Kimia Dasar

Materi adalah segala sesuatu yang memiliki massa dan menempati ruang. Materi digolongkan menjadi zat murni dan campuran. Zat murni terdiri atas unsur (tidak dapat diurai menjadi zat lebih sederhana dengan cara kimia) dan senyawa (dua unsur atau lebih berikatan dengan perbandingan tetap). Campuran bisa homogen (larutan, seragam sampai tingkat molekul) atau heterogen (fasa-fasanya terlihat berbeda).

Perubahan fisika tidak mengubah identitas zat (es mencair, garam larut). Perubahan kimia menghasilkan zat baru dengan sifat berbeda (besi berkarat, nasi menjadi glukosa saat dicerna). Tanda-tandanya: gas, endapan, perubahan warna, atau perubahan energi yang jelas, tetapi tidak satu pun sendirian cukup untuk membuktikannya.

Sistem Satuan Internasional (SI)

Ilmu kimia bersandar pada pengukuran, dan pengukuran bersandar pada satuan yang disepakati. SI memiliki tujuh besaran pokok. Sejak 2019, semua satuan dasar didefinisikan lewat nilai tetap konstanta alam, termasuk mol lewat konstanta Avogadro N_A = 6,022 140 76 × 10²³ mol⁻¹ dan kelvin lewat konstanta Boltzmann k_B = 1,380 649 × 10⁻²³ J K⁻¹ (BIPM, 2019).

Awalan yang sering dipakai: giga (G, 10⁹), mega (M, 10⁶), kilo (k, 10³), desi (d, 10⁻¹), senti (c, 10⁻²), mili (m, 10⁻³), mikro (µ, 10⁻⁶), nano (n, 10⁻⁹), piko (p, 10⁻¹²). Satuan turunan yang lazim: volume dalam liter (1 L = 1 dm³ = 10⁻³ m³), tekanan dalam pascal, energi dalam joule, dan massa jenis dalam g/mL.

Ketelitian, ketepatan, dan angka penting

Ketepatan (accuracy) menyatakan seberapa dekat hasil ukur dengan nilai sebenarnya. Ketelitian (precision) menyatakan seberapa dekat hasil ukur berulang satu sama lain. Angka penting mencerminkan ketelitian alat. Aturan menghitung angka penting:

Saat menjumlah atau mengurang, hasilnya mengikuti jumlah tempat desimal terkecil. Saat mengalikan atau membagi, hasilnya mengikuti jumlah angka penting terkecil. Angka eksak (misalnya 12 butir, 1 kg = 1000 g) tidak membatasi hasil.

Atom terdiri atas inti yang padat (proton bermuatan +1 dan neutron netral) dan elektron bermuatan −1 yang menempati ruang di sekitarnya. Massa proton dan neutron hampir sama (sekitar 1 u), sedangkan massa elektron sekitar 1/1836 massa proton. Nomor atom Z adalah jumlah proton dan menentukan identitas unsur; nomor massa A = Z + N (jumlah proton ditambah neutron). Atom netral memiliki elektron sebanyak proton; ion terbentuk bila jumlahnya tidak sama.

Isotop adalah atom sebuah unsur dengan jumlah neutron berbeda. Massa atom relatif yang tercantum pada tabel periodik adalah rata-rata terbobot kelimpahan isotop alami. Klorin, misalnya, 75,76% ³⁵Cl (34,969 u) dan 24,24% ³⁷Cl (36,966 u):

Struktur elektron

Model mekanika kuantum menggambarkan elektron lewat orbital, daerah ruang dengan peluang tertinggi menemukan elektron. Setiap elektron dicirikan empat bilangan kuantum: n (kulit, 1, 2, 3, ...), l (subkulit: 0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f), m_l (orientasi orbital), dan m_s (spin, ±½). Subkulit s memuat 1 orbital (2 elektron), p memuat 3 (6 elektron), d memuat 5 (10), dan f memuat 7 (14).

Dua pengecualian yang sering muncul pada periode 4: kromium [Ar] 3d⁵ 4s¹ dan tembaga [Ar] 3d¹⁰ 4s¹, karena subkulit d setengah atau penuh sedikit lebih stabil. Elektron valensi adalah elektron pada kulit terluar (untuk golongan utama) dan menentukan sifat kimia.

Tabel periodik dan keperiodikan

Unsur disusun menurut nomor atom dalam periode (baris, 1–7) dan golongan (kolom, 1–18). Unsur segolongan memiliki konfigurasi elektron valensi sama sehingga sifatnya mirip. Blok s, p, d, dan f ditentukan oleh subkulit yang terakhir terisi. Tren utama untuk golongan utama:

Atom berikatan untuk mencapai susunan elektron yang lebih stabil, sering kali delapan elektron valensi (kaidah oktet; hidrogen mencapai dua). Ada tiga jenis ikatan utama:

Selisih keelektronegatifan (ΔEN) kira-kira menentukan karakter ikatan: di bawah 0,4 kovalen nonpolar, 0,4 sampai 1,7 kovalen polar, dan di atas 1,7 cenderung ionik. Batas ini aturan praktis, bukan hukum: karakter ikatan sebenarnya kontinu.

