GERMANIUM DIOKSIDA & PERANANNYA DALAM BIOKIMIA

GERMANIUM DIOKSIDA, juga disebut germanium oksida dan germania, adalah senyawa organik dengan rumus kimia GeO2. Ini adalah sumber germanium komersial utama. Membentuk sebagai lapisan pasivasi pada germanium murni ketika bersentuhan dengan oksigen atmosfer.

Nama IUPAC oksida ini Germanium dioksida; nama lain Germania, ACC 10380, G-15, Germanium oksida, Germanat oksida. Adapu sifat-sifatnya adalah:

  • Rumus molekul: GeO2
  • Berat molekul: 104,6388 gr/mol
  • Penampilan: Serbuk putih atau Kristal tak berwarna
  • Densitas: 4,228 gr/cm3
  • Titik lebur: 1,115 °C; 2,039 °F; 1,388 K
  • Kelarutan dalam air: 4,47 g/L (25 °C); 10,7 g/L (100 °C)
  • Kelarutan dalam pelarut lain: Tidak larut dalam HF dan HCl; Larut dalam asam lain dan basa
  • Indeks bias (nD): 1,659
  • Struktur kristal: Heksagonal
  • Indeks Uni Eropa: Tidak terdaftar
  • Titk nyala: Tidak mudah terbakar
  • LD50: 3700 mg/kg (tikus, oral)

 

STRUKTUR

Dua polimorf GeO2 yang dominan ialah heksagonal dan tetragonal. GeO2 heksagonal memiliki beberapa struktur seperti  β-kuarsa, germanium memiliki bilangan koordinasi-4). GeO2 tetragonal (mineral argutite) memiliki struktur seperti-rutile yang terlihat sebagai stishovite. Dalam motif ini, germanium memiliki bilangan koordinasi-6). Bentuk amorf (kaca) dari GeO2 serupa dengan silika berfusi.

Germanium dioksida dapat dibuat baik dalam bentuk kristal maupun amorf. Pada tekanan biasa struktur amorf terbentuk melalui jaringan kerja GeO4 tetrahedra. Pada tekanan yang dinaikkan sampai kira-kira 9 Gpa bilangan koordinasi rata-rata germanium naik dengan mantap dari 4 ke sekitar 5 dengan kenaikan berhubungan dengan jarak ikatan Ge-O. Pada tekanan lebih tinggi, hingga sekitar 15 Gpa, bilangan koordinasi germanium naik hingga 6 dan struktur jaringan kerja padat yang terdiri dari GeO6 oktahedra. Ketika tekanan sesudah itu dikurangi, strukturnya kembali ke bentuk tetrahedral. Pada tekanan tinggi, bentuk rutil berubah menjadi bentuk CaCl2 ortorombik.

REAKSI

Pemanasan germanium dioksida dengan germanium serbuk pada 1000 °C membentuk germanium monoksida (GeO).

Heksagonal (d = 4,29 gr/cm3) membentuk germanium dioksida yang lebih stabil dari bentuk rutile (d = 6,27 g/cm3) dan larut membentuk asam germanat, H4GeO4 atau Ge(OH)4. GeO2 hanya sedikit larut dalam asam tetapi lebih mudah larut dalam basa yang menghasilkan germanat.

Sebaliknya dengan asam klorida yang melepaskan germanium tetraklorida yang volatil dan korosif.

KEGUNAAN

Indeks biasa (1,7) dari germanium dioksida dan sifat-sifat dispersi optik membuatnya berguna sebagai bahan optik untuk lensasudut-lebar dan lensa objektif mikroskop optik. Lensa ini transparan dalam inframerah.

Campuran silikon dioksida dan germanium dioksida (“silica-germania”) digunakan sebagai bahan optik untuk serat optik dan pedoman gelombang optik. Pengontrolan rasio unsur-unsur memungkinkan kontrol indeks bias dengan tepat. Kaca silika-germania memiliki viskositas rendah dan indeks bias lebih tinggi dari silika murni. Germania diganti titania sebagai dopan silika untuk serat silika, menghilangkan kebutuhan untuk perlakuan panas berikutnya, yang membuat serat rapuh.

Germanium dioksida juga digunakan sebagai katalis dalam produksi resin polietilena tereptalat, dan untuk produksi senyawa-senyawa germanium lain. Germanium dioksida digunakan sebagai bahan baku untuk produksi beberapa fosfor dan bahan semikonduktor.

Selain itu germanium dioksida digunakan dalam kultur-alga sebagai inhibitor pertumbuhan diatom yang tidak diinginkan dalam kultur alga karena kontaminasi dengan pertumbuahn cepat diatom yang komparatif sering menghambat pertumbuhan dari atau di luar persaingan strain alga asli.

