ATOM DAN MOLEKUL DALAM KIMIA ORGANIK

ATOM DAN MOLEKUL DALAM KIMIA ORGANIK

A. Struktur Elektron dari Atom

Konsep Rutherford mengambil pengadaian dasar bahwa partikel dengan muatan berlawanan dalam atom, yakni proton dan elektron, saling menarik menurut hukum yang memberikan perilaku partikel bermuatan listrik berukuran besar. 

Charles Coulomb menemukan dalam tahun 1784 bahwa gaya antara dua titik bermuatan adalah berbanding lurus dengan kuadrat jarak antara dua titik itu :

            gaya elekrostatik ∞ (muatan 1)(muatan 2)

                                                            (jarak)²

Jika muatan berlawanan tanda gaya itu bersifat tarik-menarik, jika sama tandanya gaya itu tolak-menolak.

Lambang untuk muatan suatu elektron ialah e. Muatan suatu proton sama besar tetapi berlawanan arah, maka muatan itu juga e. Jika banyaknya proton dalam inti adalah Z, maka muatan inti adalah Ze. Para peneliti menalarkan bahwa jika mereka dapat menentukan gaya tarik antara sebuah inti dan elektron-elektronnya, dapatlah mereka menggunakan hukum Coulomb untuk menentukan jarak relatif, d, antara inti dan pelbagai elektron itu :

                        Gaya ∞ (muatan 1)(muatan 2) = (Ze)(e) = Ze²

                                         (jarak)²                                d²          d²

Untuk sebuah atom unsur Ze² adalah konstan, maka dapatlah dikatakan bahwa makin besar gaya tarik antara inti dan elektron, makin kecil jarak antara inti dan elektron itu.

1. Energi Pengionan Atom-Atom.

            Untuk mengukur gaya tarik antara elektron-elektron dan suatu inti positif, dapatlah ditentukan energi pengionan atom-atom. Energi pengionan adalah banyaknya energi yang perlu untuk mementalkan elektron diperlukan sedikit sekali energi, sehingga pasti elektron-elektron ini relatif jauh dari inti positif itu. Untuk lainnya, diperlukan banyak energi, sehingga elektron-elektron ini pasti dekat ke inti. Satu cara untuk menentukan energi pengiona sebuah atom ialah dengan mengukur energi minimum elektron-elektron yang melaju (sinar katode) yang diperlukan untuk memetalkan elektron dari dalam atom-atom gas. Spektrograf massa adalah salah satu alat dewasa ini untuk menentukan energi pengionan. Suatu bunga api dalam celah spektograf adalah suatu berkas dari elektron-elektron yang melaju. Energi-energi elektron pembom ini dapat dikendalikan dengan cermat, dengan mengatur selisih potensial antara elektroda positif dan negatif dari celah bunga-api itu. Energi elektron dinyatakan dalam elektron volt. Satu elektron volt (eV) ialah energi yang diperoleh sebuah partikel bermuatan listrik tunggal bila partikel ini jatuh melewati satu potensial 1 volt.

(Gambar:spektograf massa)

Dengan satu contoh unsur dalam celah bunga api,takkan terbentuk ion sebelum energi elektron pembom naik cukup banyak untuk mementalkan elektron yang paling longgar ikatannya dari dalam suatu atom gas. Besarnya energi ini disebut energi pengionan pertama.

                        atom + elektron pembom                ion¹⁺  + 2e

Hanya ion yang bermuatan positif akan bergerak melalui spektograf dan dideteksi pada penampung. Unt uk atom yang memiliki cukup elektron, sebuah elektron keduadapat dipentalkan pada suatu potensial yang lebih tinggi (energi pengionan ketiga) dan seterusnya. Energi yang diperlukan untuk tiap langkah ini dapat ditentukan spektograf massa itu.

Elektron-elektron dalam atom diduga ditata sekitar inti-inti atom dalam posisi yang dikenal sebagai tingkatan energi. Elektron-elektron yang cukup jauh dari elektron-elektron lain dikatakan berada dalam tingkatan energi lebih tinggi. Elektron-elektron dalam yang lebih dekat ke inti adalah dalam tingkatan energi lebih rendah.