Struktur Lewis dan muatan formal

Langkah menggambar struktur Lewis: (1) hitung jumlah total elektron valensi (tambah untuk anion, kurangi untuk kation); (2) letakkan atom pusat (umumnya yang paling sedikit jumlahnya dan bukan H); (3) hubungkan dengan ikatan tunggal; (4) lengkapi oktet atom terluar; (5) bila elektron kurang, bentuk ikatan rangkap. Muatan formal membantu memilih struktur yang paling masuk akal:

Beberapa molekul memiliki beberapa struktur Lewis sah yang hanya berbeda posisi elektron (resonansi), misalnya ozon, ion nitrat, dan benzena; struktur sebenarnya adalah hibrida resonansi. Pengecualian oktet meliputi molekul kekurangan elektron (BF₃), oktet diperluas (PCl₅, SF₆), dan radikal bebas (NO). Makin banyak ikatan antara dua atom, makin pendek dan kuat: energi ikatan C–C, C=C, dan C≡C kira-kira 346, 614, dan 839 kJ/mol (Housecroft & Sharpe, 2018).

Teori VSEPR dan hibridisasi

Valence shell electron pair repulsion menyatakan bahwa pasangan elektron di sekitar atom pusat (pasangan ikatan maupun pasangan bebas) saling tolak sejauh mungkin. Bentuk molekul adalah posisi atom, sedangkan pasangan bebas menentukan bentuk geometri tetapi tidak terlihat. Pasangan bebas menolak lebih kuat sehingga menyempitkan sudut ikatan (CH₄ 109,5°, NH₃ sekitar 107°, H₂O sekitar 104,5°).

Kepolaran dan gaya antarmolekul

Molekul polar bila momen dipol ikatannya tidak saling meniadakan. CO₂ dan CCl₄ mengandung ikatan polar tetapi molekulnya nonpolar karena simetris; H₂O dan NH₃ polar. Kepolaran menentukan gaya antarmolekul: gaya London (dispersi) pada semua molekul dan makin kuat bila molekul besar, gaya dipol-dipol pada molekul polar, ikatan hidrogen bila H terikat pada N, O, atau F, serta gaya ion-dipol saat garam larut dalam air. Kekuatan gaya ini menentukan titik didih (H₂O 100 °C, sedangkan H₂S −60 °C) dan prinsip like dissolves like: zat polar larut dalam pelarut polar, zat nonpolar dalam pelarut nonpolar, yang mendasari kelarutan dan penembusan membran oleh obat.

Tata nama (nomenklatur) yang baku memungkinkan satu nama menunjuk tepat satu senyawa. Rujukannya adalah rekomendasi IUPAC untuk senyawa anorganik (Connelly dkk., 2005) dan organik (Favre & Powell, 2014). Di Indonesia, nama senyawa mengikuti pola IUPAC dengan akhiran bahasa Indonesia (-ida, -at, -it, -ana, -ena, -una).

Senyawa ionik

Namai kation lebih dulu, lalu anion. Logam golongan 1 dan 2 serta Al dan Zn hanya memiliki satu muatan umum, jadi tidak perlu angka Romawi; logam transisi dan beberapa lainnya yang memiliki lebih dari satu bilangan oksidasi ditulis dengan angka Romawi, misalnya besi(II) dan besi(III). Anion monoatomik berakhiran -ida (klorida, oksida, sulfida). Rumus ditentukan agar jumlah muatan nol: muatan kation dan anion saling dipertukarkan lalu disederhanakan.

Oksoanion berpasangan dinamai dengan akhiran -at (atom pusat dengan lebih banyak O) dan -it (lebih sedikit O). Bila ada lebih dari dua, awalan per- (paling banyak O) dan hipo- (paling sedikit) dipakai: perklorat ClO₄⁻, klorat ClO₃⁻, klorit ClO₂⁻, hipoklorit ClO⁻.

Senyawa molekul (kovalen) dan asam

Senyawa biner antara dua nonlogam dinamai dengan awalan jumlah atom: mono- (1; tidak dipakai untuk unsur pertama), di- (2), tri- (3), tetra- (4), penta- (5), heksa- (6), hepta- (7), okta- (8), nona- (9), dan deka- (10). Unsur kedua berakhiran -ida. Contoh: CO karbon monoksida, N₂O₅ dinitrogen pentaoksida. Asam biner: HCl asam klorida (dalam air). Asam okso: nama anion -at menjadi asam …at (H₂SO₄ asam sulfat, HNO₃ asam nitrat, H₃PO₄ asam fosfat), dan -it menjadi asam …it (H₂SO₃ asam sulfit). Garam hidrat menyebut jumlah air kristal: CuSO₄·5H₂O tembaga(II) sulfat pentahidrat.

Senyawa organik: alkana, alkena, alkuna, dan gugus fungsi

Nama organik IUPAC disusun dari induk (jumlah karbon rantai terpanjang), akhiran (gugus fungsi utama), dan awalan (cabang dan substituen) dengan penomoran agar angka lokasi sekecil mungkin. Induk: met- (1), et- (2), prop- (3), but- (4), pent- (5), heks- (6), hept- (7), okt- (8), non- (9), dek- (10).

Rantai terbuka (asiklik) dan rantai tertutup (siklik)

Berdasarkan kerangka karbonnya, senyawa organik terbagi dua. Pada senyawa asiklik (alifatik rantai terbuka) atom karbon tersusun sebagai rantai lurus atau bercabang dengan kedua ujung bebas. Pada senyawa siklik sebagian karbon membentuk cincin tertutup. Di dalam kedua kelompok, ikatan antarkarbon dapat jenuh (hanya ikatan tunggal) atau tak jenuh (ada ikatan rangkap dua atau tiga). Senyawa siklik dibagi lagi menjadi alisiklik (cincin nonaromatik, sifatnya mirip alifatik), aromatik (cincin planar dengan elektron π terdelokalisasi), dan heterosiklik (cincin yang memuat atom selain karbon, umumnya N, O, atau S) (McMurry, 2016; Brown dkk., 2018).

