kimia dasar
Post on 06-Feb-2016
257 Views
Preview:
DESCRIPTION
TRANSCRIPT
Resume Kimia
Nama : Karina Khaerani UsmanNim : G1C012018Prodi : Kimia
Pengertian Termokimia
Bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan kalor atau panas suatu zat yang
menyertai suatu reaksi atau proses kimia dan fisika disebut termokimia. Secara operasional
termokimia berkaitan dengan pengukuran dan pernafsiran perubahan kalor yang menyertai reaksi
kimia, perubahan keadaan, dan pembentukan larutan. Termokimia merupakan pengetahuan dasar
yang perlu diberikan atau yang dapat diperoleh dari reaksi-reaksi kimia, tetapi juga perlu sebagai
pengetahuan dasar untuk pengkajian teori ikatan kimia dan struktur kimia. Fokus bahasan dalam
termokimia adalah tentang jumlah kalor yang dapat dihasilkan oleh sejumlah tertentu pereaksi serta
cara pengukuran kalor reaksi.
Supaya lebih muda memahami energi yang menyertai perubahan suatu zat, maka perlu
dijawab beberapa pertanyaan berikut ini:
1. Energi apa yang dimiliki oleh suatu zat?
2. Hukum apa yang berlaku untuk energi suatu zat?
3. Bagaimana menentukan jumlah energi yang menyertai suatu reaksi?
4. Bagaimana energi suatu zat dapat diukur?
5. Bagaimana kaitan antara energi yang dibebaskan atau diserap pada perubahan kimia dengan
ikatan kimia?
Termokimia merupakan penerapan hukum pertama termodinamika terhadap peristiwa kimia yang
membahas tentang kalor yang menyertai reaksi kimia.
Untuk memahami termokimia perlu dibahas tentang:
(a) Sistem, lingkungan, dan alam semesta.
(b) Energi yang dimiliki setiap zat.
(c) Hukum kekekalan energi.
Sistem, Lingkungan, dan Alam Semesta
Ditulis oleh Bambang Sugianto pada 05-06-2009
Jika sepotong pita magnesium kita masukkan ke dalam larutan asam klorida, maka pita magnesium
akan segera larut atau bereaksi dengan HCl disertai pelepasan kalor yang menyebabkan gelas kimia
beserta isinya menjadi panas. Campuran pita magnesium dan larutan HCl itu kita sebut
sebagai Sistem. Sedangkan gelas kimia serta udara sekitarnya kita sebut sebagai Lingkungan. Jadi,
sistem adalah bagian dari alam semesta yang sedang menjadi pusat perhatian. Bagian lain dari alam
semesta yang berinteraksi dengan sistem kita sebut lingkungan.
Sistem kimia adalah campuran pereaksi yang sedang dipelajari seperti pada Gambar 1.
Gambar 1. Sistem Campuran magnesium dan larutan asam klorida
Pada umumnya sebuah sistem jauh lebih kecil dari lingkungannya. Di alam ini terjadi banyak kejadian
atau perubahan sehingga alam mengandung sistem dalam jumlah tak hingga, ada yang berukuran
besar (seperti tata surya), berukuran kecil (seorang manusia dan sebuah mesin), dan berukuran kecil
sekali (seperti sebuah sel dan satu atom). Akibatnya, satu sistem kecil dapat berada dalam sistem
besar, atau satu sistem merupakan lingkungan bagi sistem yang lain. Akan tetapi bila sebuah sistem
dijumlahkan dengan lingkungannya, akan sama besarnya dengan sebuah sistem lain dijumlahkan
dengan lingkungannya, yang disebut alam semesta.
Alam semesta adalah sistem ditambah lingkungannya (Gambar 2) Oleh sebab itu, alam semesta
hanya ada satu, tiada duanya.
Interaksi antara sistem dan lingkungan dapat berupa pertukaran materi dan atau pertukaran energi.
Berkaitan dengan itu maka sistem dibedakan menjadi tiga , yaitu sistem terbuka, sistem tertutup, dan
sistem terisolasi.
Gambar 2. Sistem dan Lingkungan
Sistem dikatakan terbuka jika antara sistem dan lingkungan dapat mengalami pertukaran materi dan
energi. Pertukaran materi artinya ada hasil reaksi yang dapat meninggalkan sistem (wadah reaksi),
misalnya gas, atau ada sesuatu dari lingkungan yang dapat memasuki sistem.
Sistem pada gambar 1 tergolong sistem terbuka. Selanjutnya sistem dikatakan tertutup jika antara
sistem dan lingkungan tidak dapat terjadi pertukaran materi, tetapi dapat terjadi pertukaran energi.
Pada sistem terisolasi, tidak terjadi pertukaran materi maupun energi dengan lingkungannnya
(perhatikan Gambar 3 berikut)
Gambar 3. a)Sistem terbuka, b) tertutup dan c) terisolasi
Pertukaran energi antara sistem dan lingkungan dapat berupa kalor (q) atau bentuk-bentuk energi
lainnya yang secara kolektif kita sebut kerja (w). Adanya pertukaran energi tersebut akan mengubah
jumlah energi yang terkandung dalam sistem. Kerja adalah suatu bentuk pertukaran energi antara
sistem dan lingkungan di luar kalor.
Pembakaran Sempurna dan Tidak SempurnaPembakaran bahan bakar dalam mesin kendaraan atau dalam industri tidak terbakar sempurna.
Pembakaran sempurna senyawa hidrokarbon (bahan bakar fosil) membentuk karbon dioksida dan uap
air. Sedangkan pembakaran tak sempurna membentuk karbon monoksida dan uap air. Misalnya:
a. Pembakaran sempurna isooktana:
C8H18 (l) +12 ½ O2 (g) –> 8 CO2 (g) + 9 H2O (g) ΔH = -5460 kJ
b. Pembakaran tak sempurna isooktana:
C8H18 (l) + 8 ½ O2 (g) -> 8 CO (g) + 9 H2O (g) ΔH = -2924,4 kJ
Dampak Pembakaran tak Sempurna
Sebagaimana terlihat pada contoh di atas, pembakaran tak sempurna menghasilkan lebih sedikit
kalor. Jadi, pembakaran tak sempurna mengurangi efisiensi bahan bakar. kerugian lain dari
pembakaran tak sempurna adalah dihasilkannya gas karbon monoksida (CO), yang bersifat racun.
Oleh karena itu, pembakaran tak sempurna akan mencemari udara.
Kalor PembakaranDitulis oleh Bambang Sugianto pada 15-06-2009
Reaksi kimia yang umum digunakan untuk menghasilkan energi adalah pembakaran, yaitu suatu
reaksi cepat antara bahan bakar denga oksigen yang disertai terjadinya api. Bahan bakar utama
dewasa ini adalah bahan bakar fosil, yaitu gas alam, minyak bumi, dan batu bara. Bahan bakar fosil itu
berasal dari pelapukan sisa organisme, baik tumbuhan atau hewan. Pembentukan bahan bakar fosil ini
memerlukan waktu ribuan sampai jutaan tahun.
Bahan bakar fosil terutama terdiri atas senyawa hidrokarbon, yaitu senyawa yang hanya terdiri atas
karbon dan hidrogen. Gas alam terdiri atas alkana suku rendah terutama metana dan sedikit etana,
propana, dan butana. Seluruh senyawa itu merupakan gas yang tidak berbau. Oleh karena itu,
kedalam gas alam ditambahkan suatu zat yang berbau tidak sedap, yaitu merkaptan, sehingga dapat
diketahui jika ada kebocoran. Gas alam dari beberapa sumber mengandung H2S, suatu kontaminan
yang harus disingkirkan sebelum gas digunakan sebagai bahan bakar karena dapat mencemari udara.
Beberapa sumur gas juga mengandung helium.
Minyak bumi adalah cairan yang mengandung ratusan macam senyawa, terutama alkana, dari metana
hingga yang memiliki atom karbon mencapai lima puluhan. Dari minyak bumi diperoleh bahan bakar
LPG (Liquified Petroleum gas), bensin, minyak tanah, kerosin, solar dan lain-lain. Pemisahan komponen
minyak bumi itu dillakukan dengan destilasi bertingkat. Adapun batu bara adalah bahan bakar padat,
yang terutama, terdiri atas hidrokarbon suku tinggi. Batu bara dan minyak bumi juga mengandung
senyawa dari oksigen, nitrogen, dan belerang.
Bahan bakar fosil, terutama minyak bumi, telah digunakan dengan laju yang jauh lebih cepat dari
pada proses pembentukannya. Oleh karena itu, dalam waktu yang tidak terlalu lama lagi akan segera
habis. Untuk menghemat penggunaan minyak bumi dan untuk mempersiapkan bahan bakar
pengganti, telah dikembangkan berbagai bahan bakar lain, misalnya gas sintesis (sin-gas) dan
hidrogen. Gas sintetis diperoleh dari gasifikasi batubara. Batu bara merupakan bahan bakar fosil yang
paling melimpah, yaitu sekitar 90 % dari cadangan bahan bakar fosil. Akan tetapi penggunaan bahan
bakar batubara menimbulkan berbagai masalah, misalnya dapat menimbulkan polusi udara yang lebih
hebat daripada bahan bakar apapun. Karena bentuknya yang padat terdapat keterbatasan
penggunaannya. Oleh karena itu, para ahli berupaya mengubahnya menjadi gas sehingga
pernggunaannya lebih luwes dan lebih bersih.
Gasifikasi batubara dilakukan dengan mereaksikan batubara panas dengan uap air panas. Hasil proses
itu berupa campuran gas CO,H2 dan CH4.
Sedangkan bahan sintetis lain yang juga banyak dipertimbangkan adalah hidrogen. Hidrogen cair
bersama-sama dengan oksigen cair telah digunakan pada pesawat ulang-alik sebagai bahan bakar
roket pendorongnya. Pembakaran hidrogen sama sekali tidak memberi dampak negatif pada
lingkungan karena hasil pembakarannya adalah air. Hidrogen dibuat dari air melalui reaksi endoterm
berikut:
H2O (l) —> 2 H2 (g) + O2 (g) ΔH = 572 kJ
Apabila energi yang digunakan untuk menguraikan air tersebut berasal dari bahan bakar fosil, maka
hidrogen bukanlah bahan bakar yang konversial. Tetapi saat ini sedang dikembangkan penggunaan
energi nuklir atau energi surya. Jika proyek itu berhasil, maka dunia tidak perlu khawatir akan
kekurangan energi. Matahari sesungguhnya adalah sumber energi terbesar di bumi, tetapi tekonologi
penggunaan energi surya belumlah komersial. Salah satu kemungkinan penggunaan energi surya
adalah menggunakan tanaman yang dapat tumbuh cepat. Energinya kemudian diperoleh dengan
membakar tumbuhan itu. Dewasa ini, penggunaan energi surya yang cukup komersial adalah untuk
pemanas air rumah tangga (solar water heater). Nilai kalor dari berbagai jenis bahan bakar diberikan
pada tabel 4 berikut.
Tabel 4. Komposisi dan nilai kalor dari berbagai jenis bahan bakar
Entalpi PembakaranKata Kunci: Entalpi Pembakaran, Entalpi Penguraian
Ditulis oleh Bambang Sugianto pada 14-06-2009
Reaksi suatu zat dengan oksigen disebut reaksi pembakaran. Zat yang mudah terbakar adalah unsur
karbon, hidrogen, belerang, dan berbagai senyawa dari unsur tersebut. Pembakaran dikatakan
sempurna apabila karbon (c) terbakar menjadi CO2, hidrogen (H) terbakar menjadi H2O, belerang (S)
terbakar menjadi SO2.
Perubahan entalpi pada pembakaran sempurna 1 mol suatu zat yang diukur pada 298 K, 1 atm
disebut entalpi pembakaran standar(standard enthalpy of combustion), yang dinyatakan
dengan ΔHc0 . Entalpi pembakaran juga dinyatakan dalam kJ mol -1 .
Harga entalpi pembakaran dari berbagai zat pada 298 K, 1 atm diberikan pada tabel 3 berikut.
Tabel 3 . Entalpi Pembakaran dari berbagai zat pada 298 K, 1 atm
Pembakaran bensin adalah suatu proses eksoterm. Apabila bensin dianggap terdiri atas isooktana,
C8H18 (salah satu komponen bensin) tentukanlah jumlah kalor yang dibebaskan pada pembakaran 1
liter bensin. Diketahui entalpi pembakaran isooktana = -5460 kJ mol-1 dan massa jenis isooktan = 0,7
kg L -1 (H = 1; C =12).
Jawab:
Entalpi pembakaran isooktana yaitu – 5460 kJ mol-1 . Massa 1 liter bensin = 1 liter x 0,7 kg L-1 = 0,7 kg
= 700 gram . Mol isooktana = 700 gram/114 gram mol-1 = 6,14 mol. Jadi kalor yang dibebaskan pada
pembakaran 1 liter bensin adalah: 6,14 mol x 5460 kJ mol -1 = 33524,4 kJ.
Entalpi Penguraian
Reaksi penguraian adalah kebalikan dari reaksi pembentukan. Oleh karena itu, sesuai dengan azas
kekekalan energi, nilai entalpi penguraian sama dengan entalpi pembentukannya, tetapi tandanya
berlawanan.
Contoh:
Diketahui ΔHf 0 H2O (l) = -286 kJ mol -1, maka entalpi penguraian H2O (l) menjadi gas hidrogen dan
gas oksigen adalah + 286 kJ mol-1
H2O (l) ——> H2 (g) + ½ O2 (g) ΔH = + 286 kJ
Entalpi Pembentukan, Penguraian dan PembakaranDitulis oleh Bambang Sugianto pada 13-06-2009
Harga perubahan entalpi reaksi dapat dipengaruhi oleh kondisi yakni suhu dan tekanan saat
pengukuran. Oleh karena itu, perlu kondisi suhu dan tekanan perlu dicantumkan untuk setiap data
termokimia.
Data termokimia pada umumnya ditetapkan pada suhu 25 0 C dan tekanan 1 atm yang selanjutnya
disebut kondisi standar. Perubahan entalpi yang diukur pada suhu 25 0 C dan tekanan 1 atm disebut
perubahan entalpi standar dan dinyatakan dengan lambang Δ H0atau ΔH298. Sedangkan perubahan
entalpi yang pengukurannya tidak merujuk kondisi pengukurannya dinyatakan dengan lambang ΔH
saja.
Entalpi molar adalah perubahan entalpi reaksi yang dikaitkan dengan kuantitas zat yang terlibat dalam
reaksi. Dalam termokimia dikenal berbagai macam entalpi molar, seperti entalpi pembentukan, entalpi
penguraian, dan entalpi pembakaran.
Entalpi PembentukanDitulis oleh Bambang Sugianto pada 12-06-2009
Perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat langsung dari unsur-unsurnya disebut entalpi molar
pembentukan atau entalpi pembentukan. Jika pengukuran dilakukan pada keadaan standar (298
k, 1 atm) dan semua unsur-unsurnya dalam bentuk standar, maka perubahan entalpinya
disebut entalpi pembentukan standar(ΔHf 0). Entalpi pembentukan dinyatakan dalam kJ per mol (kJ
mol -1).
Supaya terdapat keseragaman, maka harus ditetapkan keadaan standar, yaitu suhu 25 0 C dan
tekanan 1 atm. Dengan demikian perhitungan termokimia didasarkan pada keadaan standar.
Pada umumnya dalam persamaan termokimia dinyatakan:
AB + CD ———-> AC + BD Δ H0 = x kJ/mol
Δ H0 adalah lambang dari perubahan entalpi pada keadaan itu. Yang dimaksud dengan bentuk standar
dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada kondisi standar (298 K, 1 atm).
Untuk unsur yang mempunyai bentuk alotropi, bentuk standarnya ditetapkan berdasarkan pengertian
tersebut. Misalnya, karbon yang dapat berbentuk intan dan grafit, bentuk standarnya adalah grafit,
karena grafit adalah bentuk karbon yang paling stabil pada 298 K, 1 atm. Dua hal yang perlu
diperhatikan berkaitan dengan entalpi pembentukan yaitu bahwa zat yang dibentuk adalah 1 mol dan
dibentuk dari unsurnya dalam bentuk standar.
Contoh: Entalpi pembentukan etanol (C2H5OH) (l) adalah -277,7 kJ per mol. Hal ini berarti: Pada
pembentukan 1 mol (46 gram) etanol dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar, yaitu karbon (grafit),
gas hidrogen dan gas oksigen, yang diukur pada 298 K, 1 atm dibebaskan 277,7 kJ dengan persamaan
termokimianya adalah:
2 C (s, grafit) + 3H2 (g) + ½ O2 (g) –> C2 H5 OH (l) ΔH = -277,7kJ
Nilai entalpi pembentukan dari berbagai zat serta persamaan termokimia reaksi pembentukannya
diberikan pada tabel 2 berikut.
Tabel 2. Nilai entalpi pembentukan berbagai zat & Persamaan termokimia reaksi pembentukannya
Azas Kekekalan EnergiDitulis oleh Bambang Sugianto pada 11-06-2009
Telah disebutkan bahwa jumlah energi yang dimiliki sistem dinyatakan sebagai energi dalam (U).
Hukum I termodinamika menyatakan hubungan antara energi sistem dengan lingkungannya jika
terjadi peristiwa. Energi dalam sistem akan berubah jika sistem menyerap atau membebaskan kalor.
Jika sistem menyerap energi kalor, berarti lingkungan kehilangan kalor, energi dalamnya bertambah
(ΔU > 0), dan sebaliknya, jika lingkungan menyerap kalor atau sistem membebasakan kalor maka
energi dalam sistem akan berkurang (ΔU < 0), dengan kata lain sistem kehilangan kalor dengan
jumlah yang sama.
Energi dalam juga akan berubah jika sistem melakukan atau menerima kerja. Walaupun sistem tidak
menyerap atau membebaskan kalor, energi dalam sistem akan berkurang jika sistem melakukan kerja,
sebaliknya akan bertambah jika sistem menerima kerja.
Sebuah pompa bila dipanaskan akan menyebabkan suhu gas dalam pompa naik dan volumenya
bertambah. Berarti energi dalam gas bertambah dan sistem melakukan kerja. Dengan kata lain, kalor
(q) yang diberikan kepada sistem sebagian disimpan sebagai energi dalam (ΔU) dan sebagian lagi
diubah menjadi kerja (w).
Secara matematis hubungan antara energi dalam, kalor dan kerja dalam hukum I termodinamika
dapat dinyatakan sebagai berikut:
ΔU = q + W (6)
Persamaan (6) menyatakan bahwa perubahan energi dalam (ΔU) sama dengan jumlah kalor yang
diserap (q) ditambah dengan jumlah kerja yang diterima sistem (w). Rumusan hukum I termodinamika
dapat dinyatakan dengan ungkapan atau kata-kata sebagai berikut.
” Energi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan, tetapi dapat diubah dari satu bentuk ke bentuk
yang lain, atau energi alam semesta adalah konstan.” Karena itu hukum ini disebut juga hukum
kekekalan energi .
Berdasarkan hukum I termodinamika, kalor yang menyertai suatu reaksi hanyalah merupakan
perubahan bentuk energi. Energi listrik dapat diubah menjadi bentuk energi kalor. Energi kimia dapat
diubah menjadi energi listrik dan energi listrik dapat diubah menjadi energi kimia. Agar tidak terjadi
kekeliruan dalam menggunakan rumus diatas, perlu ditetapkan suatu perjanjian. Maka perjanjian itu
adalah:
1. Yang diutamakan dalam ilmu kimia adalah sistem, bukan lingkungan
2. Kalor (q) yang masuk sistem bertanda positif (+), sedangkan yang keluar bertanda negatif (-)
3. Kerja (w) yang dilakukan sistem (ekspansi) bertanda negatif (-) , dan yang dilakukan lingkungan
(kompresi) bertanda positif.
Gambar 8 Ekspansi gas pada tekanan eksternal konstan.
Tanda untuk q dan w dapat dilihat pada Gambar 9 berikut
Gambar 9. Tanda untuk q dan w
4. Yang diutamakan dalam ilmu kimia adalah sistem, bukan lingkungan.
5. Kerja dihitung dengan rumus:
W=-P(V1-V2) (7)
Dimana w = kerja (pada tekanan 1 atm), V1 = volume awal, dan V2 = volume akhir, dan P = tekanan
yang melawan gerakan piston pompa (atm), P untuk ekspansi adalah P ex dan untuk kompresi adalah
P in . Penerapan hukum termodinamika pertama dalam bidang kimia merupakan bahan kajian dari
termokimia.
Contoh:
Suatu sistem menyerap kalor sebanyak 1000 kJ dan melakukan kerja sebanyak 5 kJ. Berapakah
perubahan energi dalam sistem ini?
Jawab:
Karena sistem menyerap kalor, maka q bertanda positif, tetapi karena
sistem m elakukan kerja, maka w bertanda negatif.
ΔU= q + w
=100 kJ – 5 kJ
= 95 kJ
Entalpi dan Perubahan EntalpiDitulis oleh Bambang Sugianto pada 10-06-2009
Setiap sistem atau zat mempunyai energi yang tersimpan didalamnya. Energi potensial berkaitan
dengan wujud zat, volume, dan tekanan. Energi kinetik ditimbulkan karena atom – atom dan molekul-
molekul dalam zat bergerak secara acak. Jumlah total dari semua bentuk energi itu disebut entalpi
(H) . Entalpi akan tetap konstan selama tidak ada energi yang masuk atau keluar dari zat. .Misalnya
entalpi untuk air dapat ditulis H H20 (l) dan untuk es ditulis H H20 (s).
Perhatikan lampu spiritus, jumlah panas atau energi yang dikandung oleh spiritus pada tekanan tetap
disebut entalpi spiritus. Entalpi tergolong sifat eksternal, yakni sifat yang bergantung pada jumlah mol
zat. Bahan bakar fosil seperti minyak bumi, batubara mempunyai isi panas atau entalpi.
Entalpi (H) suatu zat ditentukan oleh jumlah energi dan semua bentuk energi yang dimiliki zat yang
jumlahnya tidak dapat diukur. Perubahan kalor atau entalpi yang terjadi selama proses penerimaan
atau pelepasan kalor dinyatakan dengan ” perubahan entalpi (ΔH) ” . Misalnya pada perubahan es
menjadi air, maka dapat ditulis sebagai berikut:
Δ H = H H20 (l) -H H20 (s) (7)
Marilah kita amati reaksi pembakaran bensin di dalam mesin motor. Sebagian energi kimia yang
dikandung bensin, ketika bensin terbakar, diubah menjadi energi panas dan energi mekanik untuk
menggerakkan motor.
Demikian juga pada mekanisme kerja sel aki. Pada saat sel aki bekerja, energi kimia diubah menjadi
energi listrik, energi panas yang dipakai untuk membakar bensin dan reaksi pembakaran bensin
menghasilkan gas, menggerakkan piston sehingga menggerakkan roda motor.
Gambar 10 berikut ini menunjukkan diagram perubahan energi kimia menjadi berbagai bentuk energi
lainnya.
Harga entalpi zat sebenarnya tidak dapat ditentukan atau diukur. Tetapi ΔH dapat ditentukan dengan
cara mengukur jumlah kalor yang diserap sistem. Misalnya pada perubahan es menjadi air, yaitu 89
kalori/gram. Pada perubahan es menjadi air, ΔH adalah positif, karena entalpi hasil perubahan, entalpi
air lebih besar dari pada entalpi es.
Termokimia merupakan bagian dari ilmu kimia yang mempelajari perubahan entalpi yang menyertai
suatu reaksi. Pada perubahan kimia selalu terjadi perubahan entalpi. Besarnya perubahan entalpi
adalah sama besar dengan selisih antara entalpi hasil reaksi dam jumlah entalpi pereaksi.
Pada reaksi endoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih besar, sehingga ΔH positif. Sedangkan
pada reaksi eksoterm, entalpi sesudah reaksi menjadi lebih kecil, sehingga ΔH negatif. Perubahan
entalpi pada suatu reaksi disebut kalor reaksi. Kalor reaksi untuk reaksi-reaksi yang khas disebut
dengan nama yang khas pula, misalnya kalor pembentukan,kalor penguraian, kalor pembakaran, kalor
pelarutan dan sebagainya.
Suatu reaksi kimia dapat dipandang sebagai suatu sistem yang terdiri dari dua bagian yang berbeda,
yaitu pereaksi dan hasil reaksi atau produk. Perhatikan suatu reaksi yang berlangsung pada sistem
tertutup dengan volume tetap (ΔV = 0), maka sistem tidak melakukan kerja, w = 0. Jika kalor reaksi
pada volume tetap dinyatakan dengan qv , maka persamaan hukum I termodinamika dapat ditulis:
ΔU = qv + 0 = qv = q reaksi (8)
q reaksi disebut sebagai kalor reaksi. Hal ini berarti bahwa semua perubahan energi yang menyertai
reaksi akan muncul sebagai kalor. Misal: suatu reaksi eksoterm mempunyai perubahan energi dalam
sebesar 100 kJ. Jika reaksi itu berlangsung dengan volume tetap, maka jumlah kalor yang dibebaskan
adalah 100 kJ.
Kebanyakan reaksi kimia berlangsung dalam sistem terbuka dengan tekanan tetap (tekanan atmosfir).
Maka sistem mungkin melakukan atau menerima kerja tekanan – volume, w = 0). Oleh karena itu kalor
reaksi pada tekanan tetap dinyatakan dengan qp , maka hukum I termodinamika dapat ditulis sebagai
berikut:
ΔU = qp + w atau qp = ΔU – w = q reaksi (9)
Untuk menyatakan kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap, para ahli mendefinisikan suatu
besaran termodinamika yaitu entalpi (heat content) dengan lambang “H”
Entalpi didefinisikan sebagai jumlah energi dalam dengan perkalian tekanan dan volume sistem, yang
dapat dinyatakan:
H = U + P V (10)
Reaksi kimia termasuk proses isotermal, dan bila dilakukan di udara terbuka maka kalor reaksi dapat
dinyatakan sebagai:
qp = Δ H (11)
Jadi, kalor reaksi yang berlangsung pada tekanan tetap sama dengan perubahan entalpi. Oleh karena
sebagian besar reaksi berlangsung pada tekanan tetap, yaitu tekanan atmosfir, maka kalor reaksi
selalu dinyatakan sebagai perubahan entalpi (ΔH).
Akibatnya, kalor dapat dihitung dari perubahan entalpi reaksi, dan perubahan entalpi reaksi yang
menyertai suatu reaksi hanya ditentukan oleh keadaan awal (reaktan) dan keadaan akhir (produk).
q = ΔH reaksi = Hp-Hr (12)
Contoh:
Suatu reaksi berlangsung pada volume tetap disertai penyerapan kalor sebanyak 200 kJ. Tentukan
nilai Δ U , Δ H, q dan w reaksi itu
Jawab:
Sistem menyerap kalor sebanyak 200 kJ , berarti q = + 200 kJ
Reaksi berlangsung pada volume tetap , maka w = 0 kJ.
ΔU = q + w
= + 200 kJ + 0 kJ = 200 kJ Δ H = q = + 200 kJ
Persamaan TermokimiaDitulis oleh Bambang Sugianto pada 09-06-2009
Persamaan reaksi yang mengikutsertakan perubahan entalpinya disebut persamaan
termokimia. Nilai ΔH yang dituliskan pada persamaan termokimia disesuaikan dengan stokiometri
reaksi. Artinya jumlah mol zat yang terlibat dalam reaksi sama dengan koefisien reaksinya.
Oleh karena entalpi reaksi juga bergantung pada wujud zat harus dinyatakan, yaitu dengan
membubuhkan indeks s untuk zat padat , l untuk zat cair, dan g untuk zat gas. Perhatikan contoh
berikut . Contoh: Pada pembentukan 1a mol air dari gas hidrogen dengan gas oksigen
dibebaskan 286 kJ. Kata “dibebaskan” menyatakan bahwa reaksi tergolong eksoterm. Oleh karena
itu ?H = -286 kJ Untuk setiap mol air yang terbentuk. Persamaan termokimianya adalah:
H2 (g) + 1/2 O2 (g) ——> H2O (l) ΔH = -286 kJ
Atau
2 H2 (g) + O2 (g) ——> 2 H2O (l) ΔH = -572 kJ
(karena koefisien reaksi dikali dua, maka harga ΔH juga harus dikali dua).
Pengertian Reaksi Eksoterm dan EndotermDitulis oleh Bambang Sugianto pada 07-06-2009
Perubahan entalpi (ΔH) positif menunjukkan bahwa dalam perubahan terdapat penyerapan kalor atau
pelepasan kalor.
Reaksi kimia yang melepaskan atau mengeluarkan kalor disebutreaksi eksoterm, sedangkan reaksi
kimia yang menyerap kalor disebut reaksi endoterm. Aliran kalor pada kedua jenis reaksi diatas
dapat dilihat pada gambar 11 berikut:
Gambar 11 Aliran kalor pada reaksi eksoterm dan endoterm
Pada reaksi endoterm, sistem menyerap energi. Oleh karena itu, entalpi sistem akan bertambah.
Artinya entalpi produk (Hp) lebih besar daripada entalpi pereaksi (Hr). Akibatnya, perubahan entalpi,
merupakan selisih antara entalpi produk dengan entalpi pereaksi (Hp -Hr) bertanda positif. Sehingga
perubahan entalpi untuk reaksi endoterm dapat dinyatakan:
ΔH = Hp- Hr > 0 (13 )
Sebaliknya, pada reaksi eksoterm , sistem membebaskan energi, sehingga entalpi sistem akan
berkurang, artinya entalpi produk lebih kecil daripada entalpi pereaksi. Oleh karena itu , perubahan
entalpinya bertanda negatif. Sehingga p dapat dinyatakan sebagai berikut:
ΔH = Hp- Hr < 0 ( 14 )
Perubahan entalpi pada reaksi eksoterm dan endoterm dapat dinyatakan dengan diagram tingkat
energi. Seperti pada gambar 12.berikut
Magnesium adalah unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki simbol Mg dan nomor atom 12 serta berat atom 24,31. Magnesium adalah elemen terbanyak kedelapan yang membentuk 2% berat kulit bumi, serta merupakan unsur terlarut ketiga terbanyak pada air laut. Logam alkali tanah ini terutama digunakan sebagai zat campuran (alloy) untuk membuat campuran alumunium-magnesium yang sering disebut "magnalium" atau "magnelium".
MagnesiumDitulis oleh Yulianto Mohsin pada 20-10-2006
Sejarah
(Magnesia, daerah di Thessaly). Senyawa-senyawa magnesium telah lama diketahui. Black telah
mengenal magnesium sebagai elemen di tahun 1755. Davy berhasil mengisolasikannya di tahun 1808
dan Busy mempersiapkannya dalam bentuk yang koheren di tahun 1831. Magnesium merupakan
elemen terbanyak kedelepan di kerak bumi. Ia tidak muncul tersendiri, tapi selalu ditemukan dalam
jumlah deposit yang banyak dalam bentukmagnesite, dolomite dan mineral-mineral lainnya.
Sumber-sumbe
Logam ini sekarang dihasilkan di AS dengan mengelektrolisis magnesium klorida yang terfusi dari air
asin, sumur, dan air laut.
Sifat-sifat
Magnesium merupakan logam yang ringan, putih keperak-perakan dan cukup kuat. Ia mudah ternoda
di udara, dan magnesium yang terbelah-belah secara halus dapat dengan mudah terbakar di udara
dan mengeluarkan lidah api putih yang menakjubkan.
Kegunaan
Magnesium digunakan di fotografi, flares, pyrotechnics, termasukincendiary bombs. Ia sepertiga lebih
ringan dibanding aluminium dan dalam campuran logam digunakan sebagai bahan konstruksi pesawat
dan missile. Logam ini memperbaiki karakter mekanik, fabrikasi dan las aluminium ketika digunakan
sebagai alloying agent. Magnesium digunakan dalam memproduksi grafit dalam cast iron, dan
digunakan sebagai bahan tambahan conventional propellants. Ia juga digunakan sebagai agen
pereduksi dalam produksi uranium murni dan logam-logam lain dari garam-garamnya. Hidroksida (milk
of magnesia), klorida, sulfat (Epsom salts) dan sitrat digunakan dalam kedokteran. Magnesite
digunakan untuk refractory, sebagai batu bata dan lapisan di tungku-tungku pemanas.
Senyawa-senyawa
Magnesium organik sangat penting untuk tumbuhan dan kehidupan binatang-binatang. Klorofil
merupakan perphyrins dengan magnesium sebagai pusatnya. Kebutuhan gizi orang dewasa akan
magnesium organik berkisar sekitar 300 mg/hari.
Penanganan
Kebakaran dapat dengan mudah terjadi, sehingga magnesium harus ditangani secara hati-hati.
Terutama jika logam ini dalam keadaan terbelah-belah secara halus. Air tidak boleh digunakan pada
magnesium yang terbakar atau kebakaran yang berdasarkan magnesium.
1. Massa Atom Relatif (Ar)Massa Atom relatif adalah perbandingan relatif massa atom unsurtertentu terhadap massa atom unsur lainnya. Satuan Massa Atomdisingkat sma.
1 sma = x massa atom C-12Jika massa atom Karbon (C) adalah 12,01115 » 12 maka perhitunganmassa atom relatif dilakukan dengan cara sebagai berikut :Karena massa atom C-12 sama dengan 1 sma, makaYang berarti :
Ar X = massa rata-rata 1 atom unsur X » Ar X = pembulatanmassa rata-rata 1 atom unsur X
Konstanta gasDari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Belum Diperiksa
Harga RSatuan
(V·P·T-1·n-1)
8.314472 J·K-1·mol-1
0.0820574587 L·atm·K-1·mol-1
83.14472 cm3·bar·[mol]]-1·K-1
8.20574587 × 10-5 m3·atm·K-1·mol-1
8.314472 cm3·MPa·K-1·mol-1
8.314472 L·kPa·K-1·mol-1
8.314472 m3·Pa·K-1·mol-1
62.36367 L·mmHg·K-1·mol-1
62.36367 L·Torr·K-1·mol-1
83.14472 L·mbar·K-1·mol-1
0.08314472 L·bar·K-1·mol-1
1.987 kal·K-1·mol-1
6.132440 lbf·ft·K-1·mol-1
10.73159 ft3·psi· °R-1·lb-mol-1
0.7302413 ft3·atm·°R-1·lb-mol-1
998.9701 ft3·mmHg·K-1·lb-mol-1
8.314472 × 107 erg·K-1·mol-1
1716 (Hanya Udara) ft·lb·°R-1·slug-1
286.9 (Hanya Udara) N·m·kg-1·K-1
286.9 (Hanya Udara) J·kg-1·K-1
Konstanta gas (disebut juga konstanta gas ideal, molar, semesta, atau universal, biasanya dilambangkan
dengan huruf R) adalah sebuahkonstanta fisika yang sering muncul dalam banyak persamaan fundamental
fisika, seperti hukum gas ideal dan persamaan Nernst. Konstanta ini ekuivalen dengan konstanta Boltzmann,
tetapi dinyatakan dalam satuan energi per kelvin per mol (daripada energi per kelvin per partikel).
Harganya adalah:
R = 8.314472(15) J · K-1 · mol-1
Dua digit di dalam kurung adalah ketidakpastian (deviasi standar) pada harga dua digit terakhir.
Konstanta gas didapatkan dari persamaan keadaan paling sederhana, hukum gas ideal, sebagai berikut:
dengan:
adalah tekanan absolut
adalah temperatur absolut
adalah volume "ruang" yang ditempati
adalah jumlah gas (jumlah molekul gas, biasanya dalam mol)
adalah volume molar
Volume molarDari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Volume molar adalah volume dari 1 mol dari suatu unsur atau senyawa kimia. Berbeda dengan massa molar,
volume molar setiap unsur atau senyawa tidak dipengaruhi oleh rumus molekulnya, namun
oleh tekanan dan temperatur dimana zat tersebut diukur. Definisi formal volume molar adalah
dimana V adalah volume dan n adalah jumlah mol partikel.
Rumus di atas dapat diubah lagi dengan mensubstitusikan nilai dan dari persamaan berikut
dengan adalah massa molar.
Satuan volume molar adalah liter/mol.
Pada kondisi standar (Standard Temperature and Pressure, dimana
dan , volume molar adalah 22,4 liter/mol. Pada kondisi ruangan (Room
Temperature and Pressure, dimana dan ), volume
molar adalah 24 liter/mol. Hal ini dapat dibuktikan dengan memasukkan nilai T dan P ke
dalam persamaan gas ideal.
Pada kondisi standar, dengan dan ,
Pada kondisi ruang, dengan dan ,
OksigenDari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
nitrogen ← oxygen → fluor
-↑
O
↓
S
8O
Tabel periodik
Penampilan
gas tak berwarna, cairan berwarna biru pucat. Gambar ini adalah
gambar oksigen cair.
Spectral lines of oxygen
Ciri-ciri umum
Nama, lambang,Nomor atom oxygen, O, 8
Dibaca / ̍ ɒ k s ɪdʒ ə n / OK-si-jən
Jenis unsur nonlogam, kalkogen
Golongan,periode, blok 16, 2, p
Massa atom standar 15.9994(3)
Konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p4
2, 6
Sifat fisika
Fase gas
Massa jenis (0 °C, 101.325 kPa)
1.429 g/L
Massa jeniscairan pada t.d. 1.141 g·cm−3
Titik lebur 54.36 K, -218.79 °C, -361.82 °F
Titik didih 90.20 K, -182.95 °C, -297.31 °F
Titik kritis 154.59 K, 5.043 MPa
Kalor peleburan (O2) 0.444 kJ·mol−1
Kalor penguapan (O2) 6.82 kJ·mol−1
Kapasitas kalor (O2)
29.378 J·mol−1·K−1
Tekanan uap
P (Pa) 1 10 100 1 k 10 k 100 k
at T (K) 61 73 90
Sifat atom
Bilangan oksidasi 2, 1, −1, −2
Elektronegativitas 3.44 (skala Pauling)
Energi ionisasi
(lebih lanjut)
pertama: 1313.9 kJ·mol−1
ke-2: 3388.3 kJ·mol−1
ke-3: 5300.5 kJ·mol−1
Jari-jari kovalen 66±2 pm
Jari-jari van der Waals 152 pm
Lain-lain
Struktur kristal cubic
Pembenahan magnetik paramagnetik
Konduktivitas termal 26.58x10-3 W·m−1·K−1
Kecepatan suara (gas, 27 °C) 330 m·s−1
Nomor CAS 7782-44-7
Isotop paling stabil
Artikel utama: Isotop dari oxygen
iso NA Waktu paruh DM DE (MeV) DP
16O 99.76% O stabil dengan 8 neutron
17O 0.039% O stabil dengan 9 neutron
18O 0.201% O stabil dengan 10 neutron
l • b • s
· r
Oksigen atau zat asam adalah unsur kimia dalam sistem tabel periodik yang mempunyai
lambang O dan nomor atom 8. Ia merupakan unsur golongan kalkogen dan dapat dengan mudah bereaksi
dengan hampir semua unsur lainnya (utamanya menjadi oksida). Pada Temperatur dan tekanan standar, dua
atom unsur ini berikatan menjadi dioksigen, yaitu senyawa gas diatomik dengan rumus O2 yang tidak
berwarna, tidak berasa, dan tidak berbau. Oksigen merupakan unsur paling melimpah ketiga di alam semesta
berdasarkan massa[1] dan unsur paling melimpah dikerak Bumi.[2] Gas oksigen diatomik mengisi 20,9% volume
atmosfer bumi..[3]
Semua kelompok molekul struktural yang terdapat pada organisme hidup, seperti protein, karbohidrat,
dan lemak, mengandung oksigen. Demikian pula senyawa anorganik yang terdapat pada cangkang, gigi, dan
tulang hewan. Oksigen dalam bentuk O2 dihasilkan dari air oleh sianobakteri,ganggang, dan tumbuhan
selama fotosintesis, dan digunakan pada respirasi sel oleh hampir semua makhluk hidup. Oksigen beracun
bagi organisme anaerob, yang merupakan bentuk kehidupan paling dominan pada masa-masa awal evolusi
kehidupan. O2 kemudian mulai berakumulasi pada atomsfer sekitar 2,5 miliar tahun yang lalu.[4] Terdapat
pula alotrop oksigen lainnya, yaitu ozon (O3). Lapisan ozon pada atomsfer membantu
melindungi biosfer dari radiasi ultraviolet, namun pada permukaan bumi ia adalah polutan yang merupakan
produk samping dari asbut.
Oksigen secara terpisah ditemukan oleh Carl Wilhelm Scheele di Uppsala pada tahun 1773 dan Joseph
Priestley di Wiltshire pada tahun 1774. Temuan Priestley lebih terkenal oleh karena publikasinya merupakan
yang pertama kali dicetak. Istilah oxygen diciptakan oleh Antoine Lavoisierpada tahun 1777,[5] yang
eksperimennya dengan oksigen berhasil meruntuhkan teori flogiston pembakaran dan korosi yang terkenal.
Oksigen secara industri dihasilkan dengan distilasi bertingkat udara cair, dengan munggunakan zeolit untuk
memisahkan karbon dioksida dan nitrogen dari udara, ataupun elektrolisis air, dll. Oksigen digunakan dalam
produksi baja, plastik, dan tekstil, ia juga digunakan sebagai propelan roket, untukterapi oksigen, dan sebagai
penyokong kehidupan pada pesawat terbang, kapal selam, penerbangan luar angkasa, dan penyelaman.
Karakteristik
[sunting]Struktur
Pada temperatur dan tekanan standar, oksigen berupa gas tak berwarna dan tak berasa dengan rumus
kimia O2, di mana dua atom oksigen secara kimiawi berikatan dengan konfigurasi elektron triplet spin.
Ikatan ini memiliki orde ikatan dua dan sering dijelaskan secara sederhana sebagai ikatan
ganda [6] ataupun sebagai kombinasi satu ikatan dua elektron dengan dua ikatan tiga elektron.[7]
Oksigen triplet merupakan keadaan dasar molekul O2.[8] Konfigurasi elektron molekul ini memiliki dua
elektron tak berpasangan yang menduduki dua orbital molekul yang berdegenerasi.[9] Kedua orbital ini
dikelompokkan sebagai antiikat (melemahkan orde ikatan dari tiga menjadi dua), sehingga ikatan oksigen
diatomik adalah lebih lemah daripada ikatan rangkap tiga nitrogen.[8]
Dalam bentuk triplet yang normal, molekul O2 bersifat paramagnetik oleh karena spin momen
magnetik elektron tak berpasangan molekul tersebut dan energi pertukaran negatif antara
molekul O2 yang bersebelahan. Oksigen cair akan tertarik kepada magnet, sedemikiannya pada
percobaan laboratorium, jembatan oksigen cair akan terbentuk di antara dua kutub magnet kuat.[10][11]
Oksigen singlet, adalah nama molekul oksigen O2 yang kesemuaan spin elektronnya berpasangan. Ia
lebih reaktif terhadap molekul organik pada umumnya. Secara alami, oksigen singlet umumnya dihasilkan
dari air selama fotosintesis.[12] Ia juga dihasilkan di troposfer melalui fotolisis ozon oleh sinar berpanjang
gelombang pendek,[13] dan oleh sistem kekebalan tubuh sebagai sumber oksigen aktif.[14] Karotenoid pada
organisme yang berfotosintesis (kemungkinan juga ada pada hewan) memainkan peran yang penting
dalam menyerap oksigen singlet dan mengubahnya menjadi berkeadaan dasar tak tereksitasi sebelum ia
menyebabkan kerusakan pada jaringan.[15]
Ozon merupakan gas langka pada bumi yang dapat ditemukan distratosfer.
[sunting]Alotrop
Artikel utama untuk bagian ini adalah: Alotrop oksigen
Alotrop oksigen elementer yang umumnya ditemukan di bumi adalah dioksigen O2. Ia memiliki panjang
ikat 121 pm dan energi ikat 498 kJ·mol -1 .[16] Altrop oksigen ini digunakan oleh makhluk hidup
dalam respirasi sel dan merupakan komponen utama atmosfer bumi.
Trioksigen (O3), dikenal sebagai ozon, merupakan alotrop oksigen yang sangat reaktif dan dapat merusak
jaringan paru-paru.[17] Ozon diproduksi di atmosfer bumi ketika O2 bergabung dengan oksigen atomik
yang dihasilkan dari pemisahan O2oleh radiasi ultraviolet (UV).[5] Oleh karena ozon menyerap gelombang
UV dengan sangat kuat, lapisan ozon yang berada di atmosfer berfungsi sebagai perisai radiasi yang
melindungi planet.[5] Namun, dekat permukaan bumi, ozon merupakan polutan udara yang dibentuk dari
produk sampingan pembakaran otomobil.[18]
Molekul metastabil tetraoksigen (O4) ditemukan pada tahun 2001,[19][20] dan diasumsikan terdapat pada
salah satu enam fase oksigen padat. Hal ini dibuktikan pada tahun 2006, dengan menekan O2 sampai
dengan 20 GPa, dan ditemukan struktur gerombol rombohedral O8.[21] Gerombol ini berpotensi
sebagai oksidator yang lebih kuat daripada O2 maupun O3, dan dapat digunakan dalam bahan
bakar roket.[19][20] Fase logam oksigen ditemukan pada tahun 1990 ketika oksigen padat ditekan sampai di
atas 96 GPa[22]. Ditemukan pula pada tahun 1998 bahwa pada suhu yang sangat rendah, fase ini
menjadi superkonduktor.[23]
[sunting]Sifat fisik
Warna oksigen cair adalah biru seperti warna biru langit. Fenomena ini tidak berkaitan; warna biru langit disebabkan
olehpenyebaran Rayleigh.
Oksigen lebih larut dalam air daripada nitrogen. Air mengandung sekitar satu molekul O2 untuk 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 mg·L−1, manakala
pada suhu 20 °C oksigen yang larut adalah sekitar 7,6 mg·L−1.[24][25] Pada suhu 25 °C dan 1 atm udara, air
tawar mengandung 6,04 mililiter (mL) oksigen per liter, manakala dalam air laut mengandung sekitar
4,95 mL per liter.[26] Pada suhu 5 °C, kelarutannya bertambah menjadi 9,0 mL (50% lebih banyak
daripada 25 °C) 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, −297,31 °F), dan membeku pada 54.36 K (−218,79 °C,
−361,82 °F).[27] 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 distilasi bertingkat udara cair;[28] Oksigen cair juga dapat dihasilkan dari pengembunan udara,
menggunakan nitrogen cair dengan pendingin. Oksigen merupakan zat yang sangat reaktif dan harus
dipisahkan dari bahan-bahan yang mudah terbakar.[29]
[sunting]Isotop
Artikel utama untuk bagian ini adalah: Isotop oksigen
Oksigen yang dapat ditemukan secara alami adalah 16O, 17O, dan 18 O , dengan 16O merupakan yang
paling melimpah (99,762%).[30] Isotop oksigen dapat berkisar dari yang bernomor massa 12 sampai
dengan 28.[30]
Kebanyakan 16O di disintesis pada akhir proses fusi helium pada bintang, namun ada juga beberapa yang
dihasilkan pada proses pembakaran neon.[31] 17O utamanya dihasilkan dari pembakaran hidrogen
menjadi helium semasa siklus CNO, membuatnya menjadi isotop yang paling umum pada zona
pembakaran hidrogen bintang.[31]Kebanyakan 18O diproduksi ketika 14 N (berasal dari pembakaran CNO)
menangkap inti 4 He , menjadikannya bentuk isotop yang paling umum di zona kaya helium bintang.[31]
Empat belas radioisotop telah berhasil dikarakterisasi, yang paling stabil adalah 15O dengan umur
paruh 122,24 detik dan 14O dengan umur paruh 70,606 detik.[30] Isotop radioaktif sisanya memiliki umur
paruh yang lebih pendek daripada 27 detik, dan mayoritas memiliki umur paruh kurang dari 83 milidetik.[30] Modus peluruhan yang paling umum untuk isotop yang lebih ringan dari 16O adalah penangkapan
elektron, menghasilkan nitrogen, sedangkan modus peluruhan yang paling umum untuk isotop yang lebih
berat daripada 18O adalah peluruhan beta, menghasilkan fluorin.[30]
[sunting]Keberadaan
Menurut massanya, oksigen merupakan unsur kimia paling melimpah di biosfer, udara, laut, dan tanah
bumi. Oksigen merupakan unsur kimia paling melimpah ketiga di alam semesta, setelah hidrogen dan
helium.[1] Sekitar 0,9% massa Matahari adalah oksigen.[3] Oksigen mengisi sekitar 49,2% massa kerak
bumi [2] dan merupakan komponen utama dalam samudera (88,8% berdasarkan massa).[3] Gas oksigen
merupakan komponen paling umum kedua dalam atmosfer bumi, menduduki 21,0% volume dan 23,1%
massa (sekitar 1015 ton) atmosfer.[32][3][33] Bumi memiliki ketidaklaziman pada atmosfernya dibandingkan
planet-planet lainnya dalam sistem tata surya karena ia memiliki konsentrasi gas oksigen yang tinggi di
atmosfernya. Bandingkan dengan Mars yang hanya memiliki 0,1% O2 berdasarkan volume
dan Venus yang bahkan memiliki kadar konsentrasi yang lebih rendah. Namun, O2 yang berada di planet-
planet selain bumi hanya dihasilkan dari radiasi ultraviolet yang menimpa molekul-molekul beratom
oksigen, misalnya karbon dioksida.
Air dingin melarutkan lebih banyak O2.
Konsentrasi gas oksigen di Bumi yang tidak lazim ini merupakan akibat dari siklus oksigen. Siklus
biogeokimia ini menjelaskan pergerakan oksigen di dalam dan di antara tiga reservoir utama bumi:
atmosfer, biosfer, dan litosfer. Faktor utama yang mendorong siklus oksigen ini adalah fotosintesis.
Fotosintesis melepaskan oksigen ke atmosfer, manakala respirasi dan
proses pembusukan menghilangkannya dari atmosfer. Dalam keadaankesetimbangan, laju produksi dan
konsumsi oksigen adalah sekitar 1/2000 keseluruhan oksigen yang ada di atmosfer setiap tahunnya.
Oksigen bebas juga terdapat dalam air sebagai larutan. Peningkatan kelarutan O2 pada temperatur yang
rendah memiliki implikasi yang besar pada kehidupan laut. Lautan di sekitar kutub bumi dapat
menyokong kehidupan laut yang lebih banyak oleh karena kandungan oksigen yang lebih tinggi.[34] Air
yang terkena polusi dapat mengurangi jumlah O2 dalam air tersebut. Para ilmuwan menaksir kualitas air
dengan mengukur kebutuhan oksigen biologis atau jumlah O2 yang diperlukan untuk mengembalikan
konsentrasi oksigen dalam air itu seperti semula.[35]
[sunting]Peranan biologis
[sunting]Fotosintesis dan respirasi
Fotosintesis menghasilkan O2
Di alam, oksigen bebas dihasilkan dari fotolisis air selama fotosintesis oksigenik. Ganggang
hijau dan sianobakteri di lingkungan lautan menghasilkan sekitar 70% oksigen bebas yang dihasilkan di
bumi, sedangkan sisanya dihasilkan oleh tumbuhan daratan.[36]
Persamaan kimia yang sederhana untuk fotosintesis adalah:[37]
6CO2 + 6H2O + foton → C6H12O6 + 6O2
Evolusi oksigen fotolitik terjadi di membran tilakoid organisme dan memerlukan energi empat foton.[38] Terdapat banyak langkah proses yang terlibat, namun hasilnya merupakan pembentukan
gradien proton di seluruh permukaan tilakod. Ini digunakan untuk mensintesis ATP via fotofosforilasi.[39] O2yang dihasilkan sebagai produk sampingan kemudian dilepaskan ke atmosfer.[40]
Dioksigen molekuler, O2, sangatlah penting untuk respirasi sel organisme aerob. Oksigen digunakan
di mitokondria untuk membantu menghasilkanadenosina trifosfat (ATP) selama fosforilasi oksidatif.
Reaksi respirasi aerob ini secara garis besar merupakan kebalikan dari fotosintesis, secara
sederhana:
C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O + 2880 kJ·mol-1
Pada vertebrata, O2 berdifusi melalui membran paru-paru dan dibawa oleh sel darah
merah. Hemoglobin mengikat O2, mengubah warnanya dari merah kebiruan menjadi merah
cerah.[41][17] Terdapat pula hewan lainnya yang menggunakan hemosianin (hewan moluska dan
beberapa artropoda) ataupunhemeritrin (laba-laba dan lobster).[32] Satu liter darah dapat
melarutkan 200 cc O2.[32]
Spesi oksigen yang reaktif, misalnya ion superoksida (O2−) dan hidrogen peroksida (H2O2),
adalah produk sampingan penggunaan oksigen dalam tubuh organisme.[32] Namun,
bagian sistem kekebalan organisme tingkat tinggi pula menghasilkan peroksida, superoksida,
dan oksigen singlet untuk menghancurkan mikroba. Spesi oksigen reaktif juga memainkan peran
yang penting pada respon hipersensitif tumbuhan melawan serangan patogen.[39]
Dalam keadaan istirahat, manusia dewasa menghirup 1,8 sampai 2,4 gram oksigen per menit.[42] Jumlah ini setara dengan 6 miliar ton oksigen yang dihirup oleh seluruh manusia per tahun. [43]
[sunting]Penumpukan oksigen di atmosfer
Peningkatan kadar O2 di atmosfer bumi: 1) tiada O2 yang dihasilkan; 2) O2 dihasilkan, namun diserap samudera
dan batuan dasar laut; 3) O2 mulai melepaskan diri dari samuder, namun diserap oleh permukaan tanah dan
pembentukan lapisan ozon; 4-5) gas O2 mulai berakumulasi
Gas oksigen bebas hampir tidak terdapat pada atmosfer bumi sebelum
munculnya arkaea dan bakteri fotosintetik. Oksigen bebas pertama kali muncul dalam kadar
yang signifikan semasa masa Paleoproterozoikum (antara 2,5 sampai dengan 1,6 miliar tahun
yang lalu). Pertama-tama, oksigen bersamaan dengan besi yang larut dalam samudera,
membentuk formasi pita besi (Banded iron formation). Oksigen mulai melepaskan diri dari
samudera 2,7 miliar tahun lalu, dan mencapai 10% kadar sekarang sekitar 1,7 miliar tahun lalu.[44]
Keberadaan oksigen dalam jumlah besar di atmosfer dan samudera kemungkinan membuat
kebanyakan organisme anaerob hampirpunah semasa bencana oksigen sekitar 2,4 miliar tahun
yang lalu. Namun, respirasi sel yang menggunakan O2 mengijinkan organisme aerob untuk
memproduksi lebih banyak ATP daripada organisme anaerob, sehingga organisme aerob
mendominasi biosfer bumi.[45]Fotosintesis dan respirasi seluler O2 mengijinkan berevolusinya sel
eukariota dan akhirnya berevolusi menjadi organisme multisel seperti tumbuhan dan hewan.
Sejak permulaan era Kambrium 540 juta tahun yang lalu, kadar O2 berfluktuasi antara 15%
sampai 30% berdasarkan volume.[46] Pada akhir masa Karbon, kadar O2 atmosfer mencapai
maksimum dengan 35% berdasarkan volume,[46] mengijinkan serangga dan amfibi tumbuh lebih
besar daripada ukuran sekarang. Aktivitas manusia, meliputi pembakaran 7 miliar ton bahan
bakar fosil per tahun hanya memiliki pengaruh yang sangat kecil terhadap penurunan kadar
oksigen di atmosfer. Dengan laju fotosintesis sekarang ini, diperlukan sekitar 2.000 tahun untuk
memproduksi ulang seluruh O2 yang ada di atmosfer sekarang.[47]
top related