UNSUR DAN SENYAWA HALOGEN

Senyawa Halogen. Garis besar materi yang akan disampaikan sebagai berikut :

Unsur halogen disebut halogen (Yunani; halogen = garam), karena umumnya ditemukan dalam bentuk garam anorganik. Hal dalam bentuk bebas selalu berupa diatomik, karena tiap atom memerlukan 1 elektron untuk membentuk ikatan kovalen.

Yang termasuk unsur Halogen adalah lima unsur yang berada pada deret ke tujuh tabel periodik unsur kimia. Masing-masing Fluor, Chlor, Brom, Iod, dan Astatin.

Unsur-unsur halogen mempunyai konfigurasi elektron ns² np⁵ dan merupakan unsur-unsur yang paling elektronegatif, oleh karena itu selalu mempunyai bilangan oksidasi (-1), kecuali fluor yang selalu univalen, unsur-unsur ini dapat juga mempunyai bilangan oksidasi (+1), (+III), (+V) dan (+VII). Bilangan oksidasi (+IV) dan (+VI) merupakan anomali, terdapat dalam oksida ClO₂, Cl₂O₆, dan BrO₃. Kecenderungan kuat dari atom F dan Cl untuk menarik elektron mengakibatkan bentuk yang sering ditemukan di alam adalah bentuk ion F^- dan Cl^-, serta kesulitan dalam pembuatan unsur murni dari bentuk ionnya.

Unsur Halogen adalah unsur yang sangat reaktif sehingga halogen ditemukan di alam dalam bentuk senyawanya, yakni:

1. Bentuk Garam

Garam dapat dibentuk dari:

a.       Halogen + unsur logam garam

b.      Contoh :

Br₂ + 2 Na _(s) à 2 NaBr _(s)

3 Cl₂ + 2 Fe _(s) à 2 FeCl_3(l)

c.       Asam halida + basa Garam Halida + air

Contoh :

HCl + NaOH à NaCl + H₂O

HBr + NaOH à NaBr + H₂O

2.      2. Bentuk Asam

a.       Asam Halida (HX)

Terbentuk dari halogen yang bereaksi dengan hydrogen membentuk hidrogen halida.

                              H₂ + X₂ à 2 HX

Contoh :

H_{2 +} Cl₂ à 2 HCl                         

H₂ + I₂ à 2 HI

Fluorin dan klorin bereaksi dengan cepat disertai ledakan, tetapi bromine dan iodine bereaksi dengan lambat.

 

 

 

Data sifat hidrogen halida

Asam Halida	% Disosiasi
HF	Sangat kecil
HCl	0,0014
HBr	0,5
HI	33

Dari data % disosiasi hidrogen halida dapat diketahui urutan keasaman hidrogen halida adalah HF < HCl < HBr < HI.

 

b.      Asam Oksihalida (HXO)

Terbentuk hanya pada halogen yang mempunyai bilangan oksidasi positif yang bereaksi dengan air.

Contoh reaksi oksida halogen dengan air:

Cl₂O + H₂O à 2 HCl

Cl₂O₃ +H₂O à 2 HClO₂

Cl₂O₅ +H₂O à 2 HClO₃

Cl₂O₇ +H₂O à 2 HClO₄

            Kekuatan asam oksi bertambah dengan bertambahnya oksigen pada asam tersebut.

                  HClO < HClO₂ < HClO₃ < HClO₄

 

Bilangan oksidasi halogen, oksi halogen dan asam oksi halogen

Bilangan oksidasi	Oksidasi halogen				Asam oksi halogen			Nama umum
	F	Cl	Br	I	Cl	Br	I
+1	-	Cl2O	Br 2O	I 2O	HClO*	HBrO*	HIO*	Asam hipohalit
+3	-	Cl2O3	Br 2O3	I 2O3	HClO2*	HBrO2*	HIO2*	Asam halit
+5	-	Cl2O5	Br 2O5	I 2O5	HClO3*	HBrO3*	HIO3*	Asam halat
+7	-	Cl2O7	Br 2O7	I 2O7	HClO4*	HBrO4*	HIO4*	Asam perhalat

^*) hanya terdapat sebagian larutan encer dan tidak stabil

 

2.      3. Senyawa Antarhalogen

d    Dapat dinyatakan:
X2 + nY2 2XYn

      Halogen dengan keelektronegatifan besar + Halogen dengan Keeloktronegatiafan kecil

Antar Halogen dapat mengalami reaksi kimia. Oleh karena kekuatan oksidator menurun dari Fluor sampai Iod,Halogen dapat mengoksidasi Ion Halida yang terletak di bawahnya (displacement reaction). Dengan demikian, reaksi yang terjadi antar Halogen dapat disimpulkan dalam beberapa pernyataan di bawah ini :

1. F₂ dapat mengoksidasi Cl^- menjadi Cl₂, Br^- menjadi Br₂, serta I^- menjadi I₂.

2. Cl₂ dapat mengoksidasi Br^- menjadi Br₂, serta I^- menjadi I₂. Cl₂ tidak dapat mengoksidasi F^- menjadi F₂.

3. Br₂ dapat mengoksidasi I^- menjadi I₂. Br₂ tidak dapat mengoksidasi F^- menjadi F₂ maupun Cl^- menjadi Cl₂.

4. I₂ tidak dapat mengokisdasi F^- menjadi F₂, Cl^- menjadi Cl₂, serta Br^- menjadi Br₂.

Gas F₂ dapat diperoleh dari elektrolisis cairan (bukan larutan) Hidrogen Fluorida yang diberi sejumlah padatan Kalium Fluorida untuk meningkatkan konduktivitas pada temperatur di atas 70°C. Di katoda, ion H⁺ akan tereduksi menjadi gas H₂, sedangkan di anoda, ion F^‑ akan teroksidasi menjadi gas F₂.

