Golongan Nitrogen dan Oksigen

BAB I
PENDAHULUAN
A.Latar Belakang
Nitrogen (Latin nitrum, Bahasa Yunani Nitron berarti "soda asli", "gen", "pembentukan") secara resmi ditemukan oleh Daniel Rutherford pada 1772, yang menyebutnya udara beracun atau udara tetap. Pengetahuan bahwa terdapat pecahan udara yang tidak membantu dalam pembakaran telah diketahui oleh ahli kimia sejak akhir abad ke-18 lagi. Nitrogen juga dikaji pada masa yang lebih kurang sama oleh Carl Wilhelm Scheele, Henry Cavendish, dan Joseph Priestley, yang menyebutnya sebagai udara terbakar atau udara telah flogistat. Gas nitrogen adalah cukup lemas sehingga dinamakan oleh Antoine Lavoisier sebagai azote, daripada perkataan Yunani αζωτος yang bermaksud "tak bernyawa". Istilah tersebut telah menjadi nama kepada nitrogen dalam perkataan Perancis dan kemudiannya berkembang ke bahasa-bahasa lain.
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.

B.Rumusan Masalah
Masalah yang akan dibahas dalam makalah ini adalah :
1.Bagaimana kecenderungan dan sifat golongan nitrogen serta senyawa nitrogen?
2.Bagaimana senyawa-senyawa fosfor?
3.Bagaimana kecenderungan dan sifat golongan oksigen serta senyawa oksigen?

C.Tujuan
1.Mengetahui kecenderungan dan sifat golongan nitrogen serta senyawa-senyawa nitrogen.
2.Mengetahui senyaa-senyawa fosfor.
3.Mengetahui kecenderungan dan sifat golongan oksiogen serta senyawa-senyawa oksigen.

BAB II
GOLONGAN NITROGEN
A.Kecenderungan Golongan Nitrogen
Kelompok unsur ini adalah 7N, 15P, 33As, 51Sb, 83Bi ; dua unsur pertama lebih bersifat nonlogam sedangkan tiga unsur lainnya bersifat metalik. Pembagian ini sesungguhnya kurang tepat karena sulitnya membedakan di antara kedua sifat tersebut. Dua sifat khas yang dapat dipelajari adalah ketahanan listrik unsur yang bersangkutan dan sifat asam-basa oksidasinya sebagaimana yang ditunjukan oleh tabel dibawah ini.
Nitrogen dan fosfor keduanya bukan penghantar listrik dan membentuk oksida asam sehingga tak diragukan lagi keduanya diklasifikasikan sebagai nonlogam. Permasalahan klasifikasi mulai muncul pada arsen. Kenampakan umum alotrop arsen seperti logam, tetapi sublimasi dan rekomendasi menghasilkan alotrop ke dua yang berupa serbuk kuning. Oleh karena arsen mempunyai dua kenampakan alotrop seperti logam dan nonlogam, dan membentuk oksida amfoterik, maka arsen dapat diklasifikasikan sebagai semilogam. Tetapi banyak senyawa kimia arsen parallel dengan fosfor, sehingga dapat pula dikelompokkan sebagai non logam. Antimon dan bismut dikelompokkan hampir dalam daerah batas sebagaimana arsen.

B.Nitrogen
Nitrogen atau zat lemas adalah sebuah unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang N dan nomor atom 7. Biasanya ditemukan sebagai gas tanpa warna, tanpa bau, tanpa rasa dan merupakan gas diatomik bukan logam yang stabil, sangat sulit bereaksi dengan unsur atau senyawa lainnya. Dinamakan zat lemas karena zat ini bersifat malas, tidak aktif bereaksi dengan unsur lainnya.
Nitrogen terdapat di udara kira-kira 78,09% persen dari atmosfir bumi dan terdapat dalam banyak jaringan hidup. Zat lemas membentuk banyak senyawa penting seperti asam amino, amoniak, asam nitrat, dan sianida. Nitrogen adalah zat non logam, dengan elektronegatifitas 3.0. Mempunyai 5 elektron di kulit terluarnya. Oleh karena itu trivalen dalam sebagian besar senyawa. Nitrogen mengembun pada suhu 77K (-196oC) pada tekanan atmosfir dan membeku pada suhu 63K (-210oC).

1.Aspek kimiawi atom nitrogen
Atom nitrogen dengan konfigurasi elektronik 1s2 2s2 2p3 dapat mencapai konfigurasi electron valensi penuh menurut empat proses yaitu :
a.Penangkapan 3 elektron untuk membentuk anion nitrida, N3- ; ion ini hanya terdapat dalam senyawa-senyawa nitride mirip-garam dari logam-logam yang sangat elektropositif (seperti alkali).
b.Pembentukan pasangan electron ikatan sebagai ikatan tunggal seperti dalam NH3, dan ikatan ganda tiga seperti dalam N2, atau rangkap dua seperti dalam gugus -N=N-
c.Pembentukan pasangan electron ikatan disertai penangkapan electron seperti dalam NH2- , H-N-H ]- dan NH2- , H-N ]2-
d.Pembentukan pasangan electron ikatan disertai pelepasan electron seperti dalam NH4+ dan ion-ion ammonium tersubstitusi [NR4]+
Namun demikian, ada beberapa senyawa nitrogen yang stabil dengan konfigurasi electron valensi tidak penuh seperti dalam NO, NO2, dan nitroksida dalam senyawa-senyawa ini terdapat elektron tak berpasangan.
2.Sifat anomali nitrogen
a.Ikatan Tunggal
Nitrogen dengan tiga ikatan tunggal terdapat dalam senyawa NR3 (R=H, alkali) yang mempunyai bentuk piramida segitiga. Terjadinya ikatan dapat diterangkan melalui orbital hibrida sp3 dengan pasangan elektron non ikatan atau pasangan elektron menyendiri menempati posisi salah satu dari keempat sudut struktur tetrahedron, dengan demikian bentuk molekul yang sesungguhnya menjadi tampak sebagai piramida segitiga. Aspek kimiawi yang penting dalam senyawa ini berkaitan denga peran pasangan electron non ikatan. Dengan adanya sepasang electron non ikatan, semua senyawa NR3 bertindak sebagai basa Lewis. Oleh karena itu NR3 dapat membentuk senyawa kompleks dengan asam lewis dan dapat pula bertindak sebagai ligan ion-ion logam transisi.
Energi ikatan tunggal N-N relatif sangat lemah. Jika dibandingkan dengan energi ikatan tunggal C-C, terdapat perbedaan yang sangat mencolok. Perbandingan ini untuk unsur-unsur dalm periode 2 adalah 350, 160, 140, dan 150 kJ mol-1 , yang secara berurutan menunjuk pada energi ikatan tunggal dalam senyawa H3C-CH3, H2N-NH2, HO-OH, dan F-F. Perbedaan ini mungkin ada hubungannya dengan pengaruh tolakan antar pasangan elektron non ikatan, yaitu tidak ada, ada sepasang, dua pasang dan tiga pasang untuk masing-masing senyawa tersebut. Rendahnya energi ikatan tunggal ini, tidak seperti karbon, berakibat kecilnya kecenderungan pembentukan rantai bagi atom nitrogen.
b.Ikatan ganda / rangkap
Nitrogen membentuk molekul N2 yang stabil dengan ikatan ganda tiga yang sangat kuat denga jarak ikatan sangat pendek yaitu 1,09 A. Energy ikatnya sangat besar, 942 kJ mol-1, jauh lebih besar daripada energy ikatan ganda tiga untuk fosfor (481 kJ mol-1) dan juga lebih besar daripada energy ikatan ganda tiga karbon (835 kJ mol-1). Hal ini dapat dijelaskan bahwa atom nitrogen menggunakan salah satu orbital p untuk ikatan ∞ dan dua yang lain untuk ikatan π. Fosfor membentuk molekul P4 atau struktur lapis tertentu dengan ikatan tunggal. Jika nitrogen membentuk satu ikatan tunggal dan satu ikatan rangkap dua, maka struktur molekulnya non linear.
c.Absennya peran orbital d
Dengan fluorin, nitrogen hanya membentuk trifluorida, NF3, sedangkan fosfor membentuk trifluorida PF3 dan pentafluorida PF5. teori hibridisasi menyarankan bahwa atom fosfor dalam PF5 mengalami hibridisasi sp3d, jadi melibatkan orbital 3d dalam membentuk ikatan P-F; atom nitrogen tidak mungkin menyediakan orbital d, dan oleh karena itu tidak mampu membentuk senyawa analog.
d.Elektronegatifitas
Elektronegatifitas nitrogen jauh lebih tinggi dibanding dengan anggota-anggota lainnya dalam golongannya. Akibatnya, sifat polaritas ikatan dalam senyawa nitrogen sering berlawanan dengan sifat polaritas ikatan dalam senyawa anggota lainnya. Ikatan kovalen N-H sangat polar maka ammonia bersifat basa, sedangkan senyawa hidrida anggota yang lain, fosfina PH3, arsina AsH3, dan stibina SbH3, bersifat netral.