Bagaimana mengetahui jumlah cincin dan ikatan rangkap dari rumus molekul saja? Hitung derajat ketidakjenuhan (DBE, double bond equivalent): setiap cincin dan setiap ikatan π menambah satu. Nilai DBE tidak menyatakan mana cincin dan mana ikatan rangkap, hanya jumlah totalnya.

Alkana bercabang, gugus alkil, dan awalan lazim

Aturan IUPAC untuk rantai bercabang (Favre & Powell, 2014; Panico dkk., 1993) dapat diringkas dalam enam langkah:

1. Cari rantai karbon kontinu terpanjang. Itulah induk (parent chain). Bila ada dua rantai sama panjang, pilih yang memiliki cabang lebih banyak. Rantai terpanjang tidak selalu digambar lurus: tikungan tidak mengubah panjangnya.
2. Beri nomor dari ujung yang membuat locant cabang pertama (titik beda pertama) sekecil mungkin.
3. Namai cabang sebagai gugus alkil: akhiran -ana diganti -il (metil, etil, propil).
4. Kelompokkan cabang sejenis dengan di-, tri-, tetra-, dan ulangi locant tiap cabang (2,2-dimetil).
5. Urutkan awalan menurut abjad. Awalan pengali (di-, tri-) tidak diperhitungkan, sedangkan iso- dan neo- diperhitungkan; sek- dan tert- diabaikan.
6. Tulis nama dalam satu kata: angka dipisah koma, angka dan huruf dipisah tanda hubung, awalan melekat pada induk. Contoh: 2,2,4-trimetilpentana (isooktana, rujukan bilangan oktan 100) dan 3-etil-2-metilheksana (etil lebih dulu karena e mendahului m).

Awalan lazim pada nama trivial: n- (normal, rantai lurus), iso- (gugus (CH₃)₂CH– di ujung rantai), dan neo- (gugus (CH₃)₃C– di ujung rantai). Karena itu, n-pentana, isopentana (2-metilbutana), dan neopentana (2,2-dimetilpropana) adalah tiga isomer C₅H₁₂.

Alkena, alkuna, dan stereokimia ikatan rangkap

Induk adalah rantai terpanjang yang memuat ikatan rangkap, walau bukan rantai terpanjang keseluruhan. Penomoran memberi locant terkecil bagi ikatan rangkap (bukan bagi cabang), dan locant ditulis di depan nama: 1-butena, 2-butena, 1-butuna. Dua ikatan rangkap diberi akhiran -diena (1,3-butadiena). Ikatan rangkap tidak dapat berputar, sehingga muncul isomer geometri: cis bila dua gugus sejenis berada pada sisi yang sama, trans bila berseberangan. Untuk alkena yang lebih rumit dipakai notasi E/Z berdasarkan prioritas Cahn-Ingold-Prelog: Z (zusammen) bila dua gugus berprioritas tertinggi sesisi, E (entgegen) bila berseberangan. Pusat kiral diberi deskriptor R atau S (Moss, 1996).

Sikloalkana dan sikloalkena

Cincin dinamai dengan awalan siklo- di depan nama alkana berjumlah karbon sama: siklopropana, siklobutana, siklopentana, sikloheksana. Aturan penomoran (Favre & Powell, 2014):

• Satu substituen: tanpa nomor, karena semua karbon cincin setara. Metilsikloheksana.
• Dua substituen atau lebih: nomor 1 diberikan pada salah satu karbon bersubstituen, lalu arah dipilih agar locant seluruhnya terkecil. Bila masih sama, abjad menentukan: substituen yang abjadnya lebih awal mendapat nomor 1 (1-etil-2-metilsiklopentana).
• Gugus utama (–OH, –NH₂) ditulis sebagai akhiran dan otomatis bernomor 1: sikloheksanol, 2-metilsikloheksanol.
• Ikatan rangkap dalam cincin mendapat nomor 1 dan 2: sikloheksena, 3-metilsikloheksena.
• Cincin dan rantai: menurut rekomendasi 2013, cincin diutamakan sebagai induk dibanding rantai; aturan lama memilih yang karbonnya lebih banyak. Cincin sebagai substituen bernama siklopropil, siklobutil, siklopentil, sikloheksil.
• Stereokimia: dua substituen pada karbon berlainan menghasilkan isomer cis dan trans. Keduanya adalah senyawa berbeda dengan sifat fisika berbeda.

Sikloheksana berada hampir seluruhnya dalam konformasi kursi. Dua belas atom H terbagi enam aksial (sejajar sumbu cincin, berganti atas dan bawah) dan enam ekuatorial (mengarah keluar di sekitar bidang cincin). Pembalikan cincin (ring flip) menukar keduanya. Substituen besar lebih suka ekuatorial karena pada posisi aksial ia bertabrakan dengan dua H aksial pada karbon ke-3 dan ke-5 (interaksi 1,3-diaksial; sekitar 7,6 kJ/mol untuk metil) (Brown dkk., 2018).

