PEMBAHASAN HIDROGEN-OKSIGENANALISIS dan PEMBAHASAN
PERCOBAAN HIDROGENSumber : - Lee, J.D. Concise inorganik
chemistry - http://id.wikipedia.org/wiki/Hidrogen, diakses tgl 5
maret 2011 pukul 18.30 wibPernyataan I : Pembentukkan Hidrogen-
Hidrogen dapat dibentuk melalui reaksi antara logam golongan I A
atau II A dengan air (H2O) yang juga menghasilkan larutan
hidroksida yang bersifat basa.- Hidrogen dapat dibentuk melalui
reaksi antara logam dengan suatu asam encer atau sebuah logam
alkali dengan alumuniumPernyataan II : Sifat fisika dan kimia
Hidrogen- Hidrogen merupakan gas tidak berwarna, tidak berbau,
dapat dicairkan dan didinginkan dalam nitrogen cair. Hidrogen cair
mempunyai titik didih -250 0C dan titik beku pada -259 0C. Hidrogen
dapat terbakar di udara, bereaksi sambil mengeluarkan ledakkan
(letupan) dengan gas oksigen maupun halogen.- Kelarutan dan
karakteristik hidrogen dengan berbagai macam logam merupakan subyek
yang sangat penting dalam bidang metalurgi (karena perapuhan
hidrogen dapat terjadi pada kebanyakan logam ) dan dalam riset
pengembangan cara yang aman untuk meyimpan hidrogen sebagai bahan
bakar.Hidrogen sangatlah larut dalam berbagai senyawa yang terdiri
dari logam tanah nadir dan logam transisi dan dapat dilarutkan
dalam logam kristal maupun logam amorf. Kelarutan hidrogen dalam
logam disebabkan oleh distorsi setempat ataupun ketidakmurnian
dalam kekisi hablur logam.Gas hidrogen sangat mudah terbakar dan
akan terbakar pada konsentrasi serendah 4% H2di udara bebas.
Entalpi pembakaran hidrogen adalah -286 kJ/mol. Hidrogen terbakar
menurut persamaan kimia: 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) + 572 kJ (286
kJ/mol) Ketika dicampur dengan oksigen dalam berbagai perbandingan,
hidrogen meledak seketika disulut dengan api dan akan meledak
sendiri pada temperatur 560 C.Lidah api hasil pembakaran
hidrogen-oksigen murni memancarkan gelombang ultraviolet dan hampir
tidak terlihat dengan mata telanjang. Oleh karena itu, sangatlah
sulit mendeteksi terjadinya kebocoran hidrogen secara visual.
1. Pembuatan gas hidrogen dan identifikasi senyawa
hidrogenSerbuk kalsium ( Ca ) seberat 0,5 gram diletakkan di dalam
cawan porselin dan disiram dengan air . Setelah itu, sebagian
serbuk kalsium larut dalam air dan larutan yang terbentuk berwarna
puth keruh. Adapun reaksinya adalah sebagai berikut.Ca (s) + 2H2O
(l) Ca(OH)2 (aq) + H2(g)Larutan diperiksa menggunakan kertas lakmus
merah. Setelah kertas lakmus merah dicelupkan pada larutan, warna
kertas lakmus merah berubah menjadi biru. Sedangkan pada kertas
lakmus biru warna kertas lakmus tetap (tidak berubah).Ini
menandakan bahwa larutan bersifat basa [ Ca(OH)2 (aq) ]. Gas
hydrogen terbentuk dengan ditandai munculnya gelembung gas pada
larutan yang terbentuk. Alasan yang sesuai untuk menjelaskan hal
tersebut adalah dari pernyataan I yaitu karena Ca adalah logam
golongan II A dan apabila bereaksi dengan air akan menghasilkan
suatu larutan yang bersifat basa dan gas hydrogen.2. Pembuatan gas
hidrogen dan identifikasi senyawa hidrogenCawan porselin yang
berisi air suling ditambah sedikit serbuk magnesium (0,5 gram).
Kemudian pada larutan yang terbentuk, terdapat gelembung gas yang
diketahui adalah gas hydrogen dan serbuk magnesium tidak larut
semua. Adapun reaksinya adalah sebagai berikut :Mg (s) + 2H2O (l)
Mg(OH)2 (aq) + H2 (g)Larutan diperiksa dengan indikator fenoftalin
(PP). Setelah ditetesi dengan PP, warna larutan yang semula jernih
menjadi merah muda.Warna merah muda (pink), ini menandakan larutan
bersifat basa [Mg(OH)2 ]. Alasan yang sesuai untuk menjelaskan hal
tersebut adalah dari pernyataan I yaitu karena Mg adalah logam
golongan II A dan apabila bereaksi dengan air akan menghasilkan
suatu larutan yang bersifat basa dan gas hydrogen.3. Pembuatan dan
identifikasi gas hidrogen.Pada tabung reaksi berpipa samping diisi
dengan bahan bahan yang disusun dengan urutan sebagai berikut :
Kapas kaca yang sedikit basah kapas kaca kering serbuk seng kapas
kaca kering. Setelah semua tersusun, tabung reaksi berpipa samping
ditutup dengan karet penutup, sedangkan pipa sampingnya disambung
dengan selang. Kemudian dipanaskan pada bagian serbuk seng dan
sesekali pada bagaian kapas kaca basah. Serbuk seng akan bereaksi
dengan uap air yang berasal dari kapas basah yang dipanaskan.
Proses ini menghasilkan gas hidrogen. Untuk mengetahui apakah benar
gas hidrogen dapat terbentuk maka dilakukan uji nyala setelah
proses pemanasan dilakukan. Ketika bara api dimasukkan pada tabung
reaksi yang berisi gas hidrogen, bara api akan semakin membara,
tetapi tidak meletup.Persamaan reaksi :Zn (s) + 2H2O (l) Zn(OH)2
(aq)+ H2 (g)Tidak meletupnya bara api, tentunya bertentangan dengan
pernyataan II. Tidak meletupnya bara api tersebut karena gas
hydrogen telah bereaksi dengan oksigen yang membentuk uap air,
sehingga yang membarakan bara api bukan gas hydrogen melainkan uap
air.4. Pembuatan dan identifikasi gas hidrogenLogam seng ( Zn )
ditetesi dengan HCl 4 M dalam tabung reaksi. Serbuk seng dan asam
klorida dapat bereaksi menghasilkan gas hidrogen. Tabung reaksi
segera ditutup agar gas hidrogen yang terbentuk tidak menguap ke
udara. Gas hidrogen dialirkan pada gelas ukur untuk mengetahui
berapa besar volum gas hidrogen yang dihasilkan.Zn (s) + 2HCl (l)
ZnCl2 (aq) + H2 (g)Setelah beberapa saat, volume gas terkumpul
sebesar 12 mL. Kemudian dilakukan uji nyala pada gas hidrogen.
