ASAM-BASA
Pembahasan asam-basa anorganik biasanya di dalam bidang-bidang organic , analitik , dan kimia fisik. Teori asam basa sebagaimana umumnya suatu teori , terus berkembang untuk menjawab tantangan berkaitan dengan teori-teori yang lebih awal.
1. MENURUT ARRHENIUS
Menurut teori Arrhenius, zat yang dalam air menghasilkan ion H + disebut asam dan basa adalah
zat yang dalam air terionisasi menghasilkan ion OH - .
HCl --> H + + Cl -
NaOH --> Na + + OH -
Meskipun teori Arrhenius benar, pengajuan desertasinya mengalami hambatan berat karena profesornya tidak tertarik padanya. Desertasinya dimulai tahun 1880, diajukan pada 1883, meskipun diluluskan teorinya tidak benar. Setelah mendapat bantuan dari Van’ Hoff dan Ostwald pada tahun 1887 diterbitkan karangannya mengenai asam basa. Akhirnya dunia mengakui teori Arrhenius pada tahun 1903 dengan hadiah nobel untuk ilmu pengetahuan.
Sampai sekarang teori Arrhenius masih tetap berguna meskipun hal tersebut merupakan model paling sederhana. Asam dikatakan kuat atau lemah berdasarkan daya hantar listrik molar. Larutan dapat menghantarkan arus listrik kalau mengandung ion, jadi semakin banyak asam yang terionisasi berarti makin kuat asamnya. Asam kuat berupa elektrolit kuat dan asam lemah merupakan elektrolit lemah. Teori Arrhenius memang perlu perbaikan sebab dalam lenyataan pada zaman modern diperlukan penjelasanyang lebih bisa diterima secara logik dan berlaku secara umum. Sifat larutan amoniak diterangkan oleh teori Arrhenius sebagai berikut:
NH 4 OH --> NH 4 + + OH -
Jadi menurut Svante August Arrhenius (1884) asam adalah spesi yang mengandung H + dan basa adalah spesi yang mengandung OH -, dengan asumsi bahwa pelarut tidak berpengaruh terhadap sifat asam dan basa.
Sehingga dapat disimpulkan bahwa:
Asam ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion H + .
Basa ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion OH - .
Contoh:
1) HCl(aq) --> H + (aq) + Cl - (aq)
2) NaOH(aq) --> Na + (aq) + OH - (aq)
2. MENURUT BRONSTED-LOWRY
Asam ialah proton donor, sedangkan basa adalah proton akseptor.
Teori asam basa dari Arrhenius ternyata tidak dapat berlaku untuk semua pelarut, karena khusus untuk pelarut air. Begitu juga tidak sesuai dengan reaksi penggaraman karena tidak semua garam bersifat netral, tetapi ada juga yang bersifat asam dan ada yang bersifat basa.
Konsep asam basa yang lebih umum diajukan oleh Johannes Bronsted, basa adalah zat yang dapat menerima proton. Ionisasi asam klorida dalam air ditinjau sebagai perpindahan proton dari asam ke basa.
HCl + H 2 O --> H 3 O + + Cl -
Demikian pula reaksi antara asam klorida dengan amoniak, melibatkan perpindahan proton dari HCl ke NH 3 .
HCl + NH 3 ⇄ NH 4 + + Cl -
Ionisasi asam lemah dapat digambarkan dengan cara yang sama.
HOAc + H 2 O ⇄ H 3 O + + OAc -
Pada tahun 1923 seorang ahli kimia Inggris bernama T.M. Lowry juga mengajukan hal yang sama dengan Bronsted sehingga teori asam basanya disebut Bronsted-Lowry. Perlu diperhatikan disini bahwa H + dari asam bergabung dengan molekul air membentuk ion poliatomik H 3 O + disebut ion Hidronium.
Reaksi umum yang terjadi bila asam dilarutkan ke dalam air adalah:
HA + H 2 O ⇄ H 3 O + + A -
asam basa asam konjugasi basa konjugasi
Penyajian ini menampilkan hebatnya peranan molekul air yang polar dalam menarik proton dari asam.
