Hidup itu indah: Mei 2014

PORTOFOLIO KIMIA UNSUR

GOLONGAN VI B: Kromium, Molibdenum, Wolfram, dan Seaborgium

Dosen Pengampu:

Oleh:

Fithrotul Auwaliyah (11630048)

Rizki Maratus Sholikhah (11630060)

JURUSAN KIMIA
FAKULTAS SAINS DAN TEKNOLOGI

UNIVERSITAS ISLAM NEGERI MAULANA MALIK IBRAHIM

MALANG

2014

GOLONGAN VI B

1. Kromium (Cr)

1.1 Sejarah

Kromium sebagai unsur logam pertama kali ditemukan dua ratus tahun yang lalu, pada 1797. Namun sejarah kromium benar-benar dimulai beberapa dekade sebelum ini. Kromium ditemukan pada tahun 1797 oleh Louis-Nicholas Vauquelin seorang profesor kimia dan analis di School of Mines di Paris, yang menerima beberapa sampel bijih crocoites untuk dianalisis sehingga ia mengungkapkan adanya unsur baru yang ia sebut Kromium.

Nama Kromium berasal dari kata Yunani “kroma” yang berarti “warna”, dinamakan demikian karena banyaknya macam warna dalam senyawanya. Namun sebelumnya, Vauquelin menganalisis zamrud dari Peru dan menemukan bahwa warna hijau adalah karena adanya unsur baru, yaitu kromium. Satu atau dua tahun kemudian seorang kimiawan dari Jerman, Tassaert yang bekerja di Paris menemukan kromium dalam bijih Kromit, Fe(CrO₂)₂, yang merupakan sumber utama kromit hingga sekarang.

a. Sifat Fisika dan Sifat Kimia

Kromium merupakan unsur yang berwarna perak atau abu-abu baja, berkilau dan keras sehingga memerlukan proses pemolesan yang cukup tinggi. Kromium tidak ditemukan sebagai logam bebas di alam. Kromium ditemukan dalam bentuk bijih kromium, khususnya dalam senyawa PbCrO₄ yang berwarna merah. PbCrO₄ dapat digunakan sebagai pigmen merah untuk cat minyak. Kromium merupakan logam masif, berwarna putih perak dan lunak jika dalam keadaan murni dengan titik leleh kira-kira 1900 ⁰C dan titik didih kira-kira 2690 ⁰C.

i. Keterangan Umum Unsur

Nama, Lambang, Nomor atom	Kromium, Cr, 24
Deret kimia	Logam transisi
Golongan, Periode, blok	VIB, 4, d
Penampilan	Perak metalik
Massa atom	51,9961 (6) g/mol
Konfigurasi electron	[Ar] 3d⁵ 4s¹
Jumlah elektron tiap kulit	2,8,13,1

ii. Sifat Fisika

Fase	Padat
Massa Jenis (sekitar suhu kamar)	7,15 g/cm³ (25^oC)
Titik Lebur	2180 K, 1907⁰C, 3465 ° F
Titik Didih	2944 K, 2671⁰C, 4840 ° F
Entalpi Peleburan	20,5 kJ mol ^-1
Panas Penguapan	339 kJ mol ^-1
Entalpi Atomisasi	397 kJ mol ^-1
Kapasitas Kalor (25⁰C)	23,25 J/mol.K
Konduktivitas Termal	94 W m ^-1 K ^-1
Koefisien ekspansi termal linier	4,9 x 10^-6K ^-1
Kepadatan	7,140 kg m ^-3
Volum Molar	7,23 cm ³
Sifat Resistivitas listrik	12,7 10 ^-8 Ω m

iii. Sifat Kimia

Struktur Kristal	Cubic body centered
Bilangan oksidasi	+2, +3, +4, +6 (oksida asam kuat)
Elektronegativitas	1,66 (skala Pauling)
Afinitas electron	64,3 kJ / mol ^-1
Energy Ionisasi	E1: 652,9 kJ/mol E2: 1590,6 kJ/mol E3: 2987 kJ/mol
Jari-jari atom	128 pm
Jari-jari atom (terhitung)	166 pm
Jari-jari kovalen	127 pm
Ikatan energi dalam gas	142,9 ± 5,4 kJ / mol ^-1.
Panjang Ikatan Cr-Cr	249 pm
Senyawa beracun dan mudah terbakar

iv. Isotop Kromium

Isotop	Massa Atom	Waktu paruh	Kelimpahan di alam (%)	Momen magnetik nuklir
⁴⁸Cr	47,95404	21,6 hari	-	-
⁴⁹Cr	48,951341	42,3 menit	-	0,476
⁵⁰Cr	49,9460464	-	4.345	-
⁵¹Cr	50,944772	27,70 detik	-	-0,934
⁵²Cr	51,09405098	-	83,789	-
⁵³Cr	52,9406513	-	9,501	-0,47454
⁵⁴Cr	53,9388825	-	2,365	-
⁵⁵Cr	54,940844	3,497 menit	-	-
⁵⁶Cr	55,94065	5,9 menit	-	-

b. Sumber Kromium

Logam kromium relatif jarang ditemukan dan kandungannya dalam kerak bumi diperkirakan hanya 0,0122 % atau 122 ppm, lebih rendah daripada vanadium (136 ppm) dan klorin (126 ppm). Sumber kromium yang terpenting dalam perdagangan adalah bijih kromit (chromite), FeCrO₄, yang banyak terdapat di Rusia dan Afrika Selatan (kira-kira 96 % cadangan kromium dunia), Pilipina, Brazil, Amerika Serikat, dan Tasmania. Selain itu, kromium juga dapat ditemukan di matahari, meteorit, kerak batu dan air laut. Sumber kromium lainnya yang lebih sedikit jumlahnya adalah krokoit (crocoites), PbCrO₄, dan oker kroma (chrome), Cr₂O₃. Batu-batuan permata seperti zamrud (emerald) yang berwarna hijau dan merah ruby yang mengandung sekelumit kromium sebagai pengotor.

Tabel berikut merupakan kelimpahan dari unsur kromium dalam berbagai lingkungan. Nilai-nilai yang diberikan dinyatakan dalam satuan ppb (bagian per miliar; 1 miliar = 10 ⁹), baik dalam hal berat maupun dalam hal jumlah atom. Nilai kelimpahan sulit untuk ditentukan dengan pasti, sehingga semua nilai harus diperlakukan dengan hati-hati, khususnya bagi unsur-unsur yang kurang umum.

Tempat	Ppb berat	Ppb oleh atom
Alam semesta	15000	400
Matahari	20000	400
Meteorit (karbon)	3100000	1200000
Kerak batu	140000	55000
Air laut	0.6	0.071
Arus	1	0.02
manusia	30	4

c. Kegunaan

a. Logam kromium sangat tahan terhadap korosi, karena reaksinya dengan udara menghasilkan lapisan Cr₂O₃yang bersifat non-pori sehingga mampu melindungi logam yang terlapisi oleh kromium dari reaksi lebih lanjut. Dengan sifat logam yang tahan korosi, manfaat utama dari logam kromium adalah untuk pelapis logam atau baja. Selain itu, lapisan kromium juga menghasilkan warna yang mengkilat sehingga logam ini memberikan manfaat tambahan sebagai alat dekoratif.

b. Stainless steel yang biasanya mengandung kromium dan sedikit nikel banyak digunakan pada industri alat-alat dapur.

c. Digunakan sebagai katalis. seperti K₂Cr₂O₇ merupakan agen oksidasi dan digunakan dalam analisis kuantitatif dan juga dalam penyamakan kulit. Dalam proses penyamakan, kulit yang akan disamak dibasahi dengan larutan dikromat, kemudian direduksi dengan gas SO₂ sehingga terbentuk kromi sulfat basa, Cr(OH)SO₄.

d. Dikromat, Na₂Cr₂O₇, dapat digunakan sebagai oksidan dalam industri kimia.

e. Digunakan dalam industri tekstil sebagai mordants atau penguat warna.

f. Industri refraktori menggunakan kromit untuk membentuk batu bata karena memiliki titik lebur yang tinggi, pemuaian yang relatif rendah, dan kestabilan struktur kristal.

g. Beberapa dari isotop kromium digunakan untuk aplikasi medis. Misalnya, Cr-50 yang digunakan untuk produksi radioisotop Cr-51 yang digunakan untuk mengukur volume darah dan kelangsungan hidup sel darah merah. Cr-53 dan Cr-54 digunakan untuk kajian metabolisme dan diagnosa diabetes.

h. Digunakan sebagai pigmen merah untuk cat minyak, khususnya senyawa PbCrO_4.

i. Digunakan dalam pembuatan batu permata yang berwarna. Warna yan kerap digunakan adalah warna merah, yang diperoleh dari kristal aluminium oksida yang didalamnya dimasukkan kromium.

j. Bahan baku dalam pembuatan kembang api. Hal ini diperoleh dari Hasil pembakaran amonium dikromat, (NH₄)₂Cr₂O_7, yang berisi pellet dari raksa tiosianat (HgCNS).

d. Persenyawaan Kromium

Reaksi dan senyawa kromium yang penting hanya menyangkut kromium dengan bilangan oksidasi +2, +3, dan +6.

Oksida Kromium

Table karakterisasi beberapa oksida dan ion kromium

Tingkat Oksidasi	Oksida (a)	Hidroksida	Sifat	Ion	Nama	Warna Ion
+2	CrO	Cr(OH)₂	Basa	Cr²⁺ (b)	Kromo atau kromium (II)	Biru muda
+3	Cr₂O₃ hijau	Cr(OH)₃ (c)	amfoterik	Cr³⁺ atau [Cr(H₂O)₆]³⁺ [Cr(OH)₄]^- (d)	Kromi atau kromium (III)	Violet hijau
+6	CrO₃ merah tua	CrO₂(OH)₂ Cr₂O₅(OH)₂	Asam	CrO₄^2- Cr2O₇^2-	Kromat atau dikromat	Kuning oranye

(a): kromium(IV) dikenal oksida sebagai CrO₂; (b): ion ini dalam air sebagai [Cr(H₂O)₆]²⁺ ; (c): formula lain adalah [Cr(H₂O)₃(OH)₃] ; (d): formula lain adalah [Cr(H₂O)₂(OH)₄]^-

1.6 Reaksi-reaksi Yang Terjadi Pada Kromium

1) Reaksi kromium dengan udara

Logam kromium tidak bereaksi dengan udara atau oksigen pada suhu kamar.

