TINJAUAN ULANG TENTANG ATOM DAN MOLEKUL DALAM KIMIA ORGANIK

TINJAUAN ULANG TENTANG ATOM DAN MOLEKUL DALAM KIMIA ORGANIK

A.STRUKTUR ELEKTRON DALAM ATOM

Dalam Kimia Organik ada 4 unsur yang harus dimengerti atau dipahami diantaranaya adalah C (carbon), H (Hidrogen), O (Oksigen) dan N (Nitrogen). Keempat unsur ini ada di kedua periode pertama dari susunan dan elektronnya terdapat dalam dua kulit elektron yang paling dekat dengan inti.

Setiap kulit elektron berhubungan dengan sejumlah energi tertentu. Elektron yang paling dekat dengan inti lebih tertarik oleh proton dalam inti daripada elektron yang lebih jauh kedudukannya. Karena itu, semakin dekat elektron terdapat ke inti, semakin rendah energinya, dan elektron ini sukar berpindah dalam reaksi kimia. Kulit elektron yang terdekat ke inti adalah kulit yang terendah energinya, dan elektron dalam kulit ini dikatakan berada pada tingkatan energi pertama. Elektron dalam kulit kedua, yaitupada tingkat energi kedua mempunyai energi yang lebih tinggi daripada elektron dalam tingkat pertama, dan elektron dalam tingkat ketiga atau pada tingkat energi ketiga, mempunyai energi yang lebih tinggi lagi.

Orbital Atom

Orbital atom merupakan bagian dari ruang di mana kebolehjadian ditemukannya sebuah elektron dengan kadar energi yang khas (90% - 95%). Rapat elektron adalah istilah lain yang digunakan untuk menggambarkan kebolehjadian ditemukannya sebuah elektron pada titik tertentu; rapat elektron yang lebih tinggi, berarti kebolehjadiannya lebih tinggi,  sedangkan rapat elektron yang leH.bih rendah berarti kebolehjadiannya juga rendah

Kulit elektron pertama hanya mengandung orbital bulat 1s. Kebolehjadian untuk menemukan elektron 1s adalah tertinggi dalam bulatan ini. Kulit kedua, yang agak berjauhan dari inti daripadakulit pertama, mengandung satu orbital 2s dan tiga orbital 2p. Orbital 2s seperti orbital 1s, adalah bulat.(

Susunan Elektron dalam Atom dapat dijelaskan menggunakan konfigurasi elektron. Penyusunannya dalam Atom didasarkan pada teori-teori tertentu yaitu diantaranya adalah Teori Dualisme Gelombang Partikel, Azas ketidakpastian, dan Teori Persamaan Gelombang. Teori Dualisme gelombang partikel yang dikemukaan oleh De Broglie pada tahun 1924, teori ini menyatakan elektron dalam atom bersifat gelombang dan partikel. Azas Ketidakpastian yang dikemukakan oleh Heisenberg pada tahun 1927, menyatakan bahwa posisi dan momentum partikel tidak dapat ditentukan secara pasti dalam waktu bersamaan. Teori ini menyimpulkan bahwa lintasan elektron tidak berbentuk lingkaran. Dan Teori Persamaan Gelombang yang diemukakan oleh Erwin Schrodinger, menerangkan bahwa pergerakan partikel-partikel mikroskopik termasuk Elektron.

 Orbital juga ini sering disebut tingkat energi. Hanya elektron dengan energi yang cocok dapt menempati orbital tersebut. Sistem susunan elektron dalam Atom dapat dilihat pada tabel gambar berikut :

Elektron Valensi merupakan jumlah elektron yang terdapat pada kulit terluar suatu Atom Unsur. Ikatan kimia dapat terbentuk dengan memanfaatkan atau menggunakan Elektron Valensi sehingga Elektron Valensi dapat dikatakan suatu penentu sifat kimia Atom Unsur.