Gas Cl₂ dapat di peroleh melalui elektrolisis lelehan NaCl maupun elektrolisis larutan NaCl. Melalui kedua elektrolisis tersebut, ion Cl^- akan teroksidasi membentuk gas Cl₂ di anoda. Gas Cl₂ juga dapat diperoleh melalui proses klor-alkali, yaitu elektrolisis larutan NaCl pekat (brine). Reaksi yang terjadi pada elektrolisis brine adalah sebagai berikut :

2 NaCl_(aq) +  2 H₂O_(l) ——> 2 NaOH_(aq) +  H_2(g) +  Cl_2(g)

Di laboratorium, unsur Klor, Brom, dan Iod dapat diperoleh melalui reaksi alkali halida (NaCl, NaBr, NaI) dengan asam sulfat pekat yang dipercepat dengan penambahan MnO₂ sebagai katalis. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

MnO_2(s) +  2 H₂SO_4(aq) +  2 NaCl_(aq) ——> MnSO_4(aq) +  Na₂SO_4(aq) +  2 H₂O_(l) +  Cl_2(g)

MnO_2(s) +  2 H₂SO_4(aq) +  2 NaBr_(aq) ——> MnSO_4(aq) +  Na₂SO_4(aq) +  2 H₂O_(l) +  Br_2(l)

MnO_2(s) +  2 H₂SO_4(aq) +  2 NaI_(aq) ——> MnSO_4(aq) +  Na₂SO_4(aq) +  2 H₂O_(l) +  I_2(s)

Halida dibedakan menjadi dua kategori, yaitu halida ionik dan halida kovalen. Fluorida dan klorida dari unsur logam, terutama unsur Alkali dan Alkali Tanah (kecuali Berilium) merupakan halida ionik. Sementara, flurida dan klorida dari unsur nonlogam, seperti Belerang dan Fosfat merupakan halida kovalen. Bilangan oksidasi Halogen bervariasi dari -1 hingga +7 (kecuali Fluor). Unsur Fluor yang  merupakan unsur dengan keelektronegatifan terbesar di alam, hanya memiliki bilangan oksidasi 0 (F₂) dan -1 (fluorida).

Halogen dapat bereaksi dengan Hidrogen menghasilkan Hidrogen Halida. Reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut :

X_2(g) +  H_2(g) ——> 2 HX_(g)

X = F, Cl, Br, atau I

Contoh senyawa antar halogen :

Fluor lebih negative dibandingkan dengan Iodium

F^- + I⁺ à IF

3F^- + I³⁺ à IF₃

Contoh lain :

IF­₅, BrCl, BrCl₃, CIF₃, CIF, IF₇

3.      4. Oksida halogen

Semua halogen dapat membentuk senyawa oksida. Fluorin dapat membentuk oksida OF₂ dan O₂F₂ yang dikenal sebagai oksigen fluoride. Senyawa O₂F₂ dibuat dengan mengalirkan gas F₂ secara cepat melalui larutan NaOH 2%. Senyawa O₂F₂ merupakan zat padat kuning jingga yang digunakan sebagai bahan bakar roket.

            Oksida klorin lebih banyak jenisnya, yaitu Cl₂O, Cl₂O₃, ClO₂, Cl₂O₄, Cl₂O₆, dan Cl₂O₇. Oksida klorin tidak stabil dan cenderung meledak. ClO₂ merupakan oksidator sangat kuat dan digunakan untuk pemutih bubur kertas (pulp). ClO₂ dibuat sesaat akan digunakan dengan reaksi :

         2NaClO₃ + SO­₂ + H₂SO­₄ à 2ClO­₂ + 2NaHSO₄

                Iodin dapat membentuk I₂O₅ dengan memanaskan asam iodat pada suhu 240⁰ C menurut reaksi :

        2HIO₃            I₂O₅ + H₂O

      

4.      5. Senyawa Halida

            Senyawa halida merupakan senyawa halogen dengan bilangan oksidasi -1, dan merupakan senyawa yang paling banyak di antara senyawa halogen. Secara umum dapat dikelompokkan menjadi senyawa hidrogen halida dan garam halida.

a.       Hidrogen halida

      Hidrogen halida (HX) pada suhu kamar merupakan gas yang mudah larut dalam air. Larutannya dalam air bersifat asam, sehingga sering disebut asam halide. HF dikelompokkan sebagai asam lemah, sedangkan HCl, HBr, dan HI merupakan asam kuat, dan kekuatan asamnya meningkat dari HF ke HI. Peningkatan kekuatan asam ini berhubungan dengan jari-jari atom yang semakin panjang, sehingga kekuatan ikatan H-X semakin lemah. Semakin lemahnya kekuatan ikatan tersebut mengakibatkan ion H⁺ semakin mudah terlepas bila berinteraksi dengan H₂O dalam larutan.

      Titik didih dan titik lebur HX semakin besar dari HCl ke HI. Hal itu disebabkan semakin kuatnya gaya Van der Waals, sedangkan titik didih HF paling tinggi di antara hidrogen halide yang lain karena pada HF bekerja gaya ikatan hidrogen. 

b.      Garam halida

  Garam halida dapat terbentuk dari interaksi langsung antara logam dengan halogen. Semua garam halide mudah larut dalam air, kecuali garam halide dari perak (I), timbal (II), raksa (I), dan tembaga (I). Warna endapan perak halida dan timbal (II) halide dari reaksiion halide dengan ion perak dan ion timbal (II) digunakan untuk identifikasi adanya ion halide di dalam suatu larutan.

      Larutan perak klorida dapat larut dalam ammonia encer. Perak bromida tidak larut dalam ammonia encer, tetapi larut dalam ammonia pekat, sedangkan perak iodide tidak dapat larut dalam ammonia encer pekat. Perak klorida dan perak bromida dapat larut dalam ammonia dikarenakan membentuk ion kompleks dengan reaksi sebagai berikut.

