Makalah kimia unsur (3) docx

KIMIA UNSUR

Karakteristik Unsur Golongan VI A

Oksigen (O), Sulfur(S), dan Selenium (Se)

Dosen pengampu:

Suci Amalia, M.Sc

Disusun Oleh:

Damayanti Elyana 12630011

JURUSAN KIMIA

FAKULTAS SAINS DAN TEKNOLOGI

UNIVERSITAS ISLAM NEGERI MAULANA MALIK

IBRAHIM

BAB I

OKSIGEN

1.1 Sejarah Oksigen(O)

1.1 Apoteker Swedia Carl Wilhelm Scheele

Pada tahun 1700an Loncatan awal dilakukan oleh C.W Scheele. Beliau mempersiapkan contoh dari sebuah gas yang relatif murni “pada masa itu belum dikenal nama oksigen”. Namun karena karya dari C.W Scheele tidak diterbitkan. Hasil karya beliau tidak terlalu mendapatkan perhatian dari ilmuan lain maupun masyarakat umum. Karyanya juga tidak terlalu mempunyai pengaruh terhadap pola historis perkembangan ilmu alam saat ini.

2.1 Pendeta inggris Joseph Priestley

Bapak Joseph priestley merupakan bapak oksigen. Beliau melakukan percobaan dengan menyelidiki udara-udara yang dihasilkan dari pembakaran sejumlah besar zat padat. Bapak J.Priestley mengumpulkan gas yang dilepaskan oleh oksida merah dari air raksa yang dipanaskan.Pada tahun 1774 J.Priestley menyebut gas tersebut sebagai nitrooksida. Pada tahun 1775, setelah melakukan hasil pengujian terus-menerus ia menyebutkan bahwa gas tersebut merupakan gas biasa dengan kuantitas karbondioksida (CO2) yang tidak biasa.

Istilah oxygen diciptakan oleh Antoine Lavoisier pada tahun 1777, yang eksperimennya dengan oksigen berhasil meruntuhkan teori flogistonpembakaran dan korosi yang terkenal. Oksigen secara industri dihasilkan dengan distilasi bertingkat udara cair, dengan munggunakan zeolit untuk memisahkan karbon dioksida dan nitrogen dari udara.

1.2 Sifat Umum

Oksigen tidak berbau, tidak berasa dan tidak berwarna. Dalam bentuk cair dan padat, oksigen berwarna biru pucat dan merupakan paramagnetik yang kuat. Oksigen mengembun pada 90,20 K (-182,95 °C, -297,31 °F), dan membeku pada 54.36 K (-218,79 °C, -361,82 °F).

Radius Atom : 0.65 Å

Volume Atom : 14 cm3_/mol

Massa Atom : 15.9994

Titik Didih : 90.168 K

Radius Kovalensi : 0.73 Å

Struktur Kristal : Kubus

Massa Jenis : 1.429 g/cm3

Konduktivitas Listrik : x 106 _ohm-1_cm-1

Elektronegativitas : 3.44

Konfigurasi Elektron : [He]2s2p4

Formasi Entalpi : 0.222 kJ/mol

Konduktivitas Panas : 0.2674 Wm-1_K-1

Potensial Ionisasi : 13.618 V

Titik Lebur : 54.8 K

Bilangan Oksidasi : -2

Kapasitas Panas : 0.92 Jg-1_K-1

Entalpi Penguapan : 1.4109 Mol

Menurut massanya, oksigen merupakan unsur kimia paling melimpah di biosfer, udara, laut, dan tanah bumi. Oksigen merupakan unsur kimia paling melimpah ketiga di alam semesta, setelah hidrogen dan helium. Sekitar 0,9% massa Matahari adalah oksigen. Oksigen mengisi sekitar 49,2% massa kerak bumi dan merupakan komponen utama dalam samudera (88,8% berdasarkan massa). Gas oksigen merupakan komponen paling umum kedua dalam atmosfer bumi, menduduki 21,0% volume dan 23,1% massa (sekitar 1015 _{ton) atmosfer. Bumi memiliki ketidaklaziman pada atmosfernya}

dibandingkan planet-planet lainnya dalam sistem tata surya karena is memiliki konsentrasi gas oksigen yang tinggi di atmosfemya. Bandingkan dengan Mars yang hanya memiliki 0,1% O2 berdasarkan volume dan Venus yang bahkan

memiliki kadar konsentrasi yang lebih rendah.

