Tinjauan Ulang Tentang Atom dan Molekul dalam Kimia Organik

TINJAUAN ULANG TENTANG ATOM DAN MOLEKUL DALAM KIMIA ORGANIK

Tahukah kamu apakah kimia organik itu? Mengapa kita perlu mempelajarinya? Jawabannya sederhana, kimia organik merupakan salah satu cabang ilmu kimia yang mempelajari tentang struktur, sifat, komposisi, reaksi, serta sintesis senyawa organik. Kita perlu mempelajarinya karena semua organisme hidup tersusun atas senyawa-senyawa organik. 

 A. Struktur Elektron dari Atom

Teori Atom Dalton

John Dalton (1776 – 1844), mengemukakan teori atom berdasarkan dua hukum, yaitu hukum kekekalan massa (berbunyi: massa zat sebelum dan sesudah reaksi sama) dan hukum perbandingan tetap (berbunyi: perbandingan massa unsur-unsur dalam suatu senyawa adalah tetap dan tertentu). 

Teori Atom Dalton

Teori atom Dalton dikembangkan selama periode 1803-1808 dan dirumuskan sebagai berikut:

1. Materi tersusun atas partikel-partikel sangat padat dan kecil yang tidak dapat dipecah-pecah lagi. Partikel itu dinamakan atom.
2. Atom-atom suatu unsur identik dalam segala hal, tetapi berbeda dengan atom-atom unsur lain.
3. Dalam reaksi kimia, terjadi penggabungan atau pemisahan dan penataan ulang atom-atom dari satu komposisi ke komposisi lain.
4. Atom dapat bergabung dengan atom lain membentuk suatu molekul.

Teori Atom Thomson

Pada tahun 1897 Joseph John Thomson menemukan partikel bermuatan listrik negatif yang kemudian disebut elektron. Berdasarkan penemuannya tersebut, kemudian Thomson mengajukan teori atom baru yang dikenal dengan sebutan teori atom Thomson.

Teori atom Thomson

Menurut Thomson, atom mengandung elektron yang bermuatan negatif dan elektron-elektron ini tersebar merata di dalam seluruh atom. Atomnya sendiri diasumsikan berupa bola pejal yang bermuatan positif. 

Elektron-elektron dalam atom diumpamakan seperti butiran kismis dalam roti, maka Teori Atom Thomson juga sering dikenal dengan Teori Atom Roti Kismis.

Teori Atom Rutherford

Pada tahun 1908, Rutherford yang dibantu oleh dua muridnya, Hans Geiger dan Ernest Marsden, melakukan eksperimen dengan menembakkan sinar alfa (sinar bermuatan positif) pada pelat emas yang sangat tipis. Berdasarkan percobaan tersebut, Rutherford menyusun suatu teori atom untuk menyempurnakan teori atom Thomson. Teori yang dikembangkan oleh Rutherford adalah sebagai berikut:

Teori atom Rutherford

1. Atom tersusun atas inti atom yang bermuatan positif dan elektronelektron yang bermuatan negatif.
2. Sebagian besar volume atom merupakan ruang kosong yang massanya terpusat pada inti atom.
3. Oleh karena atom bersifat netral maka jumlah muatan positif harus sama dengan jumlah muatan negatif.
4. Di dalam atom, elektron-elektron bermuatan negatif selalu bergerak mengelilingi inti atom.

Kelemahan dari teori atom Rutherford adalah tidak dapat menjelaskan mengapa elektron tidak jatuh ke dalam inti atom. Berdasarkan teori fisika klasik dari Maxwell, gerakan elektron mengitari inti ini disertai pemancaran energi sehingga lama-kelamaan energi elektron akan berkurang dan lintasannya makin lama akan mendekati inti dan jatuh ke dalam inti.

Teori Atom Bohr

Pada 1913 Niels Bohr menyatakan bahwa kegagalan teori atom Rutherford dapat disempurnakan dengan menerapkan Teori Kuantum dari Planck.