GeO2 mudah diambil oleh diatom dan menyebabkan silikon digantikan oleh germanium dalam proses biokimia dalam diatom, yang menyebabkan mengurangi laju pertumbuhan diatom yang signifikan atau bahkan eliminasi sempurna dari alga yang mengkontaminasi secara praktis tanpa mempengaruhi spesies alga non-diatom. Untuk aplikasi ini terutama digunakan konsentrasi germanium dioksida dalam media kultur antara 1 dan 10 mg/L, bergantung pada keadaan kontaminasi dan spesiesnya.

TOKSISITAS DAN MEDIS

Germanium dioksida memiliki toksisitas rendah, tetapi dalam dosis yang lebih tinggi dapat menyebabkan nefrotoksik. Germanium dioksida digunakan sebagai suplemen germanium dalam beberapa suplemen diet dipertanyakan dan “obat ajaib”.  Dosis tinggi ini mengakibatkan beberapa kasus keracunan germanium.

Advertisements

KARBON DISULFIDA TAK SEKADAR FUMIGASI & INSEKTISIDA

Karbon disulfida cairan volatil tidak berwarna dengan rumus CS2. Senyawa ini sering digunakan sebagai balok bangunan dalam kimia organik serta pelarut kimia non-polar dan industri. Senyawa ini baunya seperti eter, tetapi sampel komersial secara khas tercampur dengan kotoran berbau busuk, seperti karbonil sulfida.

Nama IUPAC senyawa ini ialah Karbon disulfide. Adapun sifat-sifatnya adalah:

  • Rumus molekul: CS2
  • Berat molekul: 76,139 gr/mol
  • Penampilan: Cairan tidak berwarna; kuning terang (tidak murni)
  • Densitas: 1,261 g/cm3
  • Titik lebur: -110,8 °C, 162 K, -167 °F
  • Titik didih: 46,3 °C, 319 K, 115 °F
  • Kelarutan dalam air: 2,9 gr/kg (pada 20 °C)
  • Indeks bias (nD): 1,6295
  • Bentuk molekul: Linier
  • Momen dipol: Nol
  • MSDS: MSDS eksternal
  • Indeks Uni Eropa: 006-003-00-3
  • Klasifikasi Uni Eropa: Sangat mudah terbakar (F+); Reproduksi Cat.3; Toksik(T); Iritasi (Xi)
  • Titik nyala: -30 °C
  • Suhu menyala sendiri: 90 °C
  • Batas eksplosif: 1,3–50%
  • LD50: 3188 mg/kg

 

Terjadinya dan Pembuatan

Sejumlah kecil karbon disulfida dilepaskan oleh erupsi gunung berapi dan rawa. CS2 dapat dibuat dengan menggabungkan karbon (atau kokas) dan belerang pada suhu tinggi. Reaksi suhu lebih rendah, hanya memerlukan 600 °C saja menggunakan gas alam sebagai sumber karbon dengan adanya gel silika atau katalis alumina:

2CH4 + S8 → 2CS2 + 4H2S

Reaksi ini analog dengan pembakaran metana. Meskipun senyawa ini isoelektronik dengan karbon dioksida, namun CS2 sangat mudah terbakar:

CS2 + 3O2 → CO2 + 2SO2

Reaksi

Dibandingkan dengan CO2, CS2 lebih reaktif terhadap nukleofil dan lebih mudah tereduksi. Perbedaan dalam reaktivitas ini dapat dikaitkan dengan kemampuan menyumbangkan elektron pi yang lemah dari pusat sulfidonya, yang  menyebabkan karbon lebih elektrofilik. Karbon disulfida digunakan secara luas dalam sintesis senyawa organosulfur seperti metam sodium, suatu zat fumigasi tanah dan secara umum digunakan dalam produksi kain lembut yang tebal.

Penambahan Nukleofil

Nuckeofil seperti amina  mengupayakan ditiokarbamat:

2R2NH + CS2 → [R2NH2+][R2NCS2]

Xanthate dibentuk sama dari alkoksida:

RONa + CS2 → [Na+][ROCS2]

Reaksi ini adalah dasar dari pembuatan selulosa diregenerasi, bahan utama dari rayon dan plastikcellophane)yang kental.  Keduanya,  xanthate dan thioxanthate terkait (berasal dari pengolahan CS2 dengan natrium tiolat) digunakan sebagai zat flotasi dalam pengolahan mineral.

Natrium sulfida menghasilkan tritiokarbamat:

Na2S + CS2 → [Na+]2[CS32−]

Klorinasi

Klorinasi CS2 merupakan jalur utama untuk menghasilkan karbon tetraklorida:

CS2 + 3Cl2 → CCl4 + S2Cl2

Hasil konversi ini melalui intermediasi dari thiophosgene, CSCl2.

Kimia Koordinasi

CS2 adalah ligan untuk banyak kompleks logam, yang membentuk kompleks pi. Satu contoh ialah CpCo(η2-CS2)(PMe3).


Ketersediaan Komersial

CS2, yang sangat mudah terbakar dan memiliki salah satu suhu menyala-sendiri terendah, tidak dapat diangkut dengan mudah menggunakan sarana komersial. Ekspor zat kimia ini di seluruh dunia dapat diabaikan.