3.Beberapa senyawa nitrogen
a)Amonia,NH3
Ammonia adalah bahan kimia dengan rumus kimia NH3. Molekul ammonia mempunyai bentuk segi tiga. Ammonia terdapat di atmosfera dalam kuantiti yang kecil akibat pereputan bahan organik. Ammonia juga dijumpai di dalam tanah, dan di tempat dekat dengan gunung berapi. Pada suhu dan tekanan piawai, ammonia adalah gas yang tidak mempunyai warna dan lebih ringan daripada udara (0.589 ketumpatan udara). Titik leburnya ialah -75 °C dan titik didihnya ialah -33.7 °C. 10% larutan ammonia dalam air mempunyai pH 12. Ammonia dalam bentuk cair mempunyai muatan haba yang sangat tinggi.
Dalam molekul amonia atom pusat N dikelilingi oleh tiga PEI dan sepasang PEB, maka bentuk molekul amonia adalah piramida segitiga; atom N terletak pada puncak piramida sedangkan ketiga atom H pada dasar piramida.


b)Hidrazin,NH2-NH2
Hidrazin dalam larutan air dibuat dari reaksi amonia dengan hipoklorit,dan diduga terjadi menurut dua tahap reaksi:
NH3 + OCl- NH2Cl + OH-
NH2Cl + OH- + NH3 N2H4 + Cl- + H2O
Reaksi keseluruhan :
2 NH3 + OCl- N2H4 + Cl- + H2O
Dalam suasana asam maupun basa, hidrazin bersifat sebagai pereduksi kuat, banyak digunakan sebagai pereduksi komponen bahan bakar roket dalm bentuk dimetil hidrazin, (CH3)2NNH2. Oksidasi hidrazin menghasilkan berbgai macam senyawa bergantung pada jenis oksidatornya. Struktur hidrazin mirip dengan struktur etana kecuali dalam hal salah satu atom H dari tiap gugus metilnya diganti dengan sepasang electron menyendiri, struktur ini mempunyai panjang ikatan tunggal N-N, 145 pm.

c)Nitrida
Nitrida adalah senyawa metal N. Secara umum apabila metal amida dipanaskan akan terjasdi deamoniasi menjadi metal nitrida misalnya seperti pada reaksi berikut :
3 Mg(NH2)2 Mg3N2 + 4 NH3
Metode yang lebih baik untuk pembutan nitride adalah pemanasan logam atau campuran oksida logam dan karbon dengan nitrogen atau ammonia.

d)Nitrogen Halida,NX3
Senyawa nitrogen florida yang terkenal adalah NF3 yang berupa gas tak berbau,tak berwarna dan tidak reaktif,yang dapat dibuat dari elektrolisis leburan amonium biflorida atau larutanya dalam anhidrat hidrogen florida. Senyawa ini mirip dengan ammonia, mempunyai satu pasanga electron menyendiri namun bersifat basa Lewis lemah.

e)Asam hidrozoik atau hidrogen azida,HN3
Asam ini dalam larutan air dapat diperoleh dari oksidasi hidrazin dengan asam nitrit menurut persamaan reaksi :
N2H4 + HNO2 HN3 + 2 H2O
Asam hidrozoik berupa cairan tak berwarna mendidih pada 37 0C dan membeku pada -80 0C, memberikan bau yang menyakitkan dan sangat beracun. Ion azida dimanfaatkan untuk bahan penyelamat dalam bentuk kantung gas dalam mobil. Untuk menghindari sentuhan pengendara dengan logam natrium dicampurkan Fe2O3.

f)Oksida Nitrogen dan Asam Oksi
Nitrogen dapat bersenyawa dengan oksigen membentuk oksida dengan berbagai tingkat oksidasi,dari +1 hingga +5, misalnya N2O, NO, N2O3, N2O4, NO2 dan N2O5. Sedangkan asam oksi nitrogen yang dapat ditemui adalah H2N2O2 (as.hiponitrit), HNO2 (as.nitrit), HNO3 (as.nitrat) dan HNO4 (as.peroksinitrit).
Dinitrogen monoksida, N2O. Oksida monovalen nitrogen. Pirolisis amonium nitrat akan menghasilkan oksida ini melalui reaksi:
NH4NO3 → N2O + 2 H2O (pemanasan pada 250° C).
Walaupun bilangan oksidasi hanya formalitas, merupakan hal yang menarik dan simbolik bagaimana bilangan oksidasi nitrogen berubah dalam NH4NO3 membentuk monovalen nitrogen oksida (+1 adalah rata-rata dari -3 dan +5 bilangan oksidasi N dalam NH4+ dan NO3-). Jarak ikatan N-N-O dalam N2O adalah 112 pm (N-N) dan 118 pm (N-O), masing-masing berkaitan dengan orde ikatan 2.5 dan 1.5. N2O (16e) isoelektronik dengan CO2 (16 e). Senyawa ini digunakan secara meluas untuk analgesik.
Nitrogen oksida, NO. Oksida divalen nitrogen. Didapatkan dengan reduksi nitrit melalui reaksi berikut:
KNO2 + KI + H2SO4 → NO + K2SO4 + H2O + ½ I2
Karena jumlah elektron valensinya ganjil (11 e), NO bersifat paramagnetik. Jarak N-O adalah 115 pm dan mempunyai karakter ikatan rangkap. Elektron tak berpasangan di orbital π* antiikatan dengan mudah dikeluarkan, dan NO menjadi NO+ (nitrosonium) yang isoelektronik dengan CO.
Karena elektronnya dikeluarkan dari orbital antiikatan, ikatan N-O menjadi lebih kuat. Senyawa NOBF4 dan NOHSO4 mengandung kation ini dan digunakan sebagai oksidator 1 elektron.
Walaupun NO sebagai gas monomerik bersifat paramagnetik, dimerisasi pada fasa padatnya akan menghasilkan diamagnetisme. NO merupakan ligan kompleks logam transisi yang unik dan membentuk kompleks misalnya [Fe(CO2)(NO)2], dengan NO adalah ligan netral dengan 3 elektron. Walaupun M-N-O ikatannya lurus dalam kompleks jenis ini, sudut ikatan M-N-O berbelok menjadi 120° – 140° dalam [Co(NH3)5(NO)]Br2, dengan NO- adalah ligan 4 elektron. Akhir-akhir ini semakin jelas bahwa NO memiliki berbagai fungsi kontrol biologis, seperti aksi penurunan tekanan darah, dan merupakan spesi yang paling penting, setelah ion Ca2+, dalam transduksi sinyal.
Dinitrogen trioksida, N2O3. Bilangan oksidasi nitrogen dalam senyawa ini adalah +3, senyawa ini tidak stabil dan akan terdekomposisi menjadi NO dan NO2 di suhu kamar. Senyawa ini dihasilkan bila kuantitas ekuivalen NO dan NO2 dikondensasikan pada suhu rendah. Padatannya berwarna biru muda, dan akan bewarna biru tua bila dalam cairan, tetapi warnanya akan memudar pada suhu yang lebih tinggi.
Nitrogen dioksida, NO2, merupakan senyawa nitrogen dengan nitrogen berbilangan oksidasi +4. NO2 merupakan senyawa dengan jumlah elektron ganjil dengan elektron yang tidak berpasangan, dan berwarna coklat kemerahan. Senyawa ini berada dalam kesetimbangan dengan dimer dinitrogen tetraoksida, N2O4, yang tidak bewarna. Proporsi NO2 adalah 0.01% pada -11° C dan meningkat perlahan menjadi 15,9% pada titik didihnya (21.2° C), menjadi 100% pada 140° C.
N2O4 dapat dihasilkan dengan pirolisis timbal nitrat
2 Pb(NO3)2 → 4NO2 + 2PbO+O2 pada 400 oC
Bila NO2 dilarutkan dalam air dihasilkan asam nitrat dan nitrit:
2 NO2 + H2O → HNO3+HNO2
Dengan oksidasi satu elektron, NO2+ (nitroil) terbentuk dan sudut ikatan berubah dari 134o dalam NO2 netral menjadi 180o. Di pihak lain, dengan reduksi satu elektron, terbentuk ion NO2- (nitrito) dengan sudut ikatan 115o.
Dinitrogen pentoksida, N2O5, didapatkan bila asam nitrat pekat secara perlahan didehidrasi dengan fosfor pentoksida pada suhu rendah. Senyawa ini menyublim pada suhu 32.4o C. Karenadengan melarutkannya dalam air akan dihasilkan asam nitrat, dinitrogen pentoksida juga disebut asam nitrat anhidrat.
N2O5 + H2O → 2 HNO3
Walaupun pada keadaan padat dinitrogen pentoksida merupakan pasangan ion NO2NO3 dengan secara bergantian lokasi ion ditempati oleh ion lurus NO2+ dan ion planar NO3-, pada keadaan gas molekul ini adalah molekular.

4.Kegunaan Nitrogen
•Dalam bentuk ammonia, nitrogen digunakan sebagai bahan pupuk, pembuatan pulp untuk kertas, pembuatan garam nitrat dan asam nitrat, berbagai jenis bahan peledak, pembuatan senyawa nitro dan berbagai jenis refrigeran. Dari gas ini juga dapat dibuat urea, hidrazina dan hidroksilamina.
•Asam nitrat digunakan dalam pembuatan zat pewarna dan bahan peledak.
•Nitrogen sering digunakan jika diperlukan lingkungan yang inert, misalnya dalam bola lampu listrik untuk mencegah evaporasi filamen .
•Sedangkan nitrogen cair banyak digunakan sebagai refrigerant (pendingin) yang sangat efektifkarena relatif murah.
•Banyak digunakan oleh laboratorium - laboratorium medis dan laboratorium - laboratorium penelitian sebagai pengawet bahan-bahan preservatif untuk jangka waktu yang sangat lama, misalnya pada bank sperma, bank penyimpanan organ-organ tubuh manusia, bank darah, dsb.

C.Fosfor dan Arsen
1)Alotrop Fosfor
Fosfor diproduksi dengan mereduksi kalsium fosfat, Ca3(PO4)2, dengan batuan kuarsa dan batu bara. Alotrop fosfor meliputi fosfor putih, fosfor merah, dan fosfor hitam.
Fosfor putih adalah molekul dengan komposisi P4 (Gambar 4.7). Fosfor putih memiliki titik leleh rendah (mp 44.1o C) dan larut dalam benzen atau karbon disulfida. Karena fosfor putih piroforik dan sangat beracun, fosfor putih harus ditangani dengan hati-hati.
Fosfor merah berstruktur amorf dan strukturnya tidak jelas. Komponen utamanya diasumsikan berupa rantai yang dibentuk dengan polimerisasi molekul P4 sebagai hasil pembukaan satu ikatan P-P. Fosfor merah tidak bersifat piroforik dan tidak beracun, dan digunakan dalam jumlah yang sangat banyak untuk memproduksi korek, dsb.
Fosfor hitam adalah isotop yang paling stabil dan didapatkan dari fosfor putih pada tekanan tinggi (sekitar 8 GPa). Fosfor hitam memiliki kilap logam dan berstruktur lamelar. Walaupun fosfor hitam bersifat semikonduktor pada tekanan normal, fosfor hitam menunjukkan sifat logam pada tekanan tinggi (10 GPa).