      AgCl(s) + NH₃(aq) à [Ag(NH₃)₂]⁺(aq) + Cl^-(aq)

      Untuk mengidentifikasi adanya ion halida dapat dilakukan dengan menambahkan larutan Pb²⁺ (misalnya sebagai Pb(NO₂)₂). Apabila terjadi endapan putih maka kemungkinan ion halidanya adalah F^- atau Cl^-‑, tetapi bila endapannya berwarna kuning yang berarti yang ada Br^- atau I^-, dan bila tidak ada endapan berarti tidak ada ion halide dalam larutan.

      Untuk membedakan ion F^- atau Cl^- maka larutan ditambahkan Ag⁺ (misalnya AgNO₃). Apabila tidak ada endapan, berarti halidanya adlah F^- dan bila ada endapan putih berarti Cl^-. Untuk membedakan ion Br^- dan I^- maka larutan direaksikan dengan Ag⁺ dan endapan didekantasi kemudian ditambahkan NH₃ pekat, bila larut berarti yang ada dalam larutan Br^- dan bila tidak larut berarti yang ada dalam larutan ion F^-.

      Halide padat dapat dioksidasi oleh oksidator kuat (misalnya MnO₂, KMnO_4, K₂Cr₂O_7, dalam H₂SO₄ pekat) menghasilkan gas halogen, kecuali fluoride.

6. Senyawa Oksihalogen
Asam oksihalida adalah asam yang mengandung oksigen. Halogennya memiliki bilangan oksidasi ( +1,+3, dan +7 ) untuk Cl, Br, I karena oksigen lebih elektronegatifan.

Selain membentuk oksida dan halide, halogen dapat membentuk senyawa-senyawa oksihalida. Garam oksihalogen lebih stabil daripada asamnya. Asam oksihalogen sedikit larut dalam air.

Asam oksi mempunyai struktur umum: H-O-X

      Kekuatan asam oksi halogen ditentukan oleh kekuatan ikatan H-O dan ikatan O-X. jika ikatan O-X kuat maka ikatan H-O lemah. Semakin lemah ikatan H-O semakin mudah asam tersebut terionisasi,dan berarti semakin kuat asamnya.

      Kekuatan ikatan X-O dipengaruhi oleh dua factor, pertama keelektronegatifan dari X dan banyak sedikitnya atom oksigen yang mengelilingi X.

      Semua halogen dapat membentuk senyawa oksihalogenida, kecuali fluorin. Larutan ion oksihalogenida dapat diperoleh dengan meraksikan halogen dengan basa.

 Pembentukannya :
Biloks Asam oksilklorida Asam oksilbromida Asam oksiliodida
+1 HClO HBrO HIO
+3 HClO2 HBrO2 HIO2
+5 HClO3 HBrO3 HIO3
+7 HClO4 HBrO4 HIO4
X2O + H2O → 2HXO
X2O3 + H2O → 2HXO2
X2O5 + H2O → 2HXO3
X2O7 + H2O → 2HXO4 Makin banyak Onya maka makin kuat asamnya, begitu pula oksidanya.
d. Kekuatan asam
Semakin banyak atom oksigen pada asam oksilhalida maka sifat asam akan semakin kuat. Hal tersebut akibat atom O disekitar Cl yang menyebabkan O pada O-H sangat polar sehingga ion H+ mudah lepas. Urutan kekuatan asam oksilhalida:
HClO > HBrO > HIO
Asam terkuat dalam asam oksilhalida adalah senyawa HClO4 (asam perklorat)

7.PEMBUATAN HALOGEN
Halogen dapat dibuat melalui reaksi antara mangan (IV) oksida atau kalium permanganat dengan asam klorida, asam bromida atau asam iodida.
Reaksinya :
MnO2 + AHX Mn X2 + X2 + 2H2O.
2KMnO4 + 16 HX 2 Mn X2 + 2 KX + 5X2 + 8H2O

 Fluor (F)
Beberapa mineral penting untuk F yaitu :
CaF2 → fhuspat
CaF2 3Ca3 (PO4)2 garam rangkapnya adalah Ca5 (PO4)3 (F) → Fluoroapatik
Fluor biasanya dibuat dari K2MnF6, bisa juga dengan elektrolisis dan yang lebih praktis adalah dengan menggunakan K2MnF6 yang reaksinya sebagai berikut :
K2MnF6 + 2SbF6 → 2KSbF6 + MnF3 + F2
Cara membuat K2MnF6 adalah dengan menggunakan KMnO4 reaksinya adalah sebagai berikut :
KMnO4 + 2KF + 10HF + 3H2O2 → 2K2MnF6
8 H2O + 3 O2
Cara membuat SbF5 adalah dengan SbCl5 + 5 HF → SbF5 + 5HCl
 Khlor (Cl)
Cara memproduksi Cl :
1. Elektrolisa : Membuat Cl2 lebih banyak menggunakan elektrolisa NaCl.
Elektrolisa 2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2
2. Cara Dekon yaitu : mereaksikan HCl dengan oksigen
2HCl + O2 → Cl2 + H2O
3. Cara Weldon
Cara ini merupakan cara/proses yang di terapkan dalam laboratorium.
Mn + HCl ₂ Cl + MnCl2 + H2O2
4. Dengan mereaksikan KMnO4 dengan HCl
2KMnO4 +16HCl → 5Cl + 2MnCl2 + 2 KCl + 8H2O
 Brom (Br)
Br2 dibuat dengan HBr + H2SO4 → Br2 + SO2 + H2O. Brom terdapat sebagai bromida, dalam jumlah yang jauh lebih kecil bersama klorida. Brom juga dapat di peroleh dari air laut melalui reaksi.: 2Br- + Cl2 → 2Cl- + Br2
Brom adalah cairan kental, mudah bergerak, berwarna merah tua pada suhu kamar. Ia melarut dalam air & dapat bercampur dengan pelarut non polar seperti Cs2 dan CCl4.
 Yod (I)
Iod terdapat sebagai ioda dalam air laut, dan sebagai iodat dalam garam chili (guano). Iod adalah padatan hitam dengan sedikit kilap logam. Ia menyublim tanpa meleleh pada tekanan atmosfer. I2 dapat dibuat dengan mereaksikan iodat (HIO3) dengan HI.
HIO3 + H2SO4 → Hl + SO2 + H2O
I2 susah larut dalam air, sehingga untuk menggunakan I2 maka di larutkan dalam KI.
KI (aq) + I2 (s) → I3- (aq) + K (aq)
KI inilah yang menyebabkan I2 larut. Ion I3- ini dikenal dengan ion polihalogenida.


