Kelompok 5 terdiri dari 4 orang mahasiswa yang mengulas tentang sifat-sifat oksigen dan belerang serta senyawa-senyawa terkaitnya. Dibahas tentang alotrop, ikatan kimia, sifat fisik dan kimia, penggunaan, dan cara pembuatan gas oksigen dan belerang.

1. Kelompok 5 :
1. Eka Andriani (4301413009)
2. Eka Aprillia (4301413044)
3. Ita Asfuriyah (4301413051)
4. Nurul Latifiyah Aldila (4301413083)

2. Unsur Konfigurasi Elektron Titik leleh
(°C)
Titik Didih
(°C)
8O [2He] 2s2 2p4 -219 -183
16S [10Ne] 3s2 3p4 119 445
34Se [18Ar] 4s2 4p4 221 685
52Te [36Kr] 4d10 5s2 5p4 452 987
84Po [54Xe] 4f14 5d10 6s2 6p4 254 962

3. Stabilitas Ikatan Ganda dan
Katenasi
Absennya orbital d

4.  Ikatan rangkap dua pada oksigen jauh lebih
besar daripada ikatan tunggalnya.
 Ikatan tunggal O-O sangat lemah kaitannya
dengan pembentukan katenasi.
 Dalam golongan karbon (golongan 14),
kemampuan katenasi menurun dengan
naiknya nomor atom, tetapi dalam golongan
16, belerang mampu membentuk rantai yang
tepanjang (S8).

5.  Kenyataannya, ikatan tunggal O-O paling
lemah daripada ikatan tunggal atom oksigen
dengan atom-atom lain, O-X. Dengan
demikian, atom oksigen lebih suka
membentuk ikatan dengan atom-atom
lainnya daripada dengan dirinya sendiri.

6. Ikatan Energi ikatan σ / kJ
mol-1
Energi ikatan
π / kJ mol-1
Oksigen-oksigen 142 350
Belerang-belerang 270 155
Selenium-selenium 210 125

7.  Oksigen membentuk hanya satu senyawa
denga flourin yaitu OF2, tetapi belerang
mampu membentuk beberapa senyawa
dengan flourin termasuk SF6.
 Untuk mencapai hingga enam ikatan kovalen
ini atom belerang harus melibatkan orbital d.
 Dengan demikian, tidak ditemuinya senyawa
oksigen-flourin yang analog dengan
SF6 berkaitan dengan tidak tersedianya
orbital d dalam atom oksigen.

9.  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.

10.  Pada temperatur dan tekanan standar (STP),
oksigen merupakan gas tak berwarna dan tak
berasa dengan rumus kimia O2
 Larut dalam air.
 Mengembun pada 90,20 K dan membeku pada
54.36 K.
 berwarna biru langit (oksigen cair dan
padat).
 Zat yang sangat reaktif, harus dipisahkan
dengan bahan – bahan yang mudah terbakar.

11.  Alotrop oksigen yang umumnya ditemukan di
bumi adalah dioksigen O2.
 Trioksigen (O3) dikenal sebagai ozon, O3
sangat reaktif dan dapat merusak paru-paru.
 Tetraoksigen (O4) ditemukan pada tahun
2001, dan diasumsikan terdapat pada salah
satu enam fase oksigen padat.

12.  Oksigen yang dapat ditemukan secara alami
adalah 16O, 17O, dan 18O.
 Isotop 16O merupakan yang paling melimpah
(99,762%) diantara kedua isotop O2 lainnya. .

13. Menurut massanya, Oksigen merupakan unsur
kimia paling melimpah ketiga di alam
semesta, setelah hidrogen dan helium.

14.  Pembuatan gas oksigen dilakukan dengan
cara distilasi udara cair. Udara yang
mengandung 21% oksigen dan 78% nitrogen
didinginkan hingga suhu -200°C dengan
tekanan tinggi sehingga udara mencair.
Kemudian, udara cair tersebut secara
berangsur-angsur dipanaskan. Pada suhu -
183°C, oksigen cair akan menguap sehingga
dapat dipisahkan dari gas lainnya.

15.  Untuk pernapasan makhluk hidup, penderita
paru-paru, penyelam, antariksawan;
 Untuk pembakaran / oksidator ;
 Campuran oksigen cair dan hidrogen cair
digunakan untuk bahan bakar roket;
 Untuk bahan baku berbagai senyawa kimia.