Senyawa fosfor sebagai ligan
Fosfin tersier, PR3, dan fosfit tersier, P(OR)3, merupakan ligan yang sangat penting dalam kimia kompleks logam transisi. Khususnya trifenilfosfin, P(C6H5)3, trietil fosfin, P(C2H5)3, dan turunannya merupakan ligan yang sangat berguna dalam banyak senyawa kompleks, sebab dimungkinkan untuk mengontrol dengan tepat sifat elektronik dan sterik dengan memodifikasi substituennya (rujuk bagian 6.3 (c)). Walaupun ligan-ligan ini adalah donor sigma, ligan-ligan ini dapat menunjukkan karakter penerima pi dengan mengubah substituennya menjadi penerima elektron Ph (fenil), OR, Cl, F, dsb.
Urutan karakter penerima elektron diperkirakan dari frekuensi uluran C-O dan pergeseran kimia 13C NMR senyawa logam karbonil fosfin atau fosfit tersubstitusi adalah sbb (Ar adalah aril dan R adalah alkil).
PF3 > PCl3 > P(OAr)3 > P(OR)3 > PAr3 > PRAr2 > PR2Ar > PR3
Di pihak lain, C. A. Tolman telah mengusulkan sudut pada ujung kerucut yang mengelilingi substituen ligan fosfor pada jarak kontak van der Waals dapat digunakan sebagai parameter untuk mengukur keruahan sterik fosfin atau fosfit. Parameter ini, disebut sudut kerucut, dan telah digunakan secara meluas. Bila sudut kerucut besar, bilangan koordinasi akan menurun karena halangan sterik, dan konstanta kesetimbangan disosiasi dan laju disosiasi ligan fosfor menjadi lebih besar. Ungkapan numerik efek sterik sangat bermanfaat dan banyak studi telah dilakukan untuk mempelajari hal ini.

2)Hidrida Fosfor,fosfina
Senyawa analog amonia adalah fosfina,PH3,berupa gas tak berwarna dan sangat beracun dengan titik leleh – 133,5 0C dan titik didih -88 0C. Sifat polaritas ikatan P-H dalam Fosfina jauh lebih rendah dari ikatan N-H dalam amonia, sehingga fosfina bersifat sebagai basa lewis sangat lemah dan tidak membentuk ikatan hidrogen.

3)Oksida Fosfor
Berbeda dari nitrogen,fosfor membentuk hanya dua mcam oksida yaitu P4O6 dan P4O10. Keduanya berupa padatan putih pada temperatur kamar. Struktur kedua oksida ini didasarkan pada struktur piramida segitiga (tetrahedron) fosfor putih, P4. Tetrafosfor heksaoksida tebentuk oleh pemanasan fosfor putih dalam lingkungan oksigen terbatas, sebaliknya pemanasan dalam lingkungan oksigen berlebih menghasilkan tetrafosfor dekaoksida. Tetrafosfor dekaoksida sering digunaka sebagai agen pengering sebab bereaksi dengan air secara hebat menghasilkan san fosfat.

4)Fosfor Klorida
Ada dua macam klorida fosfor yaitu PCl3 yang berupa cairan tak berwarna dan PCl5 yang berupa padatan putih. PCl3 mempunyai bentuk piramida segitiga dan PCl5 mengadopsi bentuk bipiramida segitiga dalam fase uapnya utetapi mengadopsi struktur PCl4+ PCl6- dalam fase padatannya, suatu fakta yang menunjukkan bahwa spesies berada dalam daerah batas sifat kestabilan kovalen-ionik.

5)Asam Oksi Fosfor
Tiga asam oksi fosfor yang penting adalah asam (orto) fosfat, H3PO4, asam fosfit atau asam fosfonik, H3PO3, dan asam fosfinik atau asam hidrofosfat, H3PO2. Dalam asam oksi, atom hidrogen sebagai pembawa sifat asam senantiasa terikat pada atom oksigen, dan bagi atom pusat polivalen perbedaan formula terdapat pada hilangnya atom oksigen yang mengikat atom hidrogen pembawa sifat asam tersebut.
Arsen
Arsen, arsenik, atau arsenikum adalah unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki simbol As dan nomor atom 33. Ini adalah bahan metaloid yang terkenal beracun dan memiliki tiga bentuk alotropik; kuning, hitam, dan abu-abu. Arsen biasanya berada dalam bentuk metalik yang mempunyai struktur mirip dengan fosfor hitam. Modifikasi arsen semacam ini sangat baik untuk konduktor termal tetapi buruk untuk konduktor listrik. Arsenik secara kimiawi memiliki karakteristik yang serupa dengan Fosfor, dan sering dapat digunakan sebagai pengganti dalam berbagai reaksi biokimia dan juga beracun. Ketika dipanaskan, arsenik akan cepat teroksidasi menjadi oksida arsenik, yang berbau seperti bau bawang putih. Arsenik dan beberapa senyawa arsenik juga dapat langsung tersublimasi, berubah dari padat menjadi gas tanpa menjadi cairan terlebih dahulu. Zat dasar arsenik ditemukan dalam dua bentuk padat yang berwarna kuning dan metalik, dengan berat jenis 1,97 dan 5,73.
Beberapa tempat di bumi mengandung arsen yang cukup tinggi sehingga dapat merembes ke air tanah. WHO menetapkan ambang aman tertinggi arsen di air tanah sebesar 50 ppb (bagian per milyar). Kebanyakan wilayah dengan kandungan arsen tertinggi adalah daerah aluvial yang merupakan endapan lumpur sungai dan tanah dengan kaya bahan organik. Diperkirakan sekitar 57 juta orang meminum air tanah yang terkontaminasi arsen berlebih, sehingga berpotensi meracun. Arsenik dalam air tanah bersifat alami, dan dilepaskan dari sedimen ke dalam air tanah karena tidak adanya oksigen pada lapisan di bawah permukaan tanah. Air tanah ini mulai dipergunakan setelah sejumlah LSM dari barat meneliti program air sumur besar-besaran pada akhir abad ke-20, namun gagal menemukan keberadaan arsenik dalam air tanah. Diperkirakan sebagai keracunan masal terburuk dalam sejarah dan mungkin musibah lingkungan terparah dalam sejarah. Di Banglades terjadi epidemik keracunan masal disebabkan oleh arsenik.
Banyak negara lain di Asia, seperti Vietnam, Kamboja, Indonesia, dan Tibet, diduga memiliki lingkungan geologi yang serupa dan kondusif untuk menghasilkan air tanah yang mengandung arsenik dalam kadar yang tinggi.
Manfaat arsen :
•Berbagai macam insektisida dan racun.
•Galium arsenida adalah material semikonduktor penting dalam sirkuit terpadu. Sirkuit dibuat menggunakan komponen ini lebih cepat tapi juga lebih mahal daripada terbuat dari silikon.


BAB III
GOLONGAN OKSIGEN
A.Kecenderungan Golongan Oksigen
Oksigen, sulfur atau belerang dan selenium termasuk non logam, telirium semilogam dan polonium sebagai logam dalam golongan ini. Titik leleh dan titik dididh menunjukkan kecenderungan kenaikan yang khas bagi non logam, diikuti kecenderungan penurunan yang khas mulai dari logam polonium. Klasifikasi ini didukung oleh data tahanan listrik yang sangat rendah bagi logam polonium, melonjak tinggi bagi semilogam tellurium dan sangat tinggi bagi nonlogam selenium.
Kecuali oksigen, terdapat pola tertentu perihal tingakat oksidasi unsure-unsur golongan 16, yaitu bilangan oksidasi genap. Secara umum, stabilitas tingkat oksidasi -2 dan +6 menurun dengan naiknya nomor atom, tetapi kestabilan tingkat oksidasi +4 naik, walaupun kecenderungan ini tidak teratur.

B.Anomali Oksigen
1.Stabilitas ikatan ganda dan sifat katenasi
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). 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.

2.Absennya orbital d
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.

C.Oksigen
Alotrop oksigen elementer yang umumnya ditemukan di bumi adalah dioksigen O2. Ia memiliki panjang ikat 121 pm dan energi ikat 498 kJ•mol-1. Alotrop oksigen ini digunakan oleh makhluk hidup dalam respirasi sel dan merupakan komponen utama atmosfer bumi.
Trioksigen (O3), dikenal sebagai ozon, merupakan alotrop oksigen yang sangat reaktif dan dapat merusak jaringan paru-paru. Ozon diproduksi di atmosfer bumi ketika O2 bergabung dengan oksigen atomik yang dihasilkan dari pemisahan O2 oleh radiasi ultraviolet (UV). Oleh karena ozon menyerap gelombang UV dengan sangat kuat, lapisan ozon yang berada di atmosfer berfungsi sebagai perisai radiasi yang melindungi planet. Namun, dekat permukaan bumi, ozon merupakan polutan udara yang dibentuk dari produk sampingan pembakaran otomobil.
Molekul metastabil tetraoksigen (O4) ditemukan pada tahun 2001, dan diasumsikan terdapat pada salah satu enam fase oksigen padat. Hal ini dibuktikan pada tahun 2006, dengan menekan O2 sampai dengan 20 GPa, dan ditemukan struktur gerombol rombohedral O8. Gerombol ini berpotensi sebagai oksidator yang lebih kuat daripada O2 maupun O3, dan dapat digunakan dalam bahan bakar roket. Fase logam oksigen ditemukan pada tahun 1990 ketika oksigen padat ditekan sampai di atas 96 GPa. Ditemukan pula pada tahun 1998 bahwa pada suhu yang sangat rendah, fase ini menjadi superkonduktor.