Bilangan Kuantum Menggunakan mekanika gelombang, pada setiap elektron dalam Atom dicirikan dengan 4 prameter yang disebut bilangan kuantum. yaitu :

1.      Kulit dinyatakan dengan bilangan kuantum utama (n). Terkadang ditandai dengan hrup K, L, M, N, O dsb. n = 1, 2, 3, 4, ..... Bilangan ini berhubungan dengan jarak elektron dari inti.

2.      Sub kulit dinyatakan dengan ( I ), ditandai dengan hurup kecil s, p, d, , f.

3.      Sub kulit dinyatakan dengan ( ml ). Jika sub kulit s : Jumlah tingkat energi 1, jika p : jumlah tingkat energinya 3, jika d : jumlah tingkat energinya 5, dan jika f : jumlah energinya 7.

4.      Momen spin arah atas atau bawah (ms), bernilai +1/2 dan -1/2

B.JARI-JARI ATOM DAN KEELEKTRONEGATIFAN 

Sifat-sifat periodik unsur adalah sifat-sifat yang ada hubunganya dengan letak unsur pada sistem periodik. Sifat-sifat tersebut berubah dan berulang secara periodik sesuai dengan perubahan nomor atom dan konfigurasi elektron.

1. Jari-jari atom

Dalam segolongan, jari-jari atom akan semakin besar dari atas ke bawah. Hal ini terjadi karena dari atas ke bawah jumlah kulit bertambah sehingga jari-jari atom juga bertambah.

2. Energi ionisasi

Energi minimum yang dibutuhkan untuk melepas elektron atom netral dalam wujud gas pada kulit terluar dan terikat paling lemah disebut energi ionisasi. Nomor atom dan jari-jari atom mempengaruhi besarnya energi ionisasi. Semakin besar jari-jari atom maka gaya tarik antara inti dengan elektron pada kulit terluar semakin lemah. Hal ini berarti elektron pada kulit terluar semakin mudah lepas dan energi yang dibutuhkan untuk melepaskan elektron tersebut semakin kecil. Akibatnya, dalam satu golongan, energi ionisasi semakin kecil dari atas ke bawah. Sedagkan dalam satu periode, energi ionisasi semakin besar dari kiri ke kanan. Hal ini disebabkan dari kiri ke kanan muatan iti semakin besar yang mengakibatkan gaya tarik antara inti dengan elektron terluar semakin besar sehingga dibutuhkan energi yang besar pula untuk melepaskan elektron pada kulit terluar.

Hubungan energi ionisasi dengan nomor atom

Kurva tersebut menunjukkan unsur golongan 8A berada di puncak grafik yang mengindikasikan bahwa energi ionisasinya besar. Hal sebaliknya terjadi untuk unsur golongan 1A yang berada di dasar kurva yang menunjukkan bahwa energi ionisasinya kecil. Atom suatu unsur dapat melepaskan elektronnya lebih dari satu buah. Energi yang dibutuhkan untuk melepaskan elektron keua disebut energi ionisasi kedua dan tentu saja diperlukan energi yang lebih besar. Energi ionisasi semakin besar apabila makin banyak elektron yang dilepaskan oleh suatu atom.

3. Keelektronegatifan

 Kelektronegatifan adalah kemampuan suatu atom untuk menarik elektron dari atom lain. Faktor yang mempengaruhi keelektronegatifan adalah gaya tarik dari inti terhadap elektron dan jari-jari atom.

Unsur-unsur yang segolongan : keelektronegatifan makin ke bawah makin kecil, karena gaya taik-menarik inti makin lemah. Unsur-unsur bagian bawah dalam sistem periodik cenderung melepaskan elektron.

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

4. Sifat Logam

Sifat-sifat unsur logam yang spesifik, antara lain : mengkilap, menghantarkan panas dan listrik, dapat ditempa menjadi lempengan tipis, serta dapat ditentangkan menjadi kawat / kabel panjang. Sifat-sifat logam tersebut diatas yang membedakan dengan unsur-unsur bukan logam. Sifat-sifat logam, dalam sistem periodik makin kebawah makin bertambah, dan makin ke kanan makin berkurang.