Teori atom Bohr

Teori atom Bohr dinyatakan dalam bentuk empat postulat berkaitan dengan pergerakan elektron, yaitu sebagai berikut:

1. Dalam mengelilingi inti atom, elektron berada pada kulit (lintasan) tertentu. Kulit ini merupakan gerakan stasioner (menetap) dari elektron dalam mengelilingi inti atom dengan jarak tertentu. 
2. Selama elektron berada pada lintasan stasioner tertentu, energi elektron tetap sehingga tidak ada energi yang diemisikan atau diserap. 
3. Elektron dapat beralih dari satu kulit ke kulit lain. Pada peralihan ini, besarnya energi yang terlibat sama dengan persamaan Planck, ΔE = h.
4. Lintasan stasioner elektron memiliki momentum sudut. Besarnya momentum sudut adalah kelipatan dari nh/2π, dengan n adalah bilangan kuantum dan h adalah tetapan Planck.

Teori atom Bohr ditunjukkan pada gambar di atas. Huruf K, L, M, dan seterusnya digunakan untuk menyatakan lintasan elektron dalam mengelilingi inti atom. Lintasan dengan n = 1 disebut kulit K, lintasan dengan n = 2 disebut kulit L, dan seterusnya.

 Atom terdiri dari nukleus dengan muatan positif yang dikelilingi muatan negatif dari elektron pada jarak yang relatif jauh. Nukleus terdiri atas partikel subatomik yang disebut neutron, bermuatan netral, dan proton, bermuatan positif. Meskipun memiliki diameter yang sangat kecil, nukleus berperan penting terhadap semua massa dari atom. Elektron memiliki massa yang dapat diabaikan dan mengelilingi nukleus. 

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.

Azas Ketidakpastia menurut Heisenberg, menyebabkan posisi elektron tidak ditentukan dengan pasti demikian pula dengan elektron dalam atom menurut Mekanika Kuantum. Walaupun orbit elektron tidak dapat ditentukan dengan pasti, tetapi peluang untuk menentukan elektron pada posisi tertentu disekitar inti masih mungkin untuk ditentukan. Orbital merupakan daerah disekitar inti dengan peluang terbesar untuk menetukan elektron. Kapasitas maksimal orbital untuk ditempati elektron sebesar 2 elektron. Orbital juga ini sering disebut tingkat energi. Hanya elektron dengan energi yang cocok dapat menempati orbital tersebut. Berikut susunan elektron dari beberapa unsur.

    

B. Jari-jari Atom dan Keelektronegatifan

• Jari-jari atom 

Jari-jari atom merupakan jarak elektron terluar ke inti atom dan menunjukkan ukuran suatu atom. Jari-jari atom sukar diukur sehingga pengukuran jari-jari atom dilakukan dengan cara mengukur jarak inti antar dua atom yang berikatan sesamanya. Dalam suatu golongan, jari-jari atom semakin ke atas cenderung semakin kecil. Hal ini terjadi karena semakin ke atas, kulit elektron semakin kecil. Dalam suatu periode, semakin ke kanan jari-jari atom cenderung semakin kecil. Hal ini terjadi karena semakin ke kanan jumlah proton dan jumlah elektron semakin banyak, sedangkan jumlah kulit terluar yang terisi elektron tetap sama sehingga tarikan inti terhadap elektron terluar semakin kuat.

Jari-jari atom ditentukan dengan mengukur panjang ikatan (jarak antar inti) dalam senyawa. Jari-jari atom sangat kecil, diduga diameternya sekitar 10- m. Satuan yang biasa digunakan untuk menyatakan jari-jari atom adalah angstrom [Å].