Perhatikanlah bahwa asam konjugasi terbentuk kalau proton masih tinggal setelah asam kehilangan satu proton. Keduanya merupakan pasangan asam basa konjugasi yang terdi dari dua zat yang berhubungan satu sama lain karena pemberian proton atau penerimaan proton. Namun demikian disosiasi asam basa masih digunakan secara Arrhenius, tetapi arti yang sebenarnya harus kita fahami.
Johannes N. Bronsted dan Thomas M. Lowry membuktikan bahwa tidak semua asam mengandung ion H + dan tidak semua basa mengandung ion OH - .
Bronsted – Lowry mengemukakan teori bahwa asam adalah spesi yang memberi H + ( donor proton ) dan basa adalah spesi yang menerima H + (akseptor proton). Jika suatu asam memberi sebuah H + kepada molekul basa, maka sisanya akan menjadi basa konjugasi dari asam semula. Begitu juga bila basa menerima H + maka sisanya adalah asam konjugasi dari basa semula.
Teori Bronsted – Lowry jelas menunjukkan adanya ion Hidronium (H 3 O + ) secara nyata.
Contoh:
HF + H 2 O ⇄ H 3 O + + F –
Asam basa asam konjugasi basa konjugasi
HF merupakan pasangan dari F - dan H 2 O merupakan pasangan dari H 3 O + .
Air mempunyai sifat ampiprotik karena dapat sebagai basa dan dapat sebagai asam.
HCl + H 2 O --> H 3 O + + Cl -
Asam Basa
NH 3 + H 2 O ⇄ NH 4 + + OH -
Basa Asam
Manfaat dari teori asam basa menurut Bronsted – Lowry adalah sebagai berikut:
1. Aplikasinya tidak terbatas pada pelarut air, melainkan untuk semua pelarut yang mengandunh atom Hidrogen dan bahkan tanpa pelarut.
2. Asam dan basa tidak hanya berwujud molekul, tetapi juga dapat berupa anion dan kation.
Contoh lain:
1) HAc(aq) + H 2 O(l) --> H 3 O+(aq) + Ac - (aq)
asam-1 basa-2 asam-2 basa-1
HAc dengan Ac - merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
H 3 O+ dengan H 2 O merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
2) H 2 O(l) + NH 3 (aq) --> NH 4 + (aq) + OH - (aq)
asam-1 basa-2 asam-2 basa-1
H 2 O dengan OH - merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
NH 4 + dengan NH 3 merupakan pasangan asam-basa konyugasi.
Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam (proton donor) dan sebagai basa (proton akseptor). Zat atau ion atau spesi seperti ini bersifat ampiprotik (amfoter).
Penulisan Asam Basa Bronsted Lowry
3. Menurut G. N. Lewis
Selain dua teori mengenai asam basa seperti telah diterangkan diatas, masih ada teori yang umum, yaitu teori asam basa yang diajukan oleh Gilbert Newton Lewis ( 1875-1946 ) pada awal tahun 1920. Lewis lebih menekankan pada perpindahan elektron bukan pada perpindahan proton, sehingga ia mendefinisikan : asam penerima pasangan elektron dan basa adalah donor pasangan elekton. Nampak disini bahwa asam Bronsted merupakan asam Lewis dan begitu juga basanya. Perhatikan reaksi berikut:
Reaksi antara proton dengan molekul amoniak secara Bronsted dapat diganti dengan cara Lewis. Untuk reaksi-reaksi lainpun dapat diganti dengan reaksi Lewis, misalnya reaksi antara proton dan ion Hidroksida:
Ternyata teori Lewis dapat lebih luas meliput reaksi-reaksi yang tidak ternasuk asam basa Bronsted-Lowry, termasuk kimia Organik misalnya:
CH 3 + + C 6 H 6 ⇄ C 6 H 6 CH 3 +
Asam ialah akseptor pasangan elektron, sedangkan basa adalah Donor pasangan elektron.
Contoh:
Asam Lewis
Asam-Basa Lewis
4. Asam-Basa Lux Flood
Berbeda dari teori protonik bronstead Lowry , pada tahun 1939 H. lux melukiskan tingkah laku asam-basa berkenaan dengan ion oksida , yang kemudian diperluas oleh H.Flood dkk pada tahun 1974. Konsep ini dapat diterapkan pada system non-protonik , misalnya pada reaksi lelehan senyawa-senyawa anorganik pada temperature tinggi seperti :
CaO + SiO2
Basa Asam
Basa CaO adalah donor ion oksida ( O2-) sedangkan SiO2 adalah akseptor ion oksida ( O2-).