Aromatik: benzena, turunannya, dan awalan orto, meta, para

Benzena (C₆H₆) adalah cincin planar enam karbon sp² dengan enam elektron π yang terdelokalisasi di atas dan di bawah cincin; kelipatan 4n + 2 elektron π (n = 1) menjelaskan kestabilan istimewanya (aturan Hückel). Semua ikatan C–C sama panjang (139 pm), di antara ikatan tunggal (154 pm) dan rangkap (134 pm). Karena kestabilan aromatik, benzena lebih suka bereaksi substitusi daripada adisi (Clayden dkk., 2012).

• Monosubstitusi: nama substituen + benzena (klorobenzena, nitrobenzena). Beberapa nama trivial diterima IUPAC dan dipakai sebagai induk: toluena (metilbenzena), fenol (hidroksibenzena), anilina (benzenamina), asam benzoat, benzaldehida, stirena.
• Disubstitusi: dapat memakai locant (1,2; 1,3; 1,4) atau awalan: orto (o-, posisi 1,2 bertetangga), meta (m-, 1,3, berselang satu karbon), para (p-, 1,4, berseberangan). Awalan o/m/p lazim dipakai hanya untuk disubstitusi.
• Tiga substituen atau lebih: wajib memakai locant. Bila ada induk trivial (toluena, fenol, anilina), substituen utama diberi nomor 1 (2,4,6-trinitrotoluena).
• Awalan fenil dan benzil: fenil adalah C₆H₅– (cincinnya sendiri), benzil adalah C₆H₅CH₂–. Keduanya sering tertukar.
• Polisiklik: cincin yang berbagi ikatan, misalnya naftalena (dua cincin), antrasena, dan fenantrena.

Senyawa heterosiklik

Pada heterosiklik, satu atau lebih karbon cincin digantikan heteroatom (N, O, S). Heteroatom mendapat nomor 1, dan penomoran berlanjut agar locant substituen terkecil. Cincin heterosiklik sangat lazim pada obat dan biomolekul karena heteroatom menyediakan pasangan elektron bebas (akseptor ikatan hidrogen, tapak protonasi) dan mengatur kelarutan.

Urutan prioritas gugus fungsi dalam penamaan

Bila sebuah molekul memiliki beberapa gugus fungsi, hanya satu yang menjadi gugus utama (ditulis sebagai akhiran); yang lain menjadi awalan. Gugus utama dipilih menurut daftar prioritas berikut, dari tertinggi ke terendah (Favre & Powell, 2014).

Contoh: HOCH₂CH₂COOH memiliki –OH dan –COOH. Asam karboksilat lebih tinggi sehingga induknya asam propanoat dan –OH menjadi awalan: asam 3-hidroksipropanoat. Contoh lain, asam salisilat: –COOH utama pada induk benzena, sehingga asam 2-hidroksibenzoat.

Tata nama anorganik tambahan

Pada senyawa koordinasi, nama ligan: NH₃ = amina (amina), H₂O = akuo, Cl⁻ = kloro, CN⁻ = siano, OH⁻ = hidrokso. Bilangan koordinasi logam dan geometri (oktahedral, persegi planar) menentukan jumlah ligan (Connelly dkk., 2005; Housecroft & Sharpe, 2018). Cisplatin, obat antikanker, adalah kompleks persegi planar Pt(II) dengan dua NH₃ dan dua Cl yang cis; isomer trans-nya tidak aktif sebagai antikanker.

Mol adalah satuan jumlah zat: 1 mol mengandung tepat 6,022 140 76 × 10²³ entitas elementer (atom, molekul, ion) (BIPM, 2019). Massa molar M (g/mol) secara numerik sama dengan massa atom atau massa molekul relatif. Dengan massa molar, jumlah zat, massa, dan jumlah partikel saling dikonversi:

Komposisi persen massa sebuah unsur dalam senyawa adalah (jumlah atom × A_r) / M_r × 100%. Rumus empiris adalah perbandingan atom paling sederhana, rumus molekul adalah rumus sebenarnya (kelipatan bilangan bulat dari rumus empiris). Glukosa C₆H₁₂O₆ memiliki rumus empiris CH₂O.

Persamaan reaksi dan penyetaraan

Persamaan reaksi kimia menyatakan pereaksi dan hasil reaksi. Karena atom tidak tercipta atau musnah, jumlah tiap atom di kiri harus sama dengan di kanan; koefisien ditambahkan di depan rumus (subskrip tidak boleh diubah). Koefisien menyatakan perbandingan mol, sehingga 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O berarti 2 mol H₂ bereaksi dengan 1 mol O₂ membentuk 2 mol H₂O.

Pereaksi pembatas dan rendemen

Pereaksi yang habis lebih dulu disebut pereaksi pembatas dan menentukan hasil maksimum (rendemen teoretis). Cara menentukannya: ubah massa tiap pereaksi menjadi mol, bagi dengan koefisien, dan pilih nilai terkecil. Rendemen persen membandingkan hasil nyata dengan teoretis.

Larutan adalah campuran homogen zat terlarut dan pelarut. Konsentrasi dapat dinyatakan dengan beberapa cara, dan pilihan satuannya bergantung pada keperluan:

Pengenceran tidak mengubah jumlah zat terlarut, sehingga mol sebelum sama dengan mol sesudahnya:

Sifat koligatif

Sifat koligatif hanya bergantung pada jumlah partikel zat terlarut, bukan jenisnya: penurunan tekanan uap, kenaikan titik didih, penurunan titik beku, dan tekanan osmosis. Untuk zat terlarut nonvolatil:

Contoh farmasi: infus NaCl 0,9% b/v (9 g/L, M_r = 58,44) berisi 0,154 mol/L, sehingga osmolaritas ideal sekitar 2 × 154 = 308 mOsm/L, mendekati osmolalitas plasma (sekitar 275–295 mOsm/kg), sehingga disebut isotonik (Sinko, 2023).