2) Reaksi kromium dengan air

Logam kromium tidak bereaksi dengan air pada suhu kamar.

3) Reaksi kromium dengan halogen

a) Fluorida

Kromium bereaksi langsung dengan fluorin, F₂, pada suhu 400°C, dan 200-300 atmosfer untuk membentuk kromium (VI) fluorida, CrF₆.

Cr (s) + 3F₂ (g) → CrF₆ (s) [kuning]

Di bawah kondisi ringan, kromium (V) bereaksi dengan fluorida, membentuk CrF₅

2Cr (s) + 5F₂ (g) → 2CrF₅ (s) [merah]

2Cr (s) + 3F₂ (g) → 2CrF₃ (s) [hijau]

Selain membentuk kromium heksafluorida, CrF₆, kromium trifluorida, CrF₃dan kromium pentafluorida, CrF₅, reaksi kromium dengan fluorida juga dapat membentuk kromium difluorida, CrF_2, dan kromium tetrafluorida, CrF₄.

b) Klorida

Di bawah kondisi yang masih ringan, logam kromium dapat bereaksi dengan unsur klorin, Cl₂ membentuk CrCl₃.

2Cr (s) + 3Cl₂ (g) → 2CrCl₃ (s) [merah-violet]

Selain membentuk kromium triklorida, CrCl₃, reaksi kromium dengan klorida juga dapat membentuk kromium diklorida, CrCl₂ dan kromium tetraklorida, CrCl₄

c) Bromida

Di bawah kondisi yang masih ringan, logam kromium dapat bereaksi dengan unsur bromida, Br₂ membentuk CrBr₃.

2Cr (s) + 3Br₂ (g) → 2CrBr₃ (s) [sangat hijau]

Selain membentuk kromium tribromida, CrBr₃, reaksi kromium dengan bromida juga dapat membentuk kromium dibromida, CrCl₂ dan kromium tetrabromidaa, CrCl₄

d) Iodida

Di bawah kondisi yang masih ringan, logam kromium dapat bereaksi dengan unsur iodida, I₂ membentuk CrI₃

2Cr (s) + 3I₂ (g) → 2CrI₃ (s) [hijau gelap]

Selain membentuk kromium triiodida, CrI₃, reaksi kromium dengan iodida juga dapat membentuk kromium diiodida, CrI₂ dan kromium tetraiodida, CrI₄

4) Reaksi kromium dengan asam

Logam kromium larut dalam asam klorida encer membentuk larutan Cr(II) serta gas hidrogen, H_2.Dalam keadaan tertentu, Cr(II) hadir sebagai ion kompleks [Cr(OH₂)₆]²⁺. Hasil yang sama terlihat untuk asam sulfat, tetapi kromium murni tahan terhadap serangan. Logam kromium tidak bereaksi dengan asam nitrat, HNO₃.

Contoh reaksi kromium dengan asam klorida:

Cr (s) + 2HCl (aq) → Cr ²⁺ (aq) + 2Cl ^- (aq) + H₂ (g)

5) Oksida

Reaksi kromium dengan oksida dapat membentuk beberapa senyawa, diantanya: Kromium dioksida, CrO₂, Kromium trioksida, CrO₃, Dikromium trioksida, Cr₂O₃ dan Trikromium tetraoksida, Cr₃O₄.

6) Sulfida

Reaksi kromium dengan sulfida dapat membentuk beberapa senyawa, diantanya : kromium sulfida, CrS dan dikromium trisulfida, Cr₂S₃

7) Nitrida

Reaksi kromium dengan nitrida dapat membentuk senyawa kromium nitrida, CrN.

8) Karbonil

Reaksi kromium dengan karbonil dapat membentuk senyawa kromium heksakrbonil, Cr(CO)_6.Kromium juga dapat bereaksi dengan unsur tertentu membentuk senyawa kompleks, misalnya reaksi kromium dengan kompleks nitrat membentuk nitrat hexaaquakromium trihidrat, [Cr(NO₃)₃.9H₂O].

1.7 Efek Kesehatan Kromium

Logam krom (Cr) adalah salah satu jenis polutan logam berat yang bersifat toksik, dalam tubuh logam krom biasanya berada dalam keadaan sebagai ion Cr^3+. Krom dapat menyebabkan kanker paru-paru, kerusakan hati (liver) dan ginjal. Jika kontak dengan kulit menyebabkan iritasi dan jika tertelan dapat menyebabkan sakit perut dan muntah. Usaha-usaha yang dilakukan untuk mengurangi kadar pencemar pada perairan biasanya dilakukan melalui kombinasi proses biologi, fisika dan kimia. Pada proses fisika, dilakukan dengan mengalirkan air yang tercemar ke dalam bak penampung yang telah diisi campuran pasir, kerikil serta ijuk. Hal ini lebih ditujukan untuk mengurangi atau menghilangkan kotoran-kotoran kasar dan penyisihan lumpur. Pada proses kimia, dilakukan dengan menambahkan bahan-bahan kimia untuk mengendapkan zat pencemar misalnya persenyawaan karbonat.

Kromium (III) adalah esensial bagi manusia dan kekurangan dapat menyebabkan kondisi jantung, gangguan dari metabolisme dan diabetes. Tapi terlalu banyak penyerapan kromium (III) dapat menyebabkan efek kesehatan juga, misalnya ruam kulit.

Kromium (VI) adalah bahaya bagi kesehatan manusia, terutama bagi orang-orang yang bekerja di industri baja dan tekstil. Orang yang merokok tembakau juga memiliki kesempatan yang lebih tinggi terpapar kromium.

Kromium (VI) diketahui menyebabkan berbagai efek kesehatan. sebuah senyawa dalam produk kulit, dapat menyebabkan reaksi alergi, seperti ruam kulit. Pada saat bernapas ada krom (VI) dapat menyebabkan iritasi dan hidung mimisan. Masalah kesehatan lainnya yang disebabkan oleh kromium (VI) adalah:

- sakit perut dan bisul

- Masalah pernapasan

- Sistem kekebalan yang lemah

- Ginjal dan kerusakan hati

- Perubahan materi genetik

- Kanker paru-paru

2. Molibdenum (Mo)

2.1.Sejarah

Pada tahun 1778 seorang ahli kimia terkenal Swedia, C. W. Scheele telah berhasil membuat suatu oksida unsur baru dari mineral molibdenit, MoS₂, dengan demikian ia mampu membedakan mineral ini dengan grafit yang pada waktu itu diduga identik. Kemudian setelah 3 tahun kemudian, P.J. Helm berhasil mengisolasi molibdenum dari pemanasan molibdenit dengan batubara. Nama molibdenum berasal dari bahasa Yunani, molibdos, yang artinya mengandung makna kebingungan ketika menghadapi mineral-mineral lunak hitam yang dapat dipakai untuk menulis, yaitu grafit yang disebut timbel hitam dan plumbako (Sugiyarto dan Suyani, 2010).

2.2.Sifat Fisika dan Sifat Kimia

Logam molibdenum merupakan logam golongan 6, dimana logam ini cenderung memiliki tingkat oksidasi rendah sehingga membuat unsure ini semakin tidak stabil dengan naiknya nomor atom. Seperti halnya kromium, konfigurasi elektron molibdenum menyimpang dari diagram aufbau (Sugiyarto dan sugiyani, 2010). Konfigrasi elektron tingkat dasar Molibdenum adalah d⁵s¹, dengan sebuah konfigurasi terisi setengah d⁵ yang stabil. Apabila dilihat dari struktur elektronnya, Molibdenum diharapkan untuk membentuk senyawa-senyawa dengan tingkat oksidasi dari (+1) sampai (+6).

Tingkat oksidasi Molibdenum yang paling penting adalah (+5) dan (+6). Mo(+6) bersifat stabil, sedangkan Mo(+3) bersifat sangat mereduksi. Hal ini sesuai dengan kecenderungan bahwa semakin menurun posisi unsur dalam satu golongan maka semakin tinggi tingkat oksidasi menjadi lebih stabil dan tingkat oksidasi lebih lemah menjadi kurang stabil.