16.  Meningkatkan daya ingat dan kecerdasan otak.
 Mencegah kanker, asma dan berbagai penyakit.
 Meningkatkan metabolisme.
 Mengurangi racun dalam darah.
 Menstabilkan tekanan darah.
 Memperkuat jantung dan sistem kekebalan
tubuh.
 Mencegah stress dan gugup.
 Mempercantik kulit dan mencegah penuaan dini.

17.  Oksida-oksida logam elektropositif kuat bersifat
ionik dan basa, misalnya barium oksida bereaksi
dengan air menghasilkan basa.
BaO(s) + H2O (l) → Ba(OH)2 (aq)
 Beberapa oksida basa lainnya bersifat tidak larut
dalam air, tetapi larut dalam asam encer.
CuO(s) + 2 H3O+
(aq) → Cu2+
(aq) + 2 OH-
(aq)

18.  Oksida-oksida logam elektropositif lemah seperti
aluminium, zink, dan timah, bersifat amfoter. Contoh :
ZnO(s) + 2 H3O+
(aq) → Zn2+
(aq) + 3 H2O(l)
ZnO(s) + 2 OH-
(aq) + H2O(l) → [Zn(OH)4]2-
(aq)
 Apabila suatu logam dapat membentuk lebih dari
satu macam ksida, biasanya oksida dengan logam
bertingkat oksida rendah bersifat basa, dan oksida
dengan logam bertingkat oksida tinggi bersifat asam.
Contoh :
Cr2O3 (s) + 6 H3O+
(aq) → 2 Cr3+
(aq) + 9 H2O(l)
CrO3 (s) + H2O(l) → H2CrO4(aq)

19.  Oksida-oksida nonlogam selalu terikat secara
kovalen ; untuk nologam bertingkat oksidasi
rendah cenderung bersifat netral dan untuk
nonlogam bertingkat oksidasi tinggi cenderung
bersifat asam. Contoh :
CO2(g) + H2O(l) → H2CO3(aq)
N2O3(g) + H2O(l) → 2 HNO3(aq)

20.  Hidrogen peroksida murni berupa cairan hampir tidak
berwarna dan sangat kental, serta bersifat korosif.
 Struktur molekul : dihedral dengan sudut 111°
 Sudut ikatan H-O-O sebesar 94,5°
 Bersifat tidak stabil dalam termodinamik
 Mudah terdisproporsionasi
2H2O2 (l) → 2H2O(l) + O2(g) AG = -119,2 kJ/mol

21.  Terdapat dalam kerak bumi sebagai
unsurnya, mineral sulfida dan sulfat, gas H2S
dalam gas alam, dan sebagai senyawa
belerang organik dalam batubara dan
minyak.
 Dapat ditambang menurut proses Frasch.

23.  Persamaan sifat dengan oksigen
• Keduanya membentuk senyawa ionik dengan
logam aktif
• Keduanya membentuk senyawa kovalen
 Perbedaan sifat belerang dan oksigen
 Panjang ikatan kovalen tunggal O 74 pm dan
S 104 pm
 Elektronegativitas O 3.5 dan S hanya 2.6

24.  Alotrop belerang yang terdapat secara alamiah adalah
S8 (siklooktasulfur) yang tertata secara zigzag.
 Alotrop ini mengkristal dalam bentuk jarum di atas
temperatur 95°. Di bawah temperatur 95° diperoleh 2
macam bentuk kristal, monoklin dan rombik.
 Alotrop lain adalah S6 (sikloheksasulfur)

26.  Berupa gas yang tak berwarna, berbau
seperti telur busuk, dan sangat bersifat
racun melebihi hidrogen sianida.
 Diproduksi secara alamiah oleh bakteri
anaerob, misal pada proses pembusukan.

27.  Dalam laboratorium, gas H2S dipreparasi dari
reaksi antara sulfida logam dengan asam encer.
Contoh
FeS(s) + 2HCl(aq)  FeCl2(aq) + H2S(g)
 Reaksi uji adanya gas H2S biasanya dengan
menggunakan kertas yang dibasahi larutan
timbel (II) asetat, menghasilkan endapan coklat-
hitam PbS
Pb(CH3COO)2(aq) + H2S(g)  PbS(s) + CH3COOH(aq)

28.  Struktur molekul mengadopsi bentuk V seperti
molekul air. Namun sudut ikatan menjadi makin
kecil dengan menurunnya unsur dalam golongan.
 Hal ini berkaitan dengan menurunnya sifat
elektronegativitas atom pusat yang paralel
dengan berkurangnya pemakaian orbital hibrida
(sp3) daripada orbital p murninya.