Gas mengisi seluruh wadahnya, mudah dimampatkan, dan keadaannya dijelaskan oleh empat variabel: tekanan P, volume V, suhu mutlak T, dan jumlah zat n. Hukum-hukum gas lama adalah kasus khusus satu persamaan:

Hukum Dalton: tekanan total campuran gas sama dengan jumlah tekanan parsial tiap komponen, P_i = x_i P_total. Hukum Graham: laju efusi berbanding terbalik dengan akar massa molar. Gas nyata menyimpang pada tekanan tinggi dan suhu rendah karena volume molekul dan gaya tarik antarmolekul; koreksinya persamaan van der Waals. Teori kinetik gas, siklus mesin kalor, dan energi dibahas lebih lanjut di materi Fisika Termodinamika.

Laju reaksi

Laju reaksi menyatakan perubahan konsentrasi per satuan waktu. Hukum laju menghubungkannya dengan konsentrasi: laju = k[A]^m, dengan orde m ditentukan lewat percobaan, bukan dari koefisien. Hukum laju terintegrasi dan waktu paruh:

Menurut persamaan Arrhenius, tetapan laju naik secara eksponensial dengan suhu dan turun dengan energi aktivasi E_a. Katalis mempercepat reaksi dengan jalur berenergi aktivasi lebih rendah, tanpa ikut habis dan tanpa mengubah posisi kesetimbangan.

Kesetimbangan kimia

Reaksi reversibel mencapai kesetimbangan dinamis saat laju maju sama dengan laju balik; konsentrasi tidak berubah, tetapi reaksi tetap berlangsung. Untuk aA + bB ⇌ cC + dD:

Prinsip Le Chatelier: sistem yang kesetimbangannya diganggu bergeser untuk mengurangi gangguan itu. Menambah pereaksi menggeser ke hasil; menaikkan tekanan menggeser ke sisi dengan mol gas lebih sedikit; menaikkan suhu menggeser ke arah endotermik (K reaksi eksotermik turun). Katalis mempercepat tercapainya kesetimbangan tetapi tidak mengubah K. Perbandingan Q (kuosien reaksi) dengan K menunjukkan arah: Q < K bergeser ke hasil, Q > K ke pereaksi.

Menurut Arrhenius, asam menghasilkan H⁺ dan basa menghasilkan OH⁻ dalam air. Menurut Brønsted-Lowry, asam adalah donor proton dan basa adalah akseptor proton; setiap asam memiliki basa konjugat (HA/A⁻). Menurut Lewis, asam menerima pasangan elektron dan basa memberikannya. Air bersifat amfoter dan terionisasi sedikit: K_w = [H⁺][OH⁻] = 1,0 × 10⁻¹⁴ pada 25 °C.

Asam kuat (HCl, HBr, HI, HNO₃, HClO₄, dan H₂SO₄ untuk proton pertama) terionisasi hampir sempurna, jadi [H⁺] ≈ C. Asam lemah terionisasi sebagian; untuk larutan dengan C jauh lebih besar dari K_a, [H⁺] ≈ √(K_aC). Larutan penyangga (buffer) terdiri atas asam lemah dan basa konjugatnya, dan menahan perubahan pH. Persamaan Henderson-Hasselbalch:

Kurva titrasi

Titrasi menambahkan titran dengan konsentrasi diketahui sampai analit tepat bereaksi (titik ekuivalen). Titik akhir dikenali dengan indikator yang berubah warna di dekat pH titik ekuivalen: fenolftalein (rentang 8,2–10,0), bromtimol biru (6,0–7,6), metil jingga (3,1–4,4). Pada titrasi asam lemah dengan basa kuat, pH titik ekuivalen di atas 7 karena basa konjugat terhidrolisis, dan daerah penyangga muncul sebelum titik ekuivalen.

pH dan obat: pembagian ionisasi

Hanya bentuk tidak terionisasi yang menembus membran lipid dengan mudah. Untuk asam lemah, fraksi terionisasi = 1 / (1 + 10^pK_a−pH); untuk basa lemah, fraksi terionisasi = 1 / (1 + 10^pH−pK_a). Itulah sebabnya asam lemah seperti aspirin cenderung tidak terionisasi di lambung (pH 1–2) dan basa lemah seperti lidokain lebih banyak terionisasi di pH asam (Sinko, 2023).

Oksidasi adalah kehilangan elektron (bilangan oksidasi naik) dan reduksi adalah penerimaan elektron (bilangan oksidasi turun); keduanya selalu berpasangan. Zat yang teroksidasi adalah reduktor, zat yang tereduksi adalah oksidator. Aturan bilangan oksidasi (BO), urut prioritas:

Contoh: dalam KMnO₄, BO K = +1, O = −2 (4 atom, total −8), sehingga Mn = +7. Penyetaraan reaksi redoks dengan metode setengah reaksi: pisahkan oksidasi dan reduksi, setarakan atom selain H dan O, setarakan O dengan H₂O, setarakan H dengan H⁺ (suasana basa tambahkan OH⁻), setarakan muatan dengan elektron, samakan jumlah elektron, lalu jumlahkan.