2. Perilaku Berkala Unsur-Unsur

Unsur-unsur dapat ditata dalam tujuh periode. Tiap periode mulai dengan unsur yang mempunyai energi pengionan pertama yang relatif rendah dan berakhir degan unsur yang energinya tinggi, adalah sebagai berikut :

periode 1         2 unsur            H s/d He

periode 2         8 unsur            Li s/d Ne

periode 3         8 unsur            Na s/d Ar

periode 4         18 unsur          K s/d Kr

periode 5         18 unsur          Rb s/d Xe

periode 6         32 unsur          Cs s/d Rn

periode 7                ?               Fr s/d ?

Periode ketujuh dianggap belum lengkap saat ini. Penemuan terakhir dengan unsur yang mengikat erat-erat semua elektronnya. Kecuali untuk helium, masing-masing atom memiliki 8 elektron dalam tingkatan energi terluarnya. Karena keenam unsur membentuk gas ini terkenal dengan ketidak-rekatifannya secara kimia, atau yang disebut gas mulia. Menurut teori dewasa ini, jika cukup unsur-unsur ditemukan, maka periode 7 akan mempunyai 32 anggota dan berakhir dengan unsur 118, suatu gas mulia dengan energi pengionan pertama terbesar dalam periode itu.

Setelah penemuan nomor atom, ilmuwan menyadari bahwa nomor atomlah, dan bukan bobot atom, yang merupakan kunci untuk menempatkan unsur itu dalam tabel berkala. Juga nomor atom menentukan banyaknya elektron, dan karena itu penataannya dalam suatu atom. Azas utama dari teori kimia ini ialah bahwa sifat suatu unsur dapat diterangkan dengan penataan elektron dalam atom unsur itu. Suatu pernyataan dari azas ini disebut hukum berkala: Sifat-sifat kimia dan fisika unsur-unsur merupakan fungsi berkala dari nomor atomnya.  

3. Suatu Tabel Berkala Modern

Suatu bentuk populer tabel berkala ialah bentuk panjang. Tabel ini akan dirujuk terus-menerus. Unsur-unsur dalam tabel ini dibagi secara vertikal, disebut grup, dan baris horizontal disebut periode. Terdapat 16 pembagian vertikal, karena terdapat 8 grup, dan tiap grup memiliki keluarga A dan B. Terdapat 7 periode, dan enam yang pertama berakhir dengan suatu gas mulia. Untuk  tiap unsur terdapat lambang, nomor atom disudut kiri atas, bobot atom dibawah atom, dan penataan elektron dalam atom pada tingkatan energi utama dan sub-tingkatan energi. Terdapat enam periode lengkap dan oeriode ketujuh belum lengkap. Kedelapan gugus diberi nomor I sampai VIII (angka Romawi). Satu keluarga A dari suatu grup selalu mencakup suatu unsur dari periode 2 dan stu dari periode 3, sedangkan suatu keluarga B dari suatu grup tak memiliki anggota yang berasala dari periode-periode pendek ini.

Sebagai contoh :

            Keluarga IIA: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra

            Keluarga IIB: Zn, Cd, Hg

            Keluarga VIIA: F, Cl, Br, I, At

            Keluarga VIIB: Mn, Tc, Re

Adanya keluarga ini dinalarkan oleh postulat sub-tingkat energi dalam tingkata energi utama. Keempat sub-tingkat yang biasa dijumpai dalam ato ditandai dengan s,p,d,dan f. Urutan elektron mengisi tingkatan energi utama dapat diramalkan dari azas aufbau.

 Mendaftar banyaknya elektron dalam tia sub-tingkatan suatu atom disebut konfigurasi elektron atom tersebut. Konfigurasi ini merupakan indikator yang dapat diandalkan bagi sifat-sifat unsur yang sedang dipermasalahkan, karena dapat dibuat dengan mudah korelasi dengan unsur-unsur lain dalam tabel berkala.  

