Bab II Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
advertisement
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia Bab II Atom, Molekul dan Reaksi Kimia Filosof Yunani di Miletos, Thales (624‐546 SM) merintis sebuah pendapat tentang hakekat zat, “ semua zat tersusun dari satu unsur: air”. Karena menurutnya air dapat diubah menjadi udara (uap air) dan dibekukan menjadi padat (es), sehingga air berperan sebagai asal semua perubahan. Sederhana memang, tetapi inilah awal dimulainya upaya menyibak hakikat zat. Pendapat ini kemudian ditolak Anaksimandos, murid Thales. Anaksimandos berpendapat bahwa alam merupakan campuran yang berlawanan empat kualitas dasar dan lebih esensial: panas dan dingin, basah dan kering. Proses alam merupakan daur ulang empat kualitas dasar. Sedangkan empat kualitas dasar tersebut tersusun atas zat asal utama yang diberinya nama apeiron –tak terbatas‐. Generasi berikutnya, Anaksimenes (585‐525 SM), melihat proses‐proses yang dijalani apeiron dalam menyusun alam hanyalah bersifat dugaan dan sulit dikaitkan dengan alam nyata. Menurutnya, ada sebuah pneuma –semacam udara yang dihirup‐ sebagai zat dasar alam. Perubahan wujud zat dikaitkan dengan proses pemampatan dan peregangan pneuma. Pemampatan pneuma akan menghasilkan udara dan air, yang jika dimampatkan lebih lanjut akan menghasilkan tanah dan batu. Nampak sekali bahwa Anaksimenes lebih menekankan pemahaman proses perubahan wujud zat. Kemudian muncul pendapat‐pendapat lain yang berkaitan dengan upaya menemukan penjelasan hakikat zat, antara lain: • Herakleitos (540‐474 SM), yang berperan sebagi zat dasar adalah api yang bersifat terus mengalir dan dijelaskannya sebagai panta rei, ‐segala sesuatu mengalir‐. • Empedokles (500‐440 SM), yang berperan sebagai zat dasar adalah empat unsur yang berbeda yaitu: tanah‐air‐udara‐api. Menurutnya semua zat terbentuk dari keempat unsur tersebut melalui pencampuran dengan kadar yang berbeda menurut daya tolakan dan tarikan 12 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia • Anaksagoras (500‐428 SM), perubahan zat disebabkan penggabungan atau pemisahan partikel‐partikel kecil tak tampak yang disebutnya spermata. Setiap partikel berbeda dalam bentuk, warna dan rasa. Pandangan Anaksagoras ini kemudian dibentuk lebih tegas oleh Leukippos dan Demokritus (460‐370 SM). Menurut Demokritus, alam tidak sinambung dan terdiri atas ruang kosong dan sejumlah besar zat mungil tak tampak, tak terbelahkan dengan bentuk yang berbeda‐beda. Disebutkannya atomos, ‐tak terbelahkan atau tak terbagi‐. Berubahnya zat satu ke zat yang lain adalah karena perubahan susunan dan gerak atomos‐atomosnya. Teori ini kemudian ditolak oleh Aristoteles (384‐322 SM) dengan pandangan anthropo sentries, ‐bahwa setiap pangkal pemikiran haruslah berupa sesuatu yang dapat ditangkap oleh indra manusia‐. Sehingga atomos dianggap hanya khayalan belaka. Sebagai gantinya ia mendukung teori empat unsur Empedokles yang disempurnakan menjadi: tanah‐air‐udara‐api terbentuk dari dua pasang mutu dasar: panas‐dingin dan basah‐kering. Sejak itu terkuburlah teori atomos, karena kewibawaan Aristoteles. 2.1 Sumbangan Besar pada Ilmu Kimia Sejak jaman Iskandar Agung (kota Iskandariyah sekitar 300 SM), perkembangan ilmu lebih pesat terutama matematika, astronomi, geometri dsb. Tercatat banyak hukum‐hukum dasar sains dikemukakan ilmuwan saat itu: • Pembuatan alloy atau campuran beberapa logam dalam keadaan lelehannya akan mampu meningkatkan kekuatan dan mutu logam, untuk kebutuhan manusia (dilakukan oleh Iskandar Agung dalam membuat benteng dan tameng menahan gempuran musuh‐ musuhnya). • Archimedes (287‐212 SM) menemukan pi = π sebagai bilangan hampiran yang bernilai 22/7, untuk menghitung lingkaran dan bola. Penemuan lain adalah hukum Archimedes tentang gaya tahan zat cair, yang membuka prinsip percobaan dalam fisika, yang digunakannya untuk mengukur kadar logam‐logam. Karya lain: skrup Archimedes, roda gigi, pantulan cermin datar dan parabolik dan sebagainya. 13 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia • Cladius Ptolomeus (168‐70 SM) menemukan sudut pembiasan cahaya yang melewati media berbeda. Perhitungannya saat itu hanya berlaku pada sudut pembiasan yang kecil. Karya‐karya ini yang akhirnya menjadi cikal bakal lahirnya ilmu kimia. Bahkan teori atom modern didasarkan pada efek yang bisa ditangkap dari serangkaian percobaan, spektrum cahaya (optik), lintasan ellips dan sebagainya. Saat‐saat awal, kimia muncul karena adanya upaya praktis mengubah logam biasa menjadi logam mulia, emas dan perak. Bahkan di Mesir kuno ada anggapan dasar, ada kesatuan zat dan kehadiran zat pengubah manjur, dinamakan al‐iksir atau elixir, yang dapat digunakan untuk tujuan tersebut. Justru karena semangat inilah banyak percobaan dilakukan dan ilmu kimia berkembang. Para ilmuwan Arab (sekitar abad 8 sampai 9) mulai menemukan alkohol, alkana, alkali dan sebagainya. Ilmu kimia mulai mendapatkan bentuk ilmiah, berbagai percobaan sistematis mulai dilakukan. Dokumentasi metode mulai banyak dihasilkan. Beberapa karya besar ilmuwan Islam saat itu antara lain: • Cara membuat arsen dan timbal, menghaluskan logam, mewarnai kain dan kulit yang dilengkapi metode dan alat percobaannya, ditemukan oleh Jabir Ibn Haiyyan (geber), 776 M. Karya lainnya adalah metode analisis komposisi senyawa, mutu logam, dan cara sintesis berbagai reagent kimia. Juga dalam laboratorium dihasilkan metode penyulingan, pembuatan asam mineral dan alcohol, teknik pemfilteran, penyubliman, peleburan, pengkristalan, membuat asam nitrat, asam sulfat dan air raja (aqua regia) yang dapat melarutkan emas • Algoritma dan Aljabar, suatu metode perhitungan matematika, persamaan