Sel elektrokimia

Sel volta (galvani) mengubah energi kimia menjadi listrik secara spontan; sel elektrolisis memakai listrik untuk reaksi tak spontan. Di kedua sel, oksidasi terjadi di anode dan reduksi di katode. Potensial sel standar dihitung dari potensial reduksi standar, dan terkait dengan energi bebas dan tetapan kesetimbangan:

Hukum Faraday menghubungkan arus dengan massa yang diendapkan: m = (Q · M) / (n · F), dengan Q = I · t. Dalam farmasi, reaksi redoks menjelaskan antioksidan (vitamin C, sulfit) yang melindungi obat, serta degradasi oksidatif yang membatasi masa simpan.

Kimia organik mempelajari senyawa karbon. Karbon membentuk empat ikatan kovalen, saling berikatan membentuk rantai, cincin, dan ikatan rangkap, sehingga jumlah senyawanya sangat besar. Sifat senyawa ditentukan oleh kerangka karbon dan gugus fungsi, yaitu kelompok atom yang menentukan reaktivitas.

Isomer memiliki rumus molekul sama tetapi struktur berbeda: isomer struktur (kerangka, posisi, atau gugus fungsi), isomer geometri (cis dan trans pada ikatan rangkap), dan stereoisomer optik pada karbon kiral. Isomer optik sering memiliki aktivitas biologis berbeda; pada ibuprofen, enansiomer (S) adalah yang berefek farmakologis utama. Reaksi organik dasar: substitusi (satu atom atau gugus digantikan), adisi (menambahkan pada ikatan rangkap), eliminasi (membentuk ikatan rangkap), esterifikasi (asam + alkohol ⇌ ester + air), dan hidrolisis (ester atau amida + air).

Sampai bab sebelumnya inti atom diperlakukan sebagai titik bermuatan +Ze. Bab ini membuka inti itu: gaya apa yang mengikatnya, mengapa sebagian inti meluruh, dan di mana mekanika kuantum masuk. Batasnya penting untuk diketahui. Gaya kuat, gaya lemah, dan peluruhan inti adalah fisika (fisika inti dan partikel); mekanika kuantum adalah teori fisika, dan kimia kuantum menerapkannya untuk menjelaskan orbital dan ikatan. Kimia biasa hanya melibatkan elektron luar, sedangkan inti dianggap tetap. Pengecualiannya, radiokimia dan radiofarmasi, benar-benar memakai peluruhan inti.

Empat gaya fundamental

Seluruh interaksi di alam semesta berasal dari empat gaya fundamental (Griffiths, 2008; Workman dkk., 2022). Perbedaan kekuatannya sangat besar, sehingga pada skala atom tiga gaya pertama sajalah yang menentukan.

Kekuatan relatif hanya perbandingan kasar antara dua proton pada jarak sekitar 1 fm; nilainya bergantung pada skala jarak dan cara mendefinisikan "kekuatan". Yang diingat adalah urutan besarnya: gaya listrik antara dua proton sekitar 10³⁶ kali gaya gravitasinya.

Inti atom dan gaya nuklir kuat

Inti terdiri atas nukleon: proton (muatan +1) dan neutron (netral). Jumlah proton Z, jumlah neutron N, dan nomor massa A = Z + N. Notasi nuklida: ^A_ZX. Isotop memiliki Z sama (¹²C, ¹⁴C), isobar memiliki A sama (¹⁴C, ¹⁴N), dan isoton memiliki N sama. Tiap nukleon tersusun atas tiga quark: proton uud (muatan 2/3 + 2/3 − 1/3 = +1) dan neutron udd (2/3 − 1/3 − 1/3 = 0). Massa tiga quark itu hanya sekitar 1% massa proton (938,27 MeV/c²); sisanya adalah energi interaksi gaya kuat (Workman dkk., 2022).

Gaya yang mengikat quark adalah gaya kuat sejati, dibawa oleh gluon dan bekerja pada "muatan warna" (merah, hijau, biru; hanya nama, bukan warna sebenarnya). Quark tidak pernah teramati bebas (confinement). Gaya antarnukleon yang menyatukan inti adalah sisa gaya kuat itu, mirip gaya van der Waals yang merupakan sisa gaya listrik antarmolekul netral. Menurut Yukawa (1935) gaya sisa ini dapat dipandang sebagai pertukaran meson π, sehingga jangkauannya ≈ ħ/(m_πc) ≈ 1,4 fm (Krane, 1988; Povh dkk., 2015). Sifat pentingnya:

• Jangkauan pendek: hanya nukleon bertetangga yang berinteraksi. Itulah sebabnya jari-jari inti R ≈ r₀A^1/3 (r₀ ≈ 1,2 fm) dan kerapatannya hampir konstan, sekitar 2 × 10¹⁷ kg/m³.
• Jenuh: tiap nukleon berikatan dengan sejumlah terbatas tetangga, sehingga energi ikat per nukleon hampir konstan (sekitar 8 MeV) dan bukan naik terus dengan A.
• Tak bergantung muatan: p–p, n–n, dan p–n hampir sama kuat. Tolakan Coulomb antarproton menambah ketidakstabilan dan bersifat jangkauan jauh, sehingga inti berat memerlukan lebih banyak neutron sebagai "perekat".

Cacat massa dan energi ikat

Massa inti selalu lebih kecil daripada jumlah massa nukleon penyusunnya. Selisihnya (cacat massa) berubah menjadi energi ikat menurut E = mc² (Krane, 1988). Satuan massa atom 1 u setara 931,494 MeV/c².