Ketika bara api dimasukkan pada gelas ukur yang berisi gas
hidrogen, nyala dari bara api semakin membesar. Seharusnya bara api
akan meletup, sesuai sifat yang dimiliki gas hydrogen (pernyataan
II). Tidak meletupnya bara api tersebut karena gas hydrogen telah
bereaksi dengan oksigen yang membentuk uap air, sehingga yang
membarakan bara api bukan gas hydrogen melainkan uap air. Sesuai
pernyataan I, HCl dalam percobaan ini berfungsi untuk membentuk gas
hydrogen dan melarutkan logam Zn menjadi larutan Zn2+ dalam bentuk
ZnCl2.5. Pembuatan gas hidrogenPada tabung reaksi dicampurkan 5
tetes H2O2 3 % + 1 mL KI + amilumPada reaksi ini amilum tidak ikut
bereaksi melainkan hanya sebagai indikator adanya iod dalam
larutan. Iod terbentuk perlahan lahan dan larutan akan berangsur
angsur menjadi ungu-kebiruan yaitu menandakan adanya iod. Selain
warna ungu-kebiruan, adanya gelembung pada larutan menandakan
adanya gas hidrogen. Berikut persamaan reaksinya :2KI + H2O2 2KOH +
I2 + H2
PERCOBAAN OKSIGEN
Sumber : - Sukmanawati, Wening, 2009, Kimia untuk SMA dan MA
kelas XII, Jakarta : Pusat perbukuan Departemen Pendidikan
Nasional, h. 61 77. - Lee, J.D. Concise inorganik chemistry Oksigen
merupakan unsur VIA. Oksigen adalah salah satu unsur yang sangat
umum di antara unsur-unsur golongan VI A. a. Sifat Fisika
Perhatikan sifat fisika dari oksigen dan belerang pada tabel
berikut. Oksigen lebih larut dalam air daripada nitrogen. Air
mengandung sekitar satu molekul O2untuk setiap dua molekul N2,
bandingkan dengan rasio atmosferik yang sekitar 1:4. Kelarutan
oksigen dalam air bergantung pada suhu. Pada suhu 0 C, konsentrasi
oksigen dalam air adalah 14,6 mgL1, manakala pada suhu 20 C oksigen
yang larut adalah sekitar 7,6 mgL1. Pada suhu 25 C dan 1 atm udara,
air tawar mengandung 6,04 mliliter (ml) oksigen per liter, manakala
dalam air laut mengandung sekitar 4,95mL per liter. Pada suhu 5 C,
kelarutannya bertambah menjadi 9,0 mL (50% lebih banyak daripada
25C) per liter untuk air murni dan 7,2 mL (45% lebih) per liter
untuk air laut. Oksigen mengembun pada 90,20 K (182,95 C, 297,31F),
dan membeku pada 54.36 K (218,79 C, 361,82F). Baik oksigen cair dan
oksigen padat berwarna biru langit. Hal ini dikarenakan oleh
penyerapan warna merah. Oksigen cair dengan kadar kemurnian yang
tinggi biasanya didapatkan dengan destilasi bertingkat udara cair;
Oksigen cair juga dapat dihasilkan dari pengembunan udara,
menggunakan nitrogen cair dengan pendingin. Oksigenmerupakan zat
yang sangat reaktif dan harus dipisahkan dari bahan-bahan yang
mudah terbakar b. Sifat Kimia 1) Sifat Kimia Oksigen Oksigen
membentuk senyawa dengan semua unsur, kecuali gas-gas mulia ringan.
Biasanya oksigen bereaksi dengan logam membentuk ikatan yang
bersifat ionik dan bereaksi dengan bukan logam membentuk ikatan
yang bersifat kovalen sehingga akan membentuk oksida. Terdapat enam
macam oksida, yaitu: a) Oksida asam Oksida asam adalah oksida dari
unsur nonlogam dan oksida unsur blok d dengan bilangan oksidasi
besar. d) Oksida netral Oksida ini tidak bereaksi dengan asam
maupun basa, misal NO, N2O, dan CO. e) Oksida campuran Oksida ini
merupakan campuran dari oksida sederhana, misalnya P3O4 merupakan
campuran PbO (dua bagian) dan PbO2 (satu bagian). f) Peroksida dan
superperoksida Oksigen membentuk peroksida H2O2, N2O2 dan BaO2
dengan bilangan o ksidasi oksigen 1 serta RbO2, CsO2 dengan
bilangan oksidasi oksigen 1/2Pada pembuatan gas oksigen, percobaan
kesatu menghasilkan oksige yang lebih banyak daripada pada
percobaan kedua. Hal ini dikarenakan pada percobaan 1 proses
pembuatan gas oksigen dilakukan dengan cara pemanasan yang bisa
mempersepat reaksi. Sedangkan pada percobaan kedua tidak ada proses
pemanasan.1. Pembuatan dan identifikasi gas oksigenMemanaskan
campuran kalium klorat dan serbuk batu kawi (MnO2). Reaksi ini
dapat menghasilkan gas oksigen. Gas yang terbentuk ditampung dalam
gelas ukur untuk mengetahui volume gas oksigen yang terbentuk.KClO3
2KCl + 3O2Warna campuran setelah dipanaskan berubah menjadi hitam.
Volume gas oksigen yang terbentuk setelah 10 menit adalah 7 mL.
Setelah itu melakukan uji nyala terhadap oksigen. Ketika bara api
dimasukkan gelas ukur bara api padam. Seharusnya bara api semakin
membara atau api akan menyala karena ada gas oksigen. Alasan yang
mungkin dapat menjelaskan anomaly (penyimpangan) tersebut adalah
gas yang terbentuk tidak sepenuhnya oksigen, melainkan ada campuran
lain yaitu sedikit Cl2 atau Cl2O.2. Pembuatan dan identifikasi gas
oksigen0,5 gram permanganat ditetesi H2O2 4,5 % yang akan
menghasilkan gas oksigen. Gas oksigen yang terbentuk dikumpulkan
dalam gelas ukur untuk mengetahui besar volum yang diperoleh.2MnO4-
+ 5H2O2 + 6H+ Mn2+ + 2H2O + 5O2Warna larutan menjadi ungu kehitaman
dan timbul asap putih. Volume oksigen yang terbentuk sebesar 4 mL.
Volume oksigen yang terbentuk pada percobaan 2 lebih kecil dari
percobaan1 karena pada percobaan 1 dilakukan dengan cara pemanasan
yang bisa mempercepat reaksi. Gas oksigen dalam gelas ukur duji
nyala dan hasilnya adalah bara api semakin membesar ketika
dimasukkan dalam gelas ukur yang berisi gas oksigen. Tetapi, pada
percobaan ini terjadi hal yang sebaliknya. Alasan yang mungkin
dapat menjelaskan anomaly (penyimpangan) tersebut adalah kelarutan
gas oksigen dalam air yang relatif tinggi.