B. Jari-Jari Atom dan Keelektronegatifan

1. Jari-Jari Atom

            Sukarnya definisi dari jari-jari atom dikarenakan probabilitas untuk menemukan elektron menurun dengan meningkatnya jarak dari inti, tetapi tidak ada probabilitas yang turun sampai nol sehingga tidak ada batas luar yang jelas pada suatu atom. Berhubungan pada atom yang berikatan, maka jari-jari atom berdasarkan jarak antara inti-inti dua atom yang dihubungkan oleh ikatan kimia. Jari-jari kovalen (covalent radius) adalah setengah dari jarak antara inti-inti ion yang dihubuungkan oleh ikatan kovalen tunggal. Jari-jari ionik (ionic radius) sebagai setengah jarak antara inti-inti atom yang dihubungkan oleh ikatan ionik. Berhubungan ukuran ion tidak identik, jarak ini harus diperbandingkan dengan benar antara kation dan anion. Contohnya, dimulai dengan jari-jari 140 pm untuk O^2-, jari-jari Mg²⁺ dapat diperoleh dari jarak antarinti dalam MgO. Untuk logam, definisikan jari-jari logam (metallic radius) sebagai setengah jarak antara inti-inti dua atom yang bersentuhan dalam logam padat pada kristalin. demikian halnya dalam sampel padat gas mulia, jarak antara pusat-pusat atom yang bertetangga dinamakan jari-jari van der Waals.

Satuan angstrom, , telah lama digunakan untuk dimensi atom (1 Å = 10^-10 m). Namun angstrom bukanlah satuan SI. Satuan SI adalah nanometer (nm) dan pikometer (pm).

            1 nm = 1 × 10^-9 m; 1 nm = 1000 pm

·         Penapisan dan Penembusan

Penembusan (penetrasi) yaitu ukuran seberapa dekat suatu elektron dapat mencapai inti. Dalam distribusi probabilitas radial, elektron s berupa puncak besar probabilitas didekat inti, menembus lebih baik dibandingkan elektron p, yang selanjutnya menembus lebih baik dari elektron d. Penapisan (screening), atau penghalangan (shielding), mencerminkan bagaimana elektron yang lebih diluar blok dari muatan inti oleh elektron yang lebih dalam.

Umumnya, jari-jari atom menurun di sepanjang periode dan meningkat ke arah bawah golongan pada tabel berkala. Hal ini mencerminkan variasi muatan inti efektif, Z_eff  disepanjang periode dan ke arah bawah golongan.

·         Jari-Jari Ionik

Ketika atom logam kehilangan satu atau lebih elektron untuk membentuk ion positif, muatan inti positif melebihi muatan negatif elektron-elektronnya dalam kation yang dihasilkan. Inti menarik elektron lebih dekat, dan konsekuensinya, hal berikut yang berlaku.

Kation lebih kecil dibandingkan atom yang membentuknya. Untuk kation isoelektronik, semakin positif muatan ion, semakin kecil jari-jari ionik.

Bila atom nonlogam memperoleh satu atau lebih elektron untuk membentuk ion negatif (anion), muatan inti tetap konstan, tetapi Z_eff berkurang karena bertambahnya elektron. Elektron tidak dipegang dengan kuat sebagaimana sebelumnya. Tolakan diantara elektron-elektron meningkat. Elektron menjadi lebih tersebar dan ukuran atom meningkat.

Anion lebih besar dibandingkan atom yang membentuknya. Untuk anion isoelektronik, semakin negatif muatan, semakin besar jari-jari ionik.

2. Kelektronegatifan

Kelektronegatifan (elektronegativity, EN) adalah kemampuan suatu atom untuk menarik elektron dari atom lain. Faktor yang mempengaruhi kelektronegatifan adalah gaya tarik dari inti terhadap elektron dan jari-jari atom.