kuadrat dan logika matematika, diungkapkan oleh Al‐ Khawarizmi (800 M). Sumbangan metoda matematika ini, hingga dewasa ini memberikan sumbangan yang sangat besar terhadap kemajuan peradaban manusia modern. • Bidang optic, pemantulan cahaya pada cermin berpermukaan bola dan parabola, oleh Al‐Hasan Ibn Al‐Haytham (965‐1038 M) dan mendapati bahwa perhitungan Ptolomeus hanya benar pada sudut kecil. Karya besar 14 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia nya yang lain adalah didapatinya bayangan benda oleh lensa, dan mencari hubungan letak benda dengan bayangannya yang dibentuk oleh cermin. Formula Al‐Hasan (elhazen) ini menjadi acuan bidang optika sampai saat ini, dan menjadi dasar spektroskopika penyelidikan atom modern. Bukunya tentang irisan kerucut menjadi acuan sangat penting dalam meramalkan pola orbit elektron dewasa ini. Dia juga menyusun tabel astronomi sebagi dasar ilmu hisab penentuan awal bulan, gerhana bulan dan matahari. Setelah kekuasaan Islam‐Arab berakhir (sekitar tahun 1200‐an) dan bangsa‐ bangsa Eropa berkuasa, maka banyak karya‐karya di Spanyol yang dimusnahkan penguasa baru, dan sebagian lain diambil alih dan diterjemahkan. Sekitar 5 abad tidak ada perkembangan berarti dalam bidang kimia. Baru pada akhir abad 16, Robert Boyle melalui percobaan‐percobaannya mengemukakan definisi unsur yaitu ”zat utuh sederhana yang tak tercampur atau terbentuk dari zat lain, dan merupakan bahan dasar benda”. Gagasan ini nampaknya baru berharga satu abad kemudian ketika Antonie L Lavoisier pada tahun 1774 memperlihatkan bahwa udara terdiri atas campuran nitrogen dan oksigen dalam bentuk gas; dan tahun 1781 J Priestley menunjukkan bahwa air tersusun atas campuran oksigen dan hidrogen. Sehingga secara sederhana diyakini bahwa oksigen, hidrogen dan nitrogen adalah unsur menurut pengertian Boyle, bukan udara‐air‐tanah menurut filosofi Yunani. Saat itu Lavoisier berhasil menyusun daftar yang terdiri dari 33 unsur, dan menurut definisi yang diyakini saat ini, 20 diantaranya benar merupakan unsur. Beberapa diantaranya – seperti gas oksigen (O2), hidrogen (H2) dan nitrogen (N2)‐ yang awalnya dianggap unsur, ternyata adalah molekul menurut definisi modern. Langkah penting berikutnya adalah ditemukannya hukum perbandingan tetap oleh J.L. Proust (1754‐1826), “Dalam semua senyawa kimia, unsur‐unsur penyusunnya selalu muncul dengan perbandingan berat yang tetap, tidak tergantung bagaimana reaksi yang dijalaninya”. Setelah itu John Dalton (1766‐1844) menyimpulkan dari berbagai percobaannya, sebuah hukum perbandingan berganda, “Suatu unsur dengan berat tertentu dapat bergabung dengan unsur lain dengan berat yang berbeda‐beda, perbandingan berat unsur yang berbeda tersebut selalu berupa bilangan bulat”. Suatu contoh Pb dapat bergabung dengan oksigen menjadi PbO atau 15 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia PbO2 maka pebandingan berat oksigen dalam PbO dengan oksigen dalam PbO2 adalah selalu 1:2. 2.2 Teori Atom dan Perkembangannya Gagasan atom Democritus (filosof Yunani), menjadi bahan kajian dan pertanyaan besar Aristoteles serta menjadi bahan perdebatan ilmuwan‐ilmuwan selama berabad‐abad. Namun gagasan tersebut tidak berkembang baik karena keterbatasan metoda. Konsep atom ini kembali mencuat pada sekitar tahun 1806, ketika kimiawan inggris John Dalton menerapkannya dalam memperkirakan sifat‐sifat unsur dan senyawa. Bahwa unsur tersusun atas sejumlah zat utuh terkecil yang tak terbelahkan (atom, sama dengan bayangan Leukippos dan Democritus). Reaksi kimia tidak mencipta maupun memusnahkan atom, dan penggabungan dua unsur atau lebih selalu mengikuti hukum perbandingan tetap Proust atau perbandingan berganda Dalton. Dalam memudahkan penjelasannya Dalton mencoba membuat lambang visualisasi atom‐atomnya, terutama untuk gas‐gas yang dianggapnya sebagai atom. Ia memisalkan masing‐masing gas sebagai objek geometri tertentu. Gas hidrogen digambarkan dengan lambang bintang ( ), gas oksigen (♦), gas asam arang (▲), gas nitrogen (●) dan sebagainya. Sehingga makin banyak zat atau gas ditemukan akan makin banyak lambang yang harus dibuat, mungkin ilmu kimia akan menjadi sangat sulit. Kesulitan ini teratasi dengan sumbangan JJ Barzellius, pada 1819 mengusulkan sistem lambang menggunakan abjad latin. Aturannya, huruf pertama nama latin setiap unsur atau atom digunakan sebagai lambang, ditulis dengan huruf kapital. Jika dua unsur dengan huruf depan sama maka unsur yang dinamai berikutnya menggunakan salah satu huruf dari namanya sebagai huruf kedua lambang tersebut, ditulis dengan huruf kecil. Contoh H untuk hidrogen, He untuk helium; C untuk carbon, Cr untuk chromium, Cd untuk cadmium; dan seterusnya. Tikalas (subscript) digunakan untuk menyatakan jumlah atom yang terlibat dalam penyusunan suatu senyawa atau molekul. Jadi air, H2O menyatakan dalam molekul air disusun atas 2 atom H dan 1 atom O. H2SO4 tersusun atas 2 atom H, 1 atom S dan 4 atom O; dan seterusnya. 