Tingkah laku asam-basa menurut system ini dapat pula diterapkan pada reaksi antara oksida basa dengan oksida asam yang membentuk garam menurut persamaan reaksi berikut :
Cao + SO3→ CaSO4
CaO + CO2→ CaCO3
CaO + N2O5→ Ca(NO3)2
5. Asam Basa Lunak Keras
Asam-basa lunak adalah asam-basa yang electron-elektron valensinya mudah terpolarisasi atau dilepaskan , sedangkan asam-basa keras adalah asam-basa yang tidak mempunyai electron valensi atau yang electron valensinya sukar terpolarisasi.
Klasifikasi Lunak-Keras asam-basa Lewis
Kelas
Asam
Basa
Keras
H+ , Li+ , Na+ , K+ , Be2+ , Mg2+ , Ca2+ , Sr2+ , Ti4+ , Cr3+ , Cr6+ , Mn2+ , Mn7+ , Fe3+ , Co3+ , BF3 , BCl , Al3+ , AlCl3 , AIH3 , CO2 , Si4+ , Cl5+ , Cl7+ , I5+ , I7+
HX ( molekul ikatan hydrogen )
H2O , NH3 , N2H4 , F- , Cl- , OH- , ROH , R2O , NO3- , ClO4- , CH3COO- , O2- , CO32- , SO42- , PO42-
Daerah batas
Fe2+ , Co2+ , Ni2+ , Cu2+ , Zn2+ , Sn2+ , Pb2+ , C6H5+ , NO+ , Sb3+ , Bi3+ , SO2
C6H5NH2 , N3- , N2 , NO2- , Br- , SO32-
Lunak
Cu+ , Ag+ , Au+ , CH3Hg+ , Hg22+ , Hg2+ , Cd2+ , Pd2+ , Pt2+ , Pt4+ , Br2 , Br+ , I2 , I+ , O , Cl , Br , I , N
Atom-atom Logam
H- , C2H4 , C6H6 , CO , SCN- , CN- , I- , S2- , S2O32-
Contoh :
HgF2 + BeI2 → HgI2 + BeF2
Lunak-keras keras-lunak lunak-lunak keras-keras
6. Super asam
Suatu superasam didefinisikan sebagai suatu asam yang lebih kuat dari pada asam sulfat 100%. Contohnya Asam fluorosulfat, H2SO3F, adalah superasam paling kuat, lebih dari seribu kali kekuatan asam sulfat.
REAKSI KIMIA
1. Reaksi Penggabungan ( kombinasi )
Dalam reaksi kombinasi langsung atau sintesis, dua atau lebih senyawa sederhana bergabung membentuk senyawa baru yang lebih kompleks. Dua reaktan atau lebih yang bereaksi menghasilkan satu produk juga merupakan salah satu cara untuk mengetahui kalau itu reaksi sintesis. Contoh dari reaksi ini adalah gas hidrogen bergabung dengan gas oksigen yang hasilnya adalah air.