Sampel Berbasis Nitrogen Cair Bertekanan

Johnson Matthey adik perusahaan Alfa Aesar merupakan perusahaan pertama yang memperkenalkan karbon disulfida dalam bentuk botol bertekanan yang mengandung larutan nitrogen bertekanan, bahan penghubung, stabilizer, dan karbon disulfida, dengan kandungan karbon disulfida aktif 85%. Pengenceran dengan nitrogen menghasilkan kandungan yang tidak mudah terbakar.

Kegunaan

Fumigasi

Digunakan untuk fumigasi di gudang penyimpan kedap udara, penyimpanan kedap udara datar, sampah, lift gandum, mobil box kereta api, shiphold, tongkang dan pabrik sereal.

Insektisida

Karbon disulfida digunakan sebagai insektisida untuk fumigasi biji-bijian, stok bibit, sebagai konservasi buah segar dan sebagai disinfektan tanah terhadap serangga dan nematoda.

Pelarut

Karbon disulfida digunakan sebagai pelarut untuk fosfor, sulfur, selenium, bromide, iod, lemak, resin dan karet.

Produksi

Penggunaan karbon disulfida industri yang utama ialah dalam pembuatan rayon kental, film plastik (cellophane), karbon tetraklorida dan xanthogenate dan tabung vakum elektronik. Karbon tetraklorida juga digunakan dalam produksi Serat Bambu.

Efek Kesehatan

Pada tingkat sangat tinggi, karbon disulfida mungkin mengancam jiwa karena mempengaruhi system saraf. Data keamanan yang signifikan berasal dari industry rayon kental, di mana karbon disulfida serta sejumlah kecil H2S mungkin terdapat.

 

TELLURIUM DIOKSIDA SEBAGAI BAHAN “ACOUSTO-OPTIC”

TELLURIUM DIOKSIDA (TeO2) merupakan oksida padat dari tellurium. Hal ini ditemui dalam dua bentuk yang berbeda, tellurite mineral ortorombik kuning, β-TeO2, dan sintetik, tetragonal tidak berwarna (paratellurite), α-TeO2. Kebanyakan dari Sebagian besar informasi mengenai reaksi kimia telah diperoleh dalam penelitian yang melibatkan paratellurite, α-TeO2.

Nama IUPAC oksida ini adalah α-TeO2, paratellurite; nama lainnya adalah Tellurium(IV) oksida. Adapun sifat-sifatnya adalah:

  • Rumus molekul: TeO2
  • Berat molekul: 159,60 gr/mol
  • Penampilan: Zat padat putih
  • Densitas: 5,670 gr/cm3 (tetragonal); 6,04 gr/cm3 (ortorhombik)
  • Titik leleh: 732 °C
  • Titikdidih: 1245 °C
  • Kelarutan dalam air: Diabaikan
  • Kelarutan dalam pelarut lain: Larut dalam asam dan basa
  • Indeks bias(nD): 2,24
  • Indeks Uni Eropa: Tidak terdaftar
  • Titik nyala: Tidak menyala

PEMBUATAN

Paratellurit, α-TeO2, dihasilkan dengan mereaksikan tellurium dengan O2:

Te + O2 → TeO2

Pembuatan alternatif ialah dengan menghidratkan asam asam telluro, H2TeO3, atau dengan mengurai secara termal basa tellurium nitrat, Te2O4.HNO3 pada suhu di atas 400°C.

SIFAT KIMIA

TeO2 sangat tidak larut dalam air dan larut dalam asam sulfat pekat. (Menurut literatur 4, (hal. 59) Tellurium dioksida larut dalam air. Tellurium trioksida tidak larut dalam air.(hal.56). Hal ini juga tidak sesuai dengan asam kuat dan oksidator kuat. Ini adalah zat amfoter dan karena itu dapat bertindak baik sebagai asam atau sebagai basa tergantung padalarutan yang masuk. Ia bereaksi dengan asam untuk membentuk garam tellurium dan dengan basa untuk membentuk tellurit. Ini dapat dioksidasi menjadi asam tellurat ataugaram tellurat.

STRUKTUR

Paratellurit, α-TeO2, berubah menjadi tellurit, bentuk β-. Keduanya bentuk α-, (paratellurite) dan β- (tellurite) mengandung empat Te berkoordinasi dengan atom oksigen pada empat sudut trigonal bipiramida. Pada paratellurit semua simpulnya berbagi dengan memberikan satu struktur seperti-rutil, di mana sudut ikatan O-Te-O sebesar 140°. α-TeO2 dalam tellurit pasangan trigonal piramida, unit-unit TeO4, berbagi sisi, berbagi simpul untuk kemudian membentuk lapisan. Jarak terpendek Te-Te pada tellurit adalah 317 pm, dibandingkan dengan 374 pm pada paratellurit. Unit Te2O6 serupa ditemukan pada mineraldenningite.

TeO2 melebur pada 732,6 °C, membentuk cairan merah.