2.2.1. Keterangan Umum Unsur

Nama, Lambang, Nomor atom	Molibdenum, Mo, 42
Deret Kimia	Logam transisi
Golongan, periode, Blok	VIB, 5, d
Penampilan	abu-abu
Massa atom	95,94(2) g/mol
Konfigurasi Elektron	[Kr] 4d⁵ 5s¹
Jumlah elektron tiap kulit	2, 8, 18, 13, 1

2.2.2. Sifat Fisika

Fase	Padat
Massa jenis (sekitar suhu kamar)	10,28 g/cm³
Titik lebur	2896 K, 2623 ^oC, 4753 ^oF
Titik didih	4912 K, 4639 ^oC, 8382 ^oF
Kalor peleburan	37,48 kJ/mol
Kalor penguapan	617 kJ/mol
Kapasitas kalor	(25 ^oC) 24,06 J/(mol.K)
Resistivitas listrik	(20 °C) 53.4 nΩ·m
Konduktivitas termal	(300 K) 138 W/(m·K)
Ekspansi termal	(25 °C) 4.8 µm/(m·K)

2.2.3. Sifat Kimia

Struktur Kristal	Cubic body centered
Bilangan oksidasi	+3, +4, +5, +6 (oksida asam kuat)
Elektronegativitas	1,8 (skala Pauling)
Energi Ionisasi	E1: 684,3 kJ/mol E2: 1560 kJ/mol E3: 2618 kJ/mol
Jari-jari atom	139 pm
Jari-jari atom (terhitung)	190 pm
Jari-jari kovalen	145 pm

2.3. Sumber Molibdenum

Sumber molibdenum yang terpenting adalah molibdenit sulfida, MoS₂, dan yang lainnya adalah bijih wulfenit, PbMoO₄, dan powelit, Ca(Mo,W)O₄ (Sugiyarto dan Suyani, 2010). Logam molibdenum diproduksi sebagai hasil utama maupun hasil sampingan dalam pengolahan tembaga. Pada proses tersebut, bijih molibdenit terlebih dahulu dipisahkan dengan teknik flotasi, kemudian dipanggang untuk memperoleh oksidanya, MoO₃. Jika ingin digunakan langsung sebagai paduan logam seperti pada pabrik baja, oksidasi ini diubah menjadi feromolibdenum dengan proses aluminotermik. Untuk memperoleh logam yang lebih murni, molibdenum oksida dilarutkan dalam larutan amonia untuk dikristalkan sebagai amonium molibdat, kadang-kadang sebagai dimolibdat, [NH₄]₂[Mo₂O₇], atau sebagai paramolibdat, [NH₄]₆[Mo₇O₂₄].4H₂O dengan bergantung pada kondisinya. Molibdat ini kemudian dapat direduksi dengan gas H₂ menjadi serbuk logam molibdenum yang berwarna abu-abu. Selain itu, MoO₃ dapat dibuat dengan memanaskan logamnya atau sulfidanya dalam oksigen. Oksida-oksida ini tidak bereaksi dengan asam, tetapi larut dalam larutan basa membentuk larutan molibdat.

MoO₂ dapat diperoleh dari reduksi MoO₃ dengan H₂ atau NH₃ pada temperatur di bawah 470 ^oC, diatas temperatur ini terjadi reduksi lebih lanjut menjadi logamnya. Selain itu, MoO₂ juga dapat diperoleh dari reaksi molibdenum dengan uap air panas pada suhu ~800 ^oC.

Mo₂O₅ dapat diperoleh dari reduksi MoO₃ dengan serbuk molibdenum pada ~750 ^oC. Penambahan amonia ke dalam larutan yang mengandung Mo(V) hasil reduksi tersebut akan diperoleh endapan coklat MoO(OH)₃ dan apabila endapan ini dipanaskan akan menghasilkan Mo₂O₅.

2.4. Kegunaan

Sekitar 75 persen dari molibdenum yang digunakan di Amerika Serikat pada tahun 1996 dijadikan campuran untuk baja dan besi. Hampir setengah dari campuran ini digunakan untuk membuat stainless dan baja tahan panas. Hasilnya dapat digunakan dalam pesawat terbang, pesawat ruang angkasa, dan rudal bagian. Penggunaan penting lainnya adalah campuran molibdenum dalam produksi alat-alat khusus, seperti: busi, shaft baling-baling, senapan barel, peralatan listrik digunakan pada temperatur tinggi, dan boiler pelat.

Penggunaan penting lainnya adalah sebagai katalis molibdenum. Katalis adalah zat yang digunakan untuk mempercepat atau memperlambat suatu reaksi kimia. Katalis tidak mengalami perubahan wujud selama reaksi. Katalis molybdenum digunakan dalam berbagai operasi kimia, dalam industri minyak bumi, dan dalam produksi polimer dan plastik. Pada jumlah yang kecil, molibdenum efektif untuk mengeraskan baja. Molibdenum digunakan pada komponen pesawat terbang, peluru, filamen pada pemanas elektrik dan lapisan pelindung pada ketel. Molibdenum orange merupakan pigmen antara merah-kuning ke merah-orange terang dan digunakan pada cat, tinta, plastik, dan senyawa-senyawa karet.

Molibdenum disulfida merupakan pelumas yang baik, terutama pada suhu tinggi. Molibdenum juga digunakan pada beberapa aplikasi elektronik, sebagai pelapis logam konduktif pada transistor film-tipis.

Molibdenum merupakan salah satu bahan paduan baja yang menjadikan baja bersifat keras dan kuat. Selain itu, molibdenum digunakan dalam oksida dan sistem lain sebagai katalis untuk berbagai reaksi, salah satu contoh adalah “amonoksidasi” akrilonitril menurut persamaan reaksi (Cotton dan Wilkinson, 2001) :

MoS₂ digunakan sebagai pelumas padat yang ditambahkan ke oli dan digunakan sebagai katalis dalam reaksi hidrogenasi.

2.5. Persenyawaan

Oksida molibdenum banyak yang sudah dikenal, yaitu MoO₃, Mo₂O₅, dan MoO₂. Oksida MoO₂ berupa padatan coklat violet, tidak larut dalam asam nitrat pekat dan terjadi oksidasi lebih lanjut menjadi Mo(VI). MoO₂ mengadopsi struktur rutil (TiO₂).

Gambar Struktur Rutil (TiO₂)

(Geocities, 2012)

2.6.Reaksi-reaksi Yang Terjadi

Molibdenum tidak dapat bereaksi dengan air pada suhu kamar. Molibdenum juga tidak dapat bereaksi dengan udara atau oksigen pada suhu kamar, akan tetapi pada suhu tinggi (di atas suhu 790 ^oC) akan membentuk molibdenum(VI) trioksida:

2Mo _(s) + 3O_{2 (g)} 2MoO_{3 (s)}

Reaksi dengan halogen akan membentuk molibdenum halida, misalnya jika molibdenum direaksikan dengan fluorin, maka akan membentuk molibdenum(VI) fluorida.

Mo _(s) + 3F_{2 (g)} MoF_6
(l)

Molibdenum(VI) biasanya membentuk spesies dioksida dengan kedua ikatan Mo = O adalah cis. Jadi, MoO₃ dalam 12MHCl membentuk kompleks [MoO₂Cl₄]^2-. Selain itu, molibdenum(VI) juga membentuk kompleks molibdenum pentaklorida [MoCl₅] (= Mo₂Cl₁₀).

Gambar 2.6 Struktur Kompleks [MoO₂Cl₄]^2-

Gambar 2.7 Struktur kompleks molibdenum pentaklorida [MoCl₅] (Saito, 2008)

Selain itu, kompleks yang mudah didapatkan yang digunakan untuk sintesis kompleks lain adalah ion pentaklorooksomolibdat(V) yang berwarna hijau jambrut, [MoOCl₅]^2-. Senyawa kompleks ini dapat diperoleh dengan reduksi MoO₄^2- dalam larutan HCl atau dengan pelarutan Mo₂Cl₁₀ dalam larutan akua pekat HCl.

Gambar 2.8 Struktur ion pentaklorooksomolibdat(V)

2.7.Efek Kesehatan

Molybdenum relatif aman bagi manusia dan hewan. Penelitian telah menunjukkan bahwa Moblydenum merupakan zat yang tidak beracun. Bahkan, Molybdenum digunakan untuk pertumbuhan tanaman sebagai nutrisi, walaupun intensitas kebutuhannya masih sangat kecil (Anonymous, 2010).

2.8.Molibdenum Dalam Tubuh Manusia

Pada manusia, molybdenum dikenal berfungsi sebagai kofaktor untuk tiga enzim:

Ø Sulfit oksidase mengkatalisis transformasi sulfit ke sulfat, reaksi yang diperlukan untuk metabolisme kandungan asam amino (metionin dan sistein).

Ø Xanthine oksidase mengkatalisis pemecahan nukleotida (prekursor untuk DNA dan RNA) untuk membentuk asam urat, yang berkontribusi terhadap kapasitas antioksidan plasma darah.

Ø Oksidase Aldehyde dan xanthine oksidase mengkatalisis reaksi hidroksilasi yang melibatkan beberapa molekul yang berbeda dengan struktur kimia yang sama. oksidase Xanthine dan oksidase aldehida juga berperan dalam metabolisme obat dan racun.

Nilai ambang batas Mo dalam tubuh manusia

· Anak-anak 1-3 tahun 300 µg / hari

· Anak-anak 4-8 tahun 600 µg / hari

· Anak-anak 9-13 tahun 1.100 µg / hari (1,1 mg / hari

· Remaja 14-18 tahun 1.700 µg / hari(1,7 mg / hari

· Dewasa 19 tahun dan lebih tua 2.000 (2,0 mg / hari)

Molibdenum diperlukan untuk oksidasi belerang, suatu komponen dari protein. Molibdenum terdapat dalam susu, buncis, roti dan gandum.

Kekurangan Molibdenum

Kekurangan molibdenum yang disebabkan karena asupan yang tidak memadai pada orang yang sehat, belum pernah diteliti. Tetapi kekurangan molibdenum terjadi pada keadaan tertentu misalnya jika seorang malnutrisi yang menderita penyakit Chron mendapatkan makanan parenteral dalam waktu yang lama tanpa tambahan molibdenum.

Gejalanya berupa:

- denyut jantung yang cepat

- sesak nafas

- mual

- muntah

- disorientasi

- koma.

Penyembuhan total bisa diperoleh dengan pemberian molibdenum. Orang yang mengkonsumsi molibdenum dalam jumlah besar dapat mengalami gejala yang menyerupai penyakit gout, termasuk peningkatan kadar asam urat dalam darah dan nyeri sendi. Penambang yang terpapar debu molibdenum bisa mengalami gejala-gejala yang tidak spesifik.

3. Wolfram (W)

3.1 Sejarah

Wolfram atau Tungsten ditemukan oleh Juan Jose dan Fausto de Elhuyar pada tahun 1783 di negara Spain. Dalam bahasa Swedia, Tungsten memiliki arti batu berat. Nama lain dari Tungsten adalah Wolfram yang berasal dari bahasa Jerman dengan simbol W.

Pada tahun 1779, Peter Woulfe menguji mineral tungstenit dan menyimpulkan adanya zat baru dalam mineral tersebut. Pada tahun 1758, Scheele menemukan bahwa asam yang baru dapat dibuat dari tungsten. Scheele dann Bergman mengusulkan adanya kemungkinan mendapatkan logam yang baru dengan mereduksi logam ini. De Elhuyar menemukan bahwa asam dalam tungstenit sama dengan asam tungsten.