5. Kereaktifan

Kereaktifan suatu unsur bergantung pada kecenderungannya melepas atau menarik elektron. Jadi, unsur logam yang paling reatif adalah golongan VIIA (halogen). Dari kiri ke kanan dalam satu periode, mula-mula kereaktifan menurun kemudian bertambah hingga golongan VIIA. Golongan VIIA tidak rekatif. Kecenderungan berbagai sifat periodik unsur-unsur periode ketiga diberikan pada gambar di bawah ini:

6.Afenitas lektron

Afinitas elektron ialah energi yang dibebaskan atau yang diserap apabila suatu atom menerima elektron.Jika ion negatif yeng terbentuk bersifat stabil, maka proses penyerapan elektron itu disertai pelepasan energi dan afinitas elektronnya dinyatakan dengan tanda negative. Akan tetapi jika ion negative yang terbentuk tidak stabil, maka proses penyerapan elektron akan membutuhkan energi dan afinitas elektronnya dinyatakan dengan tanda positif. Jadi, unsur yang mempunyai afinitas elektron bertanda negatif mempunyai kecenderungan lebih besar menyerap elektron daripada unsur yang afinitas elektronnya bertanda positif. Makin negative nilai afinitas elektron berarti makin besar kecenderungan menyerap elktron.

Dalam satu periode dari kiri ke kanan, jari-jari semkain kecil dan gaya tarik inti terhadap elektron semakin besar, maka atom semakin mudah menarik elektron dari luar sehingga afinitas elektron semakin besar.

Pada satu golongan dari atas ke bawah, jari-jari atom makin besar, sehingga gaya tarik inti terhadap elektron makin kecil, maka atom semakin sulit menarik elektron dari luar, sehingga afinitas elektron semakin kecil.

C.PANJANG IKATAN DAN SUDUT IKATAN

Panjang ikatan rangkap tiga lebih pendek bila dibandingkan dengan ikatan rangkap dua dan ikatan tunggal, ikatan rangkap dua lebih pendek dari ikatan tunggal. Dan ikatan C dengan H lebih pendek dari ikatan tunggal antara C dengan C.Panjang dan kekuatan suatu ikatan tergantung dari hibridisasi dari atom yang saling berikatan. Semakin besar karakter s dalam orbital yang digunakan atom-atom untuk membentuk ikatan, semakin pendek dan kuat ikatan tersebut. Teori ikatan valensi memprediksikan, berdasarkan pada keberadaan dua orbital p yang terisi setengah, bahwa C akan membentuk dua ikatan kovalen, yaitu CH2. Namun, metilena adalah molekul yang sangat reaktif (lihat pula: karbena), sehingga teori ikatan valensi saja tidak cukup untukmenjelaskan keberadaan CH4.

Lebih lanjut lagi, orbital-orbital keadaan dasar tidak bisa digunakan untuk berikatan dalam CH4. Walaupun eksitasi elektron 2s ke orbital 2p secara teori mengijinkan empat ikatan dan sesuai dengan teori ikatan valensi (adalah benar untuk O2), hal ini berarti akan ada beberapa ikatan CH4 yang memiliki energi ikat yang berbeda oleh karena perbedaan aras tumpang tindih orbital. Gagasan ini telah dibuktikan salah secara eksperimen, setiap hidrogen pada CH4 dapat dilepaskan dari karbon dengan energi yang sama.Untuk menjelaskan keberadaan molekul CH4 Proton yang membentuk inti atom hidrogen akan menarik salah satu elektron valensi karbon. Hal ini menyebabkan eksitasi, memindahkan elektron 2s ke orbital 2p.

A.    ENERGI DISOSIASI

Disosiasi adalah penguraian suatu zat menjadi beberapa zat lain yang lebih sederhana. 
Sedangkan energi akan dilepas bila atom-atom bergabung bersama-sama membentuk suatu ikatan kimia. Energi disosiasi didefinisikan sebagai sejumlah energi yang dibutuhkan untuk memutuskan satu mol ikatan suatu spesi dalam keadaan gas.Dengan kata lain reaksi pembentukan suatu senyawa selalu berlangsung eksoterm sedangkan reaksi penguraian sengawa menjadi unsur-unsurnya berlangsung secara endoterm.