Jari-jari atom berubah-ubah bergantung pada besarnya tarikan antara inti dengan elektronnya. Makin besar tarikan, makin kecil jari-jari atomnya. Tarikan inti terhadap elektron dipengaruhi oleh jumlah proton dalam inti dan jumlah kulit yang mengandung elektron. Inti dengan jumlah proton yang lebih banyak mempunyai tarikan yang lebih besar terhadap elektron-elektronnya. Penurunan jari-jari atom dari kiri ke kanan dalam periode yang sama disebabkan bertambahnya jumlah proton didalam inti atom, sedangkan jumlah orbitalnya sama. Dengan bertambahnya jumlah proton, tarikan inti terhadap elektron valensi semakin kuat sehingga terjadi pengerutan volume atom.

• Keelektronegatifan 

Besarnya kenegatifan (elektron) yang didefinisikan dengan keelektronegatifan, yang merupakan ukuran kemampuan atom mengikat elektron. Kimiawan dari Amerika, Robert Sanderson Mulliken (1896-1986) mendefinisikan keelektronegatifan sebanding dengan rata-rata aritmatik energi ionisasi dan afinitas elektron. 

Keelektronegatifan adalah kemampuan suatu unsur untuk menarik elektron dalam molekul suatu senyawa. Harga keelektronegatifan ini diukur dengan menggunakan skala Pauling yang besarnya antara 0,7 sampai 4. Unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan besar, cenderung menerima elektron dan akan membentuk ion negatif. Sedangkan unsur yang mempunyai harga keelektronegatifan kecil, cenderung melepaskan elektron dan akan membentuk ion positif. Dalam satu golongan (dari atas ke bawah), harga keelektronegatifan semakin kecil. Dan dalam satu periode (dari kiri ke kanan), harga keelektronegatifan semakin besar. Berikut contohnya :

C. Panjang Ikatan dan Sudut Ikatan

• Panjang ikatan (bond lenght) 

Dalam struktul molekul, ada beberapa sifat ikatan didalamnya. Jarak yang memisahkan inti dari dua atom yang terikat kovalen disebut panjang ikatan. Panjang ikatan (bond lenght) yaitu jarak antara inti-inti atom yang berikatan. Menurut Petrucci (2007:34), panjang ikatan (bond lenght) adalah jarak antara pusat-pusat dua atom yang dihubungkan oleh ikatan kovalen. Panjang ikatan kovalen antara dua atom dapat diperkirakan sebagai jumlah jari-jari kovalen dari kedua atom tersebut. 

Panjang ikatan rangkap tiga lebih pendek daripada panjang ikatan rangkap dua dan rangkap tunggal. Panjang ikatan rangkap dua lebih pendek daripada panjang ikatan tunggal. Dan ikatan C dan H lebih pendek daripada ikatan C dengan C. Panjang dan kekuatan suatu ikatan tergantung dari hibridisasi dati atom yang saling berikatan. Semakin besar karakter s dalam orbital yang digunakan atom-atom untuk membentuk ikatan, semakin pendek dan kuat ikatan tersebut.

Panjang ikatan dinyatakan dalam picometer (pm) atau bisa juga dinyatakan dalam Ȧ. Panjang ikatan dapat ditentukan secara eksperimental, mempunyai selang harga dari 0,74 Ȧ sampai 2 Ȧ.

• Sudut ikatan (bond angle) 

Menurut Petrucci (2007:24), sudut ikatan (bond angle) yaitu sudut antara garis-garis bersebelahan yang mewakili ikatan. Bila ada lebih dari dua atom dalam molekul, ikatan membentuk sudut, yang disebut sudut ikatan. Berikut uraian contohnya.

     

D. Energi Disosiasi

Energi ikatan adalah kalor yang diperlukan untuk memutuskan ikatan oleh satu mol molekul gas menjadi atom – atom atau gugus dalam keadaan gas disebut. Energi disosiasi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan salah satu ikatan 1 mol suatu molekul gas menjadi gugus – gugus molekul gas.