1.Ikatan dalam senyawa oksigen kovalen
Atom oksigen biasanya membentuk dua ikatan kovalen tunggal –O-, atau satu ikatan rangkap dua O=. apabila atom oksigen membentuk dua ikatan kovalen tunggal, maka sudut ikatan dapat berbeda lebih kecil daripada sudut tetrahedral regular (109o 28’), hal ini dipengaruhi oleh banyaknya electron menyendyri sebagaimana diramalkan oleh teori VESPR. Cara lain atom oksigen berikatan adalah pembentukan tiga ikatan kovalen tunggal yang ekivalen. Oksigen juga dapat membentuk ikatan kovalen koordinat, baik sebagai sam Lewis yang sangat jarang ditemui, maupun sebagai basa Lewis yang paling umum ditemui.

2.Kecenderungan dalam senyawa oksigen
•Oksida-oksida logam elektropositif kuat bersifat ionik dan basa.
•Beberapa oksida basa, seperti tembaga (II) oksida bersifat tidak larut dalam air, tetapi larut dalam asam encer.
•Oksida-oksida logam elektropositif lemah seperti aluminium, zink, dan timah bersifat amfoterik, yaitu bereaksi dengan asam maupun basa.
•Apabila suatu logam dapat membentuk lebih dari satu macam oksida, biasanya dengan oksida dengan logam bertngkat oksidasi rendah bersifat basa, dan oksida dengan logam bertingkat oksidasi tinggi bersifat asam.
•Oksida-oksida nonlogam selalu terikat secara kovalen, untuk nonlogam brtingkat oksidasi rendah cenderung bersifat netral dan untuk nonlogam bertingkat oksidasi tinggi cenderung bersifat asam.

3.Hidrogen peroksida
Hidrogen peroksida murni brupa campuran hampir tidak berwarna, sangat kental oleh karena kuatnya ikatan hidrogen, dan bersifat korosif. Strukturnya membentuk dihedral dengan sudut 111o dan sudut ikatan H-O-O sebesar 94,5o . Hidrogen peroksida bersifat tidak stabil secara termodinamik, mudah terdisproporsionasi.

D.Belerang
Belerang atau sulfur adalah unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang S dan nomor atom 16. Bentuknya adalah non-metal yang tak berasa, tak berbau dan multivalent. Belerang, dalam bentuk aslinya, adalah sebuah zat padat kristalin kuning. Di alam, belerang dapat ditemukan sebagai unsur murni atau sebagai mineral- mineral sulfide dan sulfate. Ia adalah unsur penting untuk kehidupan dan ditemukan dalam dua asam amino. Penggunaan komersilnya terutama dalam fertilizer namun juga dalam bubuk mesiu, korek api, insektisida dan fungisida.

1.Hidrogen sulfida
Hidrogen sulfida berupa gas yang tak berwarna, berbau seperti telur busuk, dan sangat bersifat racun, melebihi dari hydrogen sianida. Hidrogen sulfida diproduksi secara alamiah oleh bakteri anaerob.

2.Sulfida
Sulfida dimanfaatkan antara lain untuk bahan kosmetik, misalnya diantimoni trisulfida yang berwarna hitam legan dipakai untuk penghitan bulu mata. Unit disulfide –S-S-, merupakan penghubung silang polimer-polimer asam amino dalam rambut manusia. Pada tahun 1930, para peneliti di Institut Rockefeller dapat menunjukkan bahwa unit disulfide penghubung ini dapat diputus oleh sulfide atau molekul yang mengandung gugus –S-H dalam larutan sedikit basa. Hal ini merupakan metode pengubahan secara permanen bentuk rambut dari keriting menjadi lurus atau sebaliknya.

3.Oksida belerang
Oksida belerang yang umum adalah belerang dioksida (SO2) dan belerang trioksida (SO3), keduanya bersifat asam Lewis dengan atom S bertindak sebagai akseptor pasangan electron, namun SO3 jauh lebih kuat dan lebih keras. Belerang dioksida mudah larut dalam air, hampir semua gas yang larut berada sebagai molekul SO2, hanya sebagian kecil saja yang bereaksi dengan air membentuk asam sulfit.

4.Asam sulfat
Asam sulfat berupa cairan kental seperti minyak yang membeku pada 10,4 oC. Proses pencampuran asam sulfat dengan air sangat eksotermik, karena itu pada pengenceran, asam sulfat pekat harus dituangkan secara perlahan ke dalam air, sambil diaduk secara terus-menerus. Asam sulfat murni mempunyai sifat hantaran listrik yang signifikan sebagai akibat sifat swaionisasi. Asam sulfat dapat bereaksi menurut lima cara yang berbedayaitu sebagai suatu sam, pengering terhadap air, pengoksidasi, agen sulfonasi, dan sebagai suatu basa.

5.Garam oksi-belerang
a.Sulfat
Garam sulfat umumnya dibuat melalui tiga macam reaksi yaitu :
Reaksi antara basa (NaOH) dengan asam sulfat encer :
2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O
Reaksi antara logam elektropositif (Zn) dengan asam sulfat encer :
Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2
Reaksi antara garam karbonat (CuCO3) dengan asan sulfat encer :
CuCO3 + H2SO4 CuSO4 + H2O + CO2
b.Hidrogen sulfat
Hidrogen sulfat dapat dipreparasi dengan mereaksikan secara stoliometrik natrium hidroksida dengan asam sulfat dan kemudian menguapkan larutannya :
NaOH + H2SO4 NaHSO4 + H2O
c.Sulfit
Ion sulfit merupakan agen reduktor, mengalami oksidasi menjadi ion sulfat menurut persamaan stengah reaksi :
SO32- + 3 H2O SO42- + 2H3O+ + 2e
d.Tiosulfat
Ion tiosulfat mirip dengan ion sulfat, kecuali bahwa salah satu atom oksigen diganti dengan atom belerang. Kedua atom belerang ini mempunyai lingkungan yang sama sekali berbeda, tambahan atom belerang bertindak mirip sebagai ion sulfida. Ion tiosulfat tidak stabil oleh pemanasan, mengalami disproporsionasi menjadi tiga spesies dengan tingkat oksidasi belerang yang berbeda-beda yaitu sulfat, sulfide dan belerang. Tiosulfat bereaksi dengan asam membentuk endapan kuning belerang dan gas belerang dioksida. Dalam laboratorium, natrium tiosulfat berguna untuk titrasi redoks.


e.Peroksodisulfat
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 pentinga sebagai agen oksidator adalah kalium dan ammonium peroksodisulfat, dengan ion peroksodisulfat tereduksi menjadi ion sulfat.

6.Halida Belerang
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. 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. 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. disulfur klorida banyak digunakan pada proses vulkanisasi karet, menghasilkan hubungan-silang disulfur antara rantai-rantai atom karbon yang membuat karet menjadi lebih kuat.

BAB IV
PENUTUP
A.Kesimpulan
1.Nitrogen merupakan unsur gol. VA , nonlogam yang mempunyai elektronegativitas yang paling tinggi dari keempat unsur segolongannya. Sebagai gas N2, 78,09 % volume udara terdapat gas nitrogen.
2.Untuk perdagangan N2 dibuat dengan metode pencairan dan destilasi bertingkat. Dalam laboratorium dibuat dengan metode yang umumnya melibatkan oksidasi amonium atau amonia.
3.Atom nitrogen dengan konfigurasi elektronik 1s2 2s2 2p3 dapat mencapai konfigurasi elektron valensi penuh menurut empat proses yaitu :
a.Penangkapan 3 elektron untuk membentuk anion nitrida, N2-, ion ini hanya terdapat dalam senyawa-senyawa nitrida mirip garam dari logam-logam yang sangat elektropositif.
b.Pembentukan pasangan elektron ikatan sebagai ikatan tunggal seperti dalam NH3, dan ikatan ganda tiga seperti dalam N2.
c.Pembentukan pasangan elektron ikatan disertai penangkapan elektron seperti dalam NH2-
d.Pembentukan pasangan elektron ikatan disertai pelepasan elektron dalam NH4+
4.Fosfor putih mempunyai bentuk seperti tetrahedron. Fosfor merah lebih stabil dari pada fosfor putih yang diperoleh dari fosfor putih dengan pemanasan 300 °C dalam atmosfer inert selama beberapa hari. Fosfor hitam lebih stabil dari fosfor merah. Kristalin fosfor hitam dibuat dari pemanasan fosfor putih pada tekanan tinggi menggunakan katalisator Hg. Dari ketiga bentuk allotrop tersebut, fosfor putih yang paling reaktif, mudah larut, dan tekanan uapnya lebih tinggi.
5.Oksigen dikenal dalam bentuk alotrop, dioksigen dan trioksigen atau ozon. Dioksigen berupa gas tak berwarna yang mempunyai titik didih -183 °C dan berwarna biru dalam fase cairnya serta bersifat paramagnetik. Dioksigen adalah gas yang sangat reaktif bereaksi dengan hampir semua unsur kecuali gas mulia. Pembuatan di laboratorium dengan pemanasan kalium klorat dengan katalis mangan (IV) oksida, demikian juga dekomposisi larutan hidrogen peroksida dengan katalis tersebut. Ozon berupa gas biru tua, mempunyai titik didih -112 °C dan bersifat diamagnetik dengan struktur bengkok. Ozon bersifat racun sangat kuat, dengan kosentrasi maksimum 0.1 ppm. Gas ozon dihasilkan pada daerah tegangan listrik tinggi, mesin-mesin fotokopi dan printer laser merupakan sumber penyebar ozon di kantor. Untuk menguranginya, mesin tersebut dilengkapi dengan filter karbon yang harus diganti secara periodik.