8.MANFAAT HALOGEN DAN SENYAWANYA

1. Fluorin

• Membuat senyawa CFC (CCl₂F₂)sebagai pendingin ruangan, lemari es, dan mesin-mesin pendingin lainnya.
• Untuk memisahkan isotop U-235 dari U-238 melalui difusi gas dalam teknologi nuklir
• Garam fluorida (NaF) untuk mencegah kerusakan gigi pada pasta gigi
• Hidrogen Fluorida (HF) untuk membuat tulisan/lukisan di atas kaca (mengetsa)
• Magnesium Fluorida (MgF₂) digunakan dalam bidang optik, seperti pembuatan lensa.
• Lithium Fluorida (LiF) digunakan sebagai katode untuk PLED (LED organik), sebagai reaktor nuklir, pendeteksi radiasi, dalam optik, dan lelehan garam.
• Ammonium Bifluorida (NH₄HF₂) sebagai salah satu komponen mengetsa
• Berillium Fluorida (BeF₂), dalam biokimia, ADP dan BeF₂ akan mengikat ATP

2. Klorin

• Membuat garam dapur NaCl
• Klorinasi hidrokarbon untuk bahan baku industri plastik serta karet sintesis
• Pembuatan tetraklormetana (CCl₄) dan etil klorida (C₂H₅Cl) yang digunakan untuk membuat TEL
• Desinfektan (Cl₂) dan kaporit (CaCl(OCl))
• HCl untuk membersihkan permukaan logam dari karat
• KCl sebagai pupuk
• MgCl₂ sebagai penghancur es
• CaCl₂ untuk menambah massa jenis zat padat yang bebas air garam
• NH₄Cl, sebagai bahan pembuatan kembang api dan obat batuk
• ZnCl₂ untuk membuat bom asap
• BaCl₂ untuk menguji ion sulfat
• HClO₄ untuk bahan bakar roket
• HClO sebagai sanitizer aktif dalam penanganan air
• NaClO sebagai pemutih
• PbCl₂ untuk memproduksi gelas infrared transmisi

3. Bromin

• Untuk membuat etil bromida (C₂H₅Br) yang dicampurkan ke dalam bensin bertimbel
• AgBr sebagai bahan sensitif terhadap cahaya pada film fotografi
• HBr untuk produksi bromida alkil
• LiBr digunakan untuk pengondisian udara
• NaBr sebagai desinfektan pada kolam renang
• KBr untuk menahan resep-resep pengembangan hitam-putih pada fotografi
• MgBr₂ sebagai katalis untuk beberapa reaksi
• BaBr₂ untuk pemurnian radium
• NH₄Br untuk fotografi

4. Iodin

• Asam Iodida (HI) untuk mensintesis NaI dan KI
• KI untuk fotografi
• NH₄I untuk fotografi dan medis

Unsur-Unsur Halogen

UNSUR	Fluor	Klor	Brom	Iodium	Catatan : [X] = unsur-unsur gas mulia (He, Ne, Ar, Kr) n = nomor perioda (2, 3, 4, 5) ®  = makin besar sesuai dengan arah panah
	9F	17Cl	35Br	53I
1. Konfigurasi elektron	[X] ns2 , np5
2. Massa Atom
3. Jari-jari Atom
4. Energi Ionisasi dan Afinitas Elektron
5. Keelektronegatifan
6. Potensial Reduksi (Eored > 0)
7. Suhu Lebur (0o)	-216.6	-101.0	-72	114.0
8. Suhu Didih (0o)	-188.2	-34	58	183
9. Bilangan Oksidasi Senyawa Halogen	-1	+ 1, +3 +5, +7	+ 1 +5, +7	+1 +5, +7

SIFAT UNSUR HALOGEN

X2	Fluor (F2)	Klor (Cl2)	Brom (Br2)	Iodium (I2)
1. Molekulnya	Diatom
2. Wujud zat (suhu kamar)	Gas	Gas	Cair	Padat
3. Warna gas/uap	Kuning muda	Kuning hijau	Coklat merah	Ungu
4. Pelarutnya (organik)	CCl4, CS2
5. Warna larutan (terhadap pelarut 4)	Tak berwarna	Tak berwarna	Coklat	Ungu
6. Kelarutan oksidator	(makin besar sesuai dengan arah panah)
7. Kereaktifan terhadap gas H2
8. Reaksi pengusiran pada senyawa halogenida	X = Cl, Br, I F2 + 2KX ®  2KF X2	X = Br dan I Cl2 + 2KX ®   2KCl + X2	X = I Br2 + KX ®  2KBr + X2	Tidak dapat mengusir F, Cl, Br
9. Reaksi dengan logam (M)	2 M + nX2 ®  2MXn (n = valensi logam tertinggi)
10. Dengan basa kuat MOH (dingin)	X2 + 2MOH ®  MX + MXO + H2O (auto redoks)
11. Dengan basa kuat (panas)	3X2 + 6MOH ®  5MX + MXO3 + 3H2O (auto redoks)
12. Pembentukan asam oksi	Membentuk asam oksi kecuali F
Catatan : I2 larut dalam KI membentuk garam poli iodida I2 + KI ®  Kl3 I2 larut terhadap alkohol coklat

SIFAT GOLONGAN

HX	HF	HCl	HBr	HI	Catatan : ®   makin besar/kuat sesuai dengan arah panah
Sifat reduktor
Keasaman
Kepolaran
Kestabilan terhadap panas