KEGUNAAN

TeO2 sebagai bahan acousto-optic. Tellurium dioksida juga pembentuk kaca kondisional yang berarti akan membentuk kaca dengan penambahansejumlah kecil % molar dari senyawa kedua seperti oksida atau halida. Kaca TeO2 memiliki indeks bias tinggi dan memancarkan pada bagian inframerah-tengah dari spektrum elektromagnetik, oleh karena itu oksida ini merupakan teknologi yang menarik untuk pedoman gelombang optik. Kaca tellurit juga telah menunjukkan yang menampilkan keuntungan Raman hingga 30 kali lipat dari silika, yang berguna dalam amplifikasi serat optik.

KEAMANAN

TeO2 kemungkinan teratogen. Pajanan terhadap senyawa tellurium menghasilkan  bau seperti-bawang putih pada nafas, yang disebabkan oleh pembentukan etil tellurit.

BARIUM OKSIDA UNTUK PEMBUATAN TABUNG KATODA & SUMBER OKSIGEN MURNI

BARIUM OKSIDA, BaO, ialah suatu senyawa putih higroskopik yang tidak menyala. Oksida ini memiliki struktur kubus. Barium oksida  digunakan dalam sebagai tabung sinar katoda, membentuk kaca mahkota. Namun oksida ini berbahaya untuk kulit manusia dan bila tertelan dalam jumlah besar menyebabkan iritasi. Kadar barium oksida berlebihan dapat menyebabkan kematian.

Zat ini dibuat melalui pemanasan barium karbonat (Ba(CO3)2) dengan kokas, carbon black atau tar atau melalui dekomposisi termal barium nitrat.

Nama IUPAC-nya Barium oksida; nama lainnya adalah Barium monoksida, Barium protoksida, Baryta kalsinasi. Adapun sifat-sifatnya adalah:

  • Rumus molekul: BaO
  • Berat molekul: 153,326 gr/mol
  • Penampilan:  Zat padat putih
  • Densitas: 5,72 gr/cm3, padat
  • Titik lebur: 1923 °C
  • Titik didih: ~2000 °C
  • Kelarutan dalam air: 3,48 gr/100 mL (20 °C); 90,8 gr/100 mL (100 °C)
  • Kelarutan dalam pelarut lain: Larut dalam etanol, asam mineral dan alkali encer; tidak larut dalam aseton dan ammonia cair
  • Struktur Kristal: Kubus, cF8
  • Gugus ruang: Fm3m, No. 225
  • Geometri koordinasi: Oktahedral
  • Entropi molar standar So298: 70 J·mol−1·K−1
  • Entalpi pembentukan standar ΔfHo298: −582 kJ·mol−1
  • MSDS: MSDS eksternal
  • Indeks Uni Eropa: 056-002-00-7
  • Klasifikasi Uni Eropa: Berbahaya (Xn)
  • Titik nyala: Tidak menyala

PEMBUATAN

Barium oksida dibuat melalui pemanasan barium karbonat dengan kokas, carbon black atau tar. Barium oksida juga dapat dibuat melalui dekomposisi termal barium nitrat. Sebaliknya, barium oksida sering terbentuk melalui dekomposisi garam barium lain.

2Ba + O2 → 2BaO

BaCO3 → BaO + CO2

KEGUNAAN

Barium oksida digunakan sebagai pelapis untuk katoda panas, contohnya, yang digunakan dalam tabung sinar katoda. Barium oksida digantikan oleh timbal(II) oksida dalam produksi jenis kaca tertentu seperti seperti kacamahkotaoptik. Sementara timbal oksidamenaikkan indeks bias, juga meningkatkandaya sebar, yang tidak bisa diubah oleh bariumoksida. Bariumoksidajugadigunakansebagaikatalisetoksilasidalam reaksietilen oksidadanalkohol, yang berlangsung antara suhu 150dan200°C.

Barium oksida juga merupakan sumber oksigen murni melalui fluktuasi panas. Oksida ini mudah mengoksidasi menjadi BaO1+xdengan pembentukan ion peroksida. Peroksidasi lengkap BaO menjadi BaO2 terjadi pada suhu sedangtetapi peningkatan entropi dari molekul O2 pada suhu tinggi berarti bahwa BaO2 terurai menjadi O2 dan BaO pada 1175K.

MASALAH KEAMANAN

Barium oksida zat yang mengiritasi (irritant).  Bila zat ini bersentuhan dengan kulit atau terkena mata atau terhirup menyebabkan sakit kemerahan. Namun, oksida ini lebih berbahaya manakala tertelan. Barium oksida dapat menyebabkan mual dan diare, kelumpuhan otot, aritmia jantung, dan dapat menyebabkan kematian. Jika tertelan, pertolongan medis harus dicari segera.

Barium oksida tidak boleh dilepaskan secara lingkungan, karena zat ini berbahaya bagi organisme air.