16 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia Sebelum abad 19 sangat banyak ilmuwan dan ahli kimia menggunakan teori dan konsep atom walaupun mereka belum bisa membuktikan secara fisik keberadaaanya, tetapi dalam setiap percobaan dan aplikasinya mereka dengan mengagumkan telah mampu mengetahui sifat reaksi dan penggabungan atom untuk kehidupan. Para ilmuwan saat itu lebih cenderung mengamati reaksi‐reaksi yang terjadi daripada mempertanyakan bagaimana reaksi tersebut bisa terjadi. Hingga pertengahan abad ke‐19, pengetahuan atom nampaknya hanya mengetahui berat atom sebagai satu‐satunya kuantitas dalam angka sebagai karakteristik zat. Pengetahuan ini telah digunakan para ilmuwan untuk mencirikan atom‐atom berbagai unsur dan karakteristik reaksi yang dijalaninya. Konsep atom baru bisa diterima dengan cermat ketika perhitungan Einstein dan Jean Perrin (awal abad 20) memaksa ilmuwan untuk menerima keberadaan atom. Terobosan besar dalam memahami atom dimulai pada tahun 1860‐an ketika para ahli fisika menyadari pola spektrum garis cahaya yang dipancarkan setiap unsur merupakan kekhasan atom‐atom penyusunnya. Penyelidikan dilakukan Fraunhofer sekitar 1814 menggunakan spektroskop dan mendapati bahwa cahaya matahari yang dilewatkan lensa spektroskop akan menghasilkan warna sinambung pelangi, diselingi oleh sejumlah garis gelap tajam. Peristiwa teramati ini belum bisa dijelaskan. Saat itu hanya dikenal spektrum kontinyu karena pembiasan, sehingga adanya spektrum diskrit cukup bertentangan dengan teori pembiasan umumnya. Peristiwa lain bidang spektroskopi diamati Kirchhoff dan Wilhelm Bunsen pada 1860, bahwa berbagai logam yang dimasukkan ke dalam nyala api akan menghasilkan pancaran cahaya yang khas. Luar biasa. Dari setiap logam mereka menemukan garis‐garis cahaya atau spektrum yang merupakan ciri khas logam tersebut. Sifat ini selalu muncul, tidak tergantung dari suhu nyala api ataupun dari senyawaan kimia logamnya. Apapun bentuk senyawaannya, setiap logam akan memberikan spektrum yang khas sebagai cirinya. Suatu contoh, logam natrium dalam keadaan muri maupun bersenyawa dengan atom lain (misal NaCl, Na2SO4, Na2CO3) akan selalu memberikan nyala kuning yang tegas ketika dimasukkan ke dalam api, dan akan memberikan garis spektrum yang jelas ketika dianalisis dengan spektrograf. Pola‐ pola garis gelap selalu muncul dengan khas dan jelas untuk setiap logam yang dinyalakan. Tidak ada satupun logam atau unsur yang dicoba memberikan pola yang 17 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia sama, bahkan ketika unsur‐unsur dicampur tetap memberikan spektrum yang khas penyusun‐penyusunnya. Demikian juga dengan logam‐logam lain, kalium, kalsium, magnesium dan sebagainya. Pengetahuan tentang spektrum garis atom ini berkembang terus sehingga memberikan sumbangan besar terhadap pemahaman atom. Gambar 1. Atom Cu (hijau) Li (merah) dan Na (kuning) ketika dinyalakan Model atom Thompson Menelaah kembali perkembangan teori atom, dengan berbekal teori Lorentz, bahwa pancaran cahaya sebagai akibat dari getaran elektron dalam atom, para ilmuwan menduga bahwa atom memiliki struktur elektromagnetik tertentu. Struktur ini memungkinkan menghasilkan keteraturan aneka spektrum garis seperti yang telah teramati. Sir JJ Thompson pada tahun1897 memerikan elektron, dan mengusulkan model atom. Dengan didasari pendapat bahwa atom tak‐terbelahkan, ia merincikan struktur kelistrikannya. Didasarkan pada percobaannya yang menunjukkan bahwa cahaya bisa bersifat gelombang (teori gelombang maxwell dan mekanika newton), dan elektron mempunyai nisbah muatan terhadap massa, maka Thompson menyimpulkan bahwa elektron lebih mirip partikel, bukan sinar katoda. Dalam gagasannya sebuah atom lebih mirip sebagai bola sangat kecil yang bermuatan positif dan sejumlah elektron yang bermuatan negatif menempel dipermukaannya. Jumlah elektron sedemikian rupa, sehingga total muatannya sama dengan jumlah muatan positif, resultan muatan untuk atom ini adalah nol. Jika atom kehilangan satu atu lebih elektronnya, maka 18 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia atom tersebut akan menjadi bermuatan positif yang disebut ion positif. Model ini secara mekanika sangat tidak stabil dan tidak bisa digunakan untuk menjelaskan berbagai fenomena atom maupun reaksi‐reaksi yang akan dijalaninya secara kimia atau reaksi inti. Namun demikian model ini kembali mengukuhkan toeri getaran elektron disekitar kedudukan setimbangnya akan memancarkan cahaya atom. Dalam perhitungannya, Thompson menunjukkan bahwa untuk dapat menghasilkan cahaya tampak, bola atom harus berjari‐jari sekitar satu per seratus juta cm. Angka ini hampir sama dengan yang diperoleh model perhitungan lain. - - - - - + + + + + + + + + + - - - - -+ + - + - + - + -++ - - - + + + - Gambar 2. Model atom Thompson Model atom Rutherford Fisikawan ini adalah murid Thompson di Cambridge dan menjabat profesor fisika di Universitas Manchester. Bekerja bersama dengan mahasiswa risetnya, Rutherford mencoba menembakkan muatan positif (dipilih adalah partikel alfa) dihamburkan oleh selaput tipis emas. Hasil hamburan ini ditangkap dengan layar berpendar. Ternyata didapatkan, sebagian besar partikel alfa dihamburkan dengan sudut kecil < 10, sebagian lagi sampai 100, dan seterusnya bahkan ada beberapa (sebagian sangat kecil) yang menghambur balik. Setelah melalui perhitungan yang mendalam, Rutherford mampu memperkirakan ukuran inti atom. Visualisasi atom dimulai. Rutherford menggambarkan atom sebenarnya bukan sama sekali sebagai bola pejal seperti gambaran Thompson, melainkan lebih mirip sebagai model orbit planet. Elektron mengitari inti yang sangat kecil dengan jarak tertentu, sehingga sebagian besar atom adalah ruang kosong (ruang antara elektron dan inti). Menurut Rutherford, tarikan listrik antara inti dan elektron menimbulkan gaya sentripetal yang mempertahankan elektron tetap pada orbitnya (hampir sama dengan gaya gravitasi dalam sistem tata surya). Ada persoalan lain, elektron dalam bergerak harus ada 19 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia percepatan yang menurut teori elektromegnetik klasik harusnya memancarkan radiasi kontinyu, sehingga elektron akan kehilangan energi dan jatuh ke inti. Atom kolaps, dan tidak ada benda dan kehidupan. Namun demikian sumbangan Rutherford ini telah menandai munculnya konsep modern teori atom nuklir. - - - - n+ - Gambar 3. Model atom Rutherford Model Atom Bohr