A + B            A⁺B^-          ₁ = (I_A + EA_B)

A + B            A^-B⁺          ₂ = (I_B + EA_A) atau dengan persamaan :

EN_A (I_A – EA_A)

Nilai elektronegativitas menentukan besarnya sifat polar dalam ikatan kovalen berdasarkan selisih elektronegativitas, , nilai mutlak dari selisih nilai-nilai EN dari atom-atom yang berikatan. Jika  kedua atom sangat kecil, ikatan diantaranya pada dasarnya kovalen. Jika  besar, ikatan tersebut pada dasarnya ionik. Untuk nilai  pertengahan, ikatan dikatakan sebagai kovalen polar.

·         Unsur-unsur yang segolongan : kelektronegatifan makin kebawah makin kecil, karena gaya tarik-menarik inti makin lemah. Unsur-unsur bagian bawah dalam sistem periodik cenderung melepaskan elektron.

·         Unsur-unsur yang seperiode : kelektronegatifan makin kekanan makin besar. Kelektronegatifan terbesar pada setiap periode dimiliki oleh golongan VII A (unsur-unsur halogen). Harga kelektronegatifan terbesar terdapat pada flour yakni 4,0 dan harga terkecil terdapat pada frasium yakni 0,7.

Harga kelektronegatifan penting untuk menentukan bilangan oksidasi (biloks) unsur dalam satu senyawa. Jika harga kelektronegatifan besar, berarti unsur yang bersangkutan cenderung menerima elektron dan membentuk bilangan oksidasi negatif. Jika harga Kelektronegatifan kecil, unsur cenderung melepaskan elektron dan membentuk bilangan oksidasi positif. Jumlah atom yang diikat bergantung pada elektron valensinya.

Afinitas elektron. Electron affinity (EA) adalah ukuran perubahan energi yang terjadi ketika atom berwujud gas memperoleh satu elektron. Contohnya :

            F_(g) + e^-                 F^- _(g)        EA = -328 kJ/mol

Bila atom F memperoleh satu elektron, energi dilepaskan. Prosesnya eksotermik, afinitas elektron mempunyai kuantitas negatif.

            F (1s² 2s² 2p⁵) + e^-            F^- (1s² 2s² 2p⁶)

Bahkan atom logam dapat membentuk ion negatif dalam wujud gas, yang akan sangat jarang saling bersentuhan.beberapa atom tidak memiliki kecenderungan untuk mendapat elektron.hal ini terjadi pada gas mulia, sebab elektron tambahan akan masuk ke orbital s kosong di kulit elektronik berikutnya. Kasus lain adalah unsur golongan 2 dan 12., karena elektron harus masuk ke subkulit p pada kulit valensi, dan beberapa unsur lai, seperti Mn, sebab elektron harus masuk baik ke subkulit p pada kulit valensi atau subkulit 3d yang terisi-setengah.

C. Panjang Ikatan dan Sudut Ikatan

Istilah orde ikatan (bond order)  mendeskripsikan apakah suatu ikatan kovalen adalah tunggal (orde ikatan = 1), rangkap dua (orde ikatan = 2), atau rangkap tiga (orde ikatan = 3). Pikirkan elektron sebagai “perekat” yang mengikat atom-atom bersama dalam ikatan kovalen. Semakin tinggi orde ikatan-artinya semakin banyak elektron yang ada-semakin banyak perekat dan semakin erat atom-atom berpegangan.

Panjang ikatan (bond lenght) adalah jarak antara pusat-pusat dua atom yang dihubungkan oleh ikatan kovalen. Ikatan rangkap dua antara atom-atom lebih pendek dibandingkan ikatan tunggal, dan ikatan rangkap tiga bahkan lebih pendek lagi.

Panjang ikatan kovalen antara dua atom dapat diperkirakan sebagai jumlah jari-jari kovalen dari kedua atom tersebut.