Contoh lainnya adalah gas nitrogen bergabung dengan gas hidrogen akan membentuk amoniak, dengan persamaan reaksi:
N2 + 3 H2 → 2 NH3
2. Dekomposisisi
Reaksi dekomposisi atau analisis adalah kebalikan dari reaksi sintesis. Sebuah senyawa yang lebih kompleks akan dipecah menjadi senyawa yang lebih sederhana.[15][16] Contohnya adalah molekul air yang dipecah menjadi gas oksigen dan gas hidrogen, dengan persamaan reaksi:
2 H2O → 2 H2 + O2
3. Penggantian tunggal ( reaksi pendesakan )
Dalam reaksi penggantian tunggal atau substitusi, sebuah elemen tunggal menggantikan elemen tunggal lainnya di suatu senyawa. Contohnya adalah logam natrium yang bereaksi dengan asam klorida akan menghasilkan natrium klorida atau garam dapur, dengan persamaaan reaksi:
2 Na(s) + 2 HCl(aq) → 2 NaCl(aq) + H2(g)
4. Penggantian ganda ( reaksi pertukaran pasangan )
Dalam reaksi penggantian ganda, dua senyawa saling berganti ion atau ikatan untuk membentuk senyawa baru yang berbeda. Hal ini terjadi ketika kation dan anion dari 2 senyawa yang berbeda saling berpindah tempat, dan membentuk 2 senyawa baru. Rumus umum dari reaksi ini adalah:
AB + CD → AD + CB
Contoh dari reaksi penggantian ganda adalah timbal(II) nitrat bereaksi dengan kalium iodida untuk membentuk timbal(II) iodida dan kalium nitrat, dengan persamaan reaksi:
Pb(NO3)2 + 2 KI → PbI2 + 2 KNO3
Contoh lainnya adalah natrium klorida (garam dapur) bereaksi dengan perak nitrat membentuk natrium nitrat dan perak klorida, dengan persamaan reaksi:
NaCl(aq) + AgNO3(aq) → NaNO3(aq) + AgCl(s)
5. Oksidasi dan reduksi
Ilustrasi dari reaksi redoks (reduksi oksidasi)
Dua bagian reaksi redoks
Reaksi redoks dapat dipahami sebagai transfer elektron dari salah satu senyawa (disebut reduktor) ke senyawa lainnya (disebut oksidator). Dalam proses ini, senyawa yang satu akan teroksidasi dan senyawa lainnya akan tereduksi, oleh karena itu disebut redoks. Oksidasi sendiri dimengerti sebagai kenaikan bilangan oksidasi, dan reduksi adalah penurunan bilangan oksidasi. Dalam prakteknya, transfer dari elektron ini akan selalu mengubah bilangan oksidasinya, tapi banyak reaksi yang diklasifikasikan sebagai reaksi redoks walaupun sebenarnya tidak ada elektron yang berpindah (seperti yang melibatkan ikatan kovalen).
Contoh reaksi redoks adalah:
2 S2O32−(aq) + I2(aq) → S4O62−(aq) + 2 I−(aq)
Yang mana I2 direduksi menjadi I- dan S2O32- (anion tiosulfat) dioksidasi menjadi S4O62-.
Untuk mengetahui reaktan mana yang akan menjadi agen pereduksi dan mana yang akan menjadi agen teroksidasi dapat diketahui dari keelektronegatifan elemen tersebut. Elemen yang mempunyai nilai keelektronegatifan yang rendah, seperti kebanyakan unsur logam, maka akan dengan mudah memberikan elektron mereka dan teroksidasi - elemen ini menjadi reduktor. Kebalikannya, banyak ion mempunyai bilangan oksidasi tinggi, seperti H2O2, MnO4-, CrO3, Cr2O72-, OsO4) dapat memperoleh satu atau lebih tambahan elektron, sehingga disebut oksidator.
Jumlah elektron yang diberikan atau diterima pada reaksi redoks dapat diketahui dari konfigurasi elektronn elemen reaktannya. Setiap elemen akan berusaha untuk menjadikan konfigurasi elektronnya sama seperti konfigurasi elemen gas mulia. Logam alkali dan halogen akan memberikan dan menerima satu elektron. Elemen gas alam sendiri sebenarnya tidak aktif secara kimiawi.[19]
Salah satu bagian penting dalam reaksi redoks adalah reaksi elektrokimia, dimana elektron dari sumber listrik digunakan sebagai reduktor. Reaksi ini penting untuk pembuatan elemen-elemen kimia, seperti klorin atau aluminium. Proses kebalikan dimana reaksi redoks digunakan untuk menghasilkan listrik juga ada dan prinsip ini digunakan pada baterai.
6. Reaksi asam-basa
Reaksi asam-basa adalah reaksi yang mendonorkan proton dari sebuah molekul asam ke molekul basa. Disini, asam berperan sebagai donor proton dan basa berperan sebagai akseptor proton.
Reaksi asam basa, HA: asam, B: Basa, A–: basa konjugasi, HB+: asam konjugasi
Hasil dari transfer proton ini adalah asam konjugasi dan basa konjugasi.[21] Reaksi kesetimbangan (bolak-balik) juga ada, dan karena itu asam/basa dan asam/basa konjugasinya selalu dalam kesetimbangan. Reaksi kesetimbangan ini ditandai dengan adanya konstanta diasosiasi asam dan basa (Ka dan Kb) dari setiap substansinya. Sebuah reaksi yang khusus dari reaksi asam-basa adalah netralisasi dimana asam dan basa dalam jumlah yang sama akan membentuk garam yang sifatnya netral.