ANTIMON PENTOKSIDA TIDAK SEKADAR ZAT PEMADAM API

ANTIMON PETOKSIDA (Sb2O5) ialah suatu senyawa kimia dari antimon dan oksigen. Oksida ini selalu terjadi dalam bentuk terhidrat, Sb2O5·nH2O. Oksida ini mengandung antimon dalam keadaan oksidasi +5.

Nama IUPAC Antimon pentoksida ialah (diokso-λ5-stibanil)oksi-diokso-λ5-stibana. Nama lainnya Antimon(V) oksida. Adapun sifat-sifatnya adalah:

  • Rumus molekul: Sb2O5
  • Berat molekul: 323,517 gr/mol
  • Penampilan: Zat padat bertepung warna kuning
  • Densitas: 3,78 gr/cm3, padat
  • Titik lebur: 380 °C; 716 °F; 653 K (terurai)
  • Kelarutan dalam air:  0,3 gr/100 mL
  • Kelarutan dalam asam nitrat: Tidak larut
  • Entalpi pembentukan standar ΔfHo298: -1008,18 kJ/mol
  • Kapasitas panas spesifik C: 117,69 J/mol K

STRUKTUR

Antimonypentoksidamemiliki struktur yang samasebagai bentukBniobiumpentoksidadandapat diturunkan daristrukturrutil, denganantimondikoordinasikan olehenamoksigendalam susunanoktahedralterdistorsi.SbO6okta-hedraadalahsudut-dan-ujung-berbagi.

PEMBENTUKAN

Oksida terhidrat dibuat melalui hidrolisis antimon pentaklorida; atau melalui asidifikasi kalium heksahidrokso-antimonat(V). Oksida ini juga dapat dibuat melalui oksidasi antimon trioksida dengan asam nitrat.

SIFAT-SIFAT DAN REAKSI

Oksida hidrat ini tidak larut dalam asam nitrat, tetapi larut dalam larutan kalium hidroksida (KOH) yang menghasilkan kalium heksahidroksoantimonat(V), KSb(OH)6.

Bila dipanaskan pada suhu 700 °C pentoksida hidrat berwarna kuning berubah menjadi tzat padat putih anhidrat dengan rumus Sb6O13 mengandung Sb(III) dan Sb(V). Pemanasan pada 900 °C menghasilkan serbuk putih tidak larut dari Sb2O4 baik bentuk α maupun β. Bentuk-β terdiri dari (V) dalam unit-unit oktahedral interstices dan piramidal Sb(III) O4. Dalam senyawa ini, atom Sb(V) berkoordinasi secara oktahedral dengan enam gugus –OH.

KEGUNAAN

Antimon pentoksida menemukankegunaannya sebagaipemadam api (flame retardant)dalamABSdanplastik lainnya, flokulandalam produksititaniumdioksida dankadang-kadang digunakandalam produksikaca, catdan perekat.

Oksida ini juga digunakan sebagai resin penukar-ion jikakationdalam larutanasamtermasukNa+(terutama untuk retensiselektifmereka), dan untuk polimerisasidankatalisoksidasi.

 

 

 

MANGAN HEPTOKSIDA DAPAT MENGHASILKAN OZON

Mangan(VII) oksida (mangan heptoksida) suatu senyawa anorganik dengan rumus Mn2O7. Cairan volatil ini sangat reaktif dan lebih sering diperbincangkan ketimbang sengaja disiapkan. Ini adalah oksidator berbahaya dan pertama kali dijelaskan pada tahun 1860. Ini adalah anhidrida asam dari asam permanganat.

Nama IUPAC oksida mangan ini ialah Mangan(VII) oksida, nama lainnya Manganat oksida, Dimangan heptoksida.

Adapun sifat-sifatnya adalah:

  • Rumus molekul: Mn2O7
  • Berat molekul: 221,87 gr/mol
  • Penampilan: Minyak merah gelap (suhu kamar), hijau bila terkena dengan asam sulfat.
  • Densitas: 2,79 gr/cm3
  • Titik lebur: 5,9 °C; 279,1 K
  • Titik didih: meledak pada pemanasan, menyublim pada suhu – 10 oC
  • Kelarutan dalam air: Terurai pada asam permanganat,  HMnO4
  • Struktur Kristal: Monoklin
  • Geometri koordinasi: Bitetrahedal
  • Bahaya utama: Meledak, oksidator kuat, sangat korosif

 

Sifat-sifat

Bentuk kristal dari senyawa kimia ini adalah hijau gelap. Cairannya hijau dengan cahaya dipantulkan dan merah dengan cahaya dipancarkan. Oksida ini larut dalam karbon tetraklorida, dan terurai bila terkena air. Zat ini melebur hanya pada 5,9 °C, dan menyublim pada −10 °C. Sifat-sifat ini menunjukkan suatu spesies molekul non-polar, yang dikonfirmasikan oleh strukturnya. Molekulnya terdiri dari sepasang tetrahedral yang berbagi puncak umum. Simpul ditempati oleh atom oksigen dan di pusat-pusat tetrahedra adalah Mn (VII) pusat.

