OKSIGEN

MY PAPER OKSIGEN

LATAR BELAKANG

     Selama beberapa abad, para ahli kadang-kadang menyadari bahwa udara terdiri lebih dari satu komponen. Sifat oksigen dan nitrogen sebagai komponen udara mengarah pada pengembangan teori flogiston pada proses pembakaran, yang sering terpikir oleh para ahli kimia selama satu abad. Oksigen telah dibuat oleh beberapa ahli, termasuk Bayen dan Borch, tetapi mereka tidak tahu cara mengumpulkannya. Mereka juga tidak mempelajari sifat-sifatnya dan tidak mengenali  oksigen sebagai unsur dasar.

Di antara unsur-unsur golongan 16, hanyaoksigen yang berwujud gas pada suhu kamar. Gas ini tidak berwarna, tidak berbau, titik didihnya -183 ^OC dan lebih ringan dari udara. Massa jenisnya 1,429 g/cm³, titik bekunya -219^oC pada tekanan 1 atm. Kelarutan dalam air: 5 bagian volume O₂ dalam 100 bagian volume air pada O^oC.

       Oksigen dengan konfigurasi elektron 1s² 2s² 2p⁴ dapat membentuk dua ikatan kovalen. Dengan teori orbital molekul dapat dibuktikan bahwa O₂ bersifat paramagnetik.  Oksigen merupakan unsur paling melimpah ketiga di alam semesta berdasarkan massa dan unsur paling melimpah di kerak Bumi. Gas oksigen diatomik mengisi 20,9% volume atmosfer bumi. Oksigen merupakan unsur pertama dalam kerak bumi yaitu merupakan kurang lebih 46,6% massa kerak bumi, 89% dalam air dan kira-kira 21% di atmosfer.

                KARAKTERISTIK

1.      Konfigurasi elektron : ns² np⁴

2.      Gas tidak berwarna dan tidak beracun

3.      Mempunyai 3 isotop, yaitu :

a.     ¹⁶O : 99,76 %

b.    ¹⁷O : 0,04 %

c.     ¹⁸O : 0,2 %

4.      Merupakan unsur utama dalam kerak bumi (46,6 %), dalam air (89 %) dan di atmosfer (21 %)

5.      Dengan senyawa atau unsur lain membentuk ikatan kovalen

6.      Bersifat paramagnetik

Sifat Fisika

1.      Nomor atom                    : 8

2.      Jari-jari atom                   : 0,074 nm

3.      Elektronegativitas           : 3,5

4.      Titik beku                        : -218,9 ^oC

5.      Titik leleh                        : -182,9 ^oC

6.      Energi ionisasi I              : 1316 kJ/mol

7.      Energi ionisasi II             : 3396 kJ/mol

8.      Kerapatan                       : 1,27

9.      Potensial Elektroda         : 0,401 V

10.  Warna Oksigen cair        : biru

Pembuatan

a.       Di Laboratorium :

1.      Penguraian katalitik hidrogen peroksida

2H₂O₂            ^MnO2                2H₂O + O₂

2.      Penguraian termal senyawa yang mengandung banyak oksigen

·         2KMnO_4(s)                             K₂MnO_4(s) + MnO_2(s) + O_2(g)

                                                                  

·         2KClO_3(s)                                  2KCl _(s) + 3O_{2 (g)}

·         2KNO_3(s)                               KNO_2(s) + O_2(g)

3.      Reaksi antara peroksida dan air

2NaO_2(s) + 2H₂O_(l)               4NaOH_(aq) + O_2(g)

b.      Secara Komersial :

1.      Destilasi bertingkat udara cair

2.      Elektrolisis air ( O₂ yang dihasilkan melalui cara ini sangat    murni )

2H₂O _(l)             2H_{2 (g)} + O_{2 (g)}

Klasifikasi Oksida

1.                Oksida asam (non logam)

Oksida ini terbentuk dari oksigen dengan unsur-unsur nonlogam seperti, nitrogen, sulfur, posfor, dan golongan halogen serta karbon dioksida. Sebagian besar oksida non logam bersifat asam. Kekuatan asamnya meningkat dari kiri ke kanan dalam satu periode dalam tabel periodik. Dengan kata lain, keasaman menjadi lebih kuat dengan meningkatnya sifat non logamnya.

Contoh oksida nonlogam SO₂, SO₃, CO₂, NO₂, P₂O₅. Karbon memiliki dua oksida, CO dan CO₂, dan keasaman CO₂ lemah (H₂CO₃ adalah asam lemah). Oksida karbon berwujud gas tetapi oksida silikon dan unsur-unsur di bawahnya berwujud padat. SiO₂ tidak larut dalam air, tetapi oksida ini bersifat asam karena bereaksi dengan basa.

SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O

SO₃ dan P₄O₁₀ adalah oksida asam karena oksida ini bereaksi dengan air menghasilkan proton.

SO₃ (g) + H₂O (l)                 2H⁺ (aq) + SO₄^2- (aq)

2.    Oksida basa (logam)

Oksida logam terbentuk antara unsur  IA dan IIA dengan oksigen. Oksida logam alkali atau alkali tanah kurang lebih akan larut dalam air dan menunjukkan sifat basa. Natrium oksida Na₂O adalah contoh khas oksida basa. Jadi,

Na₂O(s) + H₂O → 2Na⁺(aq) + 2OH¯(aq)

(aq) menunjukkan bahwa spesi ini ada dalam larutan dalam air. Bahkan bila oksida ini sedikit larut dalam air, oksida ini tetap basa bila bereaksi dengan air.

Semua oksida logam golongan IA bersifat mudah larut dalam air. Kelarutan ini disebabkan terjadinya reaksi hidrolisis ion oksida menjadi ion hidroksida. Sifat basa kuatnmya disebabkan oleh OH^- contohnya:

K₂O_(S) + H₂O                2KOH_(aq)

Semua oksida logam IA maupun IIA bersifat sangat reaktif terhadap air, sehingga harus disimpan dalam udara kering.

Semua oksida logam IIA juga bersifat basa, kecuali BeO yang bersifat amfoter. Makin kebawah dalam satu golongan, sifat basa oksida logam IIA semakin kuat. Namun karena MgO tidak larut dalam air, sifat basanya ditunjukkan oleh kemampuannya bereaksi dengan H⁺ (karena bereaksi dengan asam) reaksinya:

MgO_(s) + 2H⁺_(aq)               Mg²⁺_(aq) +H₂O

Semua oksida logam mempunyai titik leleh di atas 1900⁰C yang menunjukkan sebagai senyawa ionik yang mengandung ion oksida, kecuali berilium oksida merupakan senyawa kovalen.

3.    Oksida amfoter

Oksida amfoter adalah oksida yang daat bereaksi dengan asam atau basa. Oksida amfoter terbentuk antara oksigen dengan logam amfoter antara lain Al, Sn, Zn, Pb, Sb, Cr. Oksida ini berlaku sebagai basa terhadap asam kuat dan sebagai asam terhadap basa kuat.

·         Dengan Asam :

ZnO (s) + 2HCl (aq)                      ZnCl₂ (g) + H₂O (l)

·         Dengan Basa :

ZnO (s) + 2OH^- (aq) + H₂O (l)                       Zn(OH)₄^2- (aq)

4.    Oksida netral

Oksida netral adalah oksida yang tidak bereaksi dengan asam dan basa. Disamping itu oksida netral juga bila dilarutkan dalam air tidak menghasilkan asam maupun basa. Misalnya: N₂O, CO dan MnO₂. Bila MnO₂ (atau PbO₂) larut dalam asam, misalnya dalam HCl pekat, reaksinya adalah reaksi redoks, menghasilkan Mn²⁺ dan Cl₂ namun bukan reaksi asam basa.

5.    Oksida Campuran

Oksida Campuran adalah oksida yang merupakan campuran dari oksida sederhana. Oksida campuran terdiri dari dua macam oksida dari unsur sejenis,tapi berbeda tingkat oksidasinya, oksida ini merupakan oksida ion yang nonstoikiometri, contoh Fe₃O₄ merupakan campuran dari FeO dan Fe₂O₃. Bila suatu unsur membentuk beberapa oksida yang biloksnya lebih tinggi bersifat asam,contohnya Cr membentuk oksida CrO bersifat basa, Cr₂O₃ Bersifat amfoter dan CrO₃ bersifat asam dan P₃O₄ yang merupakan campuran dari PbO : PbO₂, 2 : 1

6.    Peroksida dan Superoksida

a.    Senyawa Peroksida

Senyawa peroksida yang banyak digunakan adalah hydrogen peroksida H₂O₂, yaitu untuk pemutih pulp kertas, tekstil, kulit, lemak dan minyak rambut. Dalam industry digunakan sebagai pereaksi kimia organic, polimer, obat-obatan, dan produksi makanan. Hydrogen peroksida encer digunakan dalam rumah tangga untuk antiseptic ringan dan pemutih kain.

Hidrogen peroksida murni merupakan cairan tak berwarna yang membeku pada -0,46^oC dan mendidih 150,2^oC. Cairannya lebih kental dari pada air dengan massa jenisnya 1,44225 g/mL (pada 25^oC)

Namun strukturnya tidak planar, tetapi membentuk struktur yang disebut skew-chain Hidrogen peroksida mempunyai nilai pKa = 11,75, bersifat asam sangat lemah dan sebagai proton akseptor, seperti ditunjukan dalam reaksi berikut ini :

H₂O₂ (aq) + H₃O⁺(aq)  H₂O(aq) + H₃O⁺ (aq)

Namun demikian, hydrogen peroksida merupakan oksidator kuat dalam suasana asam maupun basa. Ini terlihat dari potensial reduksi standarnya :

H₂O₂ (aq) + 2H⁺(aq) + 2e^-  2 H₂O                     E⁰=+1,77 V (1)

O₂(g) + 2H⁺(aq) + 2e^- ↔ H₂O₂ (aq)                      E⁰=+0,69 V (2)

HO₂^-(aq) + H₂O + 2e^- ↔ 3OH^-(aq)                       E⁰=+0,87 V (3)

Laju reaksi Hidrogen peroksida mudah terurai menjadi air dan oksigen setelah disimpan lama. Reaksinya, sebagai berikut:

2 H₂O₂ (l) → 2 H₂O + O₂(g) ∆H= -197 kJ/mol

Penguraian ini dipercepat oleh adanya, panas , ion logam berat, dan kotoran. Bahkan air dan oksigen yang menjadi produk penguraiannya juga mempercepat proses penguraian selanjutnya. Terbentuknya oksigen dari hasil penguraian itu dapat memicu terjadinya ledakan dan api. Oleh karena itu hydrogen peroksida pekat harus disimpan dalam botol plastic khusus yang bagian dalamnya dilapisi lilin dan tidak boleh menggunakan botol gelas. Permukaan gelas umumnya mengandung alkali yang dapat mempercepat proses penguraian. Peroksida yang dijual di toko obat konsentrasinya hanya 2-3%. Biasanya hidrogen peroksida yang dijual secara komersial adalah larutan encer yang berisi sedikit stabilizer, dalam botol kaca atau polietilena untuk menurunkan tingkat dekomposisi. 6% (w/v) hidrogen peroksida dapat merusak kulit, menimbulkan bisul-bisul putih yang disebabkan oleh gelembung oksigen.

Hydrogen peroksida dapat dibuat melalui berbagai metode. Untuk pembuatan di laboratorium dalam jumlah yang kecil, sering dilakukan melalui penambahan barium peroksida ke dalam larutan asam sulfat, encer dan dingin. Reaksinya sebagai berikut :

BaO₂ (s) + H₂SO₄ (aq) → BaSO₄ (s)+ H₂O₂ (aq)

b.    Senyawa Superoksida

Senyawa superoksida Na, K, dan Rb dibuat dari peroksidanya. Contohnya sebagai berikut :

K₂O₂ + O₂                   2KO₂

Dalam sistem tertutup seperti pada kapal selam, kalium superoksida digunakan untuk menghilangkan gas karbon dioksida hasil pernafasan para kru kapal selam.

Reaksinya sebagai berikut :

4 KO₂ (s) + 2CO₂ (g) ↔2K₂CO₃ (s) + 3O₂ (g)

Reaksi diatas memungkinkan terjadinya regenerasi gas oksigen yang diperlukan untuk pernafasan.

Superoksida ionic, MO₂, dibentuk oleh interaksi O₂ dengan K, Rb, atau Cs sebagai padatan Kristal kuning sampai jingga. NaO₂ dapat diperoleh hanya dengan reaksi Na₂O₂ dengan O₂ pada 300 atm dan 500°C. LiO₂ tidak dapat diisolasi. Superoksida alkali tanah, Mg, Zn, dan Cd hanya terdapat dalam konsentrasi kecil sebagai larutan padat dalam peroksida. Ion O₂^- mempunyai satu elektron tidak berpasangan. Superoksida adalah zat pengoksidasi yang sangat kuat. Mereka bereaksi kuat dengan air :

2 O₂^- + H₂O → O₂ + HO₂^- + OH^-

2 HO₂^- → 2OH^- + O₂ (lambat)

Reaksi dengan CO₂, yang melibatkan intermediet peroksokarbonat, diguanakan untuk menghilangkan CO₂ dan meregenerasi O₂ dalam system tertutup (misalnya kapal selam). Reaksi keseluruhan adalah

4MO₂(s) + 2CO₂(g) → 2M₂CO₃(s) + 3O₂(g)

OZON ( trioksigen )

            Secara komersial, ozon digunakan pada proses pengolahan air minum kemasan. Ozonisasi pada air minum kemasan dapat membunuh kuman dan bakteri yang terdapat pada air mineral tersebut. Pada proses pengolahan air limbah, ozon sering digunakan untuk menghilangkan bau tidak sedap yang dihasilkan oleh limbah.

a.       Dapat terbentuk jika O₂ dikenakan bunga api listrik (discaslistrik).

3O₂ (g)                           2O₃ (g)

b.      Molekul ozon non linier dan mempunyai bentuk resonansi seperti terlihat pada gambar di bawah ini :

   O                                                      O

     O      O                                           O          O

c.       Menurut data spektroskopi :

·                    < ikatan  O     O     O = 116,5 ^oC.

·                   Panjang ikatan = 0,128 nm

d.      Ozon merupakan penyusun utama lapisan sratosfer ( lapisan di ketinggian 15-25 km ). Pada lapisan ini konsentrasi ozon = 10 ppm, sedangkan di bawahnya konsentrasi ozon ~ 0,04 ppm.

e.        Pembentukan ozon di alam melalui tahapan :

1.    Radiasi ultraviolet dari matahari dengan panjang gelombang 240 nm akan menguraikan molekul O₂ menjadi atom oksigen (O_n).

O₂                          2O

2.    Kemudian atom oksigen tadi bereaksi dengan molekul oksigen membentuk ozon.

O + O₂                               O₃

Isu yang sedang marak dalam satu dasawarsa ini adalah pemanasan global sebagai akibat rusaknya lapisan ozon diatmosfer. Yang pertama kali mengungkapkan hal ini adalah Molina dan Rowland yang menulis dimajalah Nature (1974).

Senyawa klorofluoro carbon ( CFC ) seperti :

Metil kloroform ( CCL₄) untuk pencucian logam

Metil bromida untuk produk pertanian

CF₂Cl_{2 ,} CFCl₃ akan merusak lapisan ozon

Bagaimana senyawa ini merusak ??

Tahap I :    Gas CFC ini berdifusi sampai stratosfer dan oleh radiasi UV   ikatan C      Cl putus sehingga terbentuk atom Cl.

CF₂Cl₂                    CF₂Cl + Cl

Tahap II      : Atom Cl akan menguraikan ozon

Cl + O₃                        O₂ + ClO

        Selanjutnya akan terjadi efek domino dimana atom O yang terbentuk dari penguraian O₂ dengan UV akan bereaksi dengan ClO menjadi Cl.

O₂           2O

ClO + O                O₂ + Cl

Reaksi keseluruhan :

O + O₃             2O₂

Ø  Di samping Cl, NO juga akan merusak ozon

NO + O₃                 O₂ + NO₂

O₂           ^hv          2O

O + NO₂                       O₂ + NO

     NO ini diperkirakan berasal dari pesawat concorda.

Ø  Sebagai pengganti CFC dapat digunakan :

a.     HCFC ( Hidro Chloro Fluoro Carbon )

b.    HFC ( Hidro Fluoro Carbon )

c.     HC ( Hidro Carbon )

Tetapi, HCFC dan HFC mempunyai potensi pemanasan global juga, jadi yang terbaik adalah HC

Ø  Pengaturan penggunaan BPO ( Bahan Perusak Ozon ) ditetapkan dalam suatu perangkat hukum internasional yaitu Konvensi Wina dan dipertegas lagi melalui Protocol Montreal. Keputusannya :

o   Untuk negara maju, batas penggunaan CFC pada tahun 1996, sedangkan Halon pada tahun 1997.

o   Untuk Indonesia pada tahun 2006.

Ø  Penggunaan ozon lainnya digunakan untuk pemurnian air.

Derivating Oksigen H₂O

Air adalah pelarut polar dan merupakan elektrolit lemah. Selain senyawa polar, beberapa senyawa kovalen ( seperti senyawa yang mengandung gugus OH, karbonil, karboksil, dan amino ) dapat juga larut dalam air karena membentuk ikatan hidrogen. Senyawa ini mengandung gugus hidroksil , karbonil, karboksil, dan gugus animo. Air mempunyai titik didih sebesar 100^oC, titik beku sebesar 0^oC dan kerapatan sebesar 1 gram/cm³. Air adalah pelarut universal. Kelarutannya dalam ion adalah hubungannya dengan energi kisi dan energi hidrasi.

Air dapat berfungssi sebagai oksidator ataupun reduktor.

2H₂O + 2e^-                       H₂  +  2OH^-                       ( E^o = - 0,83 V )

2H₂O              4H⁺  +  O₂ + 4e^-              ( E^o = + 1,23 V)

Air sebagai elektrolit lemah

2H₂O                    H₃O⁺  +  OH^-   ( K = 10^-14 pada 25^OC)

Telah ditemukan juga polywater yang mempunyai karakteristik berbeda dengan air, antara lain mempunyai titik didih > 200^oC, titik beku sebesar -40^oC dan kerapatan sebesar 1,4 gram/cm³

Peroksida (H₂O₂)

Oksida ini tidak stabil dan mempunyai bilangan oksidasi -1. Memiliki gugus

–O-O-. Lemahnya ikatan antara dua oksigen yang menyebabkan hidrogen peroksida tidak stabil.  Bentuknya berua cairan dengan titik didih 150 ^oC dan titik beku -0,89 ^oC. Dapat terurai menjadi air dan oksigen, tetapi bersifat eksplosif.

     2H₂O₂                                2H₂O + O₂

Cara pembuatan :

1.    Di Laboratorium

Mereaksikan BaO₂ dengan asam encer.

2.    Secara komersial

Elektrolisis larutan H₂SO₄ dengan elektroda Pt.

Hidrogen peroksida adalah cairan yang hampir  tak berwarna (mp -0.89^o C dan bp (diekstrapolasikan) 151.4^o C), bersifat sangat eksplosif dan berbahaya dalam konsentrasi tinggi. Biasanya hidrogen peroksida digunakan sebagai larutan encer, tetapi larutan dalam air 90% digunakan. Karena hidrogen peroksida digunakan dalam jumlah besar sebagai bahan pengelantang untuk serat dan kertas, proses sintetik industri skala besar telah dibuat.  Proses ini menggunakan reaksi katalitik sangat lunak untuk menghasilkan larutan encer hidrogen peroksida dari udara dan hidrogen dengan menggunakan antrakuinon tersubstitusi.  Larutan encer ini kemudian dipekatkan.  Bila deuterium peroksida dipreparasi di laboratorium, reaksi berikut digunakan.

K₂S₂O₈ + 2 D₂O → D₂O₂ + 2 KDSO₄

Hidrogen peroksida terdekomposisi menjadi air dan oksigen dengan keberadaan mangan dioksida, MnO₂.  Hidrogen peroksida dapat bereaksi sebagai oksidator maupun reduktor bergantung ko-reaktannya. Potensial reduksinya dalam asam diungkapkan dalam diagram Latimer

Kegunaan :

1.    Antiseptik

2.    Pemutih pakaian

Uji Kualitatif

·         O₂ : gas ini akan menyalakan kembali kayu pijar

·         O_{3 :}

·         H₂O₂

Penumpukan Oksigen di Atmosfer

v  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 samudera, namun diserap oleh permukaan tanah dan pembentukan lapisan ozon; 4-5) gas O₂ mulai berakumulasi.

v  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 milyar 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 milyar tahun lalu, dan mencapai 10% kadar sekarang sekitar 1,7 milyar tahun lalu.

v  Keberadaan oksigen dalam jumlah besar di atmosfer dan samudera kemungkinan membuat kebanyakan organisme anaerob hampir punah semasa bencana oksigen sekitar 2,4 milyar 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. Fotosintesis dan respirasi seluler O2 mengijinkan berevolusinya sel eukariota dan akhirnya berevolusi menjadi organisme multisel seperti tumbuhan dan hewan.

v  Sejak permulaan era Kambrium 540 juta tahun yang lalu, kadar O₂ berfluktuasi antara 15% sampai 30% berdasarkan volume. Pada akhir masa Karbon, kadar O₂ atmosfer mencapai maksimum dengan 35% berdasarkan volume, mengijinkan serangga dan amfibi tumbuh lebih besar daripada ukuran sekarang. Aktivitas manusia, meliputi pembakaran 7 milyar 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.

DAFTAR PUSTAKA

Achmad, hiskia. 1992. Kimia unsur dan radiokimia. Bandung : Pt. Adhitia Bakti

Effendy. 2004. Teori VSPER kepolaran dan gaya antar molekul. Malang : UIN Malang

Farida, Ida. 2009. Modul Perkuliahan:Kimia Anorganik I . Bandung : UIN Sunan Gunung Djati

Pujaatmaka, Hadyana. 1989. Kimia Untuk Universitas. Jakarta : Erlangga

Wilkinson dan Cotton. 1989. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta : Universitas Indonesia