Satuan SI (standar internasional) energi ikatan adalah kilojoule permol ikatan (kJ/mol). Dengan demikian kekuatan suatu ikatan kimia ditentukan oleh energi ikatan yang besarnya bergantung pada sifat ikatan antara atom-atom yaitu : ikatan ganda tiga lebih kuat ikatan rangkap dua dan ikatan rangkap dua lebih kuat ikatan tunggal. Jarak ikatan atau panjang ikatan ganda tiga lebih pendek dibanding ikatan ganda dua dan lebih pendek dibanding tunggal. Semakin pendek suatu ikatan kimia, maka ikatan tersebut semakin kuat. Jadi kekuatan ikatan kimia mulai dari terkuat ke yang paling lemah adalah ikatan ganda tiga > ikatan rangkap 2 > ikatan tunggal.

Energi ikatan dalam molekul diatomik tidak sulit dipahami karena hanya terdapat satu ikatan permolekul. Namun pada molekul poliatomik seperti H₂O keadaannya berbeda. Energi yang diperlukan untuk memisahkan satu mol atom H dengan pemecahan satu ikatan H-OH permolekul berbeda dengan energi yang diperlukan untuk memisahkan mol kedua dari atom H dari pemecahan ikatan OH.

H-OH(g) → H(g) + OH(g) ΔH = +492 kJ/mol

OH(g) → H(g) + O(g) ΔH = +428 kJ/mol

Kebanyakan molekul energi ikatan rata-rata bersifat aditif yaitu jumlah seluruh energi ikatan merupakan penjumlahan dari energi masing-masing ikatan. Secara spektroskopi dapat digunakan untuk menentukan jarak ikatan dan beberapa energi ikatan. Energi ikatan dalam kJ/mol beberapa ikatan sebagai berikut:

PERHITUNGAN YANG MELIBATKAN ENERGI DISOSIASI

Reaksi-reaksi yang melibatkan fasa gas dapat diguankan suatu hipotesis yakni semua ikatan dalam dalam pereaksi diputuskan dan kemudian dibentuk lagi pada hasil reaksi. Jumlah perubahan energi pemutusan ikatan dan pembentukan ikatan menghasilkan perubahan entalpi reaksi (ΔH_reaksi).

Contoh Soal

Hitunglah perubahan entalpi reaksi (ΔHreaksi) untuk reaksi

CH₄(g) + 4Cl₂(g) → CCl₄(g) + 4HCl(g)

Penyelesaian

ΔH pemutusan ikatan

4 mol ikatan C-H = 4 x (+414 kJ/mol) = 1656 kJ

4 mol ikatan Cl-Cl = 4 x (+243 kJ/mol)= +972 kJ

ΔH pembentukan ikatan

4 mol ikatan C-Cl = 4 mol x (-326 kJ/mol)=-1304 kJ

4 mol ikatan H-Cl = 4 mol x (-431 kJ/mol) = -1724 kJ

Maka entalpi reaksi (ΔHreaksi)

ΔH_reaksi = ΔH_{pemutusan ikatan} + ΔH_{pembentukan ikatan}

= +1656 kJ + 972 kJ – 1304 kJ – 1724 kJ = -400 kj

E. Konsep asam dan basa dalam kimia organik

1.        Menurut Arrhennius

Menurut Arrhennius, asam adalah senyawa yang apabila dilarutkan dalam air akan melepaskan ion H⁺, sedangkan basa adalah senyawa yang apabila dilarutkan dalam air akan melepaskan ion OH-. Konsep ini hanya dapat diterapkan pada senyawa yang larut dalam air sehingga dikembangkan lagi konsep yang dapat digunakan untuk senyawa yang tidak larut dalam air. Contoh asam menurut Arrhennius:

Dari definisi Arrhenius, asam dan basa masing - masing dibagi dua:

1)      Asam kuat, yaitu asam yang terdisosiasi sempurna di dalam air dan memiliki nilai derajat disosiasi = 1. Contoh asam kuat adalah HCl (Asam Klorida), HNO₃ (Asam Nitrat / Asam Sendawa), H₂SO₄ (Asam Sulfat),  HBr (Asam Bromida), HI (Asam Iodida), dan HClO₄ (Asam Perklorat)_.

