TINJAUAN ULANG TENTANG ATOM DAN MOLEKUL DALAM KIMIA ORGANIK

     1.    Struktur elekron dari 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 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 lebih 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. 

2.   Jari-jari atom dan Keelektronegatifan

1. Jari-jari atom

  Jari-jari atom adalah jarak elektron di kulit terluar dari inti atom. Jari-jari atom sulit untuk ditentukan apabila unsur berdiri sendiri tanpa bersenyawa dengan unsur lain. Jari-jari atom secara lazim ditentukan dengan mengukur jarak dua inti atom yang identik yang terikat secara kovalen. Pada penentuan jari-jari atom ini, jari- jari kovalen adalah setengah jarak antara inti dua atom identik yang terikat secara kovalen.

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.

Dalam seperiode, (dari kiri ke kanan) berjumlah kulit sama tetapi jumlah proton bertambah sehingga jari-jari atom juga berubah. Karena jumlah proton bertambah maka muatan inti juga bertambah yang mengakibatkan gaya tarik menarik antara inti dengan elektron pada kulit terluar semakin kuat. Kekuatan gaya tarik yang semakin meningkat menyebabkan jari-jari atom semakin kecil. Sehingga untuk unsur dalam satu periode, jari-jari atom semakin kecil dari kiri ke kanan.

2. 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.

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

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.

3.    Panjang ikatan dan sudut ikatan

            Pada panjang ikatan kovalen yang dapat ditentukan secara eksperimental mempunyai selang harga dari 0,75 Å sampai 2 Å. Bila ada lebih dari dua atom dalam molekul, ikatan membentuk sudut yang disebut sudut ikatan. Sudut ikatan bervariasi dari kira-kira 60˚ sampai 180. 

            4.     Energi Disosiasi

                    Dua cara agar ikatan dapat terdisosiasi:

·                     Pemaksapisahan heterolitik yaitu dimana kedua elektron ikatan diperrtahankan pada satu atom. Hasilnya adlah sepasang ion.

·                     Pemaksapisahan homolitik, yaitu setiap atom yang turut dalam ikatan kovalen menerima satu elektron dari pasangan yang saling dibagi yang asli. Hasilnya adalah atom yang secara listrik netral atau gugus atom

·                      Energi disosiasi (∆H) adalah banyaknya energi yang diperlukan untuk menyebabkan pemaksapisahan homolitik dari ikatan kovalen. Makin besar energi disosiasi ikatan berarti makin stabil ikatan tersebut. (Atom dan Molekul Suatu Tinjauan Ulang: Scribd)

       5.  Konsep Asam Basa dalam Kimia Organik

1.      Teori Asam Basa Arrhenius

Pada 1808, Humphry Davy menemukan fenomena lain, yaitu HCl dalam air dapat bersifat asam, tetapi tidak mengandung oksigen. Fakta ini memicu Arrhenius untuk mengajukan teori asam basa

Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang dapat melepaskan ion H+ di dalam air sehingga konsentrasi ion H+ dalam air meningkat. Basa adalah zat yang dapat melepaskan ion OH– di dalam air sehingga konsentrasi ion OH– dalam air meningkat.

Contoh senyawa yang tergolong asam dan basa menurut teori Arrhenius adalah sebagai berikut:

A.    Asam: HCl, HNO3, dan H2SO4. Senyawa ini jika dilarutkan dalam air akan terurai membentuk ion H+ dan ion negatif sisa asam.

B.     Basa: NaOH, KOH, Ca(OH)2, dan dan Al(OH)3. Senyawa ini jika dilarutkan dalam air akan terurai membentuk ion OH– dan ion positifsisa basa.

Menurut teori Arrhenius, rumus kimia asam harus mengandung atom hidrogen(–H) dan rumus kimia basa harus mengandung gugus hidroksil (–OH). Teori asam basa Arrhenius berhasil menjelaskan beberapa senyawa asam atau basa, tetapi teori tersebut masih memiliki keterbatasan, di antaranya senyawa asam dan basa hanya berlaku di dalam pelarut air, pembentukan ion H+ atau OH– adalah ciri khas asam basa. Jika dalam suatu reaksi tidak membentuk ion H+ atau OH–, reaksi tersebut tidakdapat dikatakan sebagai reaksi asam atau basa.

2.      Teori Asam Basa Bronsted-Lowry

Fakta menunjukkan, banyak reaksi asam basa yang tidak melalui pembentukan ion H+ atau OH–, misalnya reaksi antara HCl(g) danNH3(g). Persamaannya:

Menurut Arrhenius, reaksi HCl dan NH3 dalam fasa gas tidak dapat dikategorikan sebagai reaksi asam basa karena tidak membentuk ion H+ dan OH–, padahal kedua senyawa itu adalah asam dan basa. Akibat keterbatasan teori Arrhenius, pada 1923, Johanes Bronsteddan Thomas Lowry mengemukakan teori asam basa berdasarkan transfer proton (ion H+).

Menurut Bronsted-Lowry, dalam reaksi yang melibatkan transfer proton,asam adalah spesi yang bertindak sebagai donor proton, sedangkan basa adalah spesi yang bertindak sebagai akseptor proton.

Proton (ion H+) dalam air tidak berdiri sendiri melainkan terikat pada molekul air karena atom O pada molekul H2O memiliki pasangan elektron bebas yang dapat digunakan untuk berikatan kovalen koordinasi dengan proton membentuk ion hidronium, H3O+.

Teori asam-basa Bronsted-Lowry dapat diterapkan terhadap reaksi HCl dan NH3. Dalam fasa gas, HCl dan NH3 tidak terionisasi karena keduanya molekul kovalen yang tergolong reaksi asam basa.

3.      Teori Asam Basa Lewis

Beberapa reaksi tertentu mempunyai sifat reaksi asam-basa, tetapi tidak cocok dengan teori Bronsted-Lowry maupun teori Arrhenius. Misalnya, reaksi antara oksida basa Na2O dan oksida asam SO3 membentuk garam Na2SO4. Menurut Lewis, konsep asam dan basa secara umum mencakup reaksi oksida asam dan oksida basa, termasuk reaksi transfer proton.

Menurut Lewis, asam adalah spesi yang bertindak sebagai akseptor pasangan elektron bebas dari spesi lain membentuk ikatan kovalen koordinasi. Basa adalah spesi yang bertindak sebagai donor pasangan elektron bebas kepada spesi lain membentuk ikatan kovalen koordinat.