Tahun 1783, unsur tungsten diperoleh dengan mereduksi asam tungstat dengan arang. Pada tahun 1781, Scheele dan T. Bergmann mengisolasi oksida baru dari mineral yang disebut skelit, CaWO_4.Dua tahun kemudian, dua bersaudara J. J dan F. De Elhuyar dari spanyol menunjukkan bahwa oksida yang sama merupakan konstituen dari mineral wolframit dan pemanasan oksida ini dengan barubara berhasil mereduksinya menjadi logam yang kemudian diberi nam wolfram. Nama ini direkomendasikan oleh IUPAC, namun komunikasi bahasa Inggris memilih memakai nama tungsten.

3.2 Sumber dan Ekstraksi Wolfram (Tungsten)

Tungsten terdapat dalam mineral tungstenit wolframit Fe(Mn)WO_4,CaWO_4,huebnerit MnWO₄, dan ferberit FeWO₄(Cotton dan Wilkinson, 1989). Tempat penambangan tungsten yaitu di Klifornia, Kolorado, Korea Selatan, Bolivia, Rusia dan Portugal. Di China dilaporkan memiliki persediaan tungsten 75% di dunia.

Unsur tungsten diperoleh secara komersial dengan mereduksi tungsten oksida dengan hidrogen atau karbon. Proses pembuatannya yaitu dengan menghancurkan mineral tungsten secara mekanik dan direaksikan dengan lelehan NaOH. Lelehan kemudian dilarutkan dalam air untuk memperoleh Na-tungstenat yang kemudian diasamkan untuk mendapatkan WO₃yang selanjutnya direduksi dengan hidrogen ungtuk memperoleh logamnya.

Logam Wolfram juga dapat diperoleh dengan pemanasan langsung campuran bijih, tungstat scheelit, CaWO₄ dan wolframit, Fe(Mn)WO₄(hingga meleleh) dengan alkali, kemudian diendapkan dalam air sebagai WO₃dengan penambahan asam. Reduksi oksida dengan H₂pada suhu ~850⁰C akan menghasilkan serbuk logam wolfram berwarna abu-abu. Serbuk logam juga dapat diubah menjadi padatan dengan kompresi tinggi menggunakan gas H_2.

3.3 Sifat Fisika dan sifat Kimia Wolfram (Tungsten)

Tungsten murni adalah logam yang berwarna putih timah hingga abu-abu baja. Tungsten yang sangat murni dapat dipotong dengan gergaji besi dan dapat dibentuk dengan mudah. Dalam keadaan tidak murni, dibutuhkan usaha keras untuk membentuk tungsten. Logam transisi yang sangat keras ini ditemukan pada mineral seperti wolframit dan schelit.

Wolfram memiliki titik lebur yang lebih tinggi dari semua unsur logam dan pada suhu 1650⁰C memiliki kekuatan regang tertinggi. Bentuk murni wolfram digunakan terutama dalam perangkat elektronik. Senyawa dan aloy-nya digunakan secara luas dalam berbagai seperti filamen bola lampu, tabung sinar-X, dan superaloy. Adapun sifat-sifat dari wolfram secara rici akan disebutkan pada tabel di bawah ini :

Spesifikasi	Rincian
Nama	Wolfram
Lambang	W
Nomor Atom	74
Penampilan	Putih keabu-abuan mengkilap
Massa Atom	183,948 g/mol
Konfigurasi Elektron	(Xe)4f¹⁴5d⁴6s²
Jumlah elektron tiap kulit	2, 8, 18, 32, 12, 2
Fase	Padat
Massa Jenis (T kamar)	19,25 g/cm³
Titik lebur	3695 K, 3422⁰C, 6192⁰F
Titik didih	5828 K, 5555⁰C, 10031⁰F
Struktur Kristal	Cubic body centered (kubus berpusat muka)
Bilangan Oksidasi	+2, +3, +4, +5, +6 (Oksida asam lemah)
Elektronegatifitas	1,7 (skala Pauling)
Energi ionisasi	E1 : 770 kj/mol E2 : 1700 kj/mol E3 : 2300 kj/mol

3.4 Reaksi-reaksi yang terjadi pada Wolfram (Tungsten)

a. Reaksi dengan air

Pada suhu ruangan, tungsten tidak bereaksi dengan air

b. Reaksi dengan udara

2W_(s) + 3 O₂ → 2WO_{3 (s)}

c. Reaksi dengan Halogen

W_(s) + 3F_{2 (g)} → 3F_{6 (g)}

W _(s)+ 3Cl_{2 (g)} → WCl_{6 (s)}

W_(s) + 3Br_{2 (g)}→ WBr_{6 (s)}

2W_(S)+ 5Cl_{2 (g) →}2WCl_{5 (s)}

d. Reaksi dengan asam

Secara umum logam tungsten tidak terpengaruh oleh kebanyakan asam. Menurut Cotton dan Wilkinson (1989), wolfram tidak diserang oleh asam selain HF. Artinya logam tungsten tidak dapat bereaksi dengan asam selain HF.

e. Reaksi dengan basa

Logam tungsten tidak berekasi dengan larutan basa lemah.

3.5 Persenyawaan Wolfram

Beberapa oksida yang umum adalah WO₃ (kuning) dan WO₂. Trioksida dibuat dengan memanaskan logam wolfram dengan senyawa lain seperti sulfida dalam oksigen. Oksida tersebut tidak bereaksi dengan asam tetapi larut dalam basa membentuk larutan wolframat. WO₃merupakan padatan kuning lemon dengan titik leleh ~1200 ⁰C. Dioksida (WO₂) dibuat dengan mereduksi trioksida dengan hidrogen atau NH₃ pada suhu kurang lebih 470⁰C.

3.6 Aplikasi Wolfram

Tungsten beserta aloynya dapat digunakan pada pembuatan filament lampu pijar, tabung elektron, dan televisi, untuk titik kontak pada distributor mobil, unsur windings (proses pencarian logam pada tungku listrik), pemanasan pada tungku listrik, paduan logam untuk alat pemotong bersuhu tinggi dan pada pesawat luar angkasa. Aloy yang digunakan untuk peralatan berkecepatan tinggi seperti Hastelloy.

3.7 Bahaya Wolfram

Tungsten dapat terbakar dan dapat bertindak sebagai iritan pernapasan (Zulaiha, 2011).

4. Seaborgium (Sg)

4.1 Sejarah

Nama lain dari unsur Seaborgium adalah Unhilhexium (Eh) dan Rutherfordium (Rf). Seaborgium merupakan unsur sintesis yang pertama kali diproduksi oleh sebuah tim ilmuan yang dipimpin oleh Albert Ghiorso yang bekerja di Lawrence Berkely Labolatory di Berkeley, California pada tahun 1974. Seaborgium diciptakan dengan membombardir atom Ion Linier Accelerator. Benturan atom dihasilkan Seaborgium-263 dan kemudian emisi alfa menjadi nobelium, dilanjutkan dengan peluruhan alfa antara Seaborgium dan Nobelium. Unsur ini diidentifikasi memiliki energi alfa 9,06 dan 9,25 MeV dengan masa paruh waktu sekitar 0.9+/-0.2 detik. Seaborgium-263 merupakan isotop seaborgium dengan paruh sekitar 1 detik.

Sebuah tim ilmuan yang bekerja di Institut bersama dengan penelitian nuklir di Dubna, Rusia, mengklaim telah menghasilkan seaborgium. Metode yang digunakan yaitu dengan membombardir atom timah-207 dan memimpin timah-208 dengan ion kromium-54 menggunakan alat yang disebut siklotron.

Nama Seaborgium dipilih untuk menghormati orang yang berbagi penghargaan nobel 1951 di bidang kimia dengan mantan direktur LBL Edwin McMillan untuk penemuan mereka dalam kimia dari unsur transuranium.

Seaborgium dikukuhkan pada tahun 1993 dalam sebuah percobaan di LBB’s 88 inch siklotron yang dirancang oleh Ken Gregorich, sebuah divisi sesama di LBL’s Nuclear Science Division, dan dilaksanakn oleh sebuah tim termasuk fakultas Gregorich dan LBL ilmuan senior Darleane Hoffman, ditambah doktoral dan mahasiswa dari LBL dan UC Berkeley Departemen Kimia. Konfirmasi diumumkan pada September lalu ’93 Aktinida konferensi di Santa Fe, New Mexico.

4.2 Sumber dan Ekstraksi Seaborgium

Seaborgium merupakan unsur yang sangat tidak stabil, dengan isotop yang memiliki waktu paruh diukur dalam detik. Ketidakstabilan ini membuat seaborgium mustahil untuk ditemukan di alam, tetapi harus disintesis di labolatorium oleh para peneliti yang mempelajarinya, seaborgium memancarkan sinar alfa. Seperti elemen sintesis lain, seaborgium tidak memiliki nilai komersial karena sangat mahal untuk memproduksinya dan waktu paruhnya terlalu pendek untuk menjadi sangat produktif.

Pembuatan unsur ini dilakukan dengan penembakan inti. Persamaan rekasinya sebagai berikut :

²⁴⁹Cf +¹⁸O → ²⁶³Sg + 4n

Unsur 106 dibuat dengan reaksi ²⁴⁹Cf (¹⁸O,4n)²⁶³X, yang memancarkan alfa menjadi rutherfordium, kemudian emisi alfa menjadi nobelium, dilanjutkan dengan peluruhan alfa antara rutherfordium dan nobelium. Unsur ini diidentifikasi memiliki energi alfa 9,06 dan 9,25 MeV dengan masa waktu paruh 0,9/0,2 detik.