  • Digg
  • Del.icio.us
  • StumbleUpon
  • Reddit
  • RSS
Read Comments

0 komentar:

Poskan Komentar

Golongan Nitrogen dan Oksigen

BAB I
PENDAHULUAN
A.Latar Belakang
Nitrogen (Latin nitrum, Bahasa Yunani Nitron berarti "soda asli", "gen", "pembentukan") secara resmi ditemukan oleh Daniel Rutherford pada 1772, yang menyebutnya udara beracun atau udara tetap. Pengetahuan bahwa terdapat pecahan udara yang tidak membantu dalam pembakaran telah diketahui oleh ahli kimia sejak akhir abad ke-18 lagi. Nitrogen juga dikaji pada masa yang lebih kurang sama oleh Carl Wilhelm Scheele, Henry Cavendish, dan Joseph Priestley, yang menyebutnya sebagai udara terbakar atau udara telah flogistat. Gas nitrogen adalah cukup lemas sehingga dinamakan oleh Antoine Lavoisier sebagai azote, daripada perkataan Yunani αζωτος yang bermaksud "tak bernyawa". Istilah tersebut telah menjadi nama kepada nitrogen dalam perkataan Perancis dan kemudiannya berkembang ke bahasa-bahasa lain.
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.

B.Rumusan Masalah
Masalah yang akan dibahas dalam makalah ini adalah :
1.Bagaimana kecenderungan dan sifat golongan nitrogen serta senyawa nitrogen?
2.Bagaimana senyawa-senyawa fosfor?
3.Bagaimana kecenderungan dan sifat golongan oksigen serta senyawa oksigen?

C.Tujuan
1.Mengetahui kecenderungan dan sifat golongan nitrogen serta senyawa-senyawa nitrogen.
2.Mengetahui senyaa-senyawa fosfor.
3.Mengetahui kecenderungan dan sifat golongan oksiogen serta senyawa-senyawa oksigen.

BAB II
GOLONGAN NITROGEN
A.Kecenderungan Golongan Nitrogen
Kelompok unsur ini adalah 7N, 15P, 33As, 51Sb, 83Bi ; dua unsur pertama lebih bersifat nonlogam sedangkan tiga unsur lainnya bersifat metalik. Pembagian ini sesungguhnya kurang tepat karena sulitnya membedakan di antara kedua sifat tersebut. Dua sifat khas yang dapat dipelajari adalah ketahanan listrik unsur yang bersangkutan dan sifat asam-basa oksidasinya sebagaimana yang ditunjukan oleh tabel dibawah ini.
Nitrogen dan fosfor keduanya bukan penghantar listrik dan membentuk oksida asam sehingga tak diragukan lagi keduanya diklasifikasikan sebagai nonlogam. Permasalahan klasifikasi mulai muncul pada arsen. Kenampakan umum alotrop arsen seperti logam, tetapi sublimasi dan rekomendasi menghasilkan alotrop ke dua yang berupa serbuk kuning. Oleh karena arsen mempunyai dua kenampakan alotrop seperti logam dan nonlogam, dan membentuk oksida amfoterik, maka arsen dapat diklasifikasikan sebagai semilogam. Tetapi banyak senyawa kimia arsen parallel dengan fosfor, sehingga dapat pula dikelompokkan sebagai non logam. Antimon dan bismut dikelompokkan hampir dalam daerah batas sebagaimana arsen.

B.Nitrogen
Nitrogen atau zat lemas adalah sebuah unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang N dan nomor atom 7. Biasanya ditemukan sebagai gas tanpa warna, tanpa bau, tanpa rasa dan merupakan gas diatomik bukan logam yang stabil, sangat sulit bereaksi dengan unsur atau senyawa lainnya. Dinamakan zat lemas karena zat ini bersifat malas, tidak aktif bereaksi dengan unsur lainnya.
Nitrogen terdapat di udara kira-kira 78,09% persen dari atmosfir bumi dan terdapat dalam banyak jaringan hidup. Zat lemas membentuk banyak senyawa penting seperti asam amino, amoniak, asam nitrat, dan sianida. Nitrogen adalah zat non logam, dengan elektronegatifitas 3.0. Mempunyai 5 elektron di kulit terluarnya. Oleh karena itu trivalen dalam sebagian besar senyawa. Nitrogen mengembun pada suhu 77K (-196oC) pada tekanan atmosfir dan membeku pada suhu 63K (-210oC).

1.Aspek kimiawi atom nitrogen
Atom nitrogen dengan konfigurasi elektronik 1s2 2s2 2p3 dapat mencapai konfigurasi electron valensi penuh menurut empat proses yaitu :
a.Penangkapan 3 elektron untuk membentuk anion nitrida, N3- ; ion ini hanya terdapat dalam senyawa-senyawa nitride mirip-garam dari logam-logam yang sangat elektropositif (seperti alkali).
b.Pembentukan pasangan electron ikatan sebagai ikatan tunggal seperti dalam NH3, dan ikatan ganda tiga seperti dalam N2, atau rangkap dua seperti dalam gugus -N=N-
c.Pembentukan pasangan electron ikatan disertai penangkapan electron seperti dalam NH2- , H-N-H ]- dan NH2- , H-N ]2-
d.Pembentukan pasangan electron ikatan disertai pelepasan electron seperti dalam NH4+ dan ion-ion ammonium tersubstitusi [NR4]+
Namun demikian, ada beberapa senyawa nitrogen yang stabil dengan konfigurasi electron valensi tidak penuh seperti dalam NO, NO2, dan nitroksida dalam senyawa-senyawa ini terdapat elektron tak berpasangan.
2.Sifat anomali nitrogen
a.Ikatan Tunggal
Nitrogen dengan tiga ikatan tunggal terdapat dalam senyawa NR3 (R=H, alkali) yang mempunyai bentuk piramida segitiga. Terjadinya ikatan dapat diterangkan melalui orbital hibrida sp3 dengan pasangan elektron non ikatan atau pasangan elektron menyendiri menempati posisi salah satu dari keempat sudut struktur tetrahedron, dengan demikian bentuk molekul yang sesungguhnya menjadi tampak sebagai piramida segitiga. Aspek kimiawi yang penting dalam senyawa ini berkaitan denga peran pasangan electron non ikatan. Dengan adanya sepasang electron non ikatan, semua senyawa NR3 bertindak sebagai basa Lewis. Oleh karena itu NR3 dapat membentuk senyawa kompleks dengan asam lewis dan dapat pula bertindak sebagai ligan ion-ion logam transisi.
Energi ikatan tunggal N-N relatif sangat lemah. Jika dibandingkan dengan energi ikatan tunggal C-C, terdapat perbedaan yang sangat mencolok. Perbandingan ini untuk unsur-unsur dalm periode 2 adalah 350, 160, 140, dan 150 kJ mol-1 , yang secara berurutan menunjuk pada energi ikatan tunggal dalam senyawa H3C-CH3, H2N-NH2, HO-OH, dan F-F. Perbedaan ini mungkin ada hubungannya dengan pengaruh tolakan antar pasangan elektron non ikatan, yaitu tidak ada, ada sepasang, dua pasang dan tiga pasang untuk masing-masing senyawa tersebut. Rendahnya energi ikatan tunggal ini, tidak seperti karbon, berakibat kecilnya kecenderungan pembentukan rantai bagi atom nitrogen.
b.Ikatan ganda / rangkap
Nitrogen membentuk molekul N2 yang stabil dengan ikatan ganda tiga yang sangat kuat denga jarak ikatan sangat pendek yaitu 1,09 A. Energy ikatnya sangat besar, 942 kJ mol-1, jauh lebih besar daripada energy ikatan ganda tiga untuk fosfor (481 kJ mol-1) dan juga lebih besar daripada energy ikatan ganda tiga karbon (835 kJ mol-1). Hal ini dapat dijelaskan bahwa atom nitrogen menggunakan salah satu orbital p untuk ikatan ∞ dan dua yang lain untuk ikatan π. Fosfor membentuk molekul P4 atau struktur lapis tertentu dengan ikatan tunggal. Jika nitrogen membentuk satu ikatan tunggal dan satu ikatan rangkap dua, maka struktur molekulnya non linear.
c.Absennya peran orbital d
Dengan fluorin, nitrogen hanya membentuk trifluorida, NF3, sedangkan fosfor membentuk trifluorida PF3 dan pentafluorida PF5. teori hibridisasi menyarankan bahwa atom fosfor dalam PF5 mengalami hibridisasi sp3d, jadi melibatkan orbital 3d dalam membentuk ikatan P-F; atom nitrogen tidak mungkin menyediakan orbital d, dan oleh karena itu tidak mampu membentuk senyawa analog.
d.Elektronegatifitas
Elektronegatifitas nitrogen jauh lebih tinggi dibanding dengan anggota-anggota lainnya dalam golongannya. Akibatnya, sifat polaritas ikatan dalam senyawa nitrogen sering berlawanan dengan sifat polaritas ikatan dalam senyawa anggota lainnya. Ikatan kovalen N-H sangat polar maka ammonia bersifat basa, sedangkan senyawa hidrida anggota yang lain, fosfina PH3, arsina AsH3, dan stibina SbH3, bersifat netral.

