ATOM DAN MOLEKUL DALAM KIMIA ORGANIK

A. Struktur elektron 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

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.

B. Jari-jari atom dan Keelektronegatifan

Jari-Jari Atom

Pengertian Jari-jari Atom

Definisi jari-jari atom dalam sistem periodik unsur. Jari-jari atom merupakan salah satu sifat periodisitas unsur. Definisi jari-jari atom adalah setengah jarak antara pusat dua atom unsur yang menyentuh satu sama lain. Secara umum, jari-jari atom menurun dalam tabel sistem periodik unsur dari kiri ke kanan dan meningkat dari atas ke bawah tabel periodik. Dengan demikian, dengan mudah dapat ditentukan bahwa unsur dengan jari-jari atom berada dalam golongan 1 paling bawah. Inilah contoh jari-jari atom dalam tabel SPU.

Kecenderungan Jari-Jari Atom

Kecenderungan jari-jari atom dalam periode

Dari kiri ke kanan dalam tabel periodik, nomor atom meningkat. Elektron dalam kulit tidak dapat melindungi satu sama lain dari tarikan proton. Karena jumlah proton juga meningkat dari kiri ke kanan, muatan efektif inti (Zef) akan meningkat dalam satu periode. Hal ini menyebabkan penurunan jari-jari atomik. Dalam periode, ukuran atom dibatasi oleh orbital-orbital dalam ukuran volume kulit yang sama besarnya. Unsur-unsur periode 2 mempunyai konfigurasi elektronik 1s2 2s(1-2) 2p(1-6). Ukuran atom ditentukan oleh besarnya muatan efektif inti yang dirasakan oleh elektron-elektron dalam orbital yang bersangkutan yaitu 1s, 2s dan 2p. Naiknya nomor atom berarti naiknya Zef yang dirasakan oleh setiap elektron dalam orbital yang bersangkutan, sehingga orbital-orbital ini mengalami kontraksi ke arah inti atom yang semakin besar dan akibatnya atom akan nampak semakin kecil.

Kecenderungan jari-jari atom dalam golongan

Dari atas ke bawah dalam tabel periodik, jumlah elektron dan kulit yang terisi elektron meningkat, tetapi jumlah elektron valensi tetap sama. Elektron terluar dalam sebuah golongan mempunyai muatan efektif inti (Zef) yang sama, tetapi posisi elektron jauh dari inti yang menyebabkan jumlah kulit yang terisi energi menurun. Dengan demikian, jari-jari atom meningkat. Ukuran atom ditentukan oleh ukuran orbital terluar. Unsur-unsur dalam golongan ditandai dengan elektron valensi yang sama. Golongan utama yaitu s dan p, mempunyai konfigurasi elektronik terluar (1-7)sx, dan (1-7)s2 (1-7)px. Naiknya nomor atom berarti bertambahnya kulit elektron atau bertambahnya elektron “dalam” dan bertambahnya ukuran orbital terluar sehingga elektron terluar mengalami “perlindungan” (shielding) oleh elektron-elektron “dalam” yang semakin efektif dari pengaruh tarikan inti, dan akibatnya atom akan nampak semakin besar.

Perlu diingat bahwa inti atom merupakan bagian atom yang sangat kecil, jari-jari kovalen atom oksigen yang panjangnya ~70 pm, jari-jari atomnya hanya 0,0015 pm. Jadi dalam hal volume keseluruhan atom, inti atom hanya mewakili sekitar 10-11 bagian.

Keelektronegatifan

Pada tahun 1932, Linus Pauling ahli kimia dari Amerika membuat besaran lain yang dikenal dengan skala keelektronegatifan.  Keelektronegatifan didefinisikan sebagai kecenderungan suatu atom alam molekul untuk menarik pasangan elektron yang digunakan pada ikatan ke arah atom bersangkutan. Pauling memberikan skala keelektronegatifan 4 untuk unsur yang memiliki energi ionisasi dan energi afinitas elektron tinggi, yaitu pada unsur florin, sedangkan unsur-unsur lainnya di bawah nilai 4. Dibawah ini adalah nilai keelektronegatifan beberapa unsur menurut golongan dan periode pada tabel periodik

Pada tabel periodik, unsur florin yang ditetapkan memiliki keelektronegatifan 4 (terbesar) berada di ujung kanan paling atas. Adapun Unsur fransium yang memiliki keelektronegatifan terendah yaitu 0,7 berada di kiri paling bawah dalam tabel periodik. Kesimpulannya :

Dalam satu periode dengan bertambahnya nomor atom, keelektronegatifan cenderung makin besar, dan dalam satu golongan dengan bertambahnya nomor atom, keelektronegatifan cenderung makin kecil.