2)      Asam lemah, yaitu asam yang tidak terdisosiasi sempurna di dalam air dan memiliki nilai derajat disosiasi < 1. Contoh asam lemah adalah HNO₂ (Asam Nitrit), CH₃COOH (Asam Asetat / Asam Cuka), HCOOH (Asam Format / Asam Semut), H₂C₂O₄ (Asam Oksalat), H₂S (Asam Sulfida), H₂SO₃ (Asam Sulfit), dan masih banyak lagi.

3)      Basa kuat, yaitu basa yang terdisosiasi sempurna di dalam air dan memiliki nilai derajat disosiasi = 1. Contoh basa kuat adalah KOH (Kalium Hidroksida) dan NaOH (Natrium Hidroksida / Soda Kaustik)_.

4)      Basa lemah, yaitu basa yang tidak terdisosiasi sempurna di dalam air dan memiliki nilai derajat disosiasi < 1. Contoh basa lemah adalah Fe(OH)₂ (Besi (II) Hidroksida), Fe(OH)₃ (Besi (III) Hidroksida), Al(OH)₃ (Alumunium Hidroksida) dan sebagainya.

Kelemahan Konsep Arrhennius ialah, bahwa konsep ini hanya dapat digunakan pada zat - zat yang memiliki ion H+ dan OH- saja, sedangkan zat - zat organik dan tidak larut dalam air tidak dapat ditentukan sifat keasaman atau kebasaannya.

2.        Menurut Brownstead – Lowry

Menurut Brownstead – Lowry, asam adalah senyawa yang mendonorkan proton (H⁺) sedangkan basa adalah senyawa yang menerima donor proton (H⁺) dari asam. Konsep ini banyak digunakan dalam reaksi - reaksi senyawa organik karena cocok untuk senyawa yang tidakmemiliki H+ dan OH- dan juga tidak larut dalam air.

 

3.        Teori Asam Basa lewis

Teori asam basa Lewis sangat baik untuk mengidentifikasi sifat suatu reaksi dalam berbagai pelarut yang mengandung hidrogen yang dapat terion. Tetapi, konsep ini tidak dapat menjelaskan suatu reaksi yang tidak melibatkan transfer ion hidrogen. Lewis mengusulkan konsep asam basa berkaitan dengan donor pasangan elektron. Menurut Lewis, asam didefinisikan sebagai penerima pasangan elektron dan basa sebagai donor pasangan elektron. Reaksi antara boron trifluorida dengan amonia menurut teori ini merupakan reaksi asam-basa; dalam hal ini boron trifluorida berindak sebagai asam dan amonia sebagai basa. Dengan menggunakan diagram dot-elektron, persamaan reaksi kedua spesies ini dapat dituliskan sebagai berikut:

Di dalam kulit valensi atom pusat N dalam molekul NH₃, terdapat tiga pasang elektron ikatan (N-H) dan satu pasang elektron menyendiri, sedangkan untuk atom pusat B alam molekul BF₃ terdapat tiga pasang elektron ikatan (B-F). Sepasang elektron menyendiri atom elektron non bonding ini dapat disumbangkan kepada atom pusat B untuk kemudian dimiliki bersama-sama, Dengan demikian terjadi ikatan kovalen koordinat B-N dan struktur yang terjadi berupa dua bangun tetrahedron bersekutu pada salah satu sudutnya.