1.2 Cara Memperoleh

1) Oksigen dapat dibuat dalam skala besar di industri dan dapat juga dalam skala kecil di laboratorium. Dalam skala besar di industri, pembuatan oksigen diperoleh dari destilasi bertingkat udara cair:

Prosesnya, mula-mula udara disaring untuk menghilangkan debu lalu dimasukkan ke dalam kompresor. Pada kompresi ini suhu udara akan naik, kemudian didinginkan dalam pendingin. Udara dingin mengembang melalui celah, dan hasilnya adalah udara yang suhunya lebih dingin, cukup untuk menyebabkannya mencair. Udara cair disaring untuk memisahkan CO2 (s) dan air yang telah membeku. Kemudian udara cair itu memasuki bagian puncak kolom di mana nitrogen, komponen yang paling mudah menguap, keluar sebagai gas. Pada pertengahan kolom, gas argon keluar dan selanjutnya oksigen cair. Komponen lain yang paling sulit menguap akan terkumpul di dasar. Berturut-turut titik didih normal nitrogen, argon, dan oksigen adalah -195,8, -185,7, dan -183,0°C. 2) Untuk membuat oksigen dalam skala kecil di laboratorium:

a) Elektrolisis air O2 yang diperoleh dengan cara elektrolisis sangat murni.

Reaksi kseluruhan yang terjadi adalah:

H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g).

b) Memanaskan serbuk kalium klorat KClO3 dengan katalisator mengan

oksida (batu kawi) MnO2 sebagai katalis Reaksinya

1.5 Reaksi

 Reaksi logam dengan oksigen

Pembentukan oksida logam yang berasal dari reaksi antata logam dengan oksigen adalah kejadian biasa. Besi akan bereaksi dengan oksigen bila ada uap air membentuk karatan yaitu oksida besi yang kristalnya mengandung melekul air dalam jumlah beragam.

2Fe(s)+O₂(g)+x H₂O(l)→ Fe₂O₃x H₂O(s)

Alumunium, juga akan membentuk oksida bila bereaksi dengan oksigen di udara.

2Al(s)+O₂(g)→ Al₂O₃

 Reaksi nonlogam dengan oksigen

Oksigen dapat juga bergabung secara langsung dengan kebanyakan nonlogam contoh reaksi O2 dengan karbon (dalam bentuk arang). Dengan adanya jumlah O2 berlebih maka hasilnya adalah karbon dioksida.

C(s)+2O₂(g)→ CO₂(g)

Bila oksigennya kurang, maka yang akan terbentuk adalah karbonmonoksida.

2C(s)+O₂(g)→2CO₂(g)

Dua zat nonlogam lainnya yang mudah bereaksi dengan oksigen adalah belerang dan fosfor. Belerang bila dibakar d udara memberi warna nyala biru dan hasilnya sulfur oksida, suatu gas yang menyengat serta pengap.

S(g)+O₂(g)→ SO₂

Alotropi dari fosfor yaitu fosfor merah dan fosfor putih. Keduanya bila dibakar dalam oksigen menghasilkan P4O10,

 Reaksi senyawa organik dengan oksigen

Senyawa organik pada umumnya adalah senyawa karbon. Senyawa organik yang paling sederhana disebut hidrokarbon, senyawa yang hanya terdiri dari karbon dan hidrogen. Hidrokarbon yang paling sederhana adalah metana, CH4. Metana dan hiodrokarbon lainnya mudah terbakar dalam udara. Bila tersedia

oksigen yang cukup, hasil pembakarannya adalah karbon dioksidan dan air.

CH₄+2O₂→CO₂+H₂

Tetapi, bila oksigen yang tersedia tidak cukup, hasilnya dapat mengandung karon monoksida.