Konektivitas yang ditunjukkan oleh rumus O3Mn-O-MnO3.  Mn-O terminal jaraknya 1,585 Å dan jembatan oksigen 1,77 Å jauh dari dua atom Mn. Sudul Mn-O-Mn sebesar 120,7 °.

Ia mengandung mangan dalam keadaan oksidasinya yang tertinggi. Keadaan oksidasi ini, +7, dibagi dengan permanganat, yang merupakan senyawa lebih stabil.

Pirosulfat, pirofosfat, dan dikromat mengadopsi struktur mirip dengan struktur Mn2O7. Kemungkinan spesies golongan utama paling mirip adalah Cl2O7. Berfokus pada perbandingan dalam seri logam transisi, Tc2O7 dan Mn2O7 secara struktur mirip tetapi sudut Tc-O-Tc adalah 180°. Re2O7 padat bukan molekul tetapi terdiri dari Re pusat yang mengikat-silang dengan kedua sisi tetrahedral dan oktahedral; dalam fase uap ia molekul dengan struktur mirip dengan Tc2O7.

Sintesis dan Reaksi

Mn2O7 muncul sebagai minyak hijau gelap dengan penambahan H2SO4 pekat ke dalam KMnO4. Reaksi ini awalnya menghasilkan asam permanganat, HMnO4 (secara struktur,  HOMnO3), yang terdehidratkan oleh asam sulfat membentuk anhidridanya,  Mn2O7.

2 KMnO4 +(dingin) 2 H2SO4 → Mn2O7 + H2O + 2 KHSO4

Mn2O7 dapat bereaksi lebih lanjut dengan asam sulfat memberikan kation MnO3+ yang luar biasa,  yang isoelektrik dengan CrO3:

Mn2O7 + 2 H2SO4 → 2 [MnO3]+[HSO4] + H2O

Mn2O7 terurai dekat suhu kamar, meledak juga pada suhu > 55 °C. Ledakannya dapat diawali dengan mencolok sampel atau melalui paparan terhadap senyawa organik teroksidasi. Produk ini adalah MnO2 dan O2.

Ozon juga dihasilkan, yang memberikan bau yang kuat padat zat tersebut. Ozon dapat menyalakan sepotong kertas yang diresapidengan larutan alkoholsecara spontan. Produksi mangan heptoksida ialah hasil-samping yang tidak diinginkan dalam banyak situasi.

APA ITU OKSIDA?

KSIDA ialah suatu senyawa kimia yang mengandung sekurang-kurangnya satu atom oksigen dan satu unsur lain dalam rumus kimianya. Oksida logam sebenarnya mengandung sebuah anion oksigen dalam keadaan oksidasi −2. Kebanyakan dari kerak bumi terdiri dari oksida-oksida padat, hasil dari unsur-unsur yang dioksidasi oleh oksigen di udara atau dalam air. Pembakaran hidrokarbon memberi dua oksida karbon utama: karbon monoksida dan karbon dioksida. Bahkan bahan dianggap unsur murni sering membentuk lapisan oksida.Misalnya, aluminium foil membentuk kulit tipis Al2O3 (disebut lapisan pasifasi) yang melindungi foil dari korosi selanjutnya. Oksida yang berbeda dari unsur yang sama dibedakan dengan angka Romawi yang menunjukkan bilangan oksidasi mereka, misalnya besi(II) oksida dibandingkan besi(III) oksida.

Pembentukan

Karena elektronegativitasnya, oksigen membentuk ikatan kimia stabil dengan hampir semua unsur yang menghasilkan oksida yang berhubungan. Logam mulia (seperti emas atau platina) yang berharga karena mereka menolak kombinasi kimia langsung dengan oksigen, dan zat-zat seperti emas (III) oksida harus dihasilkan melalui jalur tidak langsung.

Dua jalur bebas untuk korosi unsur-unsur adalah hidrolisis dan oksidasi oleh oksigen. Kombinasi air dan oksigen bahkan lebih korosif. Hampir semua unsur terbakar di atmosfer oksigen, atau lingkungan yang kaya oksigen. Dengan adanya air dan oksigen (atau hanya udara), beberapa unsur—natrium—bereaksi dengan cepat, bahkan berbahaya, yang menghasilkan hidroksida. Untuk alasan ini, logam alkali dan alkali tidak ditemukan di alam sebagai logam, yaitu, berbentuk asli.

Sesium begitu reaktif dengan oksigen karena itu digunakan sebagai pengambil dalam tabung vakum, dan larutan dari kalium dan natrium disebut juga NaK yang digunakan untuk deoksigenasi beberapa pelarut organik. Permukaan dari kebanyakan logam terdiri dari oksida dan hidroksida dengan adanya udara. Satu contoh yang sangat terkenal ialah aluminium foil, yang dilapisi dengan selaput tipisaluminium oksida yang mempasifkan logam, memperlambat korosi selanjutnya. Lapisan alumnium oksida dapat terbentuk dengan ketebalan lebih besar melalui proses anodisasi elektrolit. Meskipun magnesium dan aluminium padat bereaksi secara lambat dengan oksigen pada STP—mereka, kedua logam ini seperti logam-logam pada umumnya, terbakar di udara, yang menghasilkan suhu sangat tinggi. Sebenarnya serbuk berbutir dari kebanyakan logam  bisa berbahaya meledak di udara. Akibatnya, mereka sering digunakan sebagai bahan bakar padat-roket.