Niels Bohr adalah fisikawan asal Denmark, tahun 1911 riset pasca doktor dibimbing Thompson dan tahun 1912 bergabung dengan Rutherford di laboratorium Cavendish‐Manchester. Pada saat ramai dibahas model atom Rutherford, Bohr memberikan gagasan, bahwa mekanika klasik tidak bisa diterapkan pada penjelajahan struktur atom. Pertama yang harus dimasukkan adalah rumus kuantum radiasi cahaya Planck‐Einstein, E = hf (dinamakan kuanta energi, dimana h = konstanta Planck 6,626 10‐34, dan f = frekuensi radiasi). Kemudian dalam postulatnya, Bohr juga menggunakan rumus Balmer untuk menyelesaikan model atom hidrogen: ⎛ 1 1 ⎞ f = R⎜ 2 − 2 ⎟ , nf = 2 (keadaan final, akhir elektron); ni = 3, 4, 5, 6 ⎜n ni ⎟⎠ ⎝ f (keadaan awal) dan R = 3,29163.1015 putaran perdetik (konstanta Rydberg). Dan dengan batasan momentum sudut terkuantisasi (formula JW Nicholson), L = mvR = n(h/2π), harga momentum sudut elektron atom hidrogen hanya dalam kelipatan bulat dari (h/2π). 20 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia Niels Bohr mengusulkan model atom dalam postulatnya: • Pertama, elektron pada sebuah atom bisa berada di suatu orbit tanpa memancarkan radiasi, orbit ini dinamakan dalam keadaan stasioner dan harga momentum sudut orbitalnya adalah mvR= n(h/2π), ini dinamakan kondisi kuantum orbit. Kuantum orbit menyatakan bahwa orbit yang diperbolehkan hanya dengan L dalam kelipatan bilangan bulat (h/2π), 2(h/2π), 3(h/2π) dan seterusnya, ‐Bilangan bulat n ini dinamakan bilangan kuantum utama. Radius orbit elektron dirumuskan r= • L2 , dengan m = massa elektron dan q = muatan elektron. mq 2 Kedua, transisi elektron antara dua keadaan orbit stasioner akan menghasilkan pancaran atau serapan radiasi energi (foton), dalam rumusan Planck‐Einstein sebesar hf = E1 – E2, dimana E1 – E2 adalah energi keadaan elektron awal dan akhir dalam stasionernya. Pada saat seberkas cahaya dikenakan pada sebuah atom, maka sebagian energi akan diserap elektron untuk pindak ke orbit yang lebih sesuai, sehingga akan terjadi garis‐garis gelap yang selama ini teramati dan belum terjelaskan, baik sejak Fraunhofer, Kirchoff maupun Bunsen dan lainnya. Gambar 4. Spektroskop sederhana untuk pengamatan gas H (atas) dan spektrum garis hidrogen dan Neon Dalam gambaran postulat awal Bohr ini, elektron digambarkan mengelilingi inti atom dalam orbit berbentuk lingkaran‐lingkaran dengan tingkat energi yang 21 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia berbeda. Jika elektron bertransisi (berpindah orbit) ke tingkat energi besar (orbit terluar) maka akan terjadi penyerapan energi sebesar hf, dan sebaliknya jika transisi ke arah orbital dalam maka akan terjadi pancaran energi yang besarnya sama dengan yang diserap sebelumnya. n+ n+ E= n hf n+ E= n hf Gambar 5. Model atom Bohr Perkembangan penyelidikan selanjutnya, bahkan pada atom hidrogen, ditemukan banyak garis dalam spektrum, mengisyaratkan diperlukan struktur yang semakin kompleks. Artinya bahwa ada lebih banyak keadaan elektron yang dimungkinkan daripada yang dipostulatkan Bohr (yang hanya menggunakan satu bilangan kuantum, bilangan kuantum utama). Arnold Sommerfeld, memperluas postulat Bohr dengan menggunakan orbital ellipstik untuk menjelaskan efek‐efek spektrum garis. Dalam risalahnya, Sommerfeld menentukan syarat baru orbit elektron dengan bilangan kuantum k, yang juga dalam batasan h/2π. Dengan nilai k yang berbeda, maka akan ada bentuk ellips orbital elektron yang berbeda, dan juga dalam orbital utama (n yang sama) akan ada berbagai bentuk orbit ellips yang berbeda. Nilai k=1 maka orbit elektron akan berbentuk lingkaran, dan k > 1 akan ada berbagai bentuk orbit ellips yang mungkin. Dari sini, maka sudah diperoleh bahwa untuk nilai n = 1, k=1 orbital berbentuk lingkaran sama dengan postulat Bohr dan hasil percobaan spektrum stasioner hidrogen. Untuk n=2, ada lebih banyak garis spektrum dari yang diperkirakan 22 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia Bohr, karena k yang ada adalah 1 dan 2 berbentuk orbit ellips, demikian juga untuk n=3,4,5 dan seterusnya. Dalam sudut pandang kimia modern orbital‐orbital atom sangat penting dengan fungsi gelombang elektron, yang memungkinkan manipulasi ikatan dan memperkirakan sifat‐sifat gabungan unsur atau senyawa. Dari pengamatan spektra dan manipulasi matematik diperoleh bentuk‐bentuk orbital: - Orbital s berbentuk simetri bulat pada pusat atom - Orbital p berbentuk dumble pada sepanjang sumbu koordinat kartesius px, py dan pz - Orbital d berbentuk dobel dumble pada sumbu dz2, dxy, dxz, dyz dan dx2‐y2 Berbalik ke percobaan Pieter Zeeman (pada awal 1890‐an) kalau atom tereksitasi di letakkan dalam medan magnet, maka akan didapatkan garis‐garis spektrum tambahan. Dalam khazanah ini, teori atom harus bisa menjelaskan efek zeeman. Sommerfeld kembali merumuskan kunci untuk penjelasan efek zeeman ini, disyaratkan lebih lanjut ada arah orientasi orbit ketika berada di medan magnet, dengan batas orbit bilangan kuantum magnetik, m. Karya Sommerfeld ini mendapatkan apresiasi khusus dari Eisntein dan Bohr. Dengan dukungan dari teori Sommerfeld, Bohr merumuskan kembali aturan seleksi untuk transisi atom berdasarkan 3 bilangan kuantum yaitu ukuran orbit (n), bentuk orbit (k), dan arah orbit (m). orbital 1s (n=1, k=1, m=0) orbital 2s (n=2, k=1, m=0) orbital p (n>1, k=2, m=‐1,0,1) Gambar 6. Ilustrasi bentuk orbital s dan orbital p 23 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia Orbital d (n>2, k=3, m= ‐2,‐1,0,1,2) Gambar 7. Ilustrasi bentuk orbital d dan sub orbital elektron Ternyata, perburuan atom belum selesai dan nampaknya tak akan segera berakhir. Dalam pengamatan lanjutan ternyata didapatkan garis spektrum lebih banyak lagi dalam