Sifat kimia[sunting | sunting sumber]Kelarutan dan karakteristik
hidrogen dengan berbagai macam logam merupakan subyek yang sangat
penting dalam bidang metalurgi (karena perapuhan hidrogen dapat
terjadi pada kebanyakan logam [6]) dan dalam riset pengembangan
cara yang aman untuk meyimpan hidrogen sebagai bahan bakar.[7]
Hidrogen sangatlah larut dalam berbagai senyawa yang terdiri dari
logam tanah nadir dan logam transisi[8] dan dapat dilarutkan dalam
logam kristal maupun logam amorf.[9] Kelarutan hidrogen dalam logam
disebabkan oleh distorsi setempat ataupun ketidakmurnian dalam
kekisi hablur logam.[10]
Pembakaran[sunting | sunting sumber]
Hidrogen sangatlah mudah terbakar di udara bebas. Peristiwa
meledaknya pesawat Hindenburg pada tanggal 6 Mei 1937.Gas hidrogen
sangat mudah terbakar dan akan terbakar pada konsentrasi serendah
4% H2 di udara bebas.[11] Entalpi pembakaran hidrogen adalah
-286kJ/mol[12]. Hidrogen terbakar menurut persamaan kimia:
2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(l) + 572 kJ (286kJ/mol)[13]Ketika dicampur
dengan oksigen dalam berbagai perbandingan, hidrogen meledak
seketika disulut dengan api dan akan meledak sendiri pada
temperatur 560C.[14] Lidah api hasil pembakaran hidrogen-oksigen
murni memancarkan gelombang ultraviolet dan hampir tidak terlihat
dengan mata telanjang. Oleh karena itu, sangatlah sulit mendeteksi
terjadinya kebocoran hidrogen secara visual. Kasus meledaknya
pesawat Hindenburg adalah salah satu contoh terkenal dari
pembakaran hidrogen.[15] Karakteristik lainnya dari api hidrogen
adalah nyala api cenderung menghilang dengan cepat di udara,
sehingga kerusakan akibat ledakan hidrogen lebih ringan dari
ledakan hidrokarbon. Dalam kasus kecelakaan Hidenburg, dua pertiga
dari penumpang pesawat selamat dan kebanyakan kasus meninggal
disebabkan oleh terbakarnya bahan bakar diesel yang bocor.[16]
H2 bereaksi secara langsung dengan unsur-unsur oksidator
lainnya. Ia bereaksi dengan spontan dan hebat pada suhu kamar
dengan klorin dan fluorin, menghasilkan hidrogen halida berupa
hidrogen klorida dan hidrogen fluorida.[17]
Aras tenaga elektron[sunting | sunting sumber]Artikel utama
untuk bagian ini adalah: Atom hidrogen
Gambaran atom hidrogen yang menampakkan diameter atom dua kali
lebih besar dari jari-jari model Bohr(citra tidak berskala).Aras
tenaga keadaan dasar elektron pada atom hidrogen adalah 13.6eV,
yang ekuivalen dengan foton ultraviolet kira-kira 92nm.[18]
Aras tenaga hidrogen dapat dihitung dengan cukup akurat
menggunakan model atom Bohr yang menggambarkan elektron beredar
mengelilingi proton dengan analogi Bumi beredar mengelilingi
Matahari. Oleh karena diskretisasi momentum sudut yang
dipostulatkan pada awal mekanika kuantum oleh Bohr, elektron pada
model Bohr hanya dapat menempati jarak-jarak tertentu saja dari
proton dan oleh karena itu hanya beberapa energi tertentu saja yang
diperbolehkan.[19]
Deskripsi atom hidrogen yang lebih akurat didapatkan dengan
perlakuan mekanika kuantum murni menggunakan persamaan Schrdinger
atau dengan perumusan integral lintasan Feyman untuk menghitung
rapat kementakan elektron di sekitar proton.[20]
Bentuk-bentuk molekul unsur[sunting | sunting sumber]
Jejak pertama yang terlihat pada hidrogen cair di dalam bilik
gelembung di BevatronTerdapat dua jenis molekul diatomik hidrogen
yang berbeda berdasarkan spin relatif inti.[21] Dalam bentuk
ortohidrogen, spin dari dua proton adalah paralel dan dalam keadaan
triplet; dalam bentuk parahidrogen, spin-nya adalah antiparalel dan
dalam keadaan singlet. Pada keadaan standar, gas hidrogen terdiri
dari 25% bentuk para dan 75% bentuk orto, juga dikenal dengan
sebutan "bentuk normal".[22] Rasio kesetimbangan antara
ortohidrogen dan parahidrogen tergantung pada termperatur. Namun
oleh karena bentuk orto dalam keadaan tereksitasi, bentuk ini
tidaklah stabil dan tidak bisa dimurnikan. Pada suhu yang sangat
rendah, hampir semua hidrogen yang ada adalah dalam bentuk
parahidrogen. Sifat fisik dari parahidrogen murni berbeda sedikit
dengan "bentuk normal".[23] Perbedaan orto/para juga terdapat pada
molekul yang terdiri dari atom hidrogen seperti air dan
metilena.[24]
Antarubahan yang tidak dikatalis antara H2 para dan orto
meningkat seiring dengan meningkatnya temperatur; oleh karenanya H2
yang diembunkan dengan cepat mengandung banyak hidrogen dalam
bentuk orto yang akan berubah menjadi bentuk para dengan sangat
lambat.[25] Nisbah orto/para pada H2 yang diembunkan adalah faktor
yang perlu diperhitungkan dalam persiapan dan penyimpanan hidrogen
cair: antarubahan dari bentuk orto ke para adalah eksotermik dan
dapat menghasilan bahang yang cukup untuk menguapkan hidrogen cair
tersebut dan menyebabkan berkurangnya komponen cair. Katalis untuk
antarubahan orto-para, seperti misalnya senyawa besi, sering
digunakan selama pendinginan hidrogen.[26]
Sebuah bentuk molekul yang disebut molekul hidrogen
terprotonasi, atau H3+, ditemukan pada medium antarbintang
(Interstellar medium) (ISM), dimana ia dihasilkan dengan ionisasi
molekul hidrogen dari sinar kosmos. Molekul ini juga dapat dipantau
di bagian atas atmosfer planet Yupiter. Molekul ini relatif cukup
stabil pada lingkungan luar angkasa oleh karena suhu dan rapatan
yang rendah. H3+ adalah salah satu dari ion yang paling melimpah di
alam semesta ini, dan memainkan peran penting dalam proses kimia
medium antarbintang.[27]
Bentuk monoatomik[sunting | sunting sumber]Atom H, juga disebut
hidrogen nasen atau hidrogen atomik, diklaim eksis secara fana
namun cukup lama untuk menimbulkan reaksi kimia. Menurut klaim itu,
hidrogen nasen dihasilkan secara in situ, biasanya reaksi antara
seng dengan asam, atau dengan elektrolisis pada katode. Sebagai
molekul monoatomik, atom H sangat reaktif dan oleh karena itu
adalah reduktor yang lebih kuat dari H2 diatomik, namun pertanyaan
kuncinya terletak pada keberadaan atom H itu sendiri. Konsep ini
lebih populer di bidang teknik dan di literatur-literatur lama.
Hidrogen nasen diklaim mereduksi nitrit menjadi ammonia atau
arsenik menjadi arsina bahkan dalam keadaan lunak. Penelitian yang
lebih mendetil menunjukkan lintasan alternatif lainnya dan bukanlah
atom H.