3.Beberapa senyawa nitrogen
a)Amonia,NH3
Ammonia adalah bahan kimia dengan rumus kimia NH3. Molekul ammonia mempunyai bentuk segi tiga. Ammonia terdapat di atmosfera dalam kuantiti yang kecil akibat pereputan bahan organik. Ammonia juga dijumpai di dalam tanah, dan di tempat dekat dengan gunung berapi. Pada suhu dan tekanan piawai, ammonia adalah gas yang tidak mempunyai warna dan lebih ringan daripada udara (0.589 ketumpatan udara). Titik leburnya ialah -75 °C dan titik didihnya ialah -33.7 °C. 10% larutan ammonia dalam air mempunyai pH 12. Ammonia dalam bentuk cair mempunyai muatan haba yang sangat tinggi.
Dalam molekul amonia atom pusat N dikelilingi oleh tiga PEI dan sepasang PEB, maka bentuk molekul amonia adalah piramida segitiga; atom N terletak pada puncak piramida sedangkan ketiga atom H pada dasar piramida.


b)Hidrazin,NH2-NH2
Hidrazin dalam larutan air dibuat dari reaksi amonia dengan hipoklorit,dan diduga terjadi menurut dua tahap reaksi:
NH3 + OCl- NH2Cl + OH-
NH2Cl + OH- + NH3 N2H4 + Cl- + H2O
Reaksi keseluruhan :
2 NH3 + OCl- N2H4 + Cl- + H2O
Dalam suasana asam maupun basa, hidrazin bersifat sebagai pereduksi kuat, banyak digunakan sebagai pereduksi komponen bahan bakar roket dalm bentuk dimetil hidrazin, (CH3)2NNH2. Oksidasi hidrazin menghasilkan berbgai macam senyawa bergantung pada jenis oksidatornya. Struktur hidrazin mirip dengan struktur etana kecuali dalam hal salah satu atom H dari tiap gugus metilnya diganti dengan sepasang electron menyendiri, struktur ini mempunyai panjang ikatan tunggal N-N, 145 pm.

c)Nitrida
Nitrida adalah senyawa metal N. Secara umum apabila metal amida dipanaskan akan terjasdi deamoniasi menjadi metal nitrida misalnya seperti pada reaksi berikut :
3 Mg(NH2)2 Mg3N2 + 4 NH3
Metode yang lebih baik untuk pembutan nitride adalah pemanasan logam atau campuran oksida logam dan karbon dengan nitrogen atau ammonia.

d)Nitrogen Halida,NX3
Senyawa nitrogen florida yang terkenal adalah NF3 yang berupa gas tak berbau,tak berwarna dan tidak reaktif,yang dapat dibuat dari elektrolisis leburan amonium biflorida atau larutanya dalam anhidrat hidrogen florida. Senyawa ini mirip dengan ammonia, mempunyai satu pasanga electron menyendiri namun bersifat basa Lewis lemah.

e)Asam hidrozoik atau hidrogen azida,HN3
Asam ini dalam larutan air dapat diperoleh dari oksidasi hidrazin dengan asam nitrit menurut persamaan reaksi :
N2H4 + HNO2 HN3 + 2 H2O
Asam hidrozoik berupa cairan tak berwarna mendidih pada 37 0C dan membeku pada -80 0C, memberikan bau yang menyakitkan dan sangat beracun. Ion azida dimanfaatkan untuk bahan penyelamat dalam bentuk kantung gas dalam mobil. Untuk menghindari sentuhan pengendara dengan logam natrium dicampurkan Fe2O3.

f)Oksida Nitrogen dan Asam Oksi
Nitrogen dapat bersenyawa dengan oksigen membentuk oksida dengan berbagai tingkat oksidasi,dari +1 hingga +5, misalnya N2O, NO, N2O3, N2O4, NO2 dan N2O5. Sedangkan asam oksi nitrogen yang dapat ditemui adalah H2N2O2 (as.hiponitrit), HNO2 (as.nitrit), HNO3 (as.nitrat) dan HNO4 (as.peroksinitrit).
Dinitrogen monoksida, N2O. Oksida monovalen nitrogen. Pirolisis amonium nitrat akan menghasilkan oksida ini melalui reaksi:
NH4NO3 → N2O + 2 H2O (pemanasan pada 250° C).
Walaupun bilangan oksidasi hanya formalitas, merupakan hal yang menarik dan simbolik bagaimana bilangan oksidasi nitrogen berubah dalam NH4NO3 membentuk monovalen nitrogen oksida (+1 adalah rata-rata dari -3 dan +5 bilangan oksidasi N dalam NH4+ dan NO3-). Jarak ikatan N-N-O dalam N2O adalah 112 pm (N-N) dan 118 pm (N-O), masing-masing berkaitan dengan orde ikatan 2.5 dan 1.5. N2O (16e) isoelektronik dengan CO2 (16 e). Senyawa ini digunakan secara meluas untuk analgesik.
Nitrogen oksida, NO. Oksida divalen nitrogen. Didapatkan dengan reduksi nitrit melalui reaksi berikut:
KNO2 + KI + H2SO4 → NO + K2SO4 + H2O + ½ I2
Karena jumlah elektron valensinya ganjil (11 e), NO bersifat paramagnetik. Jarak N-O adalah 115 pm dan mempunyai karakter ikatan rangkap. Elektron tak berpasangan di orbital π* antiikatan dengan mudah dikeluarkan, dan NO menjadi NO+ (nitrosonium) yang isoelektronik dengan CO.
Karena elektronnya dikeluarkan dari orbital antiikatan, ikatan N-O menjadi lebih kuat. Senyawa NOBF4 dan NOHSO4 mengandung kation ini dan digunakan sebagai oksidator 1 elektron.
Walaupun NO sebagai gas monomerik bersifat paramagnetik, dimerisasi pada fasa padatnya akan menghasilkan diamagnetisme. NO merupakan ligan kompleks logam transisi yang unik dan membentuk kompleks misalnya [Fe(CO2)(NO)2], dengan NO adalah ligan netral dengan 3 elektron. Walaupun M-N-O ikatannya lurus dalam kompleks jenis ini, sudut ikatan M-N-O berbelok menjadi 120° – 140° dalam [Co(NH3)5(NO)]Br2, dengan NO- adalah ligan 4 elektron. Akhir-akhir ini semakin jelas bahwa NO memiliki berbagai fungsi kontrol biologis, seperti aksi penurunan tekanan darah, dan merupakan spesi yang paling penting, setelah ion Ca2+, dalam transduksi sinyal.
Dinitrogen trioksida, N2O3. Bilangan oksidasi nitrogen dalam senyawa ini adalah +3, senyawa ini tidak stabil dan akan terdekomposisi menjadi NO dan NO2 di suhu kamar. Senyawa ini dihasilkan bila kuantitas ekuivalen NO dan NO2 dikondensasikan pada suhu rendah. Padatannya berwarna biru muda, dan akan bewarna biru tua bila dalam cairan, tetapi warnanya akan memudar pada suhu yang lebih tinggi.
Nitrogen dioksida, NO2, merupakan senyawa nitrogen dengan nitrogen berbilangan oksidasi +4. NO2 merupakan senyawa dengan jumlah elektron ganjil dengan elektron yang tidak berpasangan, dan berwarna coklat kemerahan. Senyawa ini berada dalam kesetimbangan dengan dimer dinitrogen tetraoksida, N2O4, yang tidak bewarna. Proporsi NO2 adalah 0.01% pada -11° C dan meningkat perlahan menjadi 15,9% pada titik didihnya (21.2° C), menjadi 100% pada 140° C.
N2O4 dapat dihasilkan dengan pirolisis timbal nitrat
2 Pb(NO3)2 → 4NO2 + 2PbO+O2 pada 400 oC
Bila NO2 dilarutkan dalam air dihasilkan asam nitrat dan nitrit:
2 NO2 + H2O → HNO3+HNO2
Dengan oksidasi satu elektron, NO2+ (nitroil) terbentuk dan sudut ikatan berubah dari 134o dalam NO2 netral menjadi 180o. Di pihak lain, dengan reduksi satu elektron, terbentuk ion NO2- (nitrito) dengan sudut ikatan 115o.
Dinitrogen pentoksida, N2O5, didapatkan bila asam nitrat pekat secara perlahan didehidrasi dengan fosfor pentoksida pada suhu rendah. Senyawa ini menyublim pada suhu 32.4o C. Karenadengan melarutkannya dalam air akan dihasilkan asam nitrat, dinitrogen pentoksida juga disebut asam nitrat anhidrat.
N2O5 + H2O → 2 HNO3
Walaupun pada keadaan padat dinitrogen pentoksida merupakan pasangan ion NO2NO3 dengan secara bergantian lokasi ion ditempati oleh ion lurus NO2+ dan ion planar NO3-, pada keadaan gas molekul ini adalah molekular.

4.Kegunaan Nitrogen
•Dalam bentuk ammonia, nitrogen digunakan sebagai bahan pupuk, pembuatan pulp untuk kertas, pembuatan garam nitrat dan asam nitrat, berbagai jenis bahan peledak, pembuatan senyawa nitro dan berbagai jenis refrigeran. Dari gas ini juga dapat dibuat urea, hidrazina dan hidroksilamina.
•Asam nitrat digunakan dalam pembuatan zat pewarna dan bahan peledak.
•Nitrogen sering digunakan jika diperlukan lingkungan yang inert, misalnya dalam bola lampu listrik untuk mencegah evaporasi filamen .
•Sedangkan nitrogen cair banyak digunakan sebagai refrigerant (pendingin) yang sangat efektifkarena relatif murah.
•Banyak digunakan oleh laboratorium - laboratorium medis dan laboratorium - laboratorium penelitian sebagai pengawet bahan-bahan preservatif untuk jangka waktu yang sangat lama, misalnya pada bank sperma, bank penyimpanan organ-organ tubuh manusia, bank darah, dsb.

C.Fosfor dan Arsen
1)Alotrop Fosfor
Fosfor diproduksi dengan mereduksi kalsium fosfat, Ca3(PO4)2, dengan batuan kuarsa dan batu bara. Alotrop fosfor meliputi fosfor putih, fosfor merah, dan fosfor hitam.
Fosfor putih adalah molekul dengan komposisi P4 (Gambar 4.7). Fosfor putih memiliki titik leleh rendah (mp 44.1o C) dan larut dalam benzen atau karbon disulfida. Karena fosfor putih piroforik dan sangat beracun, fosfor putih harus ditangani dengan hati-hati.
Fosfor merah berstruktur amorf dan strukturnya tidak jelas. Komponen utamanya diasumsikan berupa rantai yang dibentuk dengan polimerisasi molekul P4 sebagai hasil pembukaan satu ikatan P-P. Fosfor merah tidak bersifat piroforik dan tidak beracun, dan digunakan dalam jumlah yang sangat banyak untuk memproduksi korek, dsb.
Fosfor hitam adalah isotop yang paling stabil dan didapatkan dari fosfor putih pada tekanan tinggi (sekitar 8 GPa). Fosfor hitam memiliki kilap logam dan berstruktur lamelar. Walaupun fosfor hitam bersifat semikonduktor pada tekanan normal, fosfor hitam menunjukkan sifat logam pada tekanan tinggi (10 GPa).