29.  Hanya sulfida-sulfida logam golongan 1, 2, dan
aluminium saja yang larut dalam air.
 Sulfida ini terhidrolisis dengan air, akibatnya
larutan sulfida bersifat basa. Hidrolisis lebih
lanjut menghasilkan gas H2S yang berbau busuk.
S2-(aq) + H2O(l)  HS-(aq) + OH-(aq)
HS-(aq) + H2O(l)  H2S(g) + OH-(aq)

30.  Sistem natrium-belerang merupakan dasar
untuk baterai berkemampuan tinggi.
Kedua elektrodenya yaitu natrium dan
belerang yang berupa cairan dan
elektrolit padatan NaAl11O17 (barangkali
sama dengan formula NaAlO2.5Al2O3.
 Baterai jenis ini dapat diisi ulang. Tetapi,
baterai jenis ini beroperasi pada
temperatur tinggi 300°C.

31.  Sulfida dimanfaatkan antara lain untuk
bahan kosmetik, misal diantimoni
trisulfida (Sb2S3) berwarna hitam legam
untuk penghitam bulu mata.

32.  Oksida belerang yang umum adalah SO2 dan SO3,
dengan masing-masing titik didih -10°C dan -
44.8°C.
 SO2 mempunyai bentuk bengkok/V dengan sudut
ikatan O-S-O 119° dan panjang ikatan S-O 1,43Å.
 SO3 mempunyai bentuk segitiga samasisi dengan
sudut ikatan O-S-O 120 ° dan panjang ikatan S-O
1,43Å pada fase gas.

33. SO2
SO3
S3O9 H2SO4

34.  Kedua oksida tersebut bersifat asam Lewis
dengan atom S sebagai akseptor pasangan
elektron, namun SO3 jauh lebih kuat dan lebih
keras.
 Sifat asam Lewis yang kuat ini mengakibatkan
SO3 mampu membentuk polimer melalui
jembatan oksigen dalam fase padat pada
temperatur dan tekanan kamar.

35.  SO2 mudah larut dalam air, namun seperti halnya
NH3 dan CO2, hampir semua gas yang larut berada
sebagai molekul SO2, hanya sebagian kecil saja yang
beraksi dengan air membentuk asam sulfit
SO2(g) + H2O(l) H2SO3(aq)
 Gas SO2 dalam laboratorium dapat dibuat dengan
mereaksikan larutan sulfit atau hidrosulfit dengan
larutan asam encer
 SO3 bersifat asam kuat dan larut dalam air
membentuk H2SO4
SO3(g) + H2O(l)  H2SO4(aq)

36.  Berupa cairan kental seperti minyak yang
membeku pada 10.4°C. Proses pencampuran
asam sulfat dan air sangat eksotermik.
 Asam sulfat dapat bereaksi menurut lima cara
yang berbeda
 Sebagai asam
 Pengering terhadap air
 Pengoksidasi
 Agen sulfonasi
 Sebagai basa

37.  Asam sulfat merupakan bahan kimia yang
diproduksi secara besar-besaran.
 Metode pembuatannya baik menurut proses
kontak maupun kamar timbal selalu
menggunakan belerang dioksida, yang disiapkan
dari pembakaran lelehan belerang.

40.  Sulfat
 Hidrogen sulfat
 Sulfit
 Tiosulfat
 peroksodisulfat

41.  Garam sulfat umumnya dibuat melalui tiga
reaksi :
2 NaOH(aq) + H2SO4(aq)  Na2SO4(aq) + 2 H2O(l)
Zn(s) + H2SO4(aq)  ZnSO4(aq) + H2(g)
CuCO3(s) + H2SO4(aq)  CuSO4(aq) + H2O(l) + CO2(g)

42.  Nilai ionisasi kedua asam sulfat sangat besar,
sehingga garam hidrogen sulfat bersifat asam
HSO4
-
(aq) + H2O(l) H3O+
(aq) + SO4
2-
(aq)
 Hidrogen sulfat dapat dipreparasi
NaOH(aq) + H2SO4 (aq)  NaHSO4 (aq) + H2O (l)