penerapan dobel medan magnetik, dan sebelumnya disebut sebagai anomali efek Zeeman. Persoalan ini di jelaskan oleh Wolfgang Pauli, doktor bimbingan Sommerfeld dan bekerja bersama dengan Bohr. Pauli memberikan hipote‐ - - Gambar 8. Pasangan spin elektron (s= ‐½ dan s = +½ ) sis adanya anomali efek Zeeman karena rotasi tersembunyi elektron yang menghasilkan momen sudut tambahan, sehingga diusulkan bilangan kuantum keempat yang memiliki 2 harga, dikenal kemudian dengan spin elektron, yang bernilai ‐½ (rotasi atas/berlawanan arah jarum jam) dan +½ (rotasi bawah/searah jarum jam). Elektron selama berputar pada orbitalnya juga berputar pada sumbunya dengan putaran spin. Sepasang elektron dalam orbit dan suborbitnya harus mempunyai spin yang berbeda. Pauli menjelaskan, tiap keadaan atom (dengan 3 bilangan kuantum n, k, m) mempunyai 2 elektron dan masing‐masing mempunyai orbit sendiri, dinamakan kuantisasi ruang. Inilah yang menjelaskan elektron tidak jatuh ke inti. Masing‐masing 24 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia keadaan kuantum dalam atom hanya boleh ada 1 elektron, jadi ada 4 bilangan kuantum untuk setiap tingkat energi (n, k, m, s). Jika suatu tingkat energi sudah tercapai, elektron berikutnya harus mencapai tingkat energi berikutnya (yang kosong, di atasnya), berturutan dari energi terendah sampai tertinggi. Dengan demikian, suatu tabel periodik unsur atau atom bisa disusun dengan sistematis. He Gambar 9. Atom He stasioner dan stabil dengan n=1, k=0, m=0, s= ‐½ dan +½ Tabel periodik. Sifat periodik unsur, sifat berulang atau hampir mirip dari unsur‐unsur dalam reaksi kimia setiap periode‐periode tertentu, sudah dikenal sejak Dimitri Mendeleyev (Rusia, 1890‐an). Ditujukan untuk peragaan visual dalam mengajar kimia organik. Dalam pengamatan Mendeleyev sifat‐sifat unsur secara mirip mengalami perulangan jika disusun dalam tabel baris‐kolom menurut kenaikan nomor atom. Setelah ada penjelasan teori kuantum, Bohr juga memberikan penjelasan tentang periodisitas unsur, antara lain: • Sifat‐sifat kimia dan fisika unsur tergantung pada susunan elektron di sekitar inti, bagaimana elektron tersusun dalam kulit, orbital dan sub orbital, serta spin yang dijalaninya menentukan sifat unsur tersebut. • Elektron‐elektron tersusun dalam kulit‐kulit secara berkelompok dengan pola tertentu. Kelompok dalam kulit ini yang digambarkan dalam periode unsur, cara berkelompok dengan menempati orbital dan sub orbital, sehingga elektron berpasangan spin maksimal 2 elektron tiap sub orbital. • Penuh tidaknya kulit atom terisi elektron, mempengaruhi sifat kimia unsur. Kulit yang terisi penuh dikaitkan dengan sifat stabilitas kimia. Sebagai contoh unsur gas inert (He, Ne, Ar, dsb) diduga berisi elektron secara penuh dan lengkap setiap kulitnya. 25 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia • Elektron terluar, valensi, diduga mudah bergabung dengan orbital atom terdekat. Pendugaan ini cocok dengan teori reaksi kimia, bahwa reaksi kimia terjadi dengan percampuran orbital dan elektron valensi. Pada tahun 1921, Niels Bohr mengajukan bentuk tabel periodik yang memberikan dasar logis untuk memahami kimia. Secara fundamental, tabel tersebut dijelaskan oleh Pauli dengan prinsip larangan pauli, ‐setiap sub kulit hanya boleh diisi oleh 2 elektron, dan tidak diperbolehkan elektron tidak mempunyai bilangan kuantum yang lengkap‐, secara otomatis memunculkan angka 2, 8, 18,.... untuk atom stabil, untuk tiap‐tiap kulitnya. Tabel 1. Susunan dan jumlah elektron dalam kulit dan orbital atom Kulit ke n Possible k Possible m Possible s Total elektron 1 1 1 (s) 0 ‐½ +½ 2 2 2 2 1 (s) 0 ‐½ +½ 2 8 2 2 (p) ‐1,0,1 ‐½ +½ 6 3 1 (s) 0 ‐½ +½ 2 3 2 (p) ‐1,0,1 ‐½ +½ 6 3 3 (d) ‐2,‐1,0,1,2 ‐½ +½ 10 dst dst (s,p,d,f) Dst dst dst 3 Dst 18 dst Dalam penerapan untuk menyusun tabel periodik dan menentukan letak unsur atau atom stasioner dalam golongan maupun perioda, maka diberlakukan aturan penataan elektron dalam mengisi setiap kulit maupun orbitalnya. Dalam ekslusi Pauli, larangan Pauli, dinyatakan tidak diperbolehkan ada 2 elektron, sebenarnya ini berlaku untuk semua hal, yang sama persis, artinya mempunyai ke‐empat bilangan kuantum yang sama. Sehingga jika ada 2 elektron dengan nilai n,k,m yang sama maka harus punya nilai spin yang berbeda. Dan aturan kestabilan menyatakan bahwa elektron akan tersusun dalam kulit‐kulit atom dengan menempati orbital maupun sub orbital dengan tingkat energi terendah. Elektron berikutnya akan menempati orbit dengan tingkat energi lebih tinggi dan seterusnya, sehingga di dapatkan elektron‐ elektron yang mengisi kulit dengan orbital tingkat energi tertinggi sebagai elektron terluar (valensi). Suatu atom stasioner dikatakan stabil jika elektron mengisi penuh 26 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia orbital atau setengah penuh dalam keadaan tingkat energi terendah yang mungkin dimilikinya. Jika tidak demikian, maka atom‐atom atau unsur itu akan melakukan penataan ulang elektron dan mungkin melibatkan atom atau unsur lain sehingga sama‐sama mendapatkan keadaan lebih stabil (mirip stasioner, dengan tingkat energi yang lebih rendah). Secara sederhana, inilah yang digunakan sebagai dasar penjelasan untuk reaksi‐reaksi kimia yang terjadi selama ini. Dalam pengamatan dan pembahasan yang seksama ditemukan susunan tingkat energi orbital dan sub orbital dengan urutan yang disepakati sebagai berikut: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p dan seterusnya (lihat gambar 10). Tampak bahwa orbital 4s mempunyai tingkat energi lebih rendah dari 3d, sehingga elektron akan mengisi orbital 4s lebih dahulu hingga penuh baru kemudian sisanya mengisi orbital 3d. Jadi walaupun kulit ke‐3 belum