Atom hidrogen dapat dihasilkan pada temperatur yang cukup tinggi
(>2000 K) agar molekul H2 dapat berdisosiasi. Selain itu,
radiasi elektromagentik di atas 11 eV juga dapat diserap H2 dan
menyebabkan disosiasi.
Kadang kala, hidrogen yang terserap secara kimiawi pada
permukaan logam juga dirujuk sebagai hidrogen nasen, walaupun
terminologi ini sudah mulai ditinggalkan. Pandangan lainnya
mengatakan bahwa hidrogen yang terserap secara kimiawi itu "kurang
reaktif" dari hidrogen nasen disebabkan oleh ikatan yang dihasilkan
oleh permukaan katalis logam tersebut.
Senyawa-senyawa[sunting | sunting sumber]Informasi lebih lanjut:
[[Senyawa hidrogen]]Senyawa kovalen dan senyawa organik[sunting |
sunting sumber]Walaupun H2 tidaklah begitu reaktif dalam keadaan
standar, ia masih dapat membentuk senyawa dengan kebanyakan unsur.
Jutaan jenis hidrokarbon telah diketahui, namun itu semua tidaklah
dihasilkan secara langsung dari hidrogen dan karbon. Hidrogen dapat
membentuk senyawa dengan unsur yang lebih elektronegatif seperti
halogen (F, Cl, Br, I); dalam senyawa ini hidrogen memiliki muatan
parsial positif.[28] Ketika berikatan dengan fluor, oksigen ataupun
nitrogen, hidrogen dapat berpartisipasi dalam bentuk ikatan
non-kovalen yang kuat, yang disebut dengan ikatan hidrogen yang
sangat penting untuk menjaga kestabilan kebanyakan molekul
biologi.[29][30] Hidrogen juga membentuk senyawa dengan unsur yang
kurang elektronegatif seperti logam dan metaloid, yang mana
hidrogen memiliki muatan parsial negatif. Senyawa ini dikenal
dengan nama hidrida.[31]
Hidrogen membentuk senyawa yang sangat banyak dengan karbon.
Oleh karena asosiasi senyawa itu dengan kebanyakan zat hidup,
senyawa ini disebut sebagai senyawa organik[32]. Studi sifat-sifat
senyawa tersebut disebut kimia organik[33] dan studi dalam konteks
kehidupan organisme dinamakan biokimia.[34] Pada beberapa definisi,
senyawa "organik" hanya memerlukan atom karbon untuk disebut
sebagai organik. Namun kebanyakan senyawa organik mengandung atom
hidrogen. Dan oleh karena ikatan ikatan hidrogen-karbon inilah yang
memberikan karakteristik sifat-sifat hidrokarbon, ikatan
hidrogen-karbon diperlukan untuk beberapa definisi dari kata
"organik" di kimia.[32]
Dalam kimia anorganik, hidrida dapat berperan sebagai ligan
penghubung yang menghubungkan dua pusat logam dalam kompleks
berkoordinasi. Fungsi ini umum ditemukan pada unsur golongan 13,
terutama pada kompleks borana (hidrida boron) dan aluminium serta
karborana yang bergerombol.[35]
Hidrida[sunting | sunting sumber]Senyawa hidrogen sering disebut
sebagai hidrida, sebuah istilah yang tidak mengikat. Oleh kimiawan,
istilah "hidrida" biasanya memiliki arti atom H yang mendapat sifat
anion, ditandai dengan H. Keberadaan anion hidrida, dikemukakan
oleh Gilbert N. Lewis pada tahun 1916 untuk gologngan I dan II
hidrida garam, didemonstrasikan oleh Moers pada tahun 1920 dengan
melakukan elektrolisis litium hidrida cair (LiH) yang menghasilkan
sejumlah hidrogen pada anode.[36] Untuk hidrida selain logam
golongan I dan II, istilah ini sering kali membuat kesalahpahaman
oleh karena elektronegativitas hidrogen yang rendah. Pengecualian
adalah hidrida golongan II BeH2 yang polimerik. Walaupun hidrida
dapat dibentuk dengan hampir semua golongan unsur, jumlah dan
kombinasi dari senyawa bervariasi, sebagai contoh terdapat lebih
dari 100 hidrida borana biner yang diketahui, namun cuma satu
hidrida aluminium biner yang diketahui.[37] Hidrida indium biner
sampai sekarang belum diketahui, walaupun sejumlah komplek yang
lebih besar eksis.[38]
Proton dan asam[sunting | sunting sumber]Oksidasi H2 secara
formal menghasilkan proton H+. Spesies ini merupakan topik utama
dari pembahasan asam, walaupun istilah proton digunakan secara
longgar untuk merujuk pada hidrogen kationik yang positif dan
ditandai dengan H+. Proton H+ tidak dapat ditemukan berdiri sendiri
dalam laurtan karena ia memiliki kecenderungan mengikat pada atom
atau molekul yang memiliki elektron. Untuk menghindari
kesalahpahaman akan "proton terlarut" dalam larutan, larutan asam
sering dianggap memiliki ion hidronium (H3O+) yang bergerombol
membentuk H9O4+.[39] Ion oksonium juga ditemukan ketika air berada
dalam pelarut lain.[40]
Walaupun sangat langka di bumi, salah satu ion yang paling
melimpah dalam alam semesta ini adalah H3+, dikenal sebagai molekul
hidrogen terprotonasi ataupun kation hidrogen triatomik.[41]
Isotop[sunting | sunting sumber]Artikel utama untuk bagian ini
adalah: Isotop hidrogen
Protium, isotop hidrogen yang paling umum dijumpai, memiliki
satu proton dan satu elektron. Keunikan isotop ini adalah ia tidak
mempunya neutron (lihat pula diproton untuk pembahasan mengenai
mengapa isotop tanpa neutron yang lain tidak eksis.Hidrogen
memiliki tiga isotop alami, ditandai dengan 1H, 2H, dan 3H. Isotop
lainnya yang tidak stabil (4H to 7H) juga telah disintesiskan di
laboratorium namun tidak pernah dijumpai secara alami.[42][43]
1H adalah isotop hidrogen yang paling melimpah, memiliki
persentase 99.98% dari jumlah atom hidrogen. Oleh karena inti atom
isotop ini hanya memiliki proton tunggal, ia diberikan nama yang
deskriptif sebagai protium, namun nama ini jarang sekali
digunakan.[44]2H, isotop hidrogen lainnya yang stabil, juga dikenal
sebagai deuterium dan mengandung satu proton dan satu neutron pada
intinya. Deuterium tidak bersifat radioaktif, dan tidak memberikan
bahaya keracunan yang signifikan. Air yang atom hidrogennya
merupakan isotop deuterium dinamakan air berat. Deuterium dan
senyawanya digunakan sebagai penanda non-radioaktif pada percobaan
kimia dan untuk pelarut 1H-spektroskopi NMR.[45] Air berat
digunakan sebagai moderator neutron dan pendingin pada reaktor
nuklir. Deuterium juga berpotensi sebagai bahan bakar fusi nuklir
komersial.[46]3H dikenal dengan nama tritium dan mengandung satu
proton dan dua neutron pada intinya. Ia memiliki sifat radioaktif,
dan mereras menjadi Helium-3 melalui pererasan beta dengan umur
paruh 12,32 tahun.[35] Sejumlah kecil tritium dapat dijumpai di
alam oleh karena interaksi sinar kosmos dengan atmosfer bumi;
tritium juga dilepaskan selama uji coba nuklir.[47] Ia juga
digunakan dalam reaksi fusi nuklir,[48] sebagai penanda dalam
geokimia isotop,[49] dan terspesialisasi pada peralatan
self-powered lighting.[50] Tritium juga digunakan dalam penandaan
percobaan kimia dan biologi sebagai radiolabel.[51]Hidrogen adalah
satu-satunya unsur yang memiliki tiga nama berbeda untuk isotopnya.