Senyawa fosfor sebagai ligan
Fosfin tersier, PR3, dan fosfit tersier, P(OR)3, merupakan ligan yang sangat penting dalam kimia kompleks logam transisi. Khususnya trifenilfosfin, P(C6H5)3, trietil fosfin, P(C2H5)3, dan turunannya merupakan ligan yang sangat berguna dalam banyak senyawa kompleks, sebab dimungkinkan untuk mengontrol dengan tepat sifat elektronik dan sterik dengan memodifikasi substituennya (rujuk bagian 6.3 (c)). Walaupun ligan-ligan ini adalah donor sigma, ligan-ligan ini dapat menunjukkan karakter penerima pi dengan mengubah substituennya menjadi penerima elektron Ph (fenil), OR, Cl, F, dsb.
Urutan karakter penerima elektron diperkirakan dari frekuensi uluran C-O dan pergeseran kimia 13C NMR senyawa logam karbonil fosfin atau fosfit tersubstitusi adalah sbb (Ar adalah aril dan R adalah alkil).
PF3 > PCl3 > P(OAr)3 > P(OR)3 > PAr3 > PRAr2 > PR2Ar > PR3
Di pihak lain, C. A. Tolman telah mengusulkan sudut pada ujung kerucut yang mengelilingi substituen ligan fosfor pada jarak kontak van der Waals dapat digunakan sebagai parameter untuk mengukur keruahan sterik fosfin atau fosfit. Parameter ini, disebut sudut kerucut, dan telah digunakan secara meluas. Bila sudut kerucut besar, bilangan koordinasi akan menurun karena halangan sterik, dan konstanta kesetimbangan disosiasi dan laju disosiasi ligan fosfor menjadi lebih besar. Ungkapan numerik efek sterik sangat bermanfaat dan banyak studi telah dilakukan untuk mempelajari hal ini.

2)Hidrida Fosfor,fosfina
Senyawa analog amonia adalah fosfina,PH3,berupa gas tak berwarna dan sangat beracun dengan titik leleh – 133,5 0C dan titik didih -88 0C. Sifat polaritas ikatan P-H dalam Fosfina jauh lebih rendah dari ikatan N-H dalam amonia, sehingga fosfina bersifat sebagai basa lewis sangat lemah dan tidak membentuk ikatan hidrogen.

3)Oksida Fosfor
Berbeda dari nitrogen,fosfor membentuk hanya dua mcam oksida yaitu P4O6 dan P4O10. Keduanya berupa padatan putih pada temperatur kamar. Struktur kedua oksida ini didasarkan pada struktur piramida segitiga (tetrahedron) fosfor putih, P4. Tetrafosfor heksaoksida tebentuk oleh pemanasan fosfor putih dalam lingkungan oksigen terbatas, sebaliknya pemanasan dalam lingkungan oksigen berlebih menghasilkan tetrafosfor dekaoksida. Tetrafosfor dekaoksida sering digunaka sebagai agen pengering sebab bereaksi dengan air secara hebat menghasilkan san fosfat.

4)Fosfor Klorida
Ada dua macam klorida fosfor yaitu PCl3 yang berupa cairan tak berwarna dan PCl5 yang berupa padatan putih. PCl3 mempunyai bentuk piramida segitiga dan PCl5 mengadopsi bentuk bipiramida segitiga dalam fase uapnya utetapi mengadopsi struktur PCl4+ PCl6- dalam fase padatannya, suatu fakta yang menunjukkan bahwa spesies berada dalam daerah batas sifat kestabilan kovalen-ionik.

5)Asam Oksi Fosfor
Tiga asam oksi fosfor yang penting adalah asam (orto) fosfat, H3PO4, asam fosfit atau asam fosfonik, H3PO3, dan asam fosfinik atau asam hidrofosfat, H3PO2. Dalam asam oksi, atom hidrogen sebagai pembawa sifat asam senantiasa terikat pada atom oksigen, dan bagi atom pusat polivalen perbedaan formula terdapat pada hilangnya atom oksigen yang mengikat atom hidrogen pembawa sifat asam tersebut.
Arsen
Arsen, arsenik, atau arsenikum adalah unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki simbol As dan nomor atom 33. Ini adalah bahan metaloid yang terkenal beracun dan memiliki tiga bentuk alotropik; kuning, hitam, dan abu-abu. Arsen biasanya berada dalam bentuk metalik yang mempunyai struktur mirip dengan fosfor hitam. Modifikasi arsen semacam ini sangat baik untuk konduktor termal tetapi buruk untuk konduktor listrik. Arsenik secara kimiawi memiliki karakteristik yang serupa dengan Fosfor, dan sering dapat digunakan sebagai pengganti dalam berbagai reaksi biokimia dan juga beracun. Ketika dipanaskan, arsenik akan cepat teroksidasi menjadi oksida arsenik, yang berbau seperti bau bawang putih. Arsenik dan beberapa senyawa arsenik juga dapat langsung tersublimasi, berubah dari padat menjadi gas tanpa menjadi cairan terlebih dahulu. Zat dasar arsenik ditemukan dalam dua bentuk padat yang berwarna kuning dan metalik, dengan berat jenis 1,97 dan 5,73.
Beberapa tempat di bumi mengandung arsen yang cukup tinggi sehingga dapat merembes ke air tanah. WHO menetapkan ambang aman tertinggi arsen di air tanah sebesar 50 ppb (bagian per milyar). Kebanyakan wilayah dengan kandungan arsen tertinggi adalah daerah aluvial yang merupakan endapan lumpur sungai dan tanah dengan kaya bahan organik. Diperkirakan sekitar 57 juta orang meminum air tanah yang terkontaminasi arsen berlebih, sehingga berpotensi meracun. Arsenik dalam air tanah bersifat alami, dan dilepaskan dari sedimen ke dalam air tanah karena tidak adanya oksigen pada lapisan di bawah permukaan tanah. Air tanah ini mulai dipergunakan setelah sejumlah LSM dari barat meneliti program air sumur besar-besaran pada akhir abad ke-20, namun gagal menemukan keberadaan arsenik dalam air tanah. Diperkirakan sebagai keracunan masal terburuk dalam sejarah dan mungkin musibah lingkungan terparah dalam sejarah. Di Banglades terjadi epidemik keracunan masal disebabkan oleh arsenik.
Banyak negara lain di Asia, seperti Vietnam, Kamboja, Indonesia, dan Tibet, diduga memiliki lingkungan geologi yang serupa dan kondusif untuk menghasilkan air tanah yang mengandung arsenik dalam kadar yang tinggi.
Manfaat arsen :
•Berbagai macam insektisida dan racun.
•Galium arsenida adalah material semikonduktor penting dalam sirkuit terpadu. Sirkuit dibuat menggunakan komponen ini lebih cepat tapi juga lebih mahal daripada terbuat dari silikon.


BAB III
GOLONGAN OKSIGEN
A.Kecenderungan Golongan Oksigen
Oksigen, sulfur atau belerang dan selenium termasuk non logam, telirium semilogam dan polonium sebagai logam dalam golongan ini. Titik leleh dan titik dididh menunjukkan kecenderungan kenaikan yang khas bagi non logam, diikuti kecenderungan penurunan yang khas mulai dari logam polonium. Klasifikasi ini didukung oleh data tahanan listrik yang sangat rendah bagi logam polonium, melonjak tinggi bagi semilogam tellurium dan sangat tinggi bagi nonlogam selenium.
Kecuali oksigen, terdapat pola tertentu perihal tingakat oksidasi unsure-unsur golongan 16, yaitu bilangan oksidasi genap. Secara umum, stabilitas tingkat oksidasi -2 dan +6 menurun dengan naiknya nomor atom, tetapi kestabilan tingkat oksidasi +4 naik, walaupun kecenderungan ini tidak teratur.

B.Anomali Oksigen
1.Stabilitas ikatan ganda dan sifat katenasi
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). 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.

2.Absennya orbital d
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.

C.Oksigen
Alotrop oksigen elementer yang umumnya ditemukan di bumi adalah dioksigen O2. Ia memiliki panjang ikat 121 pm dan energi ikat 498 kJ•mol-1. Alotrop oksigen ini digunakan oleh makhluk hidup dalam respirasi sel dan merupakan komponen utama atmosfer bumi.
Trioksigen (O3), dikenal sebagai ozon, merupakan alotrop oksigen yang sangat reaktif dan dapat merusak jaringan paru-paru. Ozon diproduksi di atmosfer bumi ketika O2 bergabung dengan oksigen atomik yang dihasilkan dari pemisahan O2 oleh radiasi ultraviolet (UV). Oleh karena ozon menyerap gelombang UV dengan sangat kuat, lapisan ozon yang berada di atmosfer berfungsi sebagai perisai radiasi yang melindungi planet. Namun, dekat permukaan bumi, ozon merupakan polutan udara yang dibentuk dari produk sampingan pembakaran otomobil.
Molekul metastabil tetraoksigen (O4) ditemukan pada tahun 2001, dan diasumsikan terdapat pada salah satu enam fase oksigen padat. Hal ini dibuktikan pada tahun 2006, dengan menekan O2 sampai dengan 20 GPa, dan ditemukan struktur gerombol rombohedral O8. Gerombol ini berpotensi sebagai oksidator yang lebih kuat daripada O2 maupun O3, dan dapat digunakan dalam bahan bakar roket. Fase logam oksigen ditemukan pada tahun 1990 ketika oksigen padat ditekan sampai di atas 96 GPa. Ditemukan pula pada tahun 1998 bahwa pada suhu yang sangat rendah, fase ini menjadi superkonduktor.