4.3 Sifat fisika dan kimia Seaborgium

Seaborgium merupakan logam radsioktif yang tidak terjadi secara alami dan hanya digunakan untuk kepentingan penelitian. Adapun karakteristik dari seaborgium dapat dijelaskan pada tabel di bawah ini :

Spesifikasi	Rincian
Nama	Seaborgium
Lambang	Sg
Nomor Atom	106
Penampilan	Kemungkinan putih keperakan atau abu-abu metalik
Massa atom	269 g/mol
Konfigurasi elektron	(Rn) 7s²5f¹⁴6d⁴
Jumlah elektron tiap kulit	2, 8, 18, 32, 32, 12, 2
Fase	Padat
Massa Jenis (T Kamar)	35 g/cm³
Titik lebur	-
Titik didih	-
Struktur kristal	Kubus berpusat muka
Bilangan oksidasi	-1, +!, +2, +3, +4, +5, +6 (oksida asam lemah)
Jari-jari atom	132 pm

4.4 Reaksi dan Persenyawaan Seaborgium

Seaborgium cenderung memiliki bilangan oksidasi +6 dan membentuk oksi-anion SgO₄^2- dan senyawa SgO₂Cl₂ yang sesuai dengan letaknya pada golongan VI B pada tabel periodik.

4.5 Kegunaan Seaborgium

Belum diketahui secara pasti manfaatnya secara luas, tetapi sejauh ini, unsur seaborgium hanya digunakan sebagai onyek penelitian.

4.6 Bahaya Seaborgium

Bahaya unsur seaborgium belum diketahui. Karena sangat tidak stabil, nilai yang terbentuk akan terurai menjadi unsur-unsur lainnya sangat cepat sehingga tidak ada alasan untuk mempelajari pengaruh terhadap kesehatan manusia. Karena sangat singkat-setengah hidupnya (21 detik), tidak ada alasan untuk mempertimbangkan efek seaborgium di lingkungan.

DAFTAR PUSTAKA

Anonymous. 2001. Tungsten. http://www.lenntech.com. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

Anonymous. 2004. Seaborgium-Jurnal. http://www.rsc.org. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

Anonymous. 2009. Seaborgium-Sg. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

Anonymous, 2011. Sejarah Seaborgium. http://chemistryoche.blogspot.com. Diaskses tanggal 5 Mei 2014.

Anonymous, 2012. Periodic Table Tungsten. http://ptable.com. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

Cotton dan Wilkinson dan Wilkinson. 1989. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta: UI Press.

Hiskia, A. 2001. Kimia Unsur dan Radiokimia. Bandung : Citra Adia Bakti.

Redaksi chem.-is-try.org. 2008. Seaborgium. http://www.chem-is-try.org. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

Saito, T. 2008. Kimia Anorganik. Alih bahasa: Ismunandar, Prof. Dr. http//oke.co.id. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

Sugiyarto dan Sugiyani. 2010. Kimia Anorganik Logam. Yogyakarta : Graha Ilmu.

Zulaiha, Zila. 2011. Unsur-unsur Golongan VIB. http://blogspot.com. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

PORTOFOLIO KIMIA UNSUR

GOLONGAN VI B: Kromium, Molibdenum, Wolfram, dan Seaborgium

Dosen Pengampu:

Oleh:

Fithrotul Auwaliyah (11630048)

Rizki Maratus Sholikhah (11630060)

JURUSAN KIMIA
FAKULTAS SAINS DAN TEKNOLOGI

UNIVERSITAS ISLAM NEGERI MAULANA MALIK IBRAHIM

MALANG

2014

GOLONGAN VI B

1. Kromium (Cr)

1.1 Sejarah

a. Sifat Fisika dan Sifat Kimia

i. Keterangan Umum Unsur

Nama, Lambang, Nomor atom	Kromium, Cr, 24
Deret kimia	Logam transisi
Golongan, Periode, blok	VIB, 4, d
Penampilan	Perak metalik
Massa atom	51,9961 (6) g/mol
Konfigurasi electron	[Ar] 3d⁵ 4s¹
Jumlah elektron tiap kulit	2,8,13,1

ii. Sifat Fisika

Fase	Padat
Massa Jenis (sekitar suhu kamar)	7,15 g/cm³ (25^oC)
Titik Lebur	2180 K, 1907⁰C, 3465 ° F
Titik Didih	2944 K, 2671⁰C, 4840 ° F
Entalpi Peleburan	20,5 kJ mol ^-1
Panas Penguapan	339 kJ mol ^-1
Entalpi Atomisasi	397 kJ mol ^-1
Kapasitas Kalor (25⁰C)	23,25 J/mol.K
Konduktivitas Termal	94 W m ^-1 K ^-1
Koefisien ekspansi termal linier	4,9 x 10^-6K ^-1
Kepadatan	7,140 kg m ^-3
Volum Molar	7,23 cm ³
Sifat Resistivitas listrik	12,7 10 ^-8 Ω m

iii. Sifat Kimia

Struktur Kristal	Cubic body centered
Bilangan oksidasi	+2, +3, +4, +6 (oksida asam kuat)
Elektronegativitas	1,66 (skala Pauling)
Afinitas electron	64,3 kJ / mol ^-1
Energy Ionisasi	E1: 652,9 kJ/mol E2: 1590,6 kJ/mol E3: 2987 kJ/mol
Jari-jari atom	128 pm
Jari-jari atom (terhitung)	166 pm
Jari-jari kovalen	127 pm
Ikatan energi dalam gas	142,9 ± 5,4 kJ / mol ^-1.
Panjang Ikatan Cr-Cr	249 pm
Senyawa beracun dan mudah terbakar

iv. Isotop Kromium

Isotop	Massa Atom	Waktu paruh	Kelimpahan di alam (%)	Momen magnetik nuklir
⁴⁸Cr	47,95404	21,6 hari	-	-
⁴⁹Cr	48,951341	42,3 menit	-	0,476
⁵⁰Cr	49,9460464	-	4.345	-
⁵¹Cr	50,944772	27,70 detik	-	-0,934
⁵²Cr	51,09405098	-	83,789	-
⁵³Cr	52,9406513	-	9,501	-0,47454
⁵⁴Cr	53,9388825	-	2,365	-
⁵⁵Cr	54,940844	3,497 menit	-	-
⁵⁶Cr	55,94065	5,9 menit	-	-

b. Sumber Kromium

Tempat	Ppb berat	Ppb oleh atom
Alam semesta	15000	400
Matahari	20000	400
Meteorit (karbon)	3100000	1200000
Kerak batu	140000	55000
Air laut	0.6	0.071
Arus	1	0.02
manusia	30	4

c. Kegunaan

b. Stainless steel yang biasanya mengandung kromium dan sedikit nikel banyak digunakan pada industri alat-alat dapur.

d. Dikromat, Na₂Cr₂O₇, dapat digunakan sebagai oksidan dalam industri kimia.

e. Digunakan dalam industri tekstil sebagai mordants atau penguat warna.

f. Industri refraktori menggunakan kromit untuk membentuk batu bata karena memiliki titik lebur yang tinggi, pemuaian yang relatif rendah, dan kestabilan struktur kristal.

h. Digunakan sebagai pigmen merah untuk cat minyak, khususnya senyawa PbCrO_4.

i. Digunakan dalam pembuatan batu permata yang berwarna. Warna yan kerap digunakan adalah warna merah, yang diperoleh dari kristal aluminium oksida yang didalamnya dimasukkan kromium.

j. Bahan baku dalam pembuatan kembang api. Hal ini diperoleh dari Hasil pembakaran amonium dikromat, (NH₄)₂Cr₂O_7, yang berisi pellet dari raksa tiosianat (HgCNS).

d. Persenyawaan Kromium

Reaksi dan senyawa kromium yang penting hanya menyangkut kromium dengan bilangan oksidasi +2, +3, dan +6.

Oksida Kromium

Table karakterisasi beberapa oksida dan ion kromium

Tingkat Oksidasi	Oksida (a)	Hidroksida	Sifat	Ion	Nama	Warna Ion
+2	CrO	Cr(OH)₂	Basa	Cr²⁺ (b)	Kromo atau kromium (II)	Biru muda
+3	Cr₂O₃ hijau	Cr(OH)₃ (c)	amfoterik	Cr³⁺ atau [Cr(H₂O)₆]³⁺ [Cr(OH)₄]^- (d)	Kromi atau kromium (III)	Violet hijau
+6	CrO₃ merah tua	CrO₂(OH)₂ Cr₂O₅(OH)₂	Asam	CrO₄^2- Cr2O₇^2-	Kromat atau dikromat	Kuning oranye

(a): kromium(IV) dikenal oksida sebagai CrO₂; (b): ion ini dalam air sebagai [Cr(H₂O)₆]²⁺ ; (c): formula lain adalah [Cr(H₂O)₃(OH)₃] ; (d): formula lain adalah [Cr(H₂O)₂(OH)₄]^-

1.6 Reaksi-reaksi Yang Terjadi Pada Kromium

1) Reaksi kromium dengan udara

Logam kromium tidak bereaksi dengan udara atau oksigen pada suhu kamar.

2) Reaksi kromium dengan air

Logam kromium tidak bereaksi dengan air pada suhu kamar.

3) Reaksi kromium dengan halogen

a) Fluorida

Kromium bereaksi langsung dengan fluorin, F₂, pada suhu 400°C, dan 200-300 atmosfer untuk membentuk kromium (VI) fluorida, CrF₆.

Cr (s) + 3F₂ (g) → CrF₆ (s) [kuning]

Di bawah kondisi ringan, kromium (V) bereaksi dengan fluorida, membentuk CrF₅

2Cr (s) + 5F₂ (g) → 2CrF₅ (s) [merah]

2Cr (s) + 3F₂ (g) → 2CrF₃ (s) [hijau]

b) Klorida

Di bawah kondisi yang masih ringan, logam kromium dapat bereaksi dengan unsur klorin, Cl₂ membentuk CrCl₃.