(Dalam awal perkembangan keradioaktivitasan, beberapa isotop
radioaktif berat diberikan nama, namun nama-nama tersebut tidak
lagi digunakan). Simbol D dan T kadang-kadang digunakan untuk
merujuk pada deuterium dan tritium, namun simbol P telah digunakan
untuk merujuk pada fosfor, sehingga tidak digunakan untuk merujuk
pada protium.[52] Dalam tatanama IUPAC, International Union of Pure
and Applied Chemistry mengijinkan penggunaan D, T, 2H, dan 3H
walaupun 2H dan 3H lebih dianjurkan.[53]
Keberadaan alami[sunting | sunting sumber]
NGC 604, sebuah daerah yang terdiri dari hidrogen yang
terionisasi di Galaksi TriangulumHidrogen adalah unsur yang paling
melimpah di alam semesta ini dengan persentase 75% dari barion
berdasarkan massa dan lebih dari 90% berdasarkan jumlah atom.[54]
Unsur ini ditemukan dalam kelimpahan yang besar di bintang-bintang
dan planet-planet gas raksasa. Awan molekul dari H2 diasosiasikan
dengan pembentukan bintang. Hidrogen memainkan peran penting dalam
pemberian energi bintang melalui reaksi proton-proton dan fusi
nuklir daur CNO.[55]
Di seluruh alam semesta ini, hidrogen kebanyakan ditemukan dalam
keadaan atomik dan plasma yang sifatnya berbeda dengan molekul
hidrogen. Sebagai plasma, elektron hidrogen dan proton terikat
bersama, dan menghasilkan konduktivitas elektrik yang sangat tinggi
dan daya pancar yang tinggi (menghasilkan cahaya dari Matahari dan
bintang lain). Partikel yang bermuatan dipengaruhi oleh medan
magnet dan medan listrik. Sebagai contoh, dalam angin surya,
partikel-partikel ini berinteraksi dengan magnetosfer bumi dan
mengakibatkan arus Birkeland dan fenomena Aurora. Hidrogen
ditemukan dalam keadaan atom netral di medium antarbintang.
Sejumlah besar atom hidrogen netral yang ditemukan di sistem
Lyman-alpha teredam diperkirakan mendominasi rapatan barionik alam
semesta sampai dengan pergeseran merah z=4.[56]
Dalam keadaan normal di bumi, unsur hidrogen berada dalam
keadaan gas diatomik, H2 (silakan lihat tabel data). Namun, gas
hidrogen sangatlah langka di atmosfer bumi (1 ppm berdasarkan
volume) oleh karena beratnya yang ringan yang menyebabkan gas
hidrogen lepas dari gravitasi bumi. Walaupun demikian, hidrogen
masih merupakan unsur paling melimpah di permukaan bumi ini.[57]
Kebanyakan hidrogen bumi berada dalam keadaan bersenyawa dengan
unsur lain seperti hidrokarbon dan air.[35] Gas hidrogen dihasilkan
oleh beberapa jenis bakteri dan ganggang dan merupakan komponen
alami dari kentut. Penggunaan metana sebagai sumber hidrogen
akhir-akhir ini juga menjadi semakin penting.[58]
Sejarah[sunting | sunting sumber]Penemuan dan penggunaan[sunting
| sunting sumber]Gas hidrogen, H2, pertama kali dihasilkan secara
artifisial oleh T. Von Hohenheim (dikenal juga sebagai Paracelsus,
14931541) melalui pencampuran logam dengan asam kuat.[59] Dia tidak
menyadari bahwa gas mudah terbakar yang dihasilkan oleh reaksi
kimia ini adalah unsur kimia yang baru. Pada tahun, Robert Boyle
menemukan kembali dan mendeskripsikan reaksi antara besi dan asam
yang menghasilkan gas hidrogen.[60] Pada tahun 1766, Henry
Cavendish adalah orang yang pertama mengenali gas hidrogen sebagai
zat diskret dengan mengidentifikasikan gas tersebut dari reaksi
logam-asam sebagai "udara yang mudah terbakar". Pada tahun 1781 dia
lebih lanjut menemukan bahwa gas ini menghasilkan air ketika
dibakar.[61][62] Pada tahun 1783, Antoine Lavoisier memberikan
unsur ini dengan nama hidrogen (dari Bahasa Yunani hydro yang
artinya air dan genes yang artinya membentuk)[63] ketika dia dan
Laplace mengulang kembali penemuan Cavendish yang mengatakan
pembakaran hidrogen menghasilkan air.[62]
Hidrogen pertama kali dicairkan oleh James Dewar pada tahun 1898
dengan menggunakan penemuannya, guci hampa.[62] Dia kemudian
menghasilkan hidrogen padat setahun kemudian.[62] Deuterium
ditemukan pada tahun 1931 Desember oleh Harold Urey, dan tritium
dibuat pada tahun 1934 oleh Ernest Rutherford, Mark Oliphant, and
Paul Harteck.[61] Air berat, yang mengandung deuterium menggantikan
hidrogen biasa, ditemukan oleh Urey dkk. pada tahun 1932.[62] Salah
satu dari penggunaan pertama H2 adalah untuk sinar sorot.[62]
Balon pertama yang diisikan dengan hidrogen diciptakan oleh
Jacques Charles pada tahun 1783.[62] Hidrogen memberikan tenaga
dorong untuk perjalanan udara yang aman dan pada tahun 1852 Henri
Giffard menciptakan kapal udara yang diangkat oleh hidrogen.[62]
Bangsawan Jerman Ferdinand von Zeppelin mempromosikan idenya
tentang kapal udara yang diangkat dengan hidrogen dan kemudian
dinamakan Zeppelin dengan penerbangan perdana pada tahun 1900.[62]
Penerbangan yang terjadwal dimulai pada tahun 1910 dan sampai
pecahnya Perang dunia II, Zeppelin telah membawa 35.000 penumpang
tanpa insiden yang serius.