HIDROGEN
Hidrogen (bahasa latin: hydrogenium, berasal dari bahasa Yunani: hydro;air, genes: membentuk) adalah unsure kimia pada tabel periodic yang memiliki symbol H dan memiliki nomor atom 1. Pada suhu dan tekanan standar, hidrogen tidak berwarna, tidak berbau, bersifat nono-logam, bervalensi tunggal, dan merupakan gas diatomic yang sangat mudah terbakar. Dengan massa atom 1,00794 amu, hidrogen adalah unsure teringan di dunia.
Hidrogen merupakan unsur yang sangat unik, atomnya paling ringan dan paling sederhana yaitu mengandung 1 proton dan 1 elektron. Hidrogen mempunyai densitas (rapatan jenis) paling rendah, bersenyawa dengan hampir setiap unsur lain yang reaktif membentuk senyawa “hidrida”.
1. Isotop hydrogen
Hydrogen secara alamiah dikenal mempunyai 3 isotop yaitu normal hydrogen, deuterium , dan radioaktif tritium , T.
Naiknya massa molar ketiga isotop ini diikuti secara paraler dengan naiknya titik didih dan energy ikatan.
Hidrogen memiliki tiga isotop alami ditandai dengan 1H,2H dan 3H. Isotop lainnya yang tidak stabil (4H-7H) juga telah disintesiskan di laboratorium namun tidak pernah dijumpai secara alami.
· 1H adalah isotop hidrogen yang paling melimpah, memiliki persentase 99,98% dari jumlah atom hidrogen. Oleh Karen itu, inti atom isotop ini hanya memiliki proton tunggal,ia diberikan nama yang deskriptif sebagai protium, namun nama ini jarang sekali digunakan.
· 2H merupakan isotop hidrogen lainnya yang stabil dan 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 nonradioaktif pada percobaan kimia dan untuk pelarut 1h-spektroskopi NMR. Air berat digunakan sebagai moderator neutron dan pendingin pada reactor nuklir. Deuterium juga berpotensi sebagai bahan baakr fusi nuklir komersial.
· 3H dikenal dengan nama tritium dan mengandung satu proton dan dua neutron pada intinya. Ia memiliki sifat radioaktif dan menegras menjadi Helium-3 melalui pererasan beta dengan umur paruh 12,32 tahun. Sejumlah kecil tritilium dapat dijumpai di alam oleh karena interaksi sinar kosmos dengan atmosfer bumi, tritium juga dilepaskan selama uji coba nuklir.
2. Aspek kimiawi
Sifat kimiawi atom hydrogen ditentukan oleh 3 tipe proses elektronik :
1. Kehilangan satu-satunya electron valensi
2. Pengikatan satu electron
3. Pembentukan pasangan electron sebagai ikatan kovalen tunggal
3. Ikatan hydrogen
Sifat khas proton H+ yang sama sekali tidak ada perlindungan pada muatan inti/nuklir dari pengaruh kulit electron mengakibatkan bentuk-bentuk aktivitas yang unik seperti pada contoh berikut ini :
1) Pembentukan banyak senyawa yang sering secara non-stoikiometrik dengan unsure-unsur logam yang biasanya disebut hidrida, namun tidak dapat dipertimbangkan sebagai hidrida garam sederhana.
2) Pembentukan ikatan jembatan hidridik dalam senyawa kekurangan electron seperti pada molekul diboran , B2H6 , dan senyawa kompleks Cr2(CO)10H.
CO CO
CO CO
3) Pembentukan ikatan hydrogen.
Apabila atom hydrogen terikat pada atom lain , X terutama F,O,N atau Cl , sedemikian sehingga ikatan HX bersifat sangat polar dengan daerah positif pada atom H maka atom H ini dapat berinteraksi dengan spesies negative lainnya.
4. Hidrat
Padatan yang tersusun oleh molekul senyawa tertentu dan molekul air disebut hidrat. Jumlah molekul air biasanya tertentu dan terikat pada kation melalui atom oksigen atau pada anion melalui atom hydrogen.