2CH₄+3O₂→2CO₂+4H₂O

Sedangkan bila oksigennya sedikit sekali, maka hanya hydrogen yang bereaksi dengan oksigen membentuk air.

CH₄+O₂→ C+2H₂O

Senyawa organik sering mengandung unsur-unsur tambahan selain karbon dan hidrogen. Bila mengandung oksigen, maka pada pembakaran menjadi CO2 dan H2O. misalnya pada pembakaran metal alcohol.

2CH₃OH+3O₂→2CO₂+3H₂O

1.6 Pemanfaatan

2. Oksigen berperan dalam proses pembakaran.

3. Campuran gas oksigen dan gas asetilin dapat menghasilkan suhu yang

sangat tinggi dan digunakan untuk mengelas logam.

4. Digunakan dalam tungku pada proses pembuatan baja.

5. Digunakan pada proses sintesis metanol dan amonia

6. Oksigen cair digunakan sebagai bahan bakar untuk menjalankan rudal dan

roket.

7. Dalam industri, oksigen digunakan untuk membuat beberapa senyawa

kimia dan sebagai oksidator.

8. Dalam bentuk allotrop O3 (ozon) yang bersifat oksidator kuat, digunakan

sebagai desinfektan dan sebagai bahan pemutih. 1.2 Bahaya

 Oksigen Adalah Pensuport Pembakaran

Oksigen merupakan support pembakaran, dengan kelebihan oksigen, maka daya pembakar menjadi lebih besar, itulah mengapa angin pembawa oksigen menjadi pembunuh nomor satu belakangan ini di kota besar.

 Kekurangan Oksigen

Kekurangan Oksigen di dalam ruangan pun berbahaya. Karena sifat oksigen yang tidak berwarna dan tidak berbau kekurangan oksigen tidak dapat di rasakan. Pada kondisi normal, kita menghirup oksigen dan menghembuskan CO2 Akan tetapi dengan kandungan oksigen 0% tarikan nafas yang kedua mengakibatkan kehilangan kesadaran tanpa adanya peringatan. Secara cepat dapat mengakibatkan kematian.

BAB II

2.1 Sejarah

Menurut Genesis, belerang sudah lama dikenal oleh nenek moyang sebagai batu belerang. Belerang ditemukan dalam meteorit. R.W. Wood mengusulkan bahwa terdapat simpanan belerang pada daerah gelap di kawah Aristarchus. Pada lewat 1770-an, Antoine Lavoisier membantu meyakinkan golongan sains bahawa sulfur merupakan sejenis unsur

Dalam 1867, sulfur ditemui di dalam mendapan-mendapan bawah tanah di Louisiana dan Texas.

2.2 Sifat umum

Belerang atau sulfur merupakan unsur non logam yang dalam bentuk padatnya berwarna kuning, rapuh, tak berasa, dan tak berbau.

Simbol : S

Radius Atom : 1.27 Å

Volume Atom : 15.5 cm3_/mol

Massa Atom : 32.066

Titik Didih : 717.82 K

Radius Kovalensi : 1.02 Å

Struktur Kristal : Orthorombic

Massa Jenis : 2.07 g/cm3

Konduktivitas Listrik : 5 x 106 _ohm-1_cm-1

Elektronegativitas : 2.58

Konfigurasi Elektron : [Ne]3s2p4

Konduktivitas Panas : 0.269 Wm-1_K-1

Di alam, belerang terdapat dalam bentuk unsur bebas dan dalam bentuk senyawa-senyawa sulfida, seperti timbal sulfida atau galena (PbS), zinc blende (ZnS), tembaga pyrit (Cu,Fe)S2), cinnabar (HgS), stibnit (Sb2S3) dan besi pyrit

(FeS2). Selain itu juga terdapat dalam bentuk senyawa-senyawa sulfat seperti barit

(BaSO4) celestit (SrSO4), dan grypsum (CaSO42H2O).

2.2 Cara Memperoleh

 Proses Frasch

Cara frasch adalah mengambil belerang dari deposit belerang di bawah tanah, pompa frasch dirancang oleh Herman Frasch dari Amerika Serikat tahun 1904.