penuh terisi, sub kulit ke‐4 (4s) akan terisi elektron lebih dahulu, dalam mempertahankan kestabilan elektron di lintasannya. Gambar 10. Tingkat energi orbital dan sub orbital Sejumlah elektron dalam suatu atom, disusun dengan mengisi orbital‐orbital tingkat energi lebih rendah terdahulu berturutan ke orbital tingkat energi lebih tinggi, hingga seluruh elektron mendapatkan tempatnya (masing‐masing mempunyai empat bilangan kuantum yang khas). Ketika mengisi tiap‐tiap orbital, elektron tidak berpasangan spin terlebih dahulu sehingga semua sub orbital terisi sebuah elektron. Dalam hal ini, elektron‐elektron yang mengisi orbital p, d, f dan seterusnya, spin atas (+½) mengisi sub orbital‐sub orbital yang tersedia hingga penuh (orbital setengah penuh), baru kemudian pasangan spinnya, spin bawah (‐½) melengkapi. Posisi elektron 27 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia terakhir dari atom stasioner, dalam orbital, menentukan letak atom tersebut dalam tabel periodik unsur. Sehingga, setelah seluruh elektron yang dimiliki atom stasioner disusun mengisi orbit seperti diagram energi di atas, maka elektron valensi (elektron terluar) menentukan tempat pada gambar di bawah. Gambar 11. Posisi elektron valensi pada tabel periodik unsur Suatu contoh, atom natrium (Na) mempunyai elektron sebanyak 11, sehingga dapat disusun dengan konfigurasi 1s2, 2s2, 2p6, 3s1. Elektron terluar berada pada 3s, kulit ke‐3 atau perioda 3 dengan orbital s, maka atom Na akan berada pada kolom 3s pada tabel periodik di atas. Jumlah elektron pada kulit terluar adalah 1, sehingga Na berada pada golongan 1A. Kajian lebih lanjut terhadap susunan elektron dalam atom akan menjelaskan sifat kimia unsur, yang ditentukan oleh jumlah elektron yang terdapat pada kulit terluar (elektron valensi) atom tersebut. Dalam kaitan dengan sistem periodik unsur, dinyatakan bahwa pada kolom yang sama, jumlah elektron valensi atom‐atomnya adalah sama. Sebagai contoh pada kolom golongan 1A, seluruh elektron terakhir jatuh pada s dengan jumlah satu. Elektron terluar, yang mengisi kulit atau orbital atom‐ atom jatuh pada s, Li‐Na‐K‐Rb‐Cs‐Fr. Secara kimia, sifat‐sifat kimia yang dimiliki unsur‐ unsur ini adalah mirip. Dari sini jelaslah bahwa yang menentukan sifat kimia suatu atom atalah nomor atom atau jumlah proton maupun elektron, bukan berat atom yang telah dianut sebelum abad 19. Secara sederhana, atom mempunyai inti atom (nucleus) yang bermuatan positif, dimana sebagian besar massa atom terkonsentrasi. Di dalam inti atom terutama terdapat proton (bermuatan positif) dan netron (bermuatan negatif) dengan 28 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia massa masing‐masing adalah 1 amu (atomic mass unit). Secara utuh sederhana, atom disusun atas inti atom (nukleus – proton dan netron) dan dikelilingi elektron‐elektron (dengan massa sekitar 1/2000 amu) dengan orbit dan lintasan yang tertentu (tergantung tingkat energi yang memungkinkan elektron untuk tertahan pada orbitnya). Namun demikian dalam perkembangan riset kimia kuantum, akan dikenal pula positron (elektron bermuatan positif, ditemukan oleh Carl Anderson (1932) berdasarkan perkiraan Paul A.M. Dirac dalam persamaan dirac tentang quantum electrodynamic (QED)), dan pertikel‐gelombang elementer yang lebih substansial seperti muon, quark, foton, string dan sebagainya, yang menyusun proton, elektron, netron, positron. 2.3 Molekul: sebuah ikatan kimia antar atom­atom Berbagai pertanyaan akan muncul setelah diketemukannya struktur atom. Mengapa He selalu berbentuk unsur He sedangkan hidrogen H selalu berstruktur H2? Garam dapur sebagai NaCl, dan air H2O? Jawabannya terletak pada keberadaan dan interakasi elektron‐elektron terluar (valensi) dalam atom. Gagasan molekul pertama kali dimunculkan oleh Amedeo Avogadro 1811 dan disempurnakan oleh S Cannizzaro pada 1858. Secara prinsip adalah sebagai berikut: 1. Bagian terkecil setiap zat adalah molekul, dan bagian terkecil unsur adalah atom. 2. Molekul beberapa unsur gas (seperti hidrogen, oksigen nitrogen dan klor) tak terbelahkan, tetapi terdiri atas dua atom yang sama yang mudah berpisah bila unsur‐unsurnya bereaksi membentuk senyawa lain. 3. Di bawah suhu dan tekanan tetap, volume yang sama berbagai gas mengandung jumlah molekuk yang sama. Gagasan itu kemudian didukung dengan data berbagai percobaan, sehingga didapatkan bukti beberapa gas yang disebut diatomik (molekulnya beratom dua, N2; O2; H2; Cl2 dsb). Disamping itu untuk golongan gas mulia selalu dalam bentuk molekul monoatomik (molekulnya beratom tunggal). Ada hal mendasar yang haarus dijelaskan mengapa atom‐atom membentuk molekul? Penjelasan percobaan maupun 29 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia perhitungan menunjukkan bahwa atom‐atom membentuk molekul karena kecenderungannya untuk memperoleh bentuk yang stabil. Pembentukan ikatan atom (reaksi kimia) untuk berbagai molekul kimia didasarkan pada asaz: • Hanya elektron‐elektron di kulit terluar dari sustu atom yang berperan dalam pembentukan ikatan antar atom • Setiap atom mempunyai kecenderungan berada atau ingin mencapai keadaan: o Subkulit terluarnya terisi penuh, sehingga mempunyai konfigurasi stabil o Seperti susunan gas mulia, yang kulit terluarnya terisi 8 elektron (octet) atau 2 sperti pada He. Atom‐atom pada golongan gas mulia memiliki orbital terluar (kulit terluar) dengan elektron‐elektron mengisi penuh semua suborbitalnya. Atom He, hanya memililki dua buah elektron yang mengisi subkulit terluar 1s. Sehingga atom ini kulit terluarnya 1s, terisi penuh dan stabil, maka He selalu berada dalam bentuk sendirian 1 atom (monoatomik) stabil, inert atau disebut mulia. Begitu juga dengan