Contoh

CH₄(g) → CH₃(g) + H(g)       ∆H = +425 kJ/mol

CH₃(g) → CH₂(g) + H(g)       ∆H = +480 kJ/mol

Reaksi tersebut menunjukan bahwa untuk memutuskan sebuah ikatan C – H dari molekul CH₄ menjadi gugus CH₃ dan atom gas H diperlukan energi sebesar 425 kJ/mol, tetapi pada pemutusan C – H pada gugus CH₃ menjadi gugus CH₂ dan sebuah atom gas H diperlukan energi yang lebih besar, yaitu 480 kJ/mol. Jadi meskipun jenis ikatannya sama tetapi dari gugus yang berbeda diperlukan energi yang berbeda pula. 

E. Konsep Asam dan Basa dalam Kimia Organik

Asam dan basa adalah dua golongan zat kimia yang sangat umum ditemukan di sekitar kita. Sebagai contoh, cuka, asam sitrun, dan asam dalam lambung tergolong asam, sedangkan kapur sirih dan soda api tergolong basa. Asam dan basa memiliki sifat-sifat yang berbeda. Pada mulanya, asam dan basa dibedakan berdasarkan rasanya, di mana asam terasa masam sedangkan basa terasa pahit dan licin seperti sabun. Namun, secara umum zat-zat asam maupun basa bersifat korosif dan beracun — khususnya dalam bentuk larutan dengan kadar tinggi — sehingga sangat berbahaya jika diuji sifatnya dengan metode merasakannya.

1. Teori Asam Basa Arrhenius

Teori ini pertama kalinya dikemukakan pada tahun 1884 oleh Svante August Arrhenius. Menurut Arrhenius, definisi dari asam dan basa, yaitu:

• asam adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air melepaskan ion H⁺.
• basa adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air melepaskan ion OH⁻.

Gas asam klorida (HCl) yang sangat larut dalam air tergolong asam Arrhenius, sebagaimana HCl dapat terurai menjadi ion H⁺dan Cl⁻ di dalam air. Berbeda halnya dengan metana (CH₄) yang bukan asam Arrhenius karena tidak dapat menghasilkan ion H⁺ dalam air meskipun memiliki atom H. Natrium hidroksida (NaOH) termasuk basa Arrhenius, sebagaimana NaOH merupakan senyawa ionik yang terdisosiasi menjadi ion Na⁺ dan OH⁻ ketika dilarutkan dalam air. Konsep asam dan basa Arrhenius ini terbatas pada kondisi air sebagai pelarut.

     2. Teori Asam Basa Brønsted–Lowry
Pada tahun 1923, Johannes N. Brønsted dan Thomas M. Lowry secara terpisah mengajukan definisi asam dan basa yang lebih luas. Konsep yang diajukan tersebut didasarkan pada fakta bahwa reaksi asam–basa melibatkan transfer proton (ion H⁺) dari satu zat ke zat lainnya. Proses transfer proton ini selalu melibatkan asam sebagai pemberi/donor proton dan basa sebagai penerima/akseptor proton. Jadi, menurut definisi asam basa Brønsted–Lowry,

• asam adalah donor proton.
• basa adalah akseptor proton.

Jika ditinjau dengan teori Brønsted–Lowry, pada reaksi ionisasi HCl ketika dilarutkan dalam air, HCl berperan sebagai asam dan H₂O sebagai basa.

HCl(aq) + H₂O(l) → Cl⁻(aq) + H₃O⁺(aq)

HCl berubah menjadi ion Cl⁻ setelah memberikan proton (H⁺) kepada H₂O. H₂O menerima proton dengan menggunakan sepasang elektron bebas pada atom O untuk berikatan dengan H⁺ sehingga terbentuk ion hidronium (H₃O⁺).
Sedangkan pada reaksi ionisasi NH₃ ketika dilarutkan dalam air, NH₃ berperan sebagai basa dan H₂O sebagai asam.