Pada proses ini pipa logam berdiameter 15 cm yang terdapat 2 pipa konsentrik yang lebih kecil ditanam sampai menyentuh lapisan belerang. Uap air yang sangat panas dipompa dan dimasukan melalui pipa luar, sehingga belerang meleleh. Kemudian dimasukan udara bertekanan tinggi melalui pipa terkecil, sehingga terbentuk busa belerang dan terpompa ke atas melalui pipa ketiga. Kemurnian belerang yang keluar mencapai 99,5%. Pada dewasa ini 50% belerang yang digunakan dalam industri diperoleh dengan proses frasch

 Proses kontak

Pada pembuatan belerang dengan proses kontak bahan baku yang digunakan belerang, udara dan air.

Pertama-tama belerang padat dimasukan kedalam drum berputar lalu

dibakar dengan oksigen dari udara dan hasilnya gas SO₂ dimurnikan dengan pengendap elektrostatika ( kawat-kawat betegangan tinggi ) partikel-partikel debu dan kotoran lain menjadi bermuatan dan tertarik oleh kawat yang muatannya berlawanan, sehingga debu-debu itu jatuh kelantai ruangan.

Campuran gas SO₂ dan udara kemudian dialirkan kedalam ruangan yang

dilengkapi katalis serbuk V₂O₅ . Disini berlangsung proses kontak yaitu kontak

antara campuran gas-gas dengan katalis. Gas SO₂ bereaksi dengan oksigen dengan udara untuk membentuk gas SO3.

2SO₂(g)+O₂↔2SO₃(g)∆ H=−90kJ

Agar reaksi ini bergeser kekanan gas SO₃ yang terbentuk segera direaksikan dengan air untuk menghasilkan H2SO4

SO₃(g)+H₂O(l)→ H₂SO₄(aq)

Gas SO3 direaksikan dengan H2SO4 untuk membentuk asam

pirosulfat, H₂S₂O₇ kemudian barulah asam pirosulfat direaksikan denga air untuk membentuk asam sulfat

−¿(g)+H₂SO₄(aq)→ H₂S₂O₇(aq) SO₃¿

−¿(aq)

H₂S₂O₇(aq)+H₂S₂O₇(aq)→2H₂SO¿₄

2.5 Reaksi

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

S(s)+O₂(g)→ SO₂(g)

SO₂ yang dihasilkan setiap kali metalsulfide teroksidasi. Hal ini pulih

dan teroksidasi lebih lanjut untuk memberikan SO3 , untuk produksi

2SO_2(g)+O_2(g)→2SO_3(g)

SO3 (g) + H 2O (l) H2SO4 (aq)

SO3 (g) + H2SO4 (aq) H2S2O7 (aq) (asam pirosulfit)

2. Sulfur bereaksi dengan ion sulfit dalam larutan untuk membentuk tiosulfat, S (s) + SO32-(aq) S2O32-(aq)

3. Reaksi belerang dengan udara

Sulfur di udara terbakar dan membentuk sulfur (IV) dioksida , SO2.

S8(s) + 8O2(g) → 8SO2(g)

4. Reaksi belerang dengan halogen

Sulfur bereaksi dengan semua halogen setelah pemanasan.

Sulfur bereaksi dengan fluorin, F2, dan terbakar untuk membentuk sulfur (VI)

heksafluorida.

S8(s) + 24 F2(g) → 8SF6(l) [orange]

Belerang yang meleleh bereaksi dengan belerang cair untuk membentuk disulfur diklorida, S2Cl2. Zat ini sangat berbau. Dengan klorin berlebih dan adanya

katalis, seperti FeCl3, Snl4,, dapat untuk membuat campuran yang mengandung

campuran kesetimbangan merah sulfur (II) klorida, SCl2, dan disulfur diklorida,

S2Cl2

S8 (s) + 4 Cl2 (g) → 4 S2Cl2(l) [orange]

S2Cl2(l) + Cl2 (g) ⇌ 2SCl 2(l) [merah gelap]

5. Reaksi belerang dengan basa

Sulfur bereaksi dengan kalium hidroksida panas, KOH, untuk membentuk spesies sulfida dan tiosulfat.