atom‐atom Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn, masing‐masing mempunyai kulit terluar dengan subkulit 2s 2p, 3s 3p, 4s 4p, 5s 5p dan 6s 6p, yang berdaya tampung (2+6) = 8 elektron. Konfigurasi penuh pada kulit terluar ini stabil, sehingga atom‐atom gas mulia ini tidak berikatan dengan atom lain, dinamakan molekul monoatomik (terdiri dari 1 atom). Konfigurasi gas mulia ini akan ditiru oleh atom‐atom lain dengan berbagai upaya, baik ikatan dengan atom lain yang segolongan ataupun dengan ato‐atom lain golongan yang memungkinkan. Subkulit terluar atom natrium (Na, dengan nomor atom 11, mempunyai 11 elektron dengan konfigurasi 1s2, 2s2, 2p6, 3s1), adalah 3s yang diisi 1 elektron spin atas. Untuk mencapai kestabilan dengan meniru konfigurasi gas mulia, yang paling mudah adalah dengan melepaskan 1 elektron terluarnya sehingga bermuatan total positif (kation), Na+. Konfigurasi ion Na+ adalah 1s2, 2s2, 2p6 sama dengan konfigurasi gas neon, Ne. Di sisi lain atom khlorium (Cl, dengan nomor atom 17 mempunyai 17 elektron dengan konfigurasi 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5) kulit terluar diisi dengan 7 elektron (2 elektron pada sub kulit s dan 5 elektron pada sub kulit p). Untuk mencapai kestabilan seperti gas mulia terdekat, maka Cl cenderung menangkap 1 elektron 30 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia tambahan dan membentuk ion negatif (anion), Cl‐. Konfigurasi ion Cl‐ adalah 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6 sama dengan konfigurasi gas argon, Ar. Dengan demikian ion Na+ dan ion Cl‐ dapat saling berikatan, dimana atom Na memberikan 1 elektron terluarnya dari sub kulit 3s dan atom Cl menerima 1 elektron untuk memenuhi kulit terluarnya 3p. Sehingga baik Na maupun Cl sama‐sama mempunyai konfigurasi baru, elektron‐ elektronnya dengan membentuk kation Na+ dan anion Cl‐. Hasilnya terbentuk molekul garam dapur NaCl, sebagai akibat tarifan gaya coulomb antara ion Na+ dan Cl‐. Jenis ikatan ini dinamakan ikatan Ionik. Gambar berikut hanya menampilkan elektron valensi (elektron di kulit terluar, Na = [1s2, 2s2, 2p6] 3s1 = 1dan Cl = [1s2, 2s2, 2p6] 3s2, 3p5 = 7) Na - +- - - - Cl - - - - Na+ - - Cl- - - - - Gambar 12. Ilustrasi ikatan ionik Atom hidrogen H, hanya memiliki 1 elektron pada kulit 1 sub kulit 1s, sehingga atom ini kekurangan satu elektron untuk memnuhi sub orbitalnya dan meniru susunan He. Kekurangan ini membuat atom H cenderung berikatan dengan 1 atom H lain, dengan demikian kedua elektron (masing‐masing atom H memiliki satu elektron) dapat dipakai bersama, untuk menjadikan kulit terluarnya penuh terisi 2 elektron pada sub kulit s. Ikatan ini menjelaskan bahwa molekul hidrogen selalu terdiri atas 2 atom (diatomik) hidrogen, H2. - - H + H - H H - Gambar 13. Ilustrasi pembentukan molekul H2 (ikatan kovalen) 31 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia Sementara di golongan VI ada atom oksigen O, dengan 8 elektron yang dimiliki, maka elektron tersebut akan tersusun 1s2, 2s2, 2p4. Kulit terluar 2 dengan orbital 2s dan 2p berdaya tampung 8 elektron (2 untuk s dan 6 untuk p), namun hanya terisi 6 elektron (2 di s dan 4 di p). Dengan demikian atom O stasioner kekurangan 2 elektron dan cenderung menarik elektron dari atom lain. Contoh yang sederhana adalah dengan menarik 2 elektron dari 2 atom H, agar konfigurasi O mirip dengan konfigurasi Ne. Atom H butuh satu elektron untuk membentuk konfigurasi mirip He. Maka akan terbentuk molekul H2O, dimana 4 elektron (2 dari O dan 2 dari 2 atomH) dipakai secara bersama. Selain dengan cara itu, atom O juga bias berikatn dengan atom O lain membentuk O2. Ikatan dengan pemakaian elektron secara bersama ini dinamakan ikatan kovalen. Kenyataan pembentukan molekul ini menunjukkan bahwa rahasia rumus molekul bersumber pada kehadiran sub kulit elektron yang dijelaskan mekanika kuantum. Dalam berbagai penelaahan, dijelaskan pula berbagai reaksi kimia terjadi karena perubahan konfigurasi elektron di kulit terluar (elektron valensi). Atom‐atom dengan jumlah kulit yang sama (satu perioda pada tabel periodik), makin ke kanan jumlah elektron yang menempati kulit tersebut makin banyak. Akibat dari hal demikian, atom‐atom tersebut makin ke kanan akan makin cenderung menangkap elektron tambahan untuk mencapai kestabilan konfigurasi, atau makin cenderung membentuk atom muatan negatif (kation). Kata lain dari peristiwa ini adalah atom‐ atom dalam satu perioda nilai electronegativitas (keelektronegatifan atau kemampuan menangkap elektron tambahan) makin besar. Sedangkan atom‐atom yang sebelah kiri sulit menangkap elektron, tetapi lebih mudah melepaskan elektron valensinya sehingga membentuk ion positif (kation). Kenyataan ini sesuai dengan teori tarikan gaya muatan listrik. Makin banyak elektron pada suatu kulit atom, maka gaya tarik dengan inti atom yang bermuatan positif akan makin besar sehingga elektronpun akan makin sulit lepas. Dari pengukuran seksama terhadap relatif nilai elektronegativitas atom, diperoleh nilai‐nilai sebagai berikut: 32 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia Gambar 14. Harga elektronegativitas berbagai unsur atau atom Dari nilai elektronegativitas atom‐atom dapat diperkirakan jenis ikatan dalam pembentukan molekul. Dua atom yang mengadakan suatu ikatan pembentukan molekul jika nilai elektronegativitasnya berbeda lebih dari 2 maka ikatan antar atom tersebut adalah ikatan ionik, ‐contoh NaCl, KCl, CaF2 dan sebagainya. Jika perbedaan keelektronegatifannya antara 2 – 0,5 maka yang terjadi adalah ikatan kovalen yang menghasilkan molekul senyawa polar (terjadi pengkutuban muatan, orientasi yang jelas muatan positif dan negatif pada momen dipolnya), ‐contoh H2O, CuO dan sebagainya . Dan