D. Energi Disosiasi

Energi Ikatan. Bersama dengan panjang ikatan, energi ikatan dapat digunakan untuk menilai kecocokan struktur Lewis yang diajukan. Energi dilepaskan bila atom-atom terisolasi bergabung membentuk ikatan kovalen, dan energi harus diserap untuk memisahkan atom-atom yang terikat secara kovalen. Energi disosiasi ikatan (bond-dissociation energy), D,adalah kuatitas energi yang dperlukan untuk memutus satu mol ikatan kovalen pada spesies gas. Satuan SI-nya adalah kJ/mol. Contoh :

Pemutusan ikatan :       H_2(g)           2H_(g)              kJ/mol

Pembentukan ikatan :  2H_(g)                H_2(g)             kJ/mol

Energi ikatan rerata (average bond energy) adalah rerata dari energi-energi disosiasi-ikatan untuk sejumlah spesies berbeda yang mengandung ikatan tertentu dan tidak dapat dinyatakan dengan tepat. Energi ikatan juga memiliki manfaat yang menarik dalam termokimia. Untuk reaksi yang melibatkan gas, lihatlah proses :

            Reaktan gas         atom gas         produk gas

Dalam proses hipotesis ini, pertama-tama memutuskan semua ikatan dalam molekul reaktan dan membentuk atom-atom gas. Untuk langkah ini, ikatan terbentuk dan  (pemutusan ikatan) =  (reaktan), dengan BE adalah energi ikatan. Lalu atom-atom gas bergabung kembali menjadi molekul produk, ikatanpun terbentuk dan  (pembentukan ikatan) =  (produk).dengan demikian, perubahan entalpi reaktan adalah :

            _reaksi =  (pemutusan ikatan) +  (pembentukan ikatan)

                          (reaktan) -  (produk)

Tanda  menandakan bahwa sebagian energi ikatan yang digunakan cenderung merupakan energi rerata, bukannya energi disosiasi-ikatan sejati.

E.  Konsep Asam dan Basa dalam Kimia Organik

1. Asam dan Basa Arrhenius

Svante Arrhenius (1987) mempostulatkan bahwa bila molekul elektrolit dilarutkan dalam air, akan terbentuk ion-ion negative dan positif. Asam Arrhenius adalah zat yang melarut ke dalam air untuk memberikan ion-ion H⁺, dan basa Arrhenius adalah zat yang melarut ke dalam air untuk memberikan ion-ion OH^-.

Contoh :

                        Asam                                       Basa

            hidrogen klorida, HCl              natrium hidroksida, NaOH

            hidrogen nitrat, HNO₃                  kalium hidroksida, KOH

            hidrogen sulfat, H₂SO₄                 kalsium hidroksida, Ca(OH)₂

                asam asetat, HC₂H₃O₂                  amonia, NH₃

Tiga yang pertama dalam tiap kelompok bersifat sangat atau seluruhnya terionkan dalam larutan air dan dikelompokkan sebagai asam kuat ataupun basa kuat. Asam asetat dan amonia hanya sedikit terionkan dalam larutan air dan karenanya dikelompokkan masing-masing sebagai asam lemah dan basa.
2. Asam dan Basa Bronsted-Lowry

Teori ini mendeskripsikan asam sebagai donor proton dan basa sebagai akseptor proton. Atau bisa juga dikatakan bahwa menurut teori asam basa Bronsted Lowry , jika suatu asam memberi proton (H⁺), maka sisa asam tersebut mempunyai kemampuan menerima proton atau bertindak sebagai basa. Sisa asam tersebut dinamakan basa konjugasi dari asam semula. Demikian pula, jika suatu basa menerima proton (H⁺), maka basa yang terbentuk mempunyai kemampuan untuk melepas proton tersebut atau bertindak sebagai asam konjugasi dari basa semula. Secara umum pasangan asam basa konjugasi ini bisa digambarkan sebagai berikut:

3. Asam dan Basa G.N. Lewis

Selain dua teori mengenai asam basa seperti telah diterangkan diatas, masih ada teori yang umum, yaitu teori asam basa yang diajukan oleh Gilbert Newton Lewis ( 1875-1946 ) pada awal tahun 1920. Lewis lebih menekankan pada perpindahan elektron bukan pada perpindahan proton, sehingga ia mendefinisikan : asam penerima pasangan elektron dan basa adalah donor pasangan elekton. Nampak disini bahwa asam Bronsted merupakan asam Lewis dan begitu juga basanya. Perhatikan reaksi berikut:

Reaksi antara proton dengan molekul amoniak secara Bronsted dapat diganti dengan cara Lewis. Untuk reaksi-reaksi lainpun dapat diganti dengan reaksi Lewis, misalnya reaksi antara proton dan ion Hidroksida:

Ternyata teori Lewis dapat lebih luas meliput reaksi-reaksi yang tidak ternasuk asam basa Bronsted-Lowry, termasuk kimia Organik misalnya:

                                   

CH³⁺  + C₆H₆  ⇄ C₆H₆ + CH³⁺

4. pH dan pOH

pH atau derajat keasaman digunakan untuk menyatakan tingkat keasaman atau ke basaan yang dimiliki oleh suatu larutan. Yang dimaksudkan “keasaman” di sini adalah konsentrasi ion hidrogen dalam pelarut air. Nilai pH berkisar dari 0 hingga 14. Derajat atau tingkat keasaman larutan bergantung pada konsentrasi H⁺ dalam larutan. Semakin besar konsentrasi ion H⁺ makin asam larutan.

Nilai pH 7 dikatakan netral karena pada air murni ion H+ terlarut dan ion OH- terlarut (sebagai tanda kebasaan) berada pada jumlah yang sama, yaitu 10-7 pada kesetimbangan. Penambahan senyawa ion H⁺ terlarut dari suatu asam akan mendesak kesetimbangan ke kiri (ion OH^– akan diikat oleh H⁺ membentuk air). Akibatnya terjadi kelebihan ion hidrogen dan meningkatkan konsentrasinya.

Sorensen (1868 – 1939), seorang ahli kimia dari Denmark mengusulkan konsep pH untuk menyatakan konsentrasi  ion H⁺, yaitu sama dengan negatif logaritma konsentrasi ion H⁺. Secara sistematis diungkapkan dengan persamaan sebagai berikut :

                                                pH = – log [H⁺]

         
Analog dengan di atas, maka :

                                                pH = – log [OH^–]

Sedangkan hubungan antara pH dan pOH adalah :

K_w                    = [H⁺] [OH^–]

K_w                    = – log [H⁺] + – log [OH^–]

Maka :

                                    pK_w  = pH + pOH

**Pada temperatur kamar : pK_w = pH + pOH = 14

Atas dasar pengertian ini, maka :

1) Netral : [H+] = 1,0 x 10-7 M atau PH = 7 dan [OH-] = 1,0 x 10-7 M atau PH = 7

2) Asam : [H+] > 1,0 x 10-7 M atau PH < 7 dan [OH-] < 1,0 x 10-7 M atau POH > 7

3) Basa : [H+] < 1,0 x 10-7 M atau PH > 7 dan [OH-] > 1,0 x 10-7 atau POH < 7

Dari definisi tersebut, dapat disimpulkan beberapa rumus sebagai berikut :

Jika [H⁺] = 1 x 10^-n, maka pH = n

Jika [H⁺] = x x 10^-n, maka pH = n – log x

Sebaliknya, jika pH = n, maka [H⁺] =  10^-n

5. Basa Kuat dan Basa Lemah

6. Asam Kuat dan Asam Lemah

7. Asam dan Basa Organik

Asam organik dicirikan oleh adanya atom hidrogen yang terpolarisasi positif. Terdapat dua macam asam organik, yang pertama adanya atom hidrogen yang terikat dengan atom oksigen, seperti pada metil alkohol dan asam asetat. Kedua, adanya atom hidrogen yang terikat pada atom karbon di mana atom karbon tersebut berikatan langsung dengan gugus karbonil (C=O), seperti pada aseton.

Metil alkohol mengandung ikatan O-H dan karenanya bersifat asam lemah, asam asetat juga memiliki ikatan O-H yang bersifat asam lebih kuat. Asam asetat bersifat asam yang lebih kuat dari metil alkohol karena basa konjugat yang terbentuk dapat distabilkan melalui resonansi, sedangkan basa konjugat dari metil alkohol hanya distabilkan oleh keelektronegativitasan dari atom oksigen.