Penerbangan tanpa henti melewati samudra atlantik pertama kali
dilakukan kapal udara Britania R34 pada tahun 1919. Pelayanan
penerbangan udara dipulihkan pada tahun 1920 dan penemuan cadangan
helium di Amerika Serikat memberikan peluang ditingkatkannya
keamanan penerbangan, namun pemerintah Amerika Serikat menolak
menjual gas tersebut untuk digunakan dalam penerbangan. Oleh
karenanya, gas H2 digunakan di pesawat Hindenburg, yang pada
akhirnya meledak di langit New Jersey pada tanggal 6 Mei 1937.[62]
Insiden ini ditayangkan secara langsung di radio dan direkam.
Banyak yang menduga terbakarnya hidrogen yang bocor sebagai akibat
insiden tersebut, namun investigasi lebih lanjut membuktikan sebab
insiden tersebut karena terbakarnya salut fabrik oleh keelektrikan
statis. Walaupun demikian, sejak itu keragu-raguan atas keamanan
penggunaan hidrogen muncul.
Peranan dalam teori kuantum[sunting | sunting sumber]
Spektrum emisi hidrogenOleh karena struktur atomnya yang relatif
sederhana, atom hidrogen bersama dengan spektrum emisinya menjadi
pusat perkembangan teori sturktur atom.[64] Lebih jauh lagi,
kesederhanaan molekul hidrogen dan kationnya H2+ membantu pemahaman
yang lebih jauh mengenai ikatan kimia.
Salah satu dari efek kuantum yang secara eksplisit disadari
(namun masih belum sepenuhnya dimengerti saat itu) adalah
pengamatan Maxwell yang melibatkan hidrogen setengah abad sebelum
teori mekanika kuantum bener-benar berkembang. Maxwell mengamati
bahwa kapasitas bahang spesifik dari H2 tidak sesuai dengan tren
gas diatomik lainnya di bawah suhu kamar dan mulai menyerupai tren
gas monoatomik di temperatur kriogenik. Menurut teori kuantum,
sifat-sifat ini disebabkan oleh jarak antara aras tenaga rotasi
hidrogen yang lebar oleh karena massanya yang ringan. Aras yang
lebar ini menghambat partisi energi bahang secara merata menjadi
gerak berputar hidrogen pada temperatur yang rendah. Gas diatomik
yang terdiri dari atom-atom yang lebih berat tidak mempunyai aras
tenaga yang cukup lebar untuk menyebabkan efek yang sama.[65]
Aplikasi[sunting | sunting sumber]Sejumlah besar H2 diperlukan
dalam industri petrokimia dan kimia. Penggunaan terbesar H2 adalah
untuk memproses bahan bakar fosil dan dalam pembuatan ammonia.
Konsumen utama dari H2 di kilang petrokimia meliputi
hidrodealkilasi, hidrodesulfurisasi, dan penghidropecahan
(hydrocracking). H2 memiliki beberapa kegunaan yang penting. H2
digunakan sebagai bahan hidrogenasi, terutama dalam peningkatan
kejenuhan dalam lemak takjenuh dan minyak nabati (ditemukan di
margarin), dan dalam produksi metanol. Ia juga merupakan sumber
hidrogen pada pembuatan asam klorida. H2 juga digunakan sebagai
reduktor pada bijih logam.[66]
Selain digunakan sebagai pereaksi, H2 memiliki penerapan yang
luas dalam bidang fisika dan teknik. Ia digunakan sebagai gas
penameng di metode pengelasan seperti pengelasan hidrogen
atomik.[67][68] H2 digunakan sebagai pendingin rotor di generator
pembangkit listrik karena ia mempunyai konduktivitas termal yang
paling tinggi di antara semua jenis gas. H2 cair digunakan di riset
kriogenik yang meliputi kajian superkonduktivitas.[69] Oleh karena
H2 lebih ringan dari udara, hidrogen pernah digunakan secara luas
sebagai gas pengangkat pada kapal udara balon.[70]
Baru-baru ini hidrogen digunakan sebagai bahan campuran dengan
nitrogen (kadangkala disebut forming gas) sebagai gas perunut untuk
pendeteksian kebocoran gas yang kecil. Aplikasi ini dapat ditemukan
di bidang otomotif, kimia, pembangkit listrik, kedirgantaraan, dan
industri telekomunikasi.[71] Hidrogen adalah zat aditif (E949) yang
diperbolehkan penggunaanya dalam ujicoba kebocoran bungkusan
makanan dan sebagai antioksidan.[72]
Isotop hidrogen yang lebih langka juga memiliki aplikasi
tersendiri. Deuterium (hidrogen-2) digunakan dalam reaktor CANDU
sebagai moderator untuk memperlambat neutron.[62] Senyawa deuterium
juga memiliki aplikasi dalam bidang kimia dan biologi dalam kajian
reaksi efek isotop.[73] Tritium (hidrogen-3) yang diproduksi oleh
reaktor nuklir digunakan dalam produksi bom hidrogen,[74] sebagai
penanda isotopik dalam biosains,[51] dan sebagai sumber radiasi di
cat berpendar.[75]
Suhu pada titik tripel hidrogen digunakan sebagai titik acuan
dalam skala temperatur ITS-90 (International Temperatur Scale of
1990) pada 13,8033kelvin.[76]
Pembawa energi[sunting | sunting sumber]Hidrogen bukanlah sumber
energi,[77] kecuali dalam konteks hipotesis pembangkit listrik fusi
nuklir komersial yang menggunakan deuterium ataupun tritium, sebuah
teknologi yang perkembangannya masih sedikit.[78] Energi Matahari
berasal dari fusi nuklir hidrogen, namun proses ini sulit dikontrol
di bumi.[79] Hidrogen dari cahaya Matahari, organisme biologi,
ataupun dari sumber listrik menghabiskan lebih banyak energi dalam
pembuatannya daripada pembakarannya. Hidrogen dapat dihasilkan dari
sumber fosil (seperti metana) yang memerlukan lebih sedikit energi
daripada energi hasil pembakarannya, namun sumber ini tidak dapat
diperbaharui, dan lagipula metana dapat langsung digunakan sebagai
sumber energi.[77]
Rapatan energi per volume pada hidrogen cair maupun hidrogen gas
pada tekanan yang praktis secara signifikan lebih kecil daripada
rapatan energi dari bahan bakar lainnya, walaupun rapatan energi
per massa adalah lebih tinggi.[77] Sekalipun demikian, hidrogen
telah dibahas secara meluas dalam konteks energi sebagai pembawa
energi.[80] Sebagai contoh, sekuestrasi CO2 yang diikuti dengan
penangkapan dan penyimpanan karbon dapat dilakukan pada produksi H2
dari bahan bakar fosil.[81] Hidrogen yang digunakan pada
transportasi relatif lebih bersih dengan sedikit emisi NOx,[82]
tapi tanpa emisi karbon.[81] Namun, biaya infrastruktur yang
diperlukan dalam membangun ekonomi hidrogen secara penuh sangatlah