SIFAT FISIKA DAN KIMIA HIDROGEN HALIDA

	HCl	HBr	HI
1. Bentuk pada suhu biasa	Gas tidak berwarna
2. Dalam pelarut non polar (Benzana/Toluensa)	Larut, tak menghantarkan arus listrik
3. Dalam air	Larut, menghantarkan arus listrik
4. Dengan H2SO4, pekat (oksidator)	Tidak teroksidasi	Teroksidasi menjadi Br2	Teroksidasi menjadi I2
5. Kestabilan terhadap pemanasan	Tidak terurai	Sedikit terurai	Terurai menjadi He dan I2

Read More

GLIKOLISIS

Kebutuhan yang paling mendesak dari semua sel dalam tubuh adalah untuk sumber energi langsung. Glikolisis adalah proses di mana satu molekul glukosa dipecah untuk membentuk dua molekul asam piruvat.
Proses glikolisis merupakan tahapan jalur metabolisme yang terjadi dalam sitoplasma sel-sel hewan, sel tumbuhan, dan sel-sel mikroorganisme. Setidaknya enam enzim beroperasi di jalur metabolisme.
Beberapa sel seperti sel-sel otak memiliki kapasitas penyimpanan sangat terbatas baik untuk glukosa atau ATP, dan untuk alasan ini, darah harus menjaga pasokan yang cukup konstan glukosa. Glukosa diangkut ke dalam sel yang diperlukan dan sekali di dalam sel-sel, energi memproduksi serangkaian reaksi dimulai. Tiga besar karbohidrat memproduksi energi reaksi glikolisis, siklus asam sitrat, dan rantai transpor elektron.

Dalam langkah pertama dan ketiga dari jalur, ATP memberi energi pada molekul. Dengan demikian, dua molekul ATP harus dikeluarkan dalam proses. Lebih jauh dalam proses, molekul glukosa enam karbon mengkonversi menjadi senyawa perantara dan kemudian dibagi menjadi dua senyawa tiga karbon. Yang terakhir menjalani konversi tambahan dan akhirnya membentuk asam piruvat pada akhir proses.
Selama tahap terakhir dari glikolisis, empat molekul ATP disintesis menggunakan energi yang dilepaskan selama reaksi kimia. Dengan demikian, empat molekul ATP disintesis dan dua molekul ATP digunakan selama glikolisis, untuk keuntungan bersih dua molekul ATP.
Reaksi lain selama hasil glikolisis energi yang cukup untuk mengkonversi NAD menjadi NADH (ditambah ion hidrogen). Berkurangnya koenzim (NADH) nantinya akan digunakan dalam sistem transpor elektron, dan energi yang akan dirilis. Selama glikolisis, dua molekul NADH yang dihasilkan.
Karena glikolisis tidak menggunakan oksigen apapun, proses ini dianggap anaerobik. Untuk organisme anaerobik tertentu, seperti beberapa bakteri dan ragi fermentasi, glikolisis adalah satu-satunya sumber energi.
Glikolisis adalah proses yang agak tidak efisien karena banyak energi sel tetap dalam dua molekul asam piruvat yang dibuat. Menariknya, proses ini agak mirip dengan pembalikan fotosintesis.

Penjelasan singkat Proses Glikolisis:

Reaksi keseluruhan glikolisis yang terjadi di sitoplasma adalah
direpresentasikan secara sederhana sebagai:
C₆H₁₂O₆ + 2 NAD ⁺ + 2 ADP + 2 P —–> 2 asam piruvat, (CH₃ (C = O) COOH + 2 ATP + 2 NADH + 2 H ⁺
Langkah-langkah utama glikolisis diuraikan pada grafik di sebelah kiri. Ada berbagai titik awal untuk glikolisis, meskipun, yang paling biasa mulai dengan glukosa atau glikogen untuk menghasilkan glukosa-6-fosfat. Titik awal untuk monosakarida lainnya, galaktosa dan fruktosa, juga ditampilkan.

Ringkasan metabolisme

Fakta penting tentang Glikolisis:

Langkah-langkah utama glikolisis diuraikan pada grafik di sebelah kiri. Ada berbagai titik awal untuk glikolisis, meskipun, yang paling biasa mulai dengan glukosa atau glikogen untuk menghasilkan glukosa-6-fosfat. Titik awal untuk monosakarida lainnya, galaktosa dan fruktosa, juga ditampilkan.
Ada lima fakta penting utama tentang glikolisis yang diilustrasikan dalam grafik.
1) Glukosa Menghasilkan Dua Molekul Asam piruvat:
Glukosa dengan 6 karbon dibagi menjadi dua molekul 3 karbon masing-masing pada Langkah 4. Akibatnya, Langkah 5 sampai 10 dilakukan dua kali per molekul glukosa. Dua molekul asam piruvat adalah produk akhir dari glikolisis per molekul mono-sakarida.
2) Pengelola ATP Pada awalnya Diperlukan:
ATP diperlukan pada Langkah 1 dan 3. Hidrolisis ATP menjadi ADP digabungkan dengan reaksi ini untuk mentransfer fosfat ke molekul pada Langkah 1 dan 3. Reaksi ini jelas membutuhkan energi juga. Anda mungkin menganggap bahwa ini adalah sedikit aneh jika tujuan keseluruhan glikolisis adalah untuk menghasilkan energi. Energi ini digunakan dengan cara yang sama yang awalnya mengambil panas untuk menyalakan pembakaran kertas atau bahan bakar lainnya – Anda perlu untuk memperluas beberapa energi untuk memulainya.
3) ATP Diproduksi:
Reaksi 6 dan 9 yang digabungkan dengan pembentukan ATP. Tepatnya, 2 ATP diproduksi di langkah 6 (ingat bahwa reaksi terjadi dua kali) dan 2 lagi ATP diproduksi di Langkah 9. Produksi bersih “terlihat” ATP adalah: 4 ATP.
Langkah 1 dan 3 = – 2ATP
Langkah 6 dan 9 = + 4 ATP
Bersih “terlihat” ATP diproduksi = 2.