Keasaman aseton diperlihatkan dengan basa konjugat yang terbentuk distabilkan dengan resonansi. Dan lagi, satu dari bentuk resonannya menyetabilkan muatan negatif dengan memindahkan muatan tersebut pada atom oksigen.

           Asam organik sebagai asam lemah.Maksud dari asam organik merupakan asam lemah adalah karena ionisasi sangat tidak lengkap. Pada suatu waktu sebagian besar dari asam berada di larutan sebagai molekul yang tidak terionisasi.

Basa organik dicirikan dengan  adanya atom dengan pasangan elektron bebas yang dapat mengikat proton. Senyawa-senyawa yangmengandung atom nitrogen adalah  salah satu contoh basa organik,tetapi senyawa yang mengandung oksigen dapat pula bertindaksebagai basa ketika direaksikan dengan asam yang cukup kuat. Perlu dicatat bahwa senyawa yang mengandung atom oksigen dapat bertindak sebagai asam maupun  basa, tergantung lingkungannya. Misalnya aseton dan metil alkohol dapat bertindak sebagai asam ketika menyumbangkan proton, tetapi sebagai basa ketika atom oksigennya menerima proton.

8. Reaksi Pembakaran (Reaksi Oksidasi)

Reaksi  pembakaran sempurna senyawa hidrokarbon akan menghasilkan gas karbondioksida dan air, sedangkan pembakaran tidak sempurna akan menghasilkan gas karbon monoksida dan air. Terjadinya pembakaran sempurna atau tidak sempurna tergantung pada perbandingan antara konsentrasi (kadar) senyawa hidrokarbon dengan konsentrasi (kadar) oksigen.

Oksidasi pada Alkana. Reaksi oksidasi pada senyawa hidrokarbon, suatu senyawa alkana yang bereaksi dengan oksigen menghasilkan karbon dioksida dan air disebut dengan reaksi pembakaran.Semua alkana dapat bereaksi dengan oksigen pada reaksi pembakaran, meskipun pada alkana-alkana suku tinggi reaksi akan semakin sulit untuk dilakukan seiring dengan jumlah atom karbon yang bertambah. Rumus umum pembakaran adalah:

C_nH_2n+2 + (1.5n+0.5)O₂ → (n+1)H₂O + nCO₂

CH₄   +   2O₂           CO₂ +  2H₂O           

Ketika jumlah oksigen tidak cukup banyak, maka dapat juga membentuk karbon monoksida, seperti pada reaksi berikut ini:

C_nH_(2n+2) + nO₂ → (n+1)H₂O + nCO

CH₄ + 1.5O₂ → CO + 2H₂O

Oksidasi Pada Alkena. Pembakaran sempurna alkena menghasilkan CO₂ dan H₂O.

C₂H₄ + 3O₂      →        2 CO₂ + 2 H₂O

Pembakaran tidak sempurna alkena menghasilkan CO dan H₂O :

C₂H₄ + 2O₂  →     2CO + 2 H₂O

Oksidasi Pada Alkuna. Pembakaran alkuna (reaksi alkuna dengan oksigen) akan menghasilkan CO₂ dan H₂O.

2CH=CH + 5O₂  →      4CO₂ + 2H₂O

DAFTAR PUSTAKA

Keenan,dkk, 1991. Kimia untuk Universitas. Jakarta: Erlangga

Petrucci,dkk, 2011. Kimia Dasar. Jakarta: Erlangga

http://zhivinachem.blogspot.com

http://kimiadasar.com/teori-asam-basa-bronsted-lowry/

https://hudawaudchemistry.wordpress.com/2014/01/07/ph-dan-poh/

https://www.google.com/search?q=asam+kuat+dan+basa+kuat&client=firefox-b&source=lnms&tbm=isch&sa=X&ved=0ahUKEwid08GR-tPVAhWLLo8KHV0sAH8Q_AUICigB&biw=1366&bih=657#imgrc=veDlqAKd2UKClM:

http://yettirahayu.blogspot.co.id/2012/11/reaksi-asam-basa-pada-senyawa-organik.