jika perbedaan keelektronegatifannya kurang dari 0,5 maka ikatan yang terjadi adalah ikatan kovalen nonpolar (distribuís elektron merata pada seluruh molekul, tidak terjadi orientasi muatan atau kutub), ‐contoh CH4, C2H6 dan sebagainya. Hampir sama dengan elektronegativitas adalah energi ionisasi. Energi Ionisasi diterapkan untuk mengukur besar gaya tarik antara elektronelektron dengan suatu inti positif. Sehingga EI (energi ionisasi) merupakan besarnya energi yang diperlukan untuk mementalkan atau melepaskan elektron dari orbitnya sehingga atom membentuk ion positif. Elektron elektron yang lebih jauh dari inti, EI‐nya akan lebih kecil, sehingga elektron‐elektron tersebut mudah untuk dilepaskan, hal ini karena gaya tarik inti kurang kuat mengikatnya. Li, Na, K (unsur dari golingan I) atom‐atomnya mempunyai energi ionisasi pertama terkecil diantara semua unsur‐unsur yang ada, sehingga atom‐atom ini punya 33 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia 1 elektron yang mudah dilepas membentuk kation. Be, Mg, Ca (unsur golongan II) punya EI pertama dan EI kedua terkecil, sehingga ia bisa melepas 2 elektron terluarnya membentuk kation bervalensi 2. Makin ke kanan energi ionisasi makin besar, atau makin sulit elektron lepas dari kulit terluar suatu atom. He, Ne, Ar, energi ionisasinya sangat besar, sehingga sangat erat mengikat seluruh elektronnya tetap pada orbit. Golongan ini inert dan sangat stabil (golongan gas mulia). 2.4 Reaksi Kimia: peristiwa pertukaran komposisi unsur (atom) molekul­molekul dan upaya untuk mencapai kestabilan Di sekitar kita terdapat berbagai proses yang berdasarkan reaksi kimia. Contoh‐contoh berikut ini menunjukkan betapa pentingnya reaksi kimia dalam kehidupan kita sehari‐hari. Respirasi dan fotosintesis Sistem kehidupan bukan mesin kalor. Sistem ini bukan juga sebuah baterai listrik yang sederhana. Namun kerjanya berdasarkan reaksi kima. Secara keseluruhan sistem ini menggunakan oksigen untuk mengoksidasi karbohidrat sehingga pecah menjadi karbondioksida dan air. C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) (respirasi) Reaksi di atas menghasilkan energi. Proses ini disebut respirasi, proses yang dijalani hampir seluruh makhluk hidup untuk aktivitasnya, terutama yang bersifat aerobik. Reaksi sebaliknya, hanya dilakukan oleh tumbuhan dengan klorofil (zat hijau daun) dengan fotokatalitik (dibantu dengan sinar matahari) yaitu fotosintesis. Proses fotosintesis adalah salah satu pembentukan senyawa organik dari senyawa anorganik. 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) (fotosintesis) Pembakaran (oksidasi), Kombinasi dan Dekomposisi Hampir sama dengan respirasi, beberapa zat organik terutama yang bersifat sebagai bahan bakar akan mampu dibakar dengan baik. Pembakaran pada dasarnya adalah reaksi oksidasi dengan oksidator oksigen. Kayu, alkohol, alkana (bahan bakar minyak dan gas) dan sebagainya adalah zat organik dengan rumus (CH2O)n atau CnHm. 34 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia Pada reaksi pembakaran, bahan‐bahan tersebut direaksikan dengan oksigen akan menghasilkan zat asam arang (CO2) dan air. (CH2O)n + O2 (g) CO2 (g) + H2O (l) CnHm + O2 (g) (pembakaran) CO2 (g) + H2O (l) Reaksi lain yang cukup penting di lingkungan adalah reaksi kombinasi atau reaksi kondensasi, yaitu reaksi molekul‐molekul yang berukuran kecil membentuk hasil reaksi berupa molekul yang lebih besar. Pembakaran briket arang adalah contoh reaksi kombinasi yang menghasilkan energi: C (s) + O2 (g) CO2 (g) (kombinasi/pembakaran) Pada pembuatan briket arang dengan proses reaki pirolisis, yaitu reaksi pemanasan bahan organik dengan tanpa kehadiran oksigen, akan dihasilkan molekul air dan padatan karbon. Reaksi ini adalah contoh reaksi dekomposisi, bersifat endotermis artinya dalam menjalankan reaksinya membutuhkan energi yang cukup. (CH2O)n C (s) + H2O (l) (dekomposisi) Oksidasi­reduksi baterai sel Baterai sel merupakan contoh aksidasi‐reduksi yang sangat berguna bagi kehidupan. Didalam reaksi ini akan dihasilkan energi listrik akibat perbedaan potensial reduksi‐oksidasi setengah selnya. Reaksi ini berlangsung spontan sampai terjadi kesetimbangan. Zn2+ + 2e E = 0,76 volt Reduksi : Cu2+ + 2e Cu E = 0,34 volt Total : Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu E = 1,10 volt Oksidasi : Zn Reaksi semacam ini telah dikembangkan untuk berbagai macam hal yang sangat berguna bagi kehidupan dan ilmu pengetahuan. Contoh lain adalah sel bahan bakar hidrogen murni yang direaksikan dengan oksigen murni menghasilkan 1,23 volt dan air murni tiap molnya. 4H+ + 4e E = 0 volt Reduksi : O2 + 4e 2O2‐ E = 1,23 volt Total : 2H2 + O2 E = 1,23 volt Oksidasi : 2H2 2H2O 35 2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia Dalam kenyataannya, sel hidrogen ini mampu menghasilkan 0,9 volt karena efisiensi proses yang belum mampu mencapai 100 %, dan adanya hambatan listrik pada sistem. Dan banyak reaksi lain yang sangat penting bagi kehidupan. Jika diperhatikan dari seluruh reaksi kimia yang terjadi, maka dengan berbagai perhitungan dan pengamatan, berbekal hukum kekekalan massa dan hukum kekekalan unsur maka reaksi kimia secara sederhana dapat dipandang sebagai pertukaran komposisi unsur antar reaktan dan hasil reaksi. Dengan demikian seluruh reaksi kimia dapat dihitung dengan menggunakan prinsip stoikiometri, ‐reaksi kimia berlangsung dengan perbandingan mol yang seimabang (tetap). Sebagai contoh, setiap 1 mol karbon (C) yang bereaksi dengan 1 mol oksigen (O2) akan menghasilkan 1 mol karbondioksida (CO2), seperti reaksi kombinasi di atas. Jumlah massa C dan O2 yang bereaksi akan sama dengan jumlah massa CO2 yang dihasilkan, demikian pula jumlah unsur‐unsurnya. 36