Fakta penting tentang Glikolisis (lanjutan):
4) Nasib NADH + H +:
Reaksi 5 adalah oksidasi mana NAD + 2 menghilangkan hidrogen dan 2 elektron untuk menghasilkan NADH dan H +. Karena reaksi ini terjadi dua kali, 2 NAD + koenzim digunakan.

Jika sel beroperasi di bawah kondisi aerobik (adanya oksigen), maka NADH harus reoxidized ke NAD + oleh rantai transpor elektron. Ini menyajikan masalah karena glikolisis terjadi di sitoplasma sementara rantai pernapasan dalam mitokondria yang memiliki membran yang tidak permeabel terhadap NADH. Masalah ini dipecahkan dengan menggunakan gliserol fosfat sebagai “antar jemput.” – Lihat grafis di sebelah kiri. Hidrogen dan elektron ditransfer dari NADH ke gliserol fosfat yang dapat menyebar melalui membran ke dalam mitokondria. Di dalam mitokondria, gliserol fosfat bereaksi dengan FAD koenzim dalam enzim kompleks 2 dalam rantai transpor elektron untuk membuat fosfat dihidroksiaseton yang pada gilirannya berdifusi kembali ke sitoplasma untuk menyelesaikan siklus.
Sebagai hasil dari koneksi langsung ke transpor elektron di FAD, hanya 2 ATP dibuat per NAD digunakan pada langkah 5. Jika langkah 5 digunakan dua kali per glukosa, maka total 4 ATP yang dibuat dengan cara ini.
Jika sel adalah anaerobik (tanpa oksigen), produk NADH reaksi 5 digunakan sebagai reduktor untuk mengurangi asam piruvat menjadi asam laktat pada langkah 10. Ini hasil dalam regenerasi NAD + yang mengembalikan untuk digunakan dalam reaksi 5.