besar.[83]
Reaksi biologi[sunting | sunting sumber]Lihat pula:
biohidrogenH2 adalah salah satu hasil produk dari beberapa jenis
fermentasi anaerobik dan dihasilkan pula pada beberapa
mikroorganisme, biasanya melalui reaksi yang dikatalisasi oleh
enzim dehidrogenase yang mengandung besi atau nikel. Enzim-enzim
ini mengkatalisasi reaksi redoks reversibel antara H2 dengan
komponen dua proton dan dua elektronnya. Gas hidrogen dihasilkan
pada transfer reduktor ekuivalen yang dihasilkan selama fermentasi
piruvat menjadi air.[84]
Pemisahan air, yang mana air terurai menjadi komponen proton,
elektron, dan oksigen, terjadi pada reaksi cahaya pada proses
fotosintesis. Beberapa organisme meliputi ganggang Chlamydomonas
reinhardtii dan cyanobacteria memiliki tahap kedua, yaitu reaksi
gelap, yang mana proton dan elektron direduksi menjadi gas H2 oleh
hidrogenase tertentu di kloroplasnya.[85] Beberapa usaha telah
diambil untuk secara genetik memodifikasi hidrogenase cyanobacteria
untuk secara efisien mensintesis gas H2 dibawah keberadaan
oksigen.[86] Usaha keras juga telah diambil dalam percobaan
memodifikasi gen ganggang dan mengubahnya menjadi
bioreaktor.[87]
Wewanti keselamatan[sunting | sunting sumber]Hidrogen
mendatangkan beberapa bahaya kesehatan pada manusia, mulai dari
potensi ledakan dan kebakaran ketika tercampur dengan udara, sampai
dengan sifatnya yang menyebabkan asfiksia pada keadaan murni tanpa
oksigen.[88] Selain itu, hidrogen cair adalah kriogen dan sangat
berbahaya oleh karena suhunya yang sangat rendah.[89] Hidrogen
larut dalam beberapa logam dan selain berpotensi kebocoran, juga
dapat menyebabkan perapuhan hidrogen.[90] Gas hidrogen yang
mengalami kebocoran dapat menyala dengan spontan. Selain itu api
hidrogen sangat panas, namun hampir tidak dapat dilihat dengan mata
telanjang, sehingga dapat menyebabkan kasus kebakaran yang tak
terduga.[91]
Data wewanti keselamatan hidrogen dapat dikacaukan oleh beberapa
sebab. Sifat-sifat fisika dan kimia hidrogen sangat bergantung pada
nisbah parahidrogen/ortohidrogen yang memerlukan beberapa hari
untuk mencapai kesetimbangan (biasanya data yang diberikan
merupakan data pada saat hidrogen mencapai kesetimbangan).
Parameter ledakan hidrogen, seperti tekanan dan temperatur kritis
ledakan sangat bergantung pada geometri wadah penampung
hidrogen.[88]
Lihat pula[sunting | sunting sumber]
http://id.wikipedia.org/wiki/Hidrogenhttp://www.amazine.co/25902/hidrogen-h-fakta-sifat-penggunaan-efek-kesehatannya/Hidrogen
Nomor atom: 1
Massa atom: 1.007825 g/mol
Elektronegativitas menurut Pauling: 2.1
Titik lebur: 259,2 C
Titik didih: 252,8 C
Radius Vanderwaals: 0,12 nm
Radius ionik: 0,208 (-1) nm
Isotop: 3
Energi ionisasi pertama: 1311 kJ/mol
Ditemukan oleh: Henry Cavendish pada 1766
Sifat Kimia & Fisika Hidrogen
Hidrogen merupakan unsur pertama dalam tabel periodik. Dalam
kondisi normal, hidrogen merupakan gas yang tidak berbau dan tidak
berwarna yang dibentuk oleh molekul diatomik, H2.
Atom hidrogen, simbol H, dibentuk oleh inti dengan satu unit
muatan positif dan satu elektron. Nomor atom hidrogen adalah 1 dan
berat atom 1,00797 g/mol.
Hidrogen merupakan salah satu unsur utama dalam air dan semua
bahan organik serta tersebar luas tidak hanya di bumi tetapi juga
di seluruh alam semesta.
Terdapat tiga isotop hidrogen yaitu protium, massa 1, ditemukan
di lebih dari 99.985% unsur alami; deuterium, massa 2, ditemukan di
alam sekira 0,015%; dan tritium, massa 3, yang muncul dalam jumlah
kecil di alam, tetapi dapat diproduksi secara artifisial oleh
berbagai reaksi nuklir.
Hidrogen memiliki berat molekul 2,01594 g. Dalam bentuk gas,
hidrogen memiliki kerapatan 0,071 g/l pada 0 C dan 1 atm.
Kepadatan relatif hidrogen dibandingkan udara adalah 0,0695.
Hidrogen adalah yang paling mudah terbakar dari semua zat yang
dikenal.
Atom hidrogen adalah agen reduktif kuat, bahkan pada suhu kamar.
Unsur ini bereaksi dengan oksida dan klorida berbagai logam,
seperti perak, tembaga, timbal, bismut dan merkuri, untuk
menghasilkan logam bebas.
Hidrogen bereaksi dengan sejumlah elemen, logam dan non-logam,
untuk menghasilkan hidrida, seperti NAH, KH, H2S dan PH3. Atom
hidrogen menghasilkan hidrogen peroksida, H2O2, saat berikatan
dengan oksigen.
Penggunaan Hidrogen
Penggunaan paling penting dari hidrogen adalah untuk sintesis
amonia.
Hidrogen juga digunakan dalam proses penyulingan bahan bakar
seperti dalam proses hydrocracking dan penghilangan belerang.
Sejumlah besar hidrogen digunakan pula dalam hidrogenasi
katalitik minyak nabati tak jenuh untuk mendapatkan lemak padat.
Hidrogenasi digunakan dalam pembuatan produk kimia organik.
Sejumlah besar hidrogen digunakan sebagai bahan bakar roket yang
dikombinasikan dengan oksigen atau fluor.
Hidrogen dapat dibakar dalam mesin pembakaran internal. Sel
bahan bakar hidrogen merupakan alternatif bagi mesin bakar
konvensional.
Efek Kesehatan Hidrogen
Konsentrasi tinggi gas ini dapat memicu lingkungan menjadi
kekurangan oksigen. Individu yang berada dalam kondisi seperti itu
mungkin mengalami gejala yang meliputi sakit kepala, dering di
telinga, pusing, mengantuk, pingsan, mual, muntah, dan depresi.
Kulit korban mungkin menjadi berwarna biru karena kekurangan
oksigen. Dalam kasus parah, kematian dapat terjadi.
Selain itu, hidrogen diperkirakan menyebabkan mutagenisitas,
embryotoxicity, serta teratogenik atau toksisitas reproduksi.
Dampak Hidrogen pada Lingkungan
Hidrogen merupakan pembentuk 0,15% kerak bumi dan merupakan
unsur utama dalam air.
Hidrogen terjadi secara alami di atmosfer. Gas tersebut akan
hilang dengan cepat di daerah yang berventilasi baik.
Tidak ada dampak khusus hidrogen pada lingkungan. Hewan mungkin
akan kesulitan bernapas saat berada di lingkungan dengan
konsentrasi hidrogen tinggi.