S8(s) + 6 KOH (aq) → 2K2S3 (aq) + K2S2O3 (aq) + 3H2O

2.3 Pemanfaatan

1. Digunakan untuk membuat beberapa senyawa penting dalam industri,

2. Asam Sulfat (H2SO4) digunakan untuk berbagai keperluan, seperti

pembersih logam, bahan baku industri dan sebagai cairan pengisi akumulator

3. Digunakan dalam bidang kedokteran sebagai obat sulfa

4. Digunakan dalam industri korek api, vulkanisasi karet, obat celup, dan

bubuk mesiu (bahan peledak)

5. Dicampur dengan kapur digunakan sebagai fungsiida

6. Senyawa garam natrium tiosulfat (Na2S2O3.5H2O) yang sering disebut

hypo digunakan dalam fotografi

7. Digunakan untuk pembuatan kertas sulfit dan kertas lainnya

8. Untuk mensterilkan alat pengasap

9. Untuk memutihkan buah kering

2.7 Bahaya

Sulfur dioxide (SO2) memiliki cakupan-cakupan yang sangat mengganggu.

Bila kita menghirup SO2 hanya menembus sejauh hidung dan tenggorokan maka

sejumlah kecil konsentrasi SO2 akan mencapai paru-paru. Akan tetapi jika

menghirup secara berat dalam artian ada di lokasi gas belerang dalam waktu yang lama, maka bernapaslah hanya melalui mulut atau konsentrasi dari SO2 akan

menjadi tinggi.

Efek dari gas belerang terhadap manusia sangatlah bervariasi. Dimana dengan konsentrasi rendah pada 1ppm yang telah dihirup manusia akan mengalami pengurangan fungsi paru-paru. Meskipun pada penelitian terhadap 7 sukarelawan hanya 1 orang yang mengalami efek tidak baik pada 1 ppm. Jika selama 10 hingga 30 menit kedapatan konsentrasi mencapai 5 ppm akan mengakibatkan sesak napas pada cabang tenggorokan kita.

Bila kedapatan selama 20 menit mencapai konsentrasi 8 ppm akan memerahkan tenggorokan, gangguan pada hidung, dan iritasi pada tenggorokan. Sekitar 20 ppm merupakan titik kritis dari iritasi konsentrasi SO2, meskipun ada

beberapa laporan bahwa ada orang-orang yang bekerja pada konsentrasi melampaui 20 ppm. Konsentrasi sebesar 500 ppm sangat tidak dianjurkan untuk dihirup oleh manusia.

Pada Beberapa kasus dimana terdapat konsentrasi SO2 yang sangat tinggi

(kekurangan oksigen pada darah), dan kematian dalam hitungan menit. Efek dari pulmonary edema(gangguan pada paru-paru) meliputi batuk dan napas pendek yang dialami selama berjam-jam atau berhari-hari setelah kedapatan menghirup konsentrasi SO2. Gejala-gejala ini menyakitkan hati dan menguras tenaga. Hasil

BAB III SELENIUM(Se) 3.1 Sejarah

Selenium adalah suatu unsur kimia dengan nomor atom 34 yang diwakili oleh simbol kimia Se, massa atom 78,96. Ini adalah bukan logam, Selenium merupakan jejak mineral yang penting bagi kesehatan tubuh namun hanya dibutuhkan dalam jumlah sedikit.

Selenium ditemukan pada tahun 1817 oleh Jöns Jakob Berzelius, yang menemukan elemen yang terkait dengan telurium (dinamai Bumi). Itu ditemukan sebagai produk sampingan dari produksi asam sulfat. Ia datang untuk memperhatikan medis kemudian karena toksisitasnya terhadap manusia bekerja di industri. Hal ini juga diakui sebagai racun hewan penting.

3.2 Sifat Umum

Selenium berada dalam beberapa bentuk allotrop, walaupun hanya dikenal tiga bentuk. Selenium bisa didapatkan baik dalam struktur amorf maupun kristal. Selenium amorf bisa berwarna merah (bentuk serbuk) atau hitam (dalam bentuk seperti kaca). Selenium kristal monoklinik berwarna merah tua. Sedangkan selenium kristal heksagonal, yang merupakan jenis paling stabil, berwarna abu-abu metalik.

