonium 210 (juga disebut radium-F) adalah isotop paling umum yang paling
sering digunakan dan memiliki waktu paruh 138 hari. Banyak isotop lain
yang sudah berhasil disintesis.
Polonium-210
adalah isotop yang paling dominan dan terbentuk secara alami dan salah satu
yang paling banyak digunakan. Polonium-210 sangat berbahaya untuk ditangani
meski hanya sejumlah milligram atau mikrogram. Diperlukan peralatan khusus dan
kontrol yang ketat untuk menanganinya. Kerusakan timbul dari penyerapan
energi partikel alfa oleh jaringan makhluk hidup. Batas penyerapan
polonium maksimum lewat jalan pernafasan yang masih diizinkan hanya 0.03
mikrocurie, yang sebanding dengan berat hanya 6.8 x 10-12 gram.
Tingkat toksisitas polonium ini sekitar 2.5 x 1011 kali daripada
asam sianida. Sedangkan konsentrasi senyawa polonium yang terlarut yang masih
diizinkan adalah maksimal 2 x 10-11 mikrocurie/cm3.
© Pembuatan dan
Pengolahan Unsur Polonium
Polonium adalah
unsur alam yang sangat jarang. Bijih uranium hanya mengandung sekitar 100
mikrogram unsur polonium per tonnya. Ketersediaan polonium hanya 0.2% dari
radium. Pada tahun 1934, para ahli menemukan bahwa ketika mereka menembak
bismut alam (209Bi) dengan neutron, diperoleh 210Bi yang
merupakan induk polonium. Sejumlah milligram polonium kini didapatkan dengan
cara seperti ini, dengan menggunakan tembakan neutron berintensitas tinggi
dalam reaktor nuklir.
Polonium-210
adalah yang paling banyak tersedia. Isotop dengan massa 209 (masa paruh waktu
103 tahun) dan massa 208(masa paruh waktu 2.9 tahun) bisa didapatkan
dengan menembakkan alfa, proton, atau deutron pada timbal atau bismut dalam
siklotron, tapi proses ini terlalu mahal. Logam polonium telah dibuat dari
polonium hidroksida dan senyawa polonium dengan adanya ammonia cair anhidrat
atau ammonia cair pekat. Diketahui ada dua modifikasi alotrop.
Polonium-210
meluruh dengan memancarkan partikel alpha. 1mg polonium 210 memancarkan
partikel alpha sebagai radium-226 sebanyak 5 g. energy yang dilepaskan
sangatlah besar yaitu 140 watt/g. Peluruhan isotop Radon-222 (Rn-222), memancarkan partikel alfa.
Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :
86Rn222 → 84Po218 + 2He4
86Bi214 → 84Po214 + 2e
© Sifat Fisika dan Kimia
Polonium 210
memiliki titik cair yang rendah, logam yang mudah menguap, dengan 50% polonium
menguap di udara dalam 45 jam pada suhu 55oC. Merupakan pemancar
alpha dengan masa paruh waktu 138.39 hari. Satu milligram memancarkan partikel
alfa seperti 5 gram radium. Energi yang dilepaskan dengan pancarannya sangat
besar (140 W/gram); dengan sebuah kapsul yang mengandung setengah gram polonium
mencapai suhu di atas 500oC. Kapsul ini juga menghasilkan sinar gamma dengan
kecepatan dosisnya 0.012 Gy/jam. Sejumlah curie (1 curie = 3.7 x 1010Bq)
polonium mengeluarkan kilau biru yang disebabkan eksitasi di sekitar gas.
Polonium mudah
larut dalam asam encer, tapi hanya sedikit larut dalam basa. Garam polonium
dari asam organik terbakar dengan cepat; halida amina dapat mereduksi nya
menjadi logam.
Sifat kimia polonium adalah mirip dengan telurium dan bismut. Polonium mudah larut dalam asam encer, tetapi hanya sedikit larut dalam alkali . Senyawa hidrogen Poh 2 adalah cair pada suhu kamar ( titik lebur -36,1 ° C, titik didih 35,3 ° C). struktur Halida yang dikenal Cacar 2, cacar 4 dan 6
Cacar. Kedua oksida Poo Poo 2 dan 3 adalah produk dari
oksidasi polonium. Telah dilaporkan bahwa beberapa mikroba dapat membentuk senyawa methylate polonium oleh aksi methylcobalamin . Hal ini mirip dengan cara di mana merkuri , selenium dan telurium merupakan alkohol pada makhluk hidup untuk menciptakan senyawa organologam. Sebagai hasil ketika mempertimbangkan pembentukan senyawa biokimia dari
polonium harus mempertimbangkan kemungkinan bahwa polonium akan mengikuti jalur
biokimia yang sama seperti selenium dan telurium.