2Cr (s) + 3Cl₂ (g) → 2CrCl₃ (s) [merah-violet]

Selain membentuk kromium triklorida, CrCl₃, reaksi kromium dengan klorida juga dapat membentuk kromium diklorida, CrCl₂ dan kromium tetraklorida, CrCl₄

c) Bromida

Di bawah kondisi yang masih ringan, logam kromium dapat bereaksi dengan unsur bromida, Br₂ membentuk CrBr₃.

2Cr (s) + 3Br₂ (g) → 2CrBr₃ (s) [sangat hijau]

Selain membentuk kromium tribromida, CrBr₃, reaksi kromium dengan bromida juga dapat membentuk kromium dibromida, CrCl₂ dan kromium tetrabromidaa, CrCl₄

d) Iodida

Di bawah kondisi yang masih ringan, logam kromium dapat bereaksi dengan unsur iodida, I₂ membentuk CrI₃

2Cr (s) + 3I₂ (g) → 2CrI₃ (s) [hijau gelap]

Selain membentuk kromium triiodida, CrI₃, reaksi kromium dengan iodida juga dapat membentuk kromium diiodida, CrI₂ dan kromium tetraiodida, CrI₄

4) Reaksi kromium dengan asam

Contoh reaksi kromium dengan asam klorida:

Cr (s) + 2HCl (aq) → Cr ²⁺ (aq) + 2Cl ^- (aq) + H₂ (g)

5) Oksida

Reaksi kromium dengan oksida dapat membentuk beberapa senyawa, diantanya: Kromium dioksida, CrO₂, Kromium trioksida, CrO₃, Dikromium trioksida, Cr₂O₃ dan Trikromium tetraoksida, Cr₃O₄.

6) Sulfida

Reaksi kromium dengan sulfida dapat membentuk beberapa senyawa, diantanya : kromium sulfida, CrS dan dikromium trisulfida, Cr₂S₃

7) Nitrida

Reaksi kromium dengan nitrida dapat membentuk senyawa kromium nitrida, CrN.

8) Karbonil

1.7 Efek Kesehatan Kromium

- sakit perut dan bisul

- Masalah pernapasan

- Sistem kekebalan yang lemah

- Ginjal dan kerusakan hati

- Perubahan materi genetik

- Kanker paru-paru

2. Molibdenum (Mo)

2.1.Sejarah

2.2.Sifat Fisika dan Sifat Kimia

2.2.1. Keterangan Umum Unsur

Nama, Lambang, Nomor atom	Molibdenum, Mo, 42
Deret Kimia	Logam transisi
Golongan, periode, Blok	VIB, 5, d
Penampilan	abu-abu
Massa atom	95,94(2) g/mol
Konfigurasi Elektron	[Kr] 4d⁵ 5s¹
Jumlah elektron tiap kulit	2, 8, 18, 13, 1

2.2.2. Sifat Fisika

Fase	Padat
Massa jenis (sekitar suhu kamar)	10,28 g/cm³
Titik lebur	2896 K, 2623 ^oC, 4753 ^oF
Titik didih	4912 K, 4639 ^oC, 8382 ^oF
Kalor peleburan	37,48 kJ/mol
Kalor penguapan	617 kJ/mol
Kapasitas kalor	(25 ^oC) 24,06 J/(mol.K)
Resistivitas listrik	(20 °C) 53.4 nΩ·m
Konduktivitas termal	(300 K) 138 W/(m·K)
Ekspansi termal	(25 °C) 4.8 µm/(m·K)

2.2.3. Sifat Kimia

Struktur Kristal	Cubic body centered
Bilangan oksidasi	+3, +4, +5, +6 (oksida asam kuat)
Elektronegativitas	1,8 (skala Pauling)
Energi Ionisasi	E1: 684,3 kJ/mol E2: 1560 kJ/mol E3: 2618 kJ/mol
Jari-jari atom	139 pm
Jari-jari atom (terhitung)	190 pm
Jari-jari kovalen	145 pm

2.3. Sumber Molibdenum

2.4. Kegunaan

Molibdenum disulfida merupakan pelumas yang baik, terutama pada suhu tinggi. Molibdenum juga digunakan pada beberapa aplikasi elektronik, sebagai pelapis logam konduktif pada transistor film-tipis.

MoS₂ digunakan sebagai pelumas padat yang ditambahkan ke oli dan digunakan sebagai katalis dalam reaksi hidrogenasi.

2.5. Persenyawaan

Gambar Struktur Rutil (TiO₂)

(Geocities, 2012)

2.6.Reaksi-reaksi Yang Terjadi

2Mo _(s) + 3O_{2 (g)} 2MoO_{3 (s)}

Reaksi dengan halogen akan membentuk molibdenum halida, misalnya jika molibdenum direaksikan dengan fluorin, maka akan membentuk molibdenum(VI) fluorida.

Mo _(s) + 3F_{2 (g)} MoF_6
(l)

Gambar 2.6 Struktur Kompleks [MoO₂Cl₄]^2-

Gambar 2.7 Struktur kompleks molibdenum pentaklorida [MoCl₅] (Saito, 2008)

Gambar 2.8 Struktur ion pentaklorooksomolibdat(V)

2.7.Efek Kesehatan

2.8.Molibdenum Dalam Tubuh Manusia

Pada manusia, molybdenum dikenal berfungsi sebagai kofaktor untuk tiga enzim:

Ø Sulfit oksidase mengkatalisis transformasi sulfit ke sulfat, reaksi yang diperlukan untuk metabolisme kandungan asam amino (metionin dan sistein).

Ø Xanthine oksidase mengkatalisis pemecahan nukleotida (prekursor untuk DNA dan RNA) untuk membentuk asam urat, yang berkontribusi terhadap kapasitas antioksidan plasma darah.

Nilai ambang batas Mo dalam tubuh manusia

· Anak-anak 1-3 tahun 300 µg / hari

· Anak-anak 4-8 tahun 600 µg / hari

· Anak-anak 9-13 tahun 1.100 µg / hari (1,1 mg / hari

· Remaja 14-18 tahun 1.700 µg / hari(1,7 mg / hari

· Dewasa 19 tahun dan lebih tua 2.000 (2,0 mg / hari)

Molibdenum diperlukan untuk oksidasi belerang, suatu komponen dari protein. Molibdenum terdapat dalam susu, buncis, roti dan gandum.

Kekurangan Molibdenum

Gejalanya berupa:

- denyut jantung yang cepat

- sesak nafas

- mual

- muntah

- disorientasi

- koma.

3. Wolfram (W)

3.1 Sejarah

3.2 Sumber dan Ekstraksi Wolfram (Tungsten)

3.3 Sifat Fisika dan sifat Kimia Wolfram (Tungsten)

Spesifikasi	Rincian
Nama	Wolfram
Lambang	W
Nomor Atom	74
Penampilan	Putih keabu-abuan mengkilap
Massa Atom	183,948 g/mol
Konfigurasi Elektron	(Xe)4f¹⁴5d⁴6s²
Jumlah elektron tiap kulit	2, 8, 18, 32, 12, 2
Fase	Padat
Massa Jenis (T kamar)	19,25 g/cm³
Titik lebur	3695 K, 3422⁰C, 6192⁰F
Titik didih	5828 K, 5555⁰C, 10031⁰F
Struktur Kristal	Cubic body centered (kubus berpusat muka)
Bilangan Oksidasi	+2, +3, +4, +5, +6 (Oksida asam lemah)
Elektronegatifitas	1,7 (skala Pauling)
Energi ionisasi	E1 : 770 kj/mol E2 : 1700 kj/mol E3 : 2300 kj/mol

3.4 Reaksi-reaksi yang terjadi pada Wolfram (Tungsten)

a. Reaksi dengan air

Pada suhu ruangan, tungsten tidak bereaksi dengan air

b. Reaksi dengan udara

2W_(s) + 3 O₂ → 2WO_{3 (s)}

c. Reaksi dengan Halogen

W_(s) + 3F_{2 (g)} → 3F_{6 (g)}

W _(s)+ 3Cl_{2 (g)} → WCl_{6 (s)}

W_(s) + 3Br_{2 (g)}→ WBr_{6 (s)}

2W_(S)+ 5Cl_{2 (g) →}2WCl_{5 (s)}

d. Reaksi dengan asam

e. Reaksi dengan basa

Logam tungsten tidak berekasi dengan larutan basa lemah.

3.5 Persenyawaan Wolfram

3.6 Aplikasi Wolfram

3.7 Bahaya Wolfram

Tungsten dapat terbakar dan dapat bertindak sebagai iritan pernapasan (Zulaiha, 2011).

4. Seaborgium (Sg)

4.1 Sejarah

4.2 Sumber dan Ekstraksi Seaborgium

Pembuatan unsur ini dilakukan dengan penembakan inti. Persamaan rekasinya sebagai berikut :

²⁴⁹Cf +¹⁸O → ²⁶³Sg + 4n

4.3 Sifat fisika dan kimia Seaborgium

Seaborgium merupakan logam radsioktif yang tidak terjadi secara alami dan hanya digunakan untuk kepentingan penelitian. Adapun karakteristik dari seaborgium dapat dijelaskan pada tabel di bawah ini :

Spesifikasi	Rincian
Nama	Seaborgium
Lambang	Sg
Nomor Atom	106
Penampilan	Kemungkinan putih keperakan atau abu-abu metalik
Massa atom	269 g/mol
Konfigurasi elektron	(Rn) 7s²5f¹⁴6d⁴
Jumlah elektron tiap kulit	2, 8, 18, 32, 32, 12, 2
Fase	Padat
Massa Jenis (T Kamar)	35 g/cm³
Titik lebur	-
Titik didih	-
Struktur kristal	Kubus berpusat muka
Bilangan oksidasi	-1, +!, +2, +3, +4, +5, +6 (oksida asam lemah)
Jari-jari atom	132 pm

4.4 Reaksi dan Persenyawaan Seaborgium

Seaborgium cenderung memiliki bilangan oksidasi +6 dan membentuk oksi-anion SgO₄^2- dan senyawa SgO₂Cl₂ yang sesuai dengan letaknya pada golongan VI B pada tabel periodik.