43.  Natrium sulfit dapat dipreparasi dengan
mengalirkan gas belerang dioksida ke dalam
larutan natrium hidroksida
menurut persamaan reaksi :
2 NaOH (aq) + SO2 (g)  Na2SO3 (aq) + H2O (l)
 Ion sulfit merupakan agen reduktor
SO3
2-
(aq) + 3 H2O (l)  SO4
2-
(aq) + 2 H3O+
(aq) + 2 e

44.  Natrium tiosulfat dapat dipreparasi dengan
mendidihkan belerang dalam larutan sulfit.
SO3
2-
(aq) + S (s)  S2O3
2-
(aq)
 Ion tiosulfat tidak stabil oleh pemanasan,
mengalami disproporsionasi menjadi tiga
spesies, yaitu sulfat, sulfida , dan belerang
4 Na2S2O3 (s) 3 Na2SO4 (s) + Na2S (s) + 4 S (s)

45.  Tiosulfat bereaksi dengan asam membentuk
endapan kuning belerang dan gas belerang
dioksida
S2O3
2-
(aq) + 2 H3O+
(aq)  H2S2O3 (aq) + 2 H2O (l)
H2S2O3 (aq)  H2O (l) + S (s) + SO2 (g)

46.  Natrium tiosulfat dalam laboratorium
berguna untuk titrasi redoks, misal pada
iodometri
2 S2O3
2-
(aq) + I2 (aq)  S4O6
2-
(aq) + 2 I-
(aq)
 Ion tetrationat mengandung jembatan atom
belerang, analog dengan ion peroksodisulfat
 Campuran dingin larutan tiosulfat dan besi
(III) menghasilkan senyawa kompleks ungu
2 S2O3
2-
(aq) + Fe3+
(aq)  [Fe(S2O3)2]2-
(aq)

47.  Ion peroksodiosulfat mengandung satu
jembatan diokso, -O-O- sehingga kedua atom
belerang mempunyai tingkat oksidasi +6
tetapi kedua atom oksigen jembatan
mempunyai tingkat oksidasi -1.
 Asam peroksodiosulfat berupa padatan putih,
dua garam yang penting sebagai agen
oksidator adalah kalium dan ammonium
peroksodisulfat, dengan ion peroksodisulfat
tereduksi menjadi ion sulfat.
S2O8
2-
(aq) + 2e  2 SO4
2-
(aq) E= +2,01 V

48.  Senyawa-senyawa belerang-halogen
adalah belerang-flourin, dan belerang-
klorin.
 Belerang-flourin membentuk dua senyawa
penting yaitu belerang heksaflourida, SF6,
dan belerang tetraflourida, SF4.
 Belerang heksaflourida berupa gas tak
berwarna, tak berbau, tidak reaktif,
berdaya racun rendah serta stabil; oleh
karena itu, gas ini dapat dimanfaatkan
sebagai insulator dalam sistem listrik
bertegangan tinggi.

49.  Belerang heksaflourida mengadopsi bangun
octahedron sesuai dengan ramalan teori
VSEPR, dan ditinjau dari teori ikatan valensi,
atom pusat S mengadopsi orbital hibrida
sp3d2.
 Belerang heksaflourida berupa gas yang sngat
reaktif, terurai oleh udara lembab (air)
menjadi belerang dioksida dan hydrogen
flourida.
SF4 (g) + 2 H2O (l)  SO2 (g) + 4 HF (g)

50.  Belerang klorin hanya dengan tingkat
oksidasi rendah. Lelehan belerang yang
dialiri dengan gas klorin menghasilkan
disulfur klorida, suatu cairan kuning
beracun dengan titik leleh -80oC dan
titik didih 138oC.
2 S (l) + Cl2 (g)  S2Cl2 (l)

51.  Disulfur klorida banyak digunakan pada
proses vulkanisasi karet, menghasilkan
hubungan-silang disulfur antara rantai-rantai
atom karbon yang membuat karet menjadi
lebih kuat.
 Apabila disulfur klorida dengan katalisator
diiodin dialiri gas diklorin maka akan
diperoleh belerang diklorin.
S2Cl2 (l) + Cl2 (g)  2 SCl2 (l)

52. tiosulfat
peroksodisulfat
tetrationat

53. TERIMA KASIH