Senyawa OksidaOksida adaalah persenyawaan suatu unsur dengan
oksigen. Oksigen dalam persenyawaan selalu bervalensi 2, maka rumus
umum oksida-oksida tersebut adalahA2Ox, jika A adalah suatu unsur
bervalensi x. Ada 5 macam oksida, diantaranya:1. Oksida Basa,
adalah suatu oksida logam yang dapat menghasilkan basa atau
hidroksida bila oksida tersebut direaksikan dengan air. Contoh
oksida basa atau oksida logam:Na2O, K2O, CaO, SrO, FeO, Fe2O3, ZnO,
dan yang lainnya.Kesimpulan:Oksida Basa + H2O BasaMeskipun dari
semua oksida basa dikenal hidroksidanya yang bersangkutan, namun
yang dapa bereaksi langsung dengan air hanyaNa2O, K2O, CaO,SrO, dan
BaO.Tata Nama Oksida Logam, ada 2 jenis nama, yaitu sistem lama
atau sistem akhiran i/o dan sistem baru atau sistem stock.a. Sistem
Lama. Nama logam ditulis dengan nama latin, diberi akhiran "o" jika
valensi rendah, dan diberi akhiran "i" jika valensi tinggi,
kemudian diikuti nama unsur oksigen (non logam lain) yang diberi
akhiran "ida". Logam yang memiliki satu jenis valensi tidak perlu
diberi akhiran. Contoh:FeO = Fero-oksidaFe2O3 = Feri-oksidaNa2O =
Natrium Oksidab. Sistem Stock. Sistem ini yang sekarang dipakai
secra Internasional sebab sistem lama ternyata menimbulkan berbagai
masalah bagi logam-logam yang mempunyai lebih dari dua jenis
valensi. Aturan penamaan:nama logam ditulis dengan nama umum,
diikuti nomor valensi dengan angka romawi diantara dua kurung,
kemudian diikuti nama unsur oksigen (non logam) yang diberi akhiran
"ida". Logam yang hanya memiliki satu jenis tidak perlu menuliskan
dengan angka valensi tersebut. Contoh:SnO = Timah (II) oksidaSnO2 =
Timah (IV) oksidaNa2O = Natrium OksidaPerlu diketahui bahwa tidak
semua oksida basa adalah oksida logam, tetapi hanya pada umumnya
oksida basa adalah oksida logam.
2. Oksida Asam, adalah oksida non logam yang dapat menghasilkan
asam bila direaksikan dengan air. Contoh oksida asam:CO2, SO2, SO3,
P2O3, P2O5, N2O3, N2O5, dan yang lainnya.Kesimpulan:Oksida Asam +
H2O Asam
Tata Nama Oksida Non Logama. Sistem Lama. Nama unsur non logam
pertama disebut terlebih dahulu, diikuti nama unsur oksigen atau
unsur non logam kedua dan diberi akhiran "ida" (oksida non logam
kedua). Unsur non logam pertama jika lebih dari satu harus diberi
awalan: (2) di; (3) tri; (4) tetra; (5) penta; (6) heksa; (7)
hepta; (8) okta; (9) nona; (10) deka. Unsur oksigen (non logam
kedua) walalupun jumlahnya hanya satu harus diberi awalan: (1)
mono, begitu pula jika jumlahnya lebih dari satu harus diberi
awalan seperti unsur non logam pertama. Contoh:CO2 = Karbon
dioksidaSO3 = Belerang trioksidaP2O3= Diposfor trioksidab. Sistem
Stock. Nama unsur non logam ditulis dengan nama umum, diikuti nomor
valensi dengan angka romawi diantara dua kurung, kemudian diikuti
nama unsur oksigen (non logam) yang diberi akhiran "ida".
Contoh:NO2 = Nitrogen (IV) oksidaN2O3 = Nitrogen (III) oksidaP2O5 =
Posfor (V) oksidaPerlu diketahui bahwatidak semuaoksida asam adalah
oksida non logam, tetapihanya pada umumnyaoksida asam adalah oksida
non logam.
3. Oksida Amfoter, ialah suatu oksida logam atau oksida
metaloida yang dapat bersifat baik sebagai oksida basa, maupun
sebagai oksida asam. Senyawa oksida yang termasuk oksida amfoter
adalah: ZnO, PbO, SnO,SnO2,Al2O3, Cr2O3, As2O3, As2O5, Sb2O3,
Sb2O5. Karena oksida-oksida tersebut bersifat amfoter maka basa
atau asamnya yang bersangkutan juga bersifat amfoter yaitu
hidroksida-hidroksida amfoter dan asam-asam amfoter. Berikut adalah
tabel oksida-oksida amfoter dengan masing-masing asam dan
basanya.Oksida AmfoterAsam AmfoterBasa
AmfoterZnOH2ZnO2Zn(OH)2PbOH2PbO2Pb(OH)2SnOH2SnO2Sn(OH)2SnO2H2SnO3Sn(OH)4Al2O3H3AlO3Al(OH)3Cr2O3H3CrO3Cr(OH)3As2O3H3AsO3As(OH)3As2O5H3AsO4As(OH)5Sb2O3H3SbO3Sb(OH)3Sb2O5H3SbO4Sb(OH)5
4. Oksida Indifferen,adalah suatu oksida logam atau oksida non
logam yang bukan tergolong oksida basa dan bukan pula oksida asam.
Senyawa oksida yang termasuk oksida indifferen adalah:H2O, CO, N2O,
NO, NO2, N2O4, MnO2, PbO2, Pb3O4.
5. Oksida LainPEROKSIDAadalah suatu oksida logam yang dianggap
terbentuk dari hidrogen peroksida (H2O2) jika semua atom H dari
hidrogen peroksida itu diganti dengan sejenis atom logam. Ciri
senyawa peroksida yaitu kelebihan satu atom oksigen bila
dibandingkan dengan senyawa oksida biasa. Hal ini menyebabkan
biloks O = -1. Contoh senyawa peroksida:H2O2 = Hydrogen
peroksidaNa2O2 = Natrium peroksidaMgO2 = Magnesium peroksidaK2O2 =
Kalium peroksidaCaO2 = Kalsium peroksidaBaO2 = Barium peroksida
MnO2 dan PbO2 bukan suatu peroksida, tetapi suatu dioksida.
SUPEROKSIDAadalah duatu oksida logam yang jumlah oksigennya
lebih satu dibandingkan dengan senyawa peroksida. Contoh senyawa
superoksida:NaO2 = Natrium superoksidaKO2 = Kalium superoksidaMgO3
= Magnesium superoksidaCaO3 = Kalsium superoksidaBaO3 = Barium
superoksida
OKSIDA CAMPURANadalah suatu oksida logam yang merupakan campuran
dua macam senyawa. Contoh:Fe3O4, campuran FeO dengan Fe2O3Pb3O4,
campuran PbO dengan
PbO2http://nadyawizar.blogspot.com/2012/08/senyawa-oksida.html
Daftar Pustaka:Nuryati, Leila Dra, Kartini, Tin Ir. 2011. KIMIA
DASAR. Bogor. Kementrian Perindustrian Pusdiklat Industri
SMAKBo.