Dalam oksigen kering, besi mudah membentuk besi(II) oksida, tetapi pembentukan ferri oksida hidrat, Fe2O3−x(OH)2x, yang terutama terdiri dari karat, biasanya membutuhkan oksigen dan air. Produksi oksigen bebas oleh bakteri fotosintetik sekitar 3,5 miliar tahun lalu mengendapkan besi dari larutan dalam lautan sebagai Fe2O3 yang penting secara ekonomi bijih besihematite.

Struktur

Oksida dari kebanyakan logam mengadopsi struktur polimer dengan rantai-silang M-O-M. Karena rantai silang ini kuat, maka zat padat cenderung tidak larut dalam pelarut, sehingga mereka diserang oleh asam dan basa. Rumusnya sering tampak sederhana. Banyak senyawa nonstoikiometrik. Dalam oksida ini, bilangan koordinasi dari ligan oksidanya adalah 2 untuk unsur-unsur paling elektronegatif dan 3 – 6 untuk logam-logam pada umumnya.

Molekul Oksida

Meskipun kebanyakan oksida logam adalah polimer, namun beberapa oksida adalah molekul.  Oksida molekul yang paling terkenal adalah karbon dioksida dan karbon monoksida. Fosfor pentoksida adalah suatu molekul oksida yang lebih kompleks dengan nama samara, rumusnya adalah P4O10. Beberapa oksida polimer saat dipanaskan depolimerisasi yang menghasilkan molekul, misalnya selenium dioksida dan sulfur trioksida. Tetroksida jarang, dan hanya ada lima contoh yang dikenal: ruthenium tetroksida, osmium tetroksida, hassium tetroksida, iridium tetroksida, dan xenon tetroksida.

Banyak oksianion yang dikenal, seperti polifosfat dan polioksometalat.Oksikation lebih langka, contohnya nitrosonium (NO+). Tentu saja banyak senyawa yang dikenal dengan oksida dan kelompok lainnya. Dalam kimia organik, ini termasuk keton dan banyak senyawa karbonil terkait. Untuk logam transisi, banyak kompleks okso yang dikenal serta oksihalida.

Reaktivitas

Oksida dapat diserang oleh asam dan basa. Yang diserang hanya oleh asam adalah oksida basa; yang diserang hanya oleh basa adalah oksida asam. Oksida-oksida yang bereaksi dengan baik asam maupun basa adalah amfoter. Logam-logam cenderung membentuk oksida basa, non-logam cenderung membentuk oksida asam, oksida amfoter terbentuk oleh unsur-unsur dekat perbatasan antara logam dan non-logam (metaloid).

Reaktivitas ini adalah dasar dari banyak proses praktis tersebut, karena ekstraksi dari beberapa logam dari bijih mereka dalam proses yang disebut hidrometalurgi.

Reduksi

Logam yang “menang” dari oksida mereka dengan reduksi kimia. Reduktor umum dan murah adalah karbon dalam bentuk kokas. Contoh yang paling menonjol adalah bahwa peleburan bijih besi. Banyak reaksi yang terlibat, tetapi persamaan disederhanakan biasanya ditampilkan sebagai berikut:

2 Fe2O3 + 3 C → 4 Fe + 3 CO2

Oksida logam dapat direduksi oleh senyawa organik. Proses redoks ini adalah dasar untuk banyak perubahan penting dalam kimia, seperti detoksifikasi obat oleh enzim P450 dan produksi etilen oksida, yang dikonversi menjadi antibeku. Dalam sistem tersebut pusat logamnya mentransfer satu ligan oksida kepada senyawa organik yang diikuti dengan pembentukan oksida logam, sering oleh oksigen di udara.

Hidrolisis

Oksida-oksida dari unsur-unsur yang lebih elektropositif cenderung basa. Oksida-oksida ini disebut anhidrida basa. Terekspos terhadap air, oksida-oksida ini dapat membentuk  hidroksida basa. Contohnya, natrium oksida adalah basa—ketika terhidrat, yang membentuk natrium hidroksida. Oksida-oksida dari unsur-unsur lebih elektronegatif cenderung asam. Oksida ini disebut “anhidrida asam”; penambahan air, mereka membentuk asam okso. Contohnya, diklor heptoksida adalah asam; asam perklorat adalah satu bentuk lebih hidrat. Beberapa oksida dapat bertindak baik sebagai asam maupun basa. Mereka adalah amfoter. Satu contoh adalah aluminium oksida. Beberapa oksida tidak menunjukkan prilaku baik sebagai asam ataupun sebagai basa.