Selenium menunjukkan sifat fotovoltaik, yakni mengubah cahaya menjadi listrik, dan sifat fotokonduktif, yakni menunjukkan penurunan hambatan listrik dengan meningkatnya cahaya dari luar (menjadi penghantar listrik ketika terpapar cahaya dengan energi yang cukup).

Simbol : Se

Radius Atom : 1.4 Å

Massa Atom : 78.96

Titik Didih : 958 K

Radius Kovalensi : 1.16 Å

Struktur Kristal : Heksagonal

Massa Jenis : 4.79 g/cm3

Konduktivitas Listrik : 8 x 106 _ohm-1_cm-1

Elektronegativitas : 2.55

Konfigurasi Elektron : [Ar]3d10 4s2p4

Formasi Entalpi : 5.54 kJ/mol

Konduktivitas Panas : 2.04 Wm-1_K-1

Potensial Ionisasi : 9.752 V

Titik Lebur : 494 K

Bilangan Oksidasi : -2,4,6

Kapasitas Panas : 0.32 Jg-1_K-1

Entalpi Penguapan : 26.32 kJ/mol

3.3 Kelimpahan di Alam

Sumber alam selenium termasuk tanah kaya selenium tertentu, dan selenium yang telah bioconcentrated oleh tanaman tertentu. sumber antropogenik selenium termasuk pembakaran batubara dan pertambangan dan peleburan bijih sulfida.

Sumber utama selenium dikebanyakan negara diseluruh dunia adalah makanan nabati berupa kacang kedelai dan kacang polong. Selain itu selenium diperoleh dari daging ayam tanpa kulit, susu rendah lemak, kacang-kacangan dan makanan laut (udang, kepiting, sardin, ikan).Kandungan selenium pada makanan tergantung pada kandungan selenium pada tanah dimana tanaman tersebut tumbuh ataupun dimana hewan dibesarkan. Selenium juga dapat ditemukan pada beberapa daging-dagingan dan makanan laut. Hewan yang mengkonsumsi rumput atau tanaman yang tumbuh pada tanah kaya selenium memiliki kandungan selenium lebih tinggi pada otot mereka.

3.4 Cara Memperoleh

Selenium ditemukan dalam beberapa mineral yang cukup langka seperti kruksit dan klausthalit. Beberapa tahun yang lalu, selenium didapatkan dari debu cerobong asap yang tersisa dari proses bijih tembaga sulfida. Sekarang selenium di seluruh dunia dihasilkan dari pemurnian kembali logam anoda dari proses elektrolisis tembaga. Selenium diperoleh dari memanggang endapan hasil elektrolisis dengan soda atau asam sulfat, atau dengan meleburkan endapan tersebut dengan soda dan niter (mineral yang mengandung kalium nitrat).

3.5

Reaksi

 Selenium bereaksi dengan unsur oksigen menghasilkan selenium dioksida

( SeO2):

Se + O2 → 8 SeO2

SeO2 dapat membentuk rantai polimer yang panjang. selenium dioksida dapat beraksi air untuk membentuk asam selenit, H2SeO3.

SeO2 + H2O → H2SeO3

3 Se + 4 HNO3 → 3 H2SeO3 + 4 NO Selenium dioksida dapat bereaksi dengan basa:

SeO2 + 2 NaOH → Na2SeO3 + H2O

Hidrogen Sulfida bereaksi dengan mengandung asam selenit menghasilkan selenium disulfida:

H2SeO3 + 2 H2S → SeS2 + 3 H2O

selenium dioksida dapat beraksi hidrogen peroksida menghasilkan asam selenat , H2SeO4 :

 Selenium dengan logam (Selenida) Senyawa selenium dimana selenium

mempunyai bilangan oksidasi −2. Sebagai contoh, reaksi dengan aluminum membentuk aluminum selenida. Berikut ini adalah reaksinya:

3Se + 2 Al → Al2Se3 Reaksi Selenium dengan Logam Besi

Se + Fe(s) SeFe

Selenida yang lain yaitu timbal selenida ( PbSe), seng selenida ( ZnSe) galium dan indium tembaga diselenide ( Cu(Ga,In)Se2). Galium indium tembaga diselenida

Selenium tidak bereaksi secara langsung dengan hidrogen untuk mendapatkan hidrogen selenida. Maka selenium direaksikan dengan logam untuk menghasilkan suatu selenida, dan kemudian direaksikan dengan air untuk menghasilkan H2Se. contohnya:

3 Se + 2 Al → Al2Se3

Al2Se3 + 6 H2O ⇌ 2 Al(OH)3 + 3 H2Se

 Senyawa lainnya

Selenium bereaksi dengan sianida untuk menghasilkan selenosianat. Sebagai contoh:

KCN + Se → KseCN 3.6 Pemanfaatan

Selenium digunakan sebagai tinta fotografi untuk memperbanyak salinan dokumen, surat dan lain-lain. Juga digunakan dalam industri kaca untuk mewarnai kaca dan lapisan email gigi yang berwarna rubi. Juga digunakan sebagai bahan tambahan pembutan baja tahan karat.

Selenium adalah mineral penting yang sangat dibutuhkan oleh tubuh sebagai antioksidan untuk meredam aktivitas radikal bebas. Selenium tidak diproduksi oleh tubuh, tetapi diperoleh dari konsumsi makanan sehari-hari. Sumber utama selenium adalah tumbuh-tumbuhan dan makanan laut.

Orang dewasa dianjurkan untuk mengonsumsi, 55 mikrogram (mcg) selenium setiap hari. Namun perempuan dewasa yang sedang hamil dianjurkan meningkatkan asupan selenium menjadi 60 mcg per hari. Kebutuhan tersebut akan meningkat saat seorang ibu harus menyusui, menjadi sebesar 70 mcg per hari.

Manfaat Selenium bagi tubuh:

1) Menangkal radikal bebas.

Didalam tubuh setiap orang terdapat kemampuan untuk melawan radikal bebas yang bisa menghancurkan sel dan menimbulkan berbagai penyakit berbahaya seperti kanker, penyakit jantung, dan penuaan dini. Di dalam tubuh, selenium bekerja sama dengan vitamin E sebagai zat antioksidan .

2) Meningkatkan kekebalan tubuh.

3) Mempertahankan elastisitas jaringan tubuh

Bersama vitamin E, selenium berfungsi mempertahankan elastisitas jaringan dan bila kadar selenium berkurang maka tubuh akan mengalami penuaan dini, yaitu kondisi sel yang rusak sebelum waktunya.

3.7 Bahaya

1) Dampak Kekurangan Selenium Bagi Tubuh

Gejala-gejala yang timbul akibat kekurangan selenium, bisa dijelaskan dengan berkurangnya antioksidan dalam jantung, hati dan otot, yang mengakibatkan kematian jaringan dan kegagalan organ. Penyembuhan total dapat dicapai dengan pemberian selenium.

2) Dampak Kelebihan Selenium Bagi Tubuh

Kelebihan Selenium dapat menimbulkan efek yang sangat berbahaya, yang bisa diakibatkan karena mengkonsumsi tambahan selenium yang melebihi dosis. Dosis yang dianjurkan yaitu sebanyak 5-50 miligram/hari. Gejalanya terdiri dari:

 mual dan muntah.  rambut dan kuku rontok.

Daftar pustaka

Redaksi chem-is-try.org, 2008, BELERANG,

http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/belerang/, diakses tanggal 1 Oktober 2013 Redaksi chem-is-try.org, 2008, OKSIGEN,

http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/oksigen/, diakses tanggal 1 Oktober 2013 Redaksi chem-is-try.org, 2008, SELENIUM,

http://www.chem-is-try.org/tabel_periodik/selenium/, diakses tanggal 1 oktober 2013

Redaksi kimiabisa.blogspot.com. 2012. unsur-unsur-golongan VIA.