4.5 Kegunaan Seaborgium

Belum diketahui secara pasti manfaatnya secara luas, tetapi sejauh ini, unsur seaborgium hanya digunakan sebagai onyek penelitian.

4.6 Bahaya Seaborgium

DAFTAR PUSTAKA

Anonymous. 2001. Tungsten. http://www.lenntech.com. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

Anonymous. 2004. Seaborgium-Jurnal. http://www.rsc.org. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

Anonymous. 2009. Seaborgium-Sg. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

Anonymous, 2011. Sejarah Seaborgium. http://chemistryoche.blogspot.com. Diaskses tanggal 5 Mei 2014.

Anonymous, 2012. Periodic Table Tungsten. http://ptable.com. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

Cotton dan Wilkinson dan Wilkinson. 1989. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta: UI Press.

Hiskia, A. 2001. Kimia Unsur dan Radiokimia. Bandung : Citra Adia Bakti.

Redaksi chem.-is-try.org. 2008. Seaborgium. http://www.chem-is-try.org. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

Saito, T. 2008. Kimia Anorganik. Alih bahasa: Ismunandar, Prof. Dr. http//oke.co.id. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

Sugiyarto dan Sugiyani. 2010. Kimia Anorganik Logam. Yogyakarta : Graha Ilmu.

Zulaiha, Zila. 2011. Unsur-unsur Golongan VIB. http://blogspot.com. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

PORTOFOLIO KIMIA UNSUR

GOLONGAN VI B: Kromium, Molibdenum, Wolfram, dan Seaborgium

Dosen Pengampu:

Oleh:

Fithrotul Auwaliyah (11630048)

Rizki Maratus Sholikhah (11630060)

JURUSAN KIMIA
FAKULTAS SAINS DAN TEKNOLOGI

UNIVERSITAS ISLAM NEGERI MAULANA MALIK IBRAHIM

MALANG

2014

GOLONGAN VI B

1. Kromium (Cr)

1.1 Sejarah

a. Sifat Fisika dan Sifat Kimia

i. Keterangan Umum Unsur

Nama, Lambang, Nomor atom	Kromium, Cr, 24
Deret kimia	Logam transisi
Golongan, Periode, blok	VIB, 4, d
Penampilan	Perak metalik
Massa atom	51,9961 (6) g/mol
Konfigurasi electron	[Ar] 3d⁵ 4s¹
Jumlah elektron tiap kulit	2,8,13,1

ii. Sifat Fisika

Fase	Padat
Massa Jenis (sekitar suhu kamar)	7,15 g/cm³ (25^oC)
Titik Lebur	2180 K, 1907⁰C, 3465 ° F
Titik Didih	2944 K, 2671⁰C, 4840 ° F
Entalpi Peleburan	20,5 kJ mol ^-1
Panas Penguapan	339 kJ mol ^-1
Entalpi Atomisasi	397 kJ mol ^-1
Kapasitas Kalor (25⁰C)	23,25 J/mol.K
Konduktivitas Termal	94 W m ^-1 K ^-1
Koefisien ekspansi termal linier	4,9 x 10^-6K ^-1
Kepadatan	7,140 kg m ^-3
Volum Molar	7,23 cm ³
Sifat Resistivitas listrik	12,7 10 ^-8 Ω m

iii. Sifat Kimia

Struktur Kristal	Cubic body centered
Bilangan oksidasi	+2, +3, +4, +6 (oksida asam kuat)
Elektronegativitas	1,66 (skala Pauling)
Afinitas electron	64,3 kJ / mol ^-1
Energy Ionisasi	E1: 652,9 kJ/mol E2: 1590,6 kJ/mol E3: 2987 kJ/mol
Jari-jari atom	128 pm
Jari-jari atom (terhitung)	166 pm
Jari-jari kovalen	127 pm
Ikatan energi dalam gas	142,9 ± 5,4 kJ / mol ^-1.
Panjang Ikatan Cr-Cr	249 pm
Senyawa beracun dan mudah terbakar

iv. Isotop Kromium

Isotop	Massa Atom	Waktu paruh	Kelimpahan di alam (%)	Momen magnetik nuklir
⁴⁸Cr	47,95404	21,6 hari	-	-
⁴⁹Cr	48,951341	42,3 menit	-	0,476
⁵⁰Cr	49,9460464	-	4.345	-
⁵¹Cr	50,944772	27,70 detik	-	-0,934
⁵²Cr	51,09405098	-	83,789	-
⁵³Cr	52,9406513	-	9,501	-0,47454
⁵⁴Cr	53,9388825	-	2,365	-
⁵⁵Cr	54,940844	3,497 menit	-	-
⁵⁶Cr	55,94065	5,9 menit	-	-

b. Sumber Kromium

Tempat	Ppb berat	Ppb oleh atom
Alam semesta	15000	400
Matahari	20000	400
Meteorit (karbon)	3100000	1200000
Kerak batu	140000	55000
Air laut	0.6	0.071
Arus	1	0.02
manusia	30	4

c. Kegunaan

b. Stainless steel yang biasanya mengandung kromium dan sedikit nikel banyak digunakan pada industri alat-alat dapur.

d. Dikromat, Na₂Cr₂O₇, dapat digunakan sebagai oksidan dalam industri kimia.

e. Digunakan dalam industri tekstil sebagai mordants atau penguat warna.

f. Industri refraktori menggunakan kromit untuk membentuk batu bata karena memiliki titik lebur yang tinggi, pemuaian yang relatif rendah, dan kestabilan struktur kristal.

h. Digunakan sebagai pigmen merah untuk cat minyak, khususnya senyawa PbCrO_4.

i. Digunakan dalam pembuatan batu permata yang berwarna. Warna yan kerap digunakan adalah warna merah, yang diperoleh dari kristal aluminium oksida yang didalamnya dimasukkan kromium.

j. Bahan baku dalam pembuatan kembang api. Hal ini diperoleh dari Hasil pembakaran amonium dikromat, (NH₄)₂Cr₂O_7, yang berisi pellet dari raksa tiosianat (HgCNS).

d. Persenyawaan Kromium

Reaksi dan senyawa kromium yang penting hanya menyangkut kromium dengan bilangan oksidasi +2, +3, dan +6.

Oksida Kromium

Table karakterisasi beberapa oksida dan ion kromium

Tingkat Oksidasi	Oksida (a)	Hidroksida	Sifat	Ion	Nama	Warna Ion
+2	CrO	Cr(OH)₂	Basa	Cr²⁺ (b)	Kromo atau kromium (II)	Biru muda
+3	Cr₂O₃ hijau	Cr(OH)₃ (c)	amfoterik	Cr³⁺ atau [Cr(H₂O)₆]³⁺ [Cr(OH)₄]^- (d)	Kromi atau kromium (III)	Violet hijau
+6	CrO₃ merah tua	CrO₂(OH)₂ Cr₂O₅(OH)₂	Asam	CrO₄^2- Cr2O₇^2-	Kromat atau dikromat	Kuning oranye

(a): kromium(IV) dikenal oksida sebagai CrO₂; (b): ion ini dalam air sebagai [Cr(H₂O)₆]²⁺ ; (c): formula lain adalah [Cr(H₂O)₃(OH)₃] ; (d): formula lain adalah [Cr(H₂O)₂(OH)₄]^-

1.6 Reaksi-reaksi Yang Terjadi Pada Kromium

1) Reaksi kromium dengan udara

Logam kromium tidak bereaksi dengan udara atau oksigen pada suhu kamar.

2) Reaksi kromium dengan air

Logam kromium tidak bereaksi dengan air pada suhu kamar.

3) Reaksi kromium dengan halogen

a) Fluorida

Kromium bereaksi langsung dengan fluorin, F₂, pada suhu 400°C, dan 200-300 atmosfer untuk membentuk kromium (VI) fluorida, CrF₆.

Cr (s) + 3F₂ (g) → CrF₆ (s) [kuning]

Di bawah kondisi ringan, kromium (V) bereaksi dengan fluorida, membentuk CrF₅

2Cr (s) + 5F₂ (g) → 2CrF₅ (s) [merah]

2Cr (s) + 3F₂ (g) → 2CrF₃ (s) [hijau]

b) Klorida

Di bawah kondisi yang masih ringan, logam kromium dapat bereaksi dengan unsur klorin, Cl₂ membentuk CrCl₃.

2Cr (s) + 3Cl₂ (g) → 2CrCl₃ (s) [merah-violet]

Selain membentuk kromium triklorida, CrCl₃, reaksi kromium dengan klorida juga dapat membentuk kromium diklorida, CrCl₂ dan kromium tetraklorida, CrCl₄

c) Bromida

Di bawah kondisi yang masih ringan, logam kromium dapat bereaksi dengan unsur bromida, Br₂ membentuk CrBr₃.

2Cr (s) + 3Br₂ (g) → 2CrBr₃ (s) [sangat hijau]

Selain membentuk kromium tribromida, CrBr₃, reaksi kromium dengan bromida juga dapat membentuk kromium dibromida, CrCl₂ dan kromium tetrabromidaa, CrCl₄

d) Iodida

Di bawah kondisi yang masih ringan, logam kromium dapat bereaksi dengan unsur iodida, I₂ membentuk CrI₃

2Cr (s) + 3I₂ (g) → 2CrI₃ (s) [hijau gelap]

Selain membentuk kromium triiodida, CrI₃, reaksi kromium dengan iodida juga dapat membentuk kromium diiodida, CrI₂ dan kromium tetraiodida, CrI₄

4) Reaksi kromium dengan asam

Contoh reaksi kromium dengan asam klorida:

Cr (s) + 2HCl (aq) → Cr ²⁺ (aq) + 2Cl ^- (aq) + H₂ (g)

5) Oksida

Reaksi kromium dengan oksida dapat membentuk beberapa senyawa, diantanya: Kromium dioksida, CrO₂, Kromium trioksida, CrO₃, Dikromium trioksida, Cr₂O₃ dan Trikromium tetraoksida, Cr₃O₄.