Ion oksida memiliki rumus O2−. Ini adalah basa konjugat dari ion hidroksida, OH, dan ditemuisebagai zat padat ionik  seperti kalsium oksida. O2tidak stabil dalam larutan air – afinitas untuk H+ begitu besar (pKb ~ -38) yang mengabstrak proton dari molekul H2O pelarut:

O2− + H2O → 2 OH

Konstanta kesetimbangan dari reaksi tersebut di atas adalah  pKeq ~ −22.

Pada abad ke-18, oksida dinamakan calx atau calce setelah proses kalsinasi digunakan untuk menghasilkan oksida.  Calx kemudian digantikan dengan oxyd.

 

Tatanama dan Rumus

Terkadang, perbandingan logam-oxygen digunakan untuk menamai oksida. Jadi, NbO akan disebut niobium monoksida dan TiO2 adalah titanium dioksida. Penamaan ini mengikuti awalan numerik Yunani. Dalam literatur tua dan berlanjut dalam industri, oksida dinamakan dengan mengontrak nama unsurnya dengan  “a.” Karena itu alumina, magnesia, kromia, masing-masing adalah  Al2O3, MgO, Cr2O3.

Jenis khusus dari oksida adalah peroksida, O22, dan superoksida, O2. Dalam spesies tersebut, oksigen diberi tanda keadaan oksidasi lebih tinggi dari oksida.

Rumus kimia oksida dari unsur-unsur kimia dalam keadaan oksidasi tertinggi mereka dapat diprediksi dan berasal dari bilangan elektron valensinya untuk unsur itu. Bahkan rumus kimia dari O4, tetraoksigen, dapat diprediksi sebagai unsur golongan 16. Satu pengecualian ialah tembaga, untuk mana keadaan oksidasi tertinggi oksidanya adalah tembaga(II) oksida dan bukan tembaga(I) oksida. Pengecualian lain ialah fluorida, yang tidak ada seperti yang diharapkan—sebagaiF2O7—tetapi sebagai OF2.

Karena fluor lebih elektronegatif dari oksigen, maka oksigen difluorida (OF2) tidak menunjukkan oksida dari fluor, tetapi bukan menyatakan fluorida oksigen.

Contoh Oksida

Daftar berikut ini memberikan beberapa contoh oksida yang biasa ditemui. Hanya beberapa yang mewakili diberikan, karena jumlah ion poliatom yang ditemukan dalam praktek sangat banyak.

Tabel-1. Beberapa contoh oksida yang biasa ditemukan
Nama Rumus Ditemukan/Kegunaan
Air (hidrogen oksida) H2O Pelarut biasa, diperlukan oleh kehidupan berbasis karbon
 

 

 

Dinitrogen oksida

 

 

 

N2O

Gas ketawa, anestesi(digunakan dalam kombinasidengan oksigendiatomikuntuk membuatDinitogen oksidadanoksigenanestesi), yang diproduksi olehbakteri fiksasi-nitrogen, Nitrous, zat pengoksidasidalamperoketan, aerosolpropelan, narkoba, gasrumah kaca. Oksidanitrogenlainnya sepertiNO2(Nitrogen dioksida), NO(Nitrogen oksida), N2O3(Dinitrogen trioksida) danN2O4(Dinitrogen tetroksida) ada,terutama di daerahdenganpolusi udaraterkenal. Zat-zat ini jugaoksidator kuat, dapat menambahkanAsam nitrat menjadi  hujanasam, danberbahaya bagi kesehatan.
Silikon dioksida SiO2 Pasir/kuarsa
Besi(II,III) oksida Fe3O4 Bijih besi, karat, seiring dengan besi(III) oksida (Fe2O3)
Aluminium oksida Al2O3 Bijih aluminium, Alumina, Korundum, Rubi (Korundum dengan pengotor kromium)
 

Seng oksida

 

ZnO

Diperlukan untuk vulkanisasi karet, aditif beton bertulang, tabir surya, lotion perawatan kulit, sifat-sifat anti bakteri dan antijamur, aditif makanan, pigmen putih.
 

 

 

 

Karbon dioksida

 

 

 

 

CO2

Konstituen dari atmosfer bumi, gas rumah kaca paling berlimpah dan penting, digunakan oleh tanaman dalam fotosintesis untuk membentuk gula, produk dari proses biologi seperti respirasi dan reaksi kimia seperti pembakaran. CO atau karbon monoksida terdapat sebagai produk pembakaran tidak sempurna dan merupakan gas sangat beracun.
 

 

 

 

Kalsium oksida

 

 

 

 

CaO

Kapur mentah (digunakan dalam konstruksi untuk membuat mortardan beton), yang digunakan dalamkaleng pemanasan-sendirikarenareaksi eksotermisdengan air untuk meng-hasilkankalsiumhidroksida, mungkin bahan dalamapiYunani danmeng-hasilkancahaya kapurketikadipanaskanlebih dari 2.400°Celcius.