Energi ikat nuklir berorde MeV, sedangkan ikatan kimia berorde eV (ikatan C–C ≈ 3,6 eV atau 346 kJ/mol). Selisih sekitar sejuta kali ini menjelaskan mengapa reaksi kimia tidak mengubah identitas unsur, sedangkan reaksi nuklir mengubahnya dan melepas energi yang jauh lebih besar. Rumus massa semiempiris (Weizsäcker) merangkum kontribusi volume, permukaan, Coulomb, asimetri N–Z, dan pasangan:

Gaya nuklir lemah dan peluruhan radioaktif

Gaya lemah adalah satu-satunya gaya yang dapat mengubah jenis (flavor) quark. Quark down dapat berubah menjadi up dengan memancarkan boson W⁻, yang segera meluruh menjadi elektron dan antineutrino. Di tingkat nukleon, ini berarti n → p + e⁻ + ν̄_e (peluruhan beta). Mediatornya bermassa besar (W ≈ 80 GeV/c², Z ≈ 91 GeV/c²), sehingga jangkauannya sangat pendek dan lajunya lambat: neutron bebas bertahan rata-rata sekitar 878 s, bukan 10⁻²³ s seperti peluruhan yang dilakukan gaya kuat (Griffiths, 2008; Workman dkk., 2022).

Neutrino diusulkan Pauli (1930) karena pada peluruhan beta energi elektron bersifat kontinu: tanpa partikel ketiga, kekekalan energi dan momentum tampak dilanggar. Partikel ini baru teramati pada 1956. Bila energi tersedia kurang dari 2m_ec² = 1,022 MeV, β⁺ tidak mungkin dan inti hanya dapat menempuh tangkapan elektron.

Hukum peluruhan, waktu paruh, dan aktivitas

Peluruhan satu inti bersifat acak, tetapi untuk jumlah besar peluang peluruhan per satuan waktu λ (tetapan peluruhan) konstan. Akibatnya jumlah inti turun secara eksponensial (Cherry dkk., 2012):

Untuk radiofarmasi, yang berlaku adalah waktu paruh efektif, gabungan peluruhan fisik dan pengeluaran biologis dari tubuh: 1/t_eff = 1/t_fisik + 1/t_biologis. Bila I-131 (t½ fisik 8,02 hari) memiliki waktu paruh biologis 80 hari, t_eff ≈ 7,3 hari. Pada prinsip perunut, jumlah zat yang diberikan sangat kecil: aktivitas 370 MBq F-18 hanya sekitar 0,1 ng, jauh di bawah dosis farmakologis.

Waktu paruh dari Kondev dkk. (2021); pemakaian klinis dari Cherry dkk. (2012).

Kestabilan inti dan pita kestabilan

Dari sekitar 3000 nuklida yang diketahui, hanya sekitar 250 stabil. Bila digambarkan sebagai N terhadap Z, nuklida stabil membentuk pita kestabilan. Inti ringan stabil pada N ≈ Z; makin berat, N/Z naik sampai sekitar 1,5 (Pb-208: 126/82) agar gaya kuat mengimbangi tolakan Coulomb. Hampiran lembahnya: Z_stabil ≈ A / (1,98 + 0,0155 A^2/3) (Krane, 1988).

• Di atas pita (kelebihan neutron): cenderung β⁻ (N → P).
• Di bawah pita (kelebihan proton): cenderung β⁺ atau EC (P → N).
• Z > 83: semua radioaktif; cenderung α atau fisi spontan.
• Genap-genap lebih stabil (pemasangan nukleon): sekitar 146 nuklida stabil bersifat genap-genap, dan hanya empat ganjil-ganjil (²H, ⁶Li, ¹⁰B, ¹⁴N). Bilangan ajaib 2, 8, 20, 28, 50, 82, 126 menandai kulit inti tertutup yang sangat stabil.
• Unsur teknesium (Z = 43) dan prometium (Z = 61) tidak memiliki isotop stabil. Tc-99m dibuat dari generator Mo-99/Tc-99m.

Kuantum: fisika atau kimia?

Mekanika kuantum lahir dari fisika (Planck 1900, Einstein 1905, Bohr 1913, Schrödinger dan Heisenberg 1925–1926). Ia adalah teori fisika tentang perilaku materi dan energi pada skala atom. Kimia kuantum adalah penerapannya pada sistem kimia, sehingga ia juga disebut cabang kimia fisik atau fisika kimia. Dengan demikian, pertanyaan "kuantum itu fisika atau kimia" dijawab: teorinya fisika, penerapannya pada atom dan molekul adalah kimia.

Ide dasarnya (Atkins dkk., 2023; Griffiths & Schroeter, 2018):

• Kuantisasi: energi atom hanya mengambil nilai tertentu; foton membawa E = hν = hc/λ (h = 6,626 070 15 × 10⁻³⁴ J s, nilai eksak SI; BIPM, 2019).
• Dualisme gelombang-partikel: partikel bermomentum p memiliki panjang gelombang de Broglie λ = h/p; elektron berenergi 100 eV berpanjang gelombang sekitar 0,12 nm, sebanding dengan jarak antaratom.
• Fungsi gelombang ψ: |ψ|² adalah rapat peluang menemukan partikel (aturan Born). Keadaan dan energi diperoleh dari persamaan Schrödinger Ĥψ = Eψ.
• Ketidakpastian: Δx · Δp ≥ ħ/2; elektron tidak dapat jatuh ke inti karena akan memiliki ketidakpastian momentum yang sangat besar.
• Spin dan larangan Pauli: dua elektron dalam satu orbital harus berspin berlawanan; inilah sumber tabel periodik.