Banyak dijumpai reaksi asam-basa Lewis yang paralel dengan reaksi asam-basa Brønsted-Lowry dan diantaranya berlangsung dalam pelarut bukan air. Cairan murni yang dapat terukur hantaran listriknya misalnya bromin trifluorida, BrF₃, tentu mengandung ion-ion. Spesies ini mengalami swa-ionisasi dengan menghasilkan kation BrF₂⁺ dan anion BrF₄^- menurut persamaan reaksi:

2 BrF₃ (l) BrF₂⁺ (BrF₃ ) + BrF₄^- (BrF₃ ) (aq)

Spesies [BrF₂][SbF₆] dan Ag[BrF₄] telah berhasil ditemukan, dan dalam sistem pelarut cairan BrF₃ (l)masing-masing bersifat asam dan basa. Oleh karena itu keduanya bereaksi menurut reaksi netralisasi Lewis sebagai berikut:

[BrF₂][SbF₆]  (BrF₃ ) + Ag[BrF₄] Ag[SbF₆] (BrF₃ ) + 2 BrF₃ (l)

Dalam konsep asam dan basa, dikenal senyawa amfoter yaitu senyawa yang dapat bertindak sebagai asam namun dapat juga bertindak sebagai basa. Contoh senyawa amfoter adalah air (H2O), Asam Amino, Asam Borat (H3BO3), dan Alumunium Hidroksida (Al(OH)3).

Sifat Kimia Asam

Menurut penjelasan Arrhennius, jelas bahwa asam akan melepaskan kation Hidrogen (H+) jika terurai di dalam air, sedangkan menurut Brownstead - Lowry asam merupakan zat yang di dalam reaksinya akan mendonorkan proton (dalam hal ini akan mendonorkan kation). Sedangkan menurut Lewis, asam akan menerima pasangan elektron bebas yang diberikan oleh basa. Nah selain sifat - sifat di atas, asam juga dapat merubah warna lakmus biru menjadi merah dan merubah warna indikator pH seperti indikator PP dari merah (basa) menjadi tak berwarna (asam). Larutan asam apabila dicek menggunakan pH universal atau pH meter akan menunjukkan angka < 7, dimana semakin mendekati 0 maka konsentrasi dan kekuatan asam semakin kuat.

Sifat Fisika Asam

Ditinjau dari sifat fisika, asam memang terasa masam walaupun tidak semua asam dapat dicicipi. Semua asam - asam mineral bersifat korosif, yaitu mampu merusak dan dapat melarutkan permukaan logam dan lapisan kulit jika terkena kontak langsung. Inilah alasan mengapa asam akan menimbulkan sensasi tajam dan panas jika terkena kulit.

Sifat Kimia Basa

Bisa dibilang basa adalah kebalikan dari asam. Basa, menurut Arrhennius, adalah zat yang akan membebaskan anion Hidroksida (OH-) jika dilarutkan di dalam air. Sedangkan menurut Brownstead - Lowry, basa adalah zat yang akan menerima donor proton (H+) dari asam, dan menurut Lewis basa akan mendonorkan pasangan elektron bebas kepada asam. Basa dapat menetralkan asam membentuk garam dan air. Larutan basa dapat merubah warna lakmus merah menjadi biru dan dapat merubah warna indikator PP dari tak berwarna (asam) menjadi merah (basa).

Sifat Fisika Basa

Dilihat dari sifat fisikanya, basa memiliki rasa pahit walaupun basa tidak boleh dicicipi. Semua basa yang belum dibuat menjadi larutannya akan berbentuk padatan, kecuali NH4OH yang dari awal sudah berbentuk cairan. Jika kontak dengan kulit, basa akan terasa licin dan beberapa basa seperti NaOH dan KOH dapat menyebabkan iritasi dan gatal - gatal pada kulit. Basa juga sangat berbahaya bila kontak dengan selaput lendir seperti mata.
Permasalahan:mengapa asam akan menimbulkan sensasi tajam dan panas jika terkena kulit.

DAFTAR PUSTAKA

http://kimiaorganic.blogspot.co.id/2013/02/struktur-elektron-dari-atom.html

http://basicchemical1b.blogspot.co.id/2012/11/elektron-dalam-atom.html

https://zhivinachem.wordpress.com/sifat-periodik-unsur/

https://wanibesak.wordpress.com/2011/06/18/teori-vsepr-dan-geometri-molekul/

https://id.wikipedia.org/wiki/Energi_disosiasi_ikatan

http://carolinframadhan.blogspot.co.id/2013/12/teori-asam-basa.html