Mn+ ←
Ikatan hidrogen
−O O - - H
kombinasi
H−O O
5. Ion hydrogen
Apabila asam kuat misal HCl dan HNO3 dilarutkan dalam air , maka ion hydrogen terdisosiasi sempurna dari anionnya dan berinteraksi kuat dengan molekul air. Telah dianggap bahwa ion hydrogen ini terhidrat kuat dengan molekul air membentuk ion hidroksonium atau hidronium yang pada gilirannya membentuk ikatan hydrogen dengan molekul-molekul air yang lain membentuk spesies H9O4+.
6. Preparasi dihidrogen
1) Elektrolisis air ( dengan elektroda Pt/Cdan katalisator elektrolit garam Na2SO4 misalnya ) akan menghasilkan gas hydrogen pada ruang katoda dan oksigen pada ruang anoda menurut persamaan reaksi berikut :
Katoda : 2H2O + 2e → 2OH- + H2
Anoda : 2OH- → 2H2O + ½ O2 + 2e
2) Reaksi logam dengan asam akan menghasilkan garam dan gas hydrogen
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2
3) Reaksi logam dengan air
2K + 2H2O → 2KOH + H2
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2
3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2
7. Hidrida
Senyawa biner hydrogen diberi nama turunan hidrida. Hydrogen yang membentuk senyawa biner dengan hamper semua unsure mempunyai elektronegatifitas hanya sedikit di atas harga rata-rata semua unsure dalam table periodic. Akibatnya hydrogen bersifat non-logam elektronegatif lemah , membentuk senyawa hidrida ionic dengan logam sangat elektropositif , dan membentuk senyawa hidrida kovalen dengan semua unsure non logam ; tambahan pula hydrogen membentuk senyawa hidrida metalik dengan beberapa logam transisi.
8. Hidrida ionic
Semua hidrida ionic berupa padatan putih dan terbentuk hanya dengan logam sangat elektropositif. Kristal ionic ini terdiri dari kation logam dan anion hidrida. Bukti adanya anion hidrida ini dapat dijumpai pada elektrolisis litium hidrida dalam lelehan litium klorida. Selama proses ini gelembung gas hydrogen terjadi pada anoda menurut persamaan reaksi :
2H- ( LiCl)→H2 + 2e
9. Hidrida kovalen
Ada 3 kategori hidrida kovalen yaitu :
1) Hidrida kovalen dimana atom hydrogen hampir bersifat netral
2) Hidrida kovalen dimana atom hydrogen hampir bersifat positif kuat , dan
3) Hidrida kovalen dimana atom hydrogen hampir bersifat agak negative khususnya pada senyawa boron-kekurangan electron.
10. Hidrida metalik ( golongan d )
Beberapa logam transisi membentuk hidrida kategori ketiga , yaitu hidrida metalik. Senyawa ini sering bersifat non-stoikiometrik.
11. Air dan ikatan hidrogen
Air tesusun oleh molekul-molekul triatomik sederhana (H2O), tetapi tingkahlaku air sangat kompleks dan beberapa hal agak unik. Sifat unik air muncul etrutama dari struktur molekuler dan resultante gaya-gaya intermolekulernya. Atom oksigen dalam molekul air dilukiskan membentuk orbital hibrida terluar sp3, dengan dua pasang electron non-ikatan. Teori VSEPR mengklasifikasikan air sebagai molekul tipe AB2E2. Oleh karena itu,bangun molekul air berbentuk V dengan sudut ikatan H-O-H = 104,5o, lebih kecil daripada sudut tetrahedron regular (109o47’) oleh karena tolakan yang lebih kuat dari dua pasang elektron non-ikatan tersebut. Bentuk molekul dengan dua pasang elektron mandiri yang demikian ini mengakibatkan air bersifat polar yang sangat kuat(
Sifat elektronegatif atom oksigen yang sangat tinggi lebih lanjut mengakibatkan terbentuknya ikatan hidrogen antar molekul air yang sangat kuat pula. Atom-atom hidrogen dengan muatan positif parsial akan tertarik secara kuat oleh atom oksigen dari molekul air tetangga oleh ikatan hidrogen. Jadi, dalam molekul air setiap atom oksigen mampu membentuk dua ikatan hidrogen dari ke dua pasang elektron mandiri tersebut. Oleh ikatan hidrogen molekul-molekul air ini dalam fasa cair bergerombol dengan jumlah molekul yang bervariasi bersama-sama dengan beberapa molekul lain yang tidak bergabung. Model keseimbangan dinamik menjelaskan adanya keseimbangan antara molekul-molekul gerombol dengan molekul-molekul terpisah sehingga selalu terjadi pemutusan sekaligus penggabungan molekul-molekul air secara terus menerus.