Read More

KATALISATOR

1. A.    PENGERTIAN

Menurut definisi, katalis adalah suatu senyawa kimia yang dapat mengarahkan sekaligus meningkatkan kinetika suatu reaksi (jika reaksi tersebut secara termodinamika memungkinkan terjadi). Namun senyawa tersebut (katalis) tidak mengalami perubahan kimiawi diakhir reaksi, dan tidak mengubah kedudukan kesetimbangan kimia dari reaksi.
Katalis sangat penting dalam proses kimia. Pentingnya katalis ditunjukkan oleh kenyataan bahwa lebih dari 75% proses produksi bahan kimia di industri disintesis dengan bantuan katalis. Contoh proses kimia yang sangat penting misalnya sintesis metanol dari syngas (CO dan H₂) dikatalisis oleh ZnO/Cr₂O₃, dan reaksi water gas shift (WGS), CO + 2H₂O == CO₂ + H₂ dikatalisis oleh besi oksida atau oksida campuran Zn, Cu maupun Cr.
Teknologi katalis telah digunakan dalam industri kimia lebih dari 100 tahun lamanya dan penelitian serta pengembangan teknologi katalis telah menjadi semacam bidang kekhususan kimia.
Yang dikerjakan oleh katalis dalam sebuah reaksi. Dalam kazanah energi reaksi, katalis menurunkan rintangan energi atau menurunkan besaran energi aktifasi sebuah reaksi melalui aneka mekanisme fisikawi maupun kimiawi.
Ada pula yang menyebutkan bahwa Katalis adalah suatu zat yang mempercepat laju reaksi  kimia pada suhu tertentu, tanpa mengalami perubahan atau terpakai oleh reaksi itu sendiri (lihat pula katalisis). Suatu katalis berperan dalam reaksi tapi bukan sebagai pereaksi ataupun produk. Katalis memungkinkan reaksi berlangsung lebih cepat atau memungkinkan reaksi pada suhu lebih rendah akibat perubahan yang dipicunya terhadap pereaksi. Katalis menyediakan suatu jalur pilihan dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Katalis mengurangi energi yang dibutuhkan untuk berlangsungnya reaksi.
Katalis dapat dibedakan ke dalam dua golongan utama: katalis homogen dan katalis heterogen. Katalis heterogen adalah katalis yang ada dalam fase berbeda dengan pereaksi dalam reaksi yang dikatalisinya, sedangkan katalis homogen berada dalam fase yang sama. Satu contoh sederhana untuk katalisis heterogen yaitu bahwa katalis menyediakan suatu permukaan di mana pereaksi-pereaksi (atau substrat) untuk sementara terjerap. Ikatan dalam substrat-substrat menjadi lemah sedemikian sehingga memadai terbentuknya produk baru. katan atara produk dan katalis lebih lemah, sehingga akhirnya terlepas.
Katalis homogen umumnya bereaksi dengan satu atau lebih pereaksi untuk membentuk suatu perantara kimia yang selanjutnya bereaksi membentuk produk akhir reaksi, dalam suatu proses yang memulihkan katalisnya. Berikut ini merupakan skema umum reaksi katalitik, di mana C melambangkan katalisnya:
A + C → AC (1)
B + AC → AB + C (2)
Meskipun katalis (C) termakan oleh reaksi 1, namun selanjutnya dihasilkan kembali oleh reaksi 2, sehingga untuk reaksi keseluruhannya menjadi,
A + B + C → AB + C
Katalis tidak termakan atau pun tercipta. Enzim adalah biokatalis. Penggunaan istilah “katalis” dalam konteks budaya yang lebih luas, secara bisa dianalogikan dengan konteks ini. beberapa katalis ternama yang pernah dikembangkan di antaranya katalis Ziegler-Natta yang digunakan untuk produksi masal polietilen dan polipropilen. Reaksi katalitik yang paling dikenal ialah proses Haber untuk sintesis amoniak, yang menggunakan besi biasa sebagai katalis. Konverter katalitik–yang dapat menghancurkan produk samping knalpot yang paling bandel–dibuat dari platinadan rodium.
Definisi lain tentang katalis. Katalis adalah zat yang ditambahkan ke dalam suatu reaksi dengan maksud memperbesar kecepatan reaksi. Katalis terkadang ikut terlibat dalam reaksi tetapi tidak mengalami perubahan kimiawi yang permanen, dengan kata lain pada akhir reaksi katalis akan dijumpai kembali dalam bentuk dan jumlah yang sama seperti sebelum reaksi. Katalis mempercepat reaksi kimia pada suhu tertentu, tanpa mengalami perubahan atau terpakai oleh reaksi itu sendiri. Suatu katalis berperan dalam reaksi tapi bukan sebagai pereaksi ataupun produk.
Katalis memungkinkan reaksi berlangsung lebih cepat atau memungkinkan reaksi pada suhu lebih rendah akibat perubahan yang dipicunya terhadap pereaksi. Katalis menyediakan suatu jalur pilihan dengan energi aktivasi yang lebih rendah. Katalis mengurangi energi yang dibutuhkan untuk berlangsungnya reaksi. Adanya penambahan katalis akan menyebabkan terbentuknya tahap-tahap reaksi tambahan,yaitu tahap pengikatan katalis dan tahap pelepasan katalis pada akhir reaksi. Katalis ini bersifat spesifik, artinya hanya berfungsi untuk suatu reaksi tertentu
Dengan kata lain penambahan katalis memberikan jalan baru bagi reaksi yang memiliki energi aktivasi yang lebih rendah, sehingga lebih banyak molekul yang bertumbukan pada suhu normal dan laju reaksi semakin cepat.
Komponen inti katalis menurut derajat kepentingannya:
1. Selektifitas
Adalah kemampuan katalis untuk memberikan produk reaksi yang diinginkan (dalam jumlah tinggi) dari sekian banyak produk yang mungkin dihasilkan. Produk yang diinginkan tadi sering disebut sebagai yield sedangkan banyaknya bahan baku yang berhasil diubah menjadi aneka produk dikatakan sebagai konversi.
Yield = %selektifitas x konversi
2. Stabilitas
Kemampuan sebuah katalis untuk menjaga aktifitas, produktifitas dan selektifitasnya dalam jangka waktu tertentu
3. Aktifitas
Kemampuan katalis untuk mengubah bahan baku menjadi produk atau aneka produk yang diinginkan (lebih dari satu). Aktifitas = massa (kg) bahan baku yang terkonversi/(kg atau liter katalis x waktu) atau Konversi, yaitu persentase dari bahan baku menjadi aneka produk. Atau TON (turnover Number), yaitu banyaknya molekul yang bereaksi/(waktu, misalnya detik x setiap situs aktif)
Tiga metode untuk mengukur aktifitas katalis :
1. Aktifitas dapat dinyatakan dalam konsep kinetika. Aktifitas dapat dinyatakan dari pengukuran kecepatan reaksi dalam jangkauan tertentu suhu dan konsentrasi. Kecepatan reaksi, r, dihitung sebagai kecepatan perubahan sejumlah zat, nA dari reaktan A persatuan waktu dan per satuan volume (atau per satuan massa) katalis, sehingga r ini memiliki unit mol L^-1 h^-1 atau mol kg^-1 h^-1.
2. Aktifitas dapat pula dinyatakan oleh turnover number (TON) yang didefinisikan sebagai banyaknya molekul reaktan yang terlibat dalam reaksi tiap situs aktif dan tiap detik.
3. Dalam prakteknya, sebagai perbandingan aktifitas, ukuran-ukuran berikut ini dapat pula digunakan:
a.Konversi dalam kondisi reaksi tetap
b.Space velocity untuk konversi tetap yang tertentu
c. Space-time yield
d. Suhu yang dibutuhkan untuk suatu konversi tertentu
Pengelompokan katalis
Perlu diingat bahwa yang dimaksud katalis homogen artinya adalah katalis yang memiliki atau bisa membentuk satu fasa dengan reaktan dan pelarutnya (misal fasa cair-cair pada sistem katalis asam untuk reaksi esterifikasi).  Sedangkan katalis heterogen tidak memiliki fasa yang sama dengan reaktan maupun pelarut (misalnya fasa padat-cair pada sistem katalis zeolit untuk perengkahan hidrokarbon).

Tipe katalis
Katalis homogen	Katalis homo-heterogen	Katalis heterogen
Katalis asam/basa	Biokatalis (enzim)	Bulk katalis (alloy logam)
Kompleks logam transisi	Fungsional nanopartikel	Katalis yang diemban