C. Panjang ikatan dan sudut ikatan

Benzen, sudut 120 derajat

C6H12, sudut 109,471 derajat

C6 pada C yang berikatan biasa bentuknya berbeda dengan bentuk C yang saling berikatan pada benzen

Panjang ikatan rangkap tiga (C dengan C) : 1,2

Panjang ikatan rangkap dua (C dengan C): 1,34

Panjang ikatan tunggal (C dengan C): 1,52

Panjang iktan antara C dengan H : 1,08

Dari data panjang ikatan diatas, dapat disimpulkan 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. 

Hibridisasi orbital

Hibrid sp3

Hibridisasi menjelaskan atom-atom yang berikatan dari sudut pandang sebuah atom. Untuk sebuah karbon yang berkoordinasi secara tetrahedal (seperti metana, CH4), maka karbon haruslah memiliki orbital-orbital yang memiliki simetri yang tepat dengan 4 atom hidrogen. Konfigurasi keadaan dasar karbon adalah 1s2 2s2 2px1 2py1 atau lebih mudah dilihat:

(Perhatikan bahwa orbital 1s memiliki energi lebih rendah dari orbital 2s, dan orbital 2s berenergi sedikit lebih rendah dari orbital-orbital 2p)

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 untuk menjelaskan 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 ini, maka teori hibridisasi digunakan. Langkah awal hibridisasi adalah eksitasi dari satu (atau lebih) elektron:

Proton yang membentuk inti atom hidrogen akan menarik salah satu elektron valensi karbon. Hal ini menyebabkan eksitasi, memindahkan elektron 2s ke orbital 2p. Hal ini meningkatkan pengaruh inti atom terhadap elektron-elektron valensi dengan meningkatkan potensial inti efektif.

Kombinasi gaya-gaya ini membentuk fungsi-fungsi matematika yang baru yang dikenal sebagai orbital hibrid. Dalam kasus atom karbon yang berikatan dengan empat hidrogen, orbital 2s (orbital inti hampir tidak pernah terlibat dalam ikatan) "bergabung" dengan tiga orbital 2p membentuk hibrid sp3 (dibaca s-p-tiga) menjadi

Pada CH4, empat orbital hibrid sp3 bertumpang tindih dengan orbital 1s hidrogen, menghasilkan empat ikatan sigma. Empat ikatan ini memiliki panjang dan kuat ikat yang sama, sehingga sesuai dengan pengamatan.

sama dengan Sebuah pandangan alternatifnya adalah dengan memandang karbon sebagai anion C4−. Dalam kasus ini, semua orbital karbon terisi:

Jika kita menrekombinasi orbital-orbital ini dengan orbital-s 4 hidrogen (4 proton, H+) dan mengijinkan pemisahan maksimum antara 4 hidrogen (yakni tetrahedal), maka kita bisa melihat bahwa pada setiap orientasi orbital-orbital p, sebuah hidrogen tunggal akan bertumpang tindih sebesar 25% dengan orbital-s C dan 75% dengan tiga orbital-p C. HaL ini sama dengan persentase relatif antara s dan p dari orbital hibrid sp3 (25% s dan 75% p). Menurut teori hibridisasi orbital, elektron-elektron valensi metana seharusnya memiliki tingkat energi yang sama, namun spektrum fotoelekronnya [3] menunjukkan bahwa terdapat dua pita, satu pada 12,7 eV (satu pasangan elektron) dan saty pada 23 eV (tiga pasangan elektron). Ketidakkonsistenan ini dapat dijelaskan apabila kita menