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.