NH₃(aq) + H₂O(l) ⇌ NH₄⁺(aq) + OH⁻(aq)

NH₃ menerima proton (H⁺) dari H₂O dengan menggunakan sepasang elektron bebas pada atom N untuk berikatan dengan H⁺ sehingga terbentuk ion ammonium (NH₄⁺). H₂O berubah menjadi ion OH⁻ setelah memberikan proton (H⁺) kepada NH₃.

Pelarutan asam atau basa dalam air sebagai reaksi asam–basa Brønsted–Lowry (Sumber: Silberberg, Martin S. & Amateis, Patricia. 2015. Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change (7th edition). New York: McGraw-Hill Education)

Dari kedua contoh tersebut terlihat bahwa (1) asam Brønsted–Lowry harus mempunyai atom hidrogen yang dapat terlepas sebagai ion H⁺; dan (2) basa Brønsted–Lowry harus mempunyai pasangan elektron bebas yang dapat berikatan dengan ion H⁺.
Kelebihan definisi oleh Brønsted–Lowry dibanding definisi oleh Arrhenius adalah dapat menjelaskan reaksi-reaksi asam–basa dalam fase gas, padat, cair, larutan dengan pelarut selain air, ataupun campuran heterogen. Sebagai contoh, reaksi antara gas NH₃ (basa) dan gas HCl (asam) membentuk asap NH₄Cl.

NH₃(g) + HCl(g) → NH₄Cl(s)

Beberapa zat dapat bertindak sebagai asam, namun juga dapat sebagai basa pada reaksi yang lain, misalnya H₂O, HCO₃⁻, dan H₂PO₄⁻. Zat demikian disebut amfiprotik. Suatu zat amfiprotik (misalnya H₂O) akan bertindak sebagai asam bila direaksikan dengan zat yang lebih basa darinya (misalnya NH₃) dan bertindak sebagai basa bila direaksikan dengan zat yang lebih asam darinya (misalnya HCl).

    3. Teori Asam Basa Lewis
Pada tahun 1923, G. N. Lewis mengemukakan teori asam basa yang lebih luas dibanding kedua teori sebelumnya dengan menekankan pada pasangan elektron yang berkaitan dengan struktur dan ikatan. Menurut definisi asam basa Lewis,

• asam adalah akseptor pasangan elektron.
• basa adalah donor pasangan elektron.

Berdasarkan definisi Lewis, asam yang berperan sebagai spesi penerima pasangan elektron tidak hanya H⁺. Senyawa yang memiliki orbital kosong pada kulit valensi seperti BF₃ juga dapat berperan sebagai asam. Sebagai contoh, reaksi antara BF₃ dan NH₃ merupakan reaksi asam–basa, di mana BF₃ sebagai asam Lewis dan NH₃ sebagai basa Lewis. NH₃ memberikan pasangan elektron kepada BF₃ sehingga membentuk ikatan kovalen koordinasi antara keduanya.

Kelebihan definisi asam basa Lewis adalah dapat menjelaskan reaksi-reaksi asam–basa lain dalam fase padat, gas, dan medium pelarut selain air yang tidak melibatkan transfer proton. Misalnya, reaksi-reaksi antara oksida asam (misalnya CO₂ dan SO₂) dengan oksida basa (misalnya MgO dan CaO), reaksi-reaksi pembentukan ion kompleks seperti [Fe(CN)₆]³⁻, [Al(H₂O)₆]³⁺, dan [Cu(NH₃)₄]²⁺, dan sebagian reaksi dalam kimia organik.

DAFTAR PUSTAKA

http://www.academia.edu/7572969/KIMIA_ORGANIK_I

http://www.studiobelajar.com/teori-asam-basa/

http://edu.anashir.com/2015/01/perkembangan-teori-atom.html

http://www.academia.edu/6792730/Intramolekul-panjang_dan_sudut_ikatan

https://memomasbunpane46.blogspot.co.id/2016/09/normal-0-false-false-false-en-us-x-none.html

Permasalahan : Mengapa posisi elektron tidak dapat di tentukan secara pasti? Bagaimana cara kita mengidentifikasi keberadaan suatu elektron?