Dalam fasa padat (es) molekul-molekul air tertata rapi pada posisi yang sudah fiks(pasti permanen) oleh ikatan hidrogen. Tiap atom oksigen dikelilingi oleh empat atom hidrogen, dua diantaranya dengan ikatan kovalen dan dua yang lain dengan ikatan hidrogen. Ke empat atom hidrogen ini juga diikat lebih lanjut dengan empat atom oksigen (dari empat molekul air) yang lain. Bentuk ikatan demikian ini terulang berkelanjutan secara tiga dimensi membentuk struktur terbuka semacam sarang lebah.
Ikatan hidrogen antar molekul-molekul air sangat penting bagi kehidupan di bumi ini. Tanpa ikatan hidrogen, air akan mencair kira-kir a-100oC dan mendidih -900C. Ikatan hidrogen mengakibatkan sifat keanehan (abnormal) yang sangat jarang ditemui yaitu fasa cair lebih rapat dari pada padatnya. Bagi hampir semua senyawa, molekul-molekul terkemas lebih rapat pada fasa padatnya dari pada fasa ccairnya. Andaikata hal ini terjadi pada air baik di laut, danau maupun di sungai di dunia ini, maka ketika temperatur turun hingga dibawah titik beku air, air akan membeku mulai dari bawah, dan akibatnya segala makhluk / organissme di dalam air tidak akan tahan hidup dalam lingkungan demikian ini. Untungnya kerapatan es lebih kecil daripada cairannya sehingga lapisan es yang senantiasa berada di atas permukaan justru menjaga air dibawahnya tetap dalam fasa cair.
Sifat abnormal air tersebut berkaitan dengan struktur es yang terbuka. Oleh karena adanya jaringan ikatan hidrogen. Pada saat meleleh, beberapa ikatan hidrogen terputus dan sebagian struktur terbuka menjadi runtuh. Perubahan ini menaikkan rapatan (densitas) cairan. Rapatan mencapai maksimum pada 40C. Pada titik ini naiknya kerapatan yang disebabkan oleh runtuhnya kluster(gerombolan) ikatan hidrogen dalam molekul-molekul air diatas oleh turunnya kerapatan yang disebabkan oleh naikknya gerak molekul sebagai akibat dari naiknya temperatur.
Prinsip Le Chaterlier menunjukkan bahwa fasa yang lebih rapat diunggulkan oleh kenaikkan tekanan. Jadi untuk air, pengaruh naiknya tekanan terhadap fasa padatan (es) yang lebih rendah kerapatannya.
Hidrogen dapat dibuat dari proses elektrolisis air dengan menggunakan suplai energi yang dapat diperbaharui misalnya angina, hydropower, atau turbin. Dengan cara elektrolisis maka produksi yang dijalankan tidak akan menghasilkan polusi. Proses elektrolisis menjadi salah satu proses yang memiliki nilai ekonomi yang murah dibandingkan dengan menggunakan bahan baku hidrokarbon. Salah satu teknik elektrolisis yang mendapatkan perhatian cukup tinggi adalah elektrolisis dengan menggunakan tekanan tinggi dalam teknik ini elektrolisis dijalankan untuk menghasilkan gas hidrogen dan oksigen dengan tekanan sekitar 120-200 Bar. Teknik lain adalah dengan menggunakan elektrolisis temperatur tinggi dengan teknik ini konsumsi energy untuk proses elektrolisis sangat rendah sehingga bias meningkatkan efisiensi hingga 50%. Proses elektrolisis dengan menggunakan metode ini biasanya digabungkan dengan instalasi reactor nuklir disebabkan karena bila menggunakan sumber panas yang lain maka tidak akan bias menutup biaya peralatan yang tergolong cukup mahal.
Tidak ada komentar:
Posting Komentar