Katalis adalah zat yang dapat mempercepat jalannya reaksi (tidak ikut bereaksi). Peran katalis sebenarnya adalah menurunkan energi aktifasi reaksi. Pemilihan katalis untuk proses dapat didasarkan pada beberapa hal berikut:
a. Berumur panjang
b. Harganya murah
c. Mudah diregenerasi
d. Dapat diproduksi dalam jumlah besar
e. Tahan terhadap racun
f. Memiliki tahanan fisik yang besar
Kelemahan katalis
Alangkah indahnya bila sebuah reaksi kimia tidak membutuhkan katalis agar bisa berlangsung. Tapi kenyataannya jenis reaksi seperti ini jarang ditemui. Keberadaan katalis dalam campuran reaksi kimia tentu saja memberikan masalah tersendiri. Di industri kimia, masalah terutama berkaitan dengan pemisahan (separation), daur ulang (recycle), usia (life time), dan deaktifasi katalis merupakan isyu-isyu penting.
Problem pemisahan katalis dari zat pereaksi maupun produk lebih sering ditemui pada sistem katalis homogen. Karena katalis homogen larut dalam campuran, pemisahan tidak cukup dilakukan dengan penyaringan atau dekantasi. Teknik yang umum digunakan adalah destilasi atau ekstraksi produk dari campuran, misalnya katalis asam-basa pada reaksi esterifikasi biodiesel dipisahkan dengan ekstraksi untuk kemudian campuran sisa reaktan-katalis yang tertinggal dialirkan lagi menuju bejana reaksi. Namun demikian, ada beberapa katalis istimewa dari senyawa komplek logam yang didesain sedemikian rupa sehingga bisa terpisah atau mengendap setelah reaksi tuntas. Kasus pemisahan untuk katalis heterogen lebih mudah ditanggulangi karena sudah terpisah dengan sendirinya tanpa membutuhkan usaha lain.
Daur ulang dan usia katalis memiliki kaitan. Selama bisa dipisahkan, katalis homogen boleh dikatakan tetap aktif dan memiliki usia yang sangat panjang bahkan nyaris tak terhingga dan bisa digunakan berulang-ulang. Nyawa katalis homogen mungkin tamat jika mengalami deaktifasi akibat teracuni atau perubahan struktur akibat proses ektrim. Katalis heterogen memiliki takdir berbeda. Sering kali katalis heterogen harus diaktifasi dulu sebelum siap digunakan, misalnya dengan jalan direduksi atau dioksidasi. Setelah mengalami proses reaksi berkali-kali, kereaktifan katalis tersebut pelan-pelan menurun akibat perubahan mikrostruktur maupun kimianya, misal terjadi penggumpalan (clustering), migrasi partikel aktif membentuk kristal baru (sintering), oksidasi, karbonisasi, maupun teracuni (poisoned). Untuk mengembalikan reaktifitas katalis heterogen perlu dilakukan regenerasi dengan cara, misalnya kalsinasi, reduksi-oksidasi kembali, atau pencucian dengan larutan aktif. Seringkali proses regenerasi tidak dapat mengembalikan 100% kereaktifan katalis sehingga pada saatnya nanti katalis tersebut akhirnya mati juga dan perlu diganti yang baru.
B.     FUNGSI
Fungsi katalis adalah memperbesar kecepatan reaksinya (mempercepat reaksi) dengan jalan memperkecil energi pengaktifan suatu reaksi dan dibentuknya tahap-tahap reaksi yang baru. Dengan menurunnya energi pengaktifan maka pada suhu yang sama reaksi dapat berlangsung lebih cepat.
Fungsi utama dari katalis ini adalah menyediakan reaksi alternative dalam suatu reaksi kimia.Dengan peranan yang sangat penting ini, maka katalis sangat di perlukan oleh tubuh dalam proses pencernaan makanan di dalam tubuh. Fungsi penting katalis ( enzim ) ini memberikan dampak besar terhadap kelancarna pencernaan makanan di dalam tubuh.Misalnya saja adalah enzim amylase di dalam mulut (air liur)  yang membantu memecah amilosa menjadi  maltosa.Selain peranan katalis di dalam tubuh, katalis juga berperan dalam proses kimia lainnya
Reaksi yang berlangsung lambat dapat dipercepat dengan menambahkan katalis yang sesuai untuk reaksi tersebut. Katalis akan mempercepat reaksi karena katalis akan mencari jalan dengan energi aktivasi yang lebih rendah sehingga reaksinya akan berlangsung lebih cepat. Satu yang harus diketahui tentang prinsip kerja katalis adalah bahwa katalis tersebut tetap ikut dalam jalannya reaksi, tetapi pada kondisi akhir, katalis akan keluar lagi dalam bentuk yang sama. Sifat-sifat kimia katalis akan sama sebelum dan sesudah mengkatalis suatu reaksi.
Pentingnya katalis ditunjukkan oleh kenyataan bahwa lebih dari 75% proses produksi bahan kimia di Industri disintesis dengan bantuan katalis. Contoh proses kimia yang sangat penting misalnya sintesis metanol dari syngas (CO dan H2) dikatalisis oleh ZnO/Cr2O3, dan reaksi water gas shift (WGS),

CO + 2H2O ==> CO2 + H2

dikatalisis oleh besi oksida atau oksida campuran Zn, Cu maupun Cr.
Teknologi katalis telah digunakan dalam industri kimia lebih dari 100 tahun lamanya dan penelitian serta pengembangan teknologi katalis telah menjadi semacam bidang kekhususan kimia.
Suatu reaksi eksoterm AB(g) + C(g) –> AC(g) + B(g). Reaksi ini berlangsung lambat, karena energi aktivasinya (Ea) lebih besar dibanding energi molekulnya. Hanya sebagian kecil molekul yang mencapai Ea.

 

Oleh karena itu untuk mempercepat reaksi ini, ditambahkan suatu katalis. Apa fungsi katalis? Mengapa katalis dapat mempercepat reaksi? Bagaimana cara katalis mempercepat reaksi itu? Berdasarkan diagram di atas, Ea’ dengan katalis lebih rendah. Mengapa?
Katalis itu berupa zat yang dicampurkan dengan reaktan. Jika reaksi di atas tanpa katalis, AB dan C bertumbukan sampai mencapai Ea yang relatif tinggi. Karena umumnya energi molekulnya rendah, jadi tumbukan yang terjadi tidak efektif. Ea sangat sulit dicapai. Untuk itu maka ditambahkan zat yang bertindak sebagai katalis.
Ternyata pada saat katalis dicampurkan reaksi makin cepat. Jelas bahwa katalis itu dapat mempengaruhi salah satu reaktan. Misalnya dalam reaksi ini katalis cocok sifatnya dengan AB. Maka seperti robot AB tertarik ke katalis membentuk KAB. KAB tergolong kompleks teraktivasi yang merupakan tahap reaksi hipotesis; KAB kemudian terurai menjadi KA dan B. Setelah itu terjadi tahap reaksi berikutnya, yaitu C ditarik oleh KA menjadi KAC yang kemudian langsung K lepas dan terbentuklah AC. Mekanisme reaksi di atas adalah :
K + AB –> KAB –> KA + B (lambat)
KA + C –> KAC –> K + AC (cepat)
K + AB + C –> K + AC + B
Jadi katalis ikut ambil bagian dalam reaksi, memberi jalan baru melalui mekanisme reaksi baru yang energi aktivasinya lebih rendah, kemudian terbentuk kembali dalam keadaan yang sama.

Read More