Download - 3185-Assomadi-2 Teori Atom Dan Molekul

2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia

12

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


13

• 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.


14

• 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


15

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


16

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.


17

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


18

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


19

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

-

++

+ +

+

+ +

+

+

++

++ +

+

+ +

+

+

+

-- --

- -

-

- -

-

-

- - -

- - - -

-


20

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.

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:

⎟⎟⎠

⎞⎜⎜⎝

⎛−= 22

11

if nnRf , nf = 2 (keadaan final, akhir elektron); ni = 3, 4, 5, 6

(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).

n + -- -

-

-


21

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

2

2

mqLr = , dengan m = massa elektron dan q = muatan elektron.

• 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


22

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.

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

n + n + E= n hf

n + E= n hf


23

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 dx

2‐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


24

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

- -


25

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.

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.

He


26

• 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 3 1 (s) 0 ‐½ +½ 2 18

3 2 (p) ‐1,0,1 ‐½ +½ 6

3 3 (d) ‐2,‐1,0,1,2 ‐½ +½ 10

Dst dst dst (s,p,d,f) Dst dst dst 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


27

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


28

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


29

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


30

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


31

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)

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.

Gambar 13. Ilustrasi pembentukan molekul H2 (ikatan kovalen)

H

- H - H

-H

- +

Na Cl

-

-

--

-

- -- Na+ Cl-

-

-

- -

-

- --+


32

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:


33

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


34

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.


35

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) (pembakaran)

CnHm + O2 (g) 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.

Oksidasi : Zn Zn2+ + 2e E = 0,76 volt

Reduksi : Cu2+ + 2e Cu E = 0,34 volt

Total : Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu E = 1,10 volt

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.

Oksidasi : 2H2 4H+ + 4e E = 0 volt

Reduksi : O2 + 4e 2O2‐ E = 1,23 volt

Total : 2H2 + O2 2H2O E = 1,23 volt


36

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.