© Kegunaan Polonium
Karena kebanyakan
isotop Polonium terintegrasi dari pemecahan partikel alpha berenergi tinggi
dalam jumlah besar dari elemen ini merupakan sumber yang baik bagi radiasi
alpha. Polonium digunakan dalam percobaan nuklir dengan elemen sepeti Berilium
yang melepas neutron saat ditembak partikel alpha. Dalam percetakan dan alat
photografi, polonium digunakan dalam alat yang mengionisasi udara untuk
menghilangkan kumpulan arus elektrostatis. Radioaktivitas yang besar dari unsur
ini menyebabkan radiasi yang berbahaya bahkan pada sekumpulan kecil unsur
Polonium.
© Aplikasi
Ketika campuran
atau paduan dengan berilium, polonium bisa menjadi sumber neutron: neutron
berilium penyerapan partikel alpha pada rilis yang disediakan oleh 210Po.
Telah digunakan dalam kapasitas sebagai pemicu atau inisiator neutron untuk
senjata nuklir Namun,. Lisensi yang diperlukan untuk memiliki dan
mengoperasikan sumber neutron. Kegunaan lain termasuk berikut : perangkat yang
menghilangkan listrik statis di pabrik-pabrik tekstil dan tempat-tempat
lainnya. Namun, sumber partikel beta lebih sering digunakan dan kurang
berbahaya. Sebuah alternatif non-radioaktif adalah dengan menggunakan power
supply tegangan tinggi DC untuk mengionisasi udara positif atau negatif
menurut. 210Po dapat digunakan sebagai sumber panas dari atom untuk
pembangkit tenaga listrik thermoelectric radioisotop melalui bahan
thermoelectric. Karena toksisitasnya sangat tinggi, polonium dapat digunakan
sebagai racun (lihat, sebagai contoh, Alexander Litvinenko keracunan). Polonium
juga digunakan untuk menghilangkan debu pada film.
© Produk Komersian yang Mengandung
Polonium
Jumlah berpotensi
mematikan yang hadir polonium di kuas anti-statis dijual kepada fotografer
modul eliminator statis dengan 500 μCi (20 MBq) dari polonium itu.
Tersedia. Di Amerika Serikat, perangkat tidak lebih dari 500 μCi dari (disegel)
210Po per unit dapat dibeli dalam jumlah berapa pun di bawah "lisensi
umum", yang berarti bahwa pembeli tidak perlu didaftarkan oleh otoritas.
Jumlah kecil radioisotop ini kadang-kadang digunakan di laboratorium dan untuk
tujuan pengajaran-biasanya dari urutan 40-40 kBq (0,1-1,0 μCi), dalam bentuk
sumber tertutup, dengan polonium yang disimpan pada substrat atau resin atau
polimer matriks-sering dibebaskan dari lisensi oleh NRC dan otoritas yang sama
seperti mereka tidak dianggap berbahaya. Sejumlah kecil 210Po diproduksi untuk
dijual kepada publik di Amerika Serikat sebagai 'sumber jarum' untuk
eksperimentasi laboratorium, dan ritel oleh perusahaan pemasok ilmiah. polonium
ini sebenarnya lapisan plating yang pada gilirannya disepuh dengan memungkinkan
radiasi alpha perusahaan (yang digunakan dalam percobaan seperti awan spasi)
sementara mencegah pelepasan polonium dan penyajian bahaya beracun. Menurut United
Nuklir, mereka biasanya menjual antara empat dan delapan sumber per tahun .
1. Tembakau
Kehadiran
polonium dalam asap rokok telah dikenal sejak 1960-an. Beberapa perusahaan
terbesar di dunia tembakau diteliti cara menghapus substansi-untuk tidak
menggunakan-selama 40 tahun tetapi tidak pernah dipublikasikan hasilnya. Radioaktif polonium-210 yang terkandung dalam pupuk fosfat diserap oleh akar
tanaman (seperti tembakau) dan disimpan dalam jaringan. Tembakau tanaman yang
dipupuk dengan fosfat alam yang mengandung polonium,-210 yang memancarkan
radiasi alpha diperkirakan menyebabkan kematian sekitar 11.700 kanker paru-paru
setiap tahun di seluruh dunia.
2. Makanan
Polonium juga ditemukan
dalam rantai makanan, terutama di laut.
0 komentar:
Posting Komentar