6) Sulfida

Reaksi kromium dengan sulfida dapat membentuk beberapa senyawa, diantanya : kromium sulfida, CrS dan dikromium trisulfida, Cr₂S₃

7) Nitrida

Reaksi kromium dengan nitrida dapat membentuk senyawa kromium nitrida, CrN.

8) Karbonil

1.7 Efek Kesehatan Kromium

- sakit perut dan bisul

- Masalah pernapasan

- Sistem kekebalan yang lemah

- Ginjal dan kerusakan hati

- Perubahan materi genetik

- Kanker paru-paru

2. Molibdenum (Mo)

2.1.Sejarah

2.2.Sifat Fisika dan Sifat Kimia

2.2.1. Keterangan Umum Unsur

Nama, Lambang, Nomor atom	Molibdenum, Mo, 42
Deret Kimia	Logam transisi
Golongan, periode, Blok	VIB, 5, d
Penampilan	abu-abu
Massa atom	95,94(2) g/mol
Konfigurasi Elektron	[Kr] 4d⁵ 5s¹
Jumlah elektron tiap kulit	2, 8, 18, 13, 1

2.2.2. Sifat Fisika

Fase	Padat
Massa jenis (sekitar suhu kamar)	10,28 g/cm³
Titik lebur	2896 K, 2623 ^oC, 4753 ^oF
Titik didih	4912 K, 4639 ^oC, 8382 ^oF
Kalor peleburan	37,48 kJ/mol
Kalor penguapan	617 kJ/mol
Kapasitas kalor	(25 ^oC) 24,06 J/(mol.K)
Resistivitas listrik	(20 °C) 53.4 nΩ·m
Konduktivitas termal	(300 K) 138 W/(m·K)
Ekspansi termal	(25 °C) 4.8 µm/(m·K)

2.2.3. Sifat Kimia

Struktur Kristal	Cubic body centered
Bilangan oksidasi	+3, +4, +5, +6 (oksida asam kuat)
Elektronegativitas	1,8 (skala Pauling)
Energi Ionisasi	E1: 684,3 kJ/mol E2: 1560 kJ/mol E3: 2618 kJ/mol
Jari-jari atom	139 pm
Jari-jari atom (terhitung)	190 pm
Jari-jari kovalen	145 pm

2.3. Sumber Molibdenum

2.4. Kegunaan

Molibdenum disulfida merupakan pelumas yang baik, terutama pada suhu tinggi. Molibdenum juga digunakan pada beberapa aplikasi elektronik, sebagai pelapis logam konduktif pada transistor film-tipis.

MoS₂ digunakan sebagai pelumas padat yang ditambahkan ke oli dan digunakan sebagai katalis dalam reaksi hidrogenasi.

2.5. Persenyawaan

Gambar Struktur Rutil (TiO₂)

(Geocities, 2012)

2.6.Reaksi-reaksi Yang Terjadi

2Mo _(s) + 3O_{2 (g)} 2MoO_{3 (s)}

Reaksi dengan halogen akan membentuk molibdenum halida, misalnya jika molibdenum direaksikan dengan fluorin, maka akan membentuk molibdenum(VI) fluorida.

Mo _(s) + 3F_{2 (g)} MoF_6
(l)

Gambar 2.6 Struktur Kompleks [MoO₂Cl₄]^2-

Gambar 2.7 Struktur kompleks molibdenum pentaklorida [MoCl₅] (Saito, 2008)

Gambar 2.8 Struktur ion pentaklorooksomolibdat(V)

2.7.Efek Kesehatan

2.8.Molibdenum Dalam Tubuh Manusia

Pada manusia, molybdenum dikenal berfungsi sebagai kofaktor untuk tiga enzim:

Ø Sulfit oksidase mengkatalisis transformasi sulfit ke sulfat, reaksi yang diperlukan untuk metabolisme kandungan asam amino (metionin dan sistein).

Ø Xanthine oksidase mengkatalisis pemecahan nukleotida (prekursor untuk DNA dan RNA) untuk membentuk asam urat, yang berkontribusi terhadap kapasitas antioksidan plasma darah.

Nilai ambang batas Mo dalam tubuh manusia

· Anak-anak 1-3 tahun 300 µg / hari

· Anak-anak 4-8 tahun 600 µg / hari

· Anak-anak 9-13 tahun 1.100 µg / hari (1,1 mg / hari

· Remaja 14-18 tahun 1.700 µg / hari(1,7 mg / hari

· Dewasa 19 tahun dan lebih tua 2.000 (2,0 mg / hari)

Molibdenum diperlukan untuk oksidasi belerang, suatu komponen dari protein. Molibdenum terdapat dalam susu, buncis, roti dan gandum.

Kekurangan Molibdenum

Gejalanya berupa:

- denyut jantung yang cepat

- sesak nafas

- mual

- muntah

- disorientasi

- koma.

3. Wolfram (W)

3.1 Sejarah

3.2 Sumber dan Ekstraksi Wolfram (Tungsten)

3.3 Sifat Fisika dan sifat Kimia Wolfram (Tungsten)

Spesifikasi	Rincian
Nama	Wolfram
Lambang	W
Nomor Atom	74
Penampilan	Putih keabu-abuan mengkilap
Massa Atom	183,948 g/mol
Konfigurasi Elektron	(Xe)4f¹⁴5d⁴6s²
Jumlah elektron tiap kulit	2, 8, 18, 32, 12, 2
Fase	Padat
Massa Jenis (T kamar)	19,25 g/cm³
Titik lebur	3695 K, 3422⁰C, 6192⁰F
Titik didih	5828 K, 5555⁰C, 10031⁰F
Struktur Kristal	Cubic body centered (kubus berpusat muka)
Bilangan Oksidasi	+2, +3, +4, +5, +6 (Oksida asam lemah)
Elektronegatifitas	1,7 (skala Pauling)
Energi ionisasi	E1 : 770 kj/mol E2 : 1700 kj/mol E3 : 2300 kj/mol

3.4 Reaksi-reaksi yang terjadi pada Wolfram (Tungsten)

a. Reaksi dengan air

Pada suhu ruangan, tungsten tidak bereaksi dengan air

b. Reaksi dengan udara

2W_(s) + 3 O₂ → 2WO_{3 (s)}

c. Reaksi dengan Halogen

W_(s) + 3F_{2 (g)} → 3F_{6 (g)}

W _(s)+ 3Cl_{2 (g)} → WCl_{6 (s)}

W_(s) + 3Br_{2 (g)}→ WBr_{6 (s)}

2W_(S)+ 5Cl_{2 (g) →}2WCl_{5 (s)}

d. Reaksi dengan asam

e. Reaksi dengan basa

Logam tungsten tidak berekasi dengan larutan basa lemah.

3.5 Persenyawaan Wolfram

3.6 Aplikasi Wolfram

3.7 Bahaya Wolfram

Tungsten dapat terbakar dan dapat bertindak sebagai iritan pernapasan (Zulaiha, 2011).

4. Seaborgium (Sg)

4.1 Sejarah

4.2 Sumber dan Ekstraksi Seaborgium

Pembuatan unsur ini dilakukan dengan penembakan inti. Persamaan rekasinya sebagai berikut :

²⁴⁹Cf +¹⁸O → ²⁶³Sg + 4n

4.3 Sifat fisika dan kimia Seaborgium

Seaborgium merupakan logam radsioktif yang tidak terjadi secara alami dan hanya digunakan untuk kepentingan penelitian. Adapun karakteristik dari seaborgium dapat dijelaskan pada tabel di bawah ini :

Spesifikasi	Rincian
Nama	Seaborgium
Lambang	Sg
Nomor Atom	106
Penampilan	Kemungkinan putih keperakan atau abu-abu metalik
Massa atom	269 g/mol
Konfigurasi elektron	(Rn) 7s²5f¹⁴6d⁴
Jumlah elektron tiap kulit	2, 8, 18, 32, 32, 12, 2
Fase	Padat
Massa Jenis (T Kamar)	35 g/cm³
Titik lebur	-
Titik didih	-
Struktur kristal	Kubus berpusat muka
Bilangan oksidasi	-1, +!, +2, +3, +4, +5, +6 (oksida asam lemah)
Jari-jari atom	132 pm

4.4 Reaksi dan Persenyawaan Seaborgium

Seaborgium cenderung memiliki bilangan oksidasi +6 dan membentuk oksi-anion SgO₄^2- dan senyawa SgO₂Cl₂ yang sesuai dengan letaknya pada golongan VI B pada tabel periodik.

4.5 Kegunaan Seaborgium

Belum diketahui secara pasti manfaatnya secara luas, tetapi sejauh ini, unsur seaborgium hanya digunakan sebagai onyek penelitian.

4.6 Bahaya Seaborgium

DAFTAR PUSTAKA

Anonymous. 2001. Tungsten. http://www.lenntech.com. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

Anonymous. 2004. Seaborgium-Jurnal. http://www.rsc.org. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

Anonymous. 2009. Seaborgium-Sg. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

Anonymous, 2011. Sejarah Seaborgium. http://chemistryoche.blogspot.com. Diaskses tanggal 5 Mei 2014.

Anonymous, 2012. Periodic Table Tungsten. http://ptable.com. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

Cotton dan Wilkinson dan Wilkinson. 1989. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta: UI Press.

Hiskia, A. 2001. Kimia Unsur dan Radiokimia. Bandung : Citra Adia Bakti.

Redaksi chem.-is-try.org. 2008. Seaborgium. http://www.chem-is-try.org. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

Saito, T. 2008. Kimia Anorganik. Alih bahasa: Ismunandar, Prof. Dr. http//oke.co.id. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

Sugiyarto dan Sugiyani. 2010. Kimia Anorganik Logam. Yogyakarta : Graha Ilmu.

Zulaiha, Zila. 2011. Unsur-unsur Golongan VIB. http://blogspot.com. Diakses tanggal 5 Mei 2014.

Hidup itu indah

aloha...

Minggu, 11 Mei 2014

golongan VI B

see u..