1.Ikatan dalam senyawa oksigen kovalen
Atom oksigen biasanya membentuk dua ikatan kovalen tunggal –O-, atau satu ikatan rangkap dua O=. apabila atom oksigen membentuk dua ikatan kovalen tunggal, maka sudut ikatan dapat berbeda lebih kecil daripada sudut tetrahedral regular (109o 28’), hal ini dipengaruhi oleh banyaknya electron menyendyri sebagaimana diramalkan oleh teori VESPR. Cara lain atom oksigen berikatan adalah pembentukan tiga ikatan kovalen tunggal yang ekivalen. Oksigen juga dapat membentuk ikatan kovalen koordinat, baik sebagai sam Lewis yang sangat jarang ditemui, maupun sebagai basa Lewis yang paling umum ditemui.

2.Kecenderungan dalam senyawa oksigen
•Oksida-oksida logam elektropositif kuat bersifat ionik dan basa.
•Beberapa oksida basa, seperti tembaga (II) oksida bersifat tidak larut dalam air, tetapi larut dalam asam encer.
•Oksida-oksida logam elektropositif lemah seperti aluminium, zink, dan timah bersifat amfoterik, yaitu bereaksi dengan asam maupun basa.
•Apabila suatu logam dapat membentuk lebih dari satu macam oksida, biasanya dengan oksida dengan logam bertngkat oksidasi rendah bersifat basa, dan oksida dengan logam bertingkat oksidasi tinggi bersifat asam.
•Oksida-oksida nonlogam selalu terikat secara kovalen, untuk nonlogam brtingkat oksidasi rendah cenderung bersifat netral dan untuk nonlogam bertingkat oksidasi tinggi cenderung bersifat asam.

3.Hidrogen peroksida
Hidrogen peroksida murni brupa campuran hampir tidak berwarna, sangat kental oleh karena kuatnya ikatan hidrogen, dan bersifat korosif. Strukturnya membentuk dihedral dengan sudut 111o dan sudut ikatan H-O-O sebesar 94,5o . Hidrogen peroksida bersifat tidak stabil secara termodinamik, mudah terdisproporsionasi.

D.Belerang
Belerang atau sulfur adalah unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang S dan nomor atom 16. Bentuknya adalah non-metal yang tak berasa, tak berbau dan multivalent. Belerang, dalam bentuk aslinya, adalah sebuah zat padat kristalin kuning. Di alam, belerang dapat ditemukan sebagai unsur murni atau sebagai mineral- mineral sulfide dan sulfate. Ia adalah unsur penting untuk kehidupan dan ditemukan dalam dua asam amino. Penggunaan komersilnya terutama dalam fertilizer namun juga dalam bubuk mesiu, korek api, insektisida dan fungisida.

1.Hidrogen sulfida
Hidrogen sulfida berupa gas yang tak berwarna, berbau seperti telur busuk, dan sangat bersifat racun, melebihi dari hydrogen sianida. Hidrogen sulfida diproduksi secara alamiah oleh bakteri anaerob.

2.Sulfida
Sulfida dimanfaatkan antara lain untuk bahan kosmetik, misalnya diantimoni trisulfida yang berwarna hitam legan dipakai untuk penghitan bulu mata. Unit disulfide –S-S-, merupakan penghubung silang polimer-polimer asam amino dalam rambut manusia. Pada tahun 1930, para peneliti di Institut Rockefeller dapat menunjukkan bahwa unit disulfide penghubung ini dapat diputus oleh sulfide atau molekul yang mengandung gugus –S-H dalam larutan sedikit basa. Hal ini merupakan metode pengubahan secara permanen bentuk rambut dari keriting menjadi lurus atau sebaliknya.

3.Oksida belerang
Oksida belerang yang umum adalah belerang dioksida (SO2) dan belerang trioksida (SO3), keduanya bersifat asam Lewis dengan atom S bertindak sebagai akseptor pasangan electron, namun SO3 jauh lebih kuat dan lebih keras. Belerang dioksida mudah larut dalam air, hampir semua gas yang larut berada sebagai molekul SO2, hanya sebagian kecil saja yang bereaksi dengan air membentuk asam sulfit.

4.Asam sulfat
Asam sulfat berupa cairan kental seperti minyak yang membeku pada 10,4 oC. Proses pencampuran asam sulfat dengan air sangat eksotermik, karena itu pada pengenceran, asam sulfat pekat harus dituangkan secara perlahan ke dalam air, sambil diaduk secara terus-menerus. Asam sulfat murni mempunyai sifat hantaran listrik yang signifikan sebagai akibat sifat swaionisasi. Asam sulfat dapat bereaksi menurut lima cara yang berbedayaitu sebagai suatu sam, pengering terhadap air, pengoksidasi, agen sulfonasi, dan sebagai suatu basa.

5.Garam oksi-belerang
a.Sulfat
Garam sulfat umumnya dibuat melalui tiga macam reaksi yaitu :
Reaksi antara basa (NaOH) dengan asam sulfat encer :
2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O
Reaksi antara logam elektropositif (Zn) dengan asam sulfat encer :
Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2
Reaksi antara garam karbonat (CuCO3) dengan asan sulfat encer :
CuCO3 + H2SO4 CuSO4 + H2O + CO2
b.Hidrogen sulfat
Hidrogen sulfat dapat dipreparasi dengan mereaksikan secara stoliometrik natrium hidroksida dengan asam sulfat dan kemudian menguapkan larutannya :
NaOH + H2SO4 NaHSO4 + H2O
c.Sulfit
Ion sulfit merupakan agen reduktor, mengalami oksidasi menjadi ion sulfat menurut persamaan stengah reaksi :
SO32- + 3 H2O SO42- + 2H3O+ + 2e
d.Tiosulfat
Ion tiosulfat mirip dengan ion sulfat, kecuali bahwa salah satu atom oksigen diganti dengan atom belerang. Kedua atom belerang ini mempunyai lingkungan yang sama sekali berbeda, tambahan atom belerang bertindak mirip sebagai ion sulfida. Ion tiosulfat tidak stabil oleh pemanasan, mengalami disproporsionasi menjadi tiga spesies dengan tingkat oksidasi belerang yang berbeda-beda yaitu sulfat, sulfide dan belerang. Tiosulfat bereaksi dengan asam membentuk endapan kuning belerang dan gas belerang dioksida. Dalam laboratorium, natrium tiosulfat berguna untuk titrasi redoks.


e.Peroksodisulfat
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 pentinga sebagai agen oksidator adalah kalium dan ammonium peroksodisulfat, dengan ion peroksodisulfat tereduksi menjadi ion sulfat.

6.Halida Belerang
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. 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. 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. disulfur klorida banyak digunakan pada proses vulkanisasi karet, menghasilkan hubungan-silang disulfur antara rantai-rantai atom karbon yang membuat karet menjadi lebih kuat.

BAB IV
PENUTUP
A.Kesimpulan
1.Nitrogen merupakan unsur gol. VA , nonlogam yang mempunyai elektronegativitas yang paling tinggi dari keempat unsur segolongannya. Sebagai gas N2, 78,09 % volume udara terdapat gas nitrogen.
2.Untuk perdagangan N2 dibuat dengan metode pencairan dan destilasi bertingkat. Dalam laboratorium dibuat dengan metode yang umumnya melibatkan oksidasi amonium atau amonia.
3.Atom nitrogen dengan konfigurasi elektronik 1s2 2s2 2p3 dapat mencapai konfigurasi elektron valensi penuh menurut empat proses yaitu :
a.Penangkapan 3 elektron untuk membentuk anion nitrida, N2-, ion ini hanya terdapat dalam senyawa-senyawa nitrida mirip garam dari logam-logam yang sangat elektropositif.
b.Pembentukan pasangan elektron ikatan sebagai ikatan tunggal seperti dalam NH3, dan ikatan ganda tiga seperti dalam N2.
c.Pembentukan pasangan elektron ikatan disertai penangkapan elektron seperti dalam NH2-
d.Pembentukan pasangan elektron ikatan disertai pelepasan elektron dalam NH4+
4.Fosfor putih mempunyai bentuk seperti tetrahedron. Fosfor merah lebih stabil dari pada fosfor putih yang diperoleh dari fosfor putih dengan pemanasan 300 °C dalam atmosfer inert selama beberapa hari. Fosfor hitam lebih stabil dari fosfor merah. Kristalin fosfor hitam dibuat dari pemanasan fosfor putih pada tekanan tinggi menggunakan katalisator Hg. Dari ketiga bentuk allotrop tersebut, fosfor putih yang paling reaktif, mudah larut, dan tekanan uapnya lebih tinggi.
5.Oksigen dikenal dalam bentuk alotrop, dioksigen dan trioksigen atau ozon. Dioksigen berupa gas tak berwarna yang mempunyai titik didih -183 °C dan berwarna biru dalam fase cairnya serta bersifat paramagnetik. Dioksigen adalah gas yang sangat reaktif bereaksi dengan hampir semua unsur kecuali gas mulia. Pembuatan di laboratorium dengan pemanasan kalium klorat dengan katalis mangan (IV) oksida, demikian juga dekomposisi larutan hidrogen peroksida dengan katalis tersebut. Ozon berupa gas biru tua, mempunyai titik didih -112 °C dan bersifat diamagnetik dengan struktur bengkok. Ozon bersifat racun sangat kuat, dengan kosentrasi maksimum 0.1 ppm. Gas ozon dihasilkan pada daerah tegangan listrik tinggi, mesin-mesin fotokopi dan printer laser merupakan sumber penyebar ozon di kantor. Untuk menguranginya, mesin tersebut dilengkapi dengan filter karbon yang harus diganti secara periodik.

0 komentar:

Poskan Komentar