Relevansi bagi farmasi: spektrofotometri UV-Vis (transisi elektron), spektroskopi IR (getaran terkuantisasi), NMR dan MRI (spin inti ¹H = ½), fluoresensi, serta kimia komputasi (docking, DFT) untuk merancang obat. Efek terowongan kuantum menjelaskan peluruhan alfa dan sebagian perpindahan proton pada enzim.

Ketik jawaban numerik dalam satuan yang diminta (koma atau titik desimal boleh). Jawaban dinilai benar bila selisihnya kurang dari 2%. Gunakan massa atom: H 1,008; C 12,011; N 14,007; O 15,999; Na 22,990; Cl 35,45; dan R = 0,082057 L atm mol⁻¹ K⁻¹ atau 8,314 J mol⁻¹ K⁻¹.

Lima belas soal pilihan ganda diambil acak dari seluruh bab. Jawaban baru diperiksa setelah Anda mengumpulkan. Batas lulus 70.

1. Atkins, P., de Paula, J., & Keeler, J. (2023). Atkins' physical chemistry (12th ed.). Oxford University Press.
2. Bureau International des Poids et Mesures. (2019). The International System of Units (SI) (9th ed.). BIPM. https://www.bipm.org/en/publications/si-brochure
3. Brown, T. L., LeMay, H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M., & Stoltzfus, M. W. (2018). Chemistry: The central science (14th ed.). Pearson.
4. Cherry, S. R., Sorenson, J. A., & Phelps, M. E. (2012). Physics in nuclear medicine (4th ed.). Elsevier Saunders.
5. Clayden, J., Greeves, N., & Warren, S. (2012). Organic chemistry (2nd ed.). Oxford University Press.
6. Connelly, N. G., Damhus, T., Hartshorn, R. M., & Hutton, A. T. (Eds.). (2005). Nomenclature of inorganic chemistry: IUPAC recommendations 2005. RSC Publishing.
7. Cordero, B., Gómez, V., Platero-Prats, A. E., Revés, M., Echeverría, J., Cremades, E., Barragán, F., & Alvarez, S. (2008). Covalent radii revisited. Dalton Transactions, (21), 2832–2838. https://doi.org/10.1039/b801115j
8. Favre, H. A., & Powell, W. H. (2014). Nomenclature of organic chemistry: IUPAC recommendations and preferred names 2013. Royal Society of Chemistry.
9. Flowers, P., Theopold, K., Langley, R., & Robinson, W. R. (2019). Chemistry 2e (2nd ed.). OpenStax. https://openstax.org/books/chemistry-2e
10. Griffiths, D. (2008). Introduction to elementary particles (2nd rev. ed.). Wiley-VCH.
11. Griffiths, D. J., & Schroeter, D. F. (2018). Introduction to quantum mechanics (3rd ed.). Cambridge University Press.
12. Haynes, W. M. (Ed.). (2016). CRC handbook of chemistry and physics (97th ed.). CRC Press.
13. Housecroft, C. E., & Sharpe, A. G. (2018). Inorganic chemistry (5th ed.). Pearson.
14. Kondev, F. G., Wang, M., Huang, W. J., Naimi, S., & Audi, G. (2021). The NUBASE2020 evaluation of nuclear physical properties. Chinese Physics C, 45(3), 030001. https://doi.org/10.1088/1674-1137/abddae
15. Krane, K. S. (1988). Introductory nuclear physics. Wiley.
16. McMurry, J. (2016). Organic chemistry (9th ed.). Cengage Learning.
17. Moss, G. P. (1996). Basic terminology of stereochemistry (IUPAC recommendations 1996). Pure and Applied Chemistry, 68(12), 2193–2222. https://doi.org/10.1351/pac199668122193
18. Panico, R., Powell, W. H., & Richer, J.-C. (Eds.). (1993). A guide to IUPAC nomenclature of organic compounds: Recommendations 1993. Blackwell Scientific.
19. Pauling, L. (1960). The nature of the chemical bond (3rd ed.). Cornell University Press.
20. Povh, B., Rith, K., Scholz, C., Zetsche, F., & Rodejohann, W. (2015). Particles and nuclei: An introduction to the physical concepts (7th ed.). Springer.
21. Prohaska, T., Irrgeher, J., Benefield, J., Böhlke, J. K., Chesson, L. A., Coplen, T. B., dkk. (2022). Standard atomic weights of the elements 2021 (IUPAC Technical Report). Pure and Applied Chemistry, 94(5), 573–600. https://doi.org/10.1515/pac-2019-0603
22. Sinko, P. J. (Ed.). (2023). Martin's physical pharmacy and pharmaceutical sciences (8th ed.). Wolters Kluwer.
23. Wang, M., Huang, W. J., Kondev, F. G., Audi, G., & Naimi, S. (2021). The AME 2020 atomic mass evaluation (II). Tables, graphs and references. Chinese Physics C, 45(3), 030003. https://doi.org/10.1088/1674-1137/abddaf
24. Workman, R. L., dkk. (Particle Data Group). (2022). Review of particle physics. Progress of Theoretical and Experimental Physics, 2022(8), 083C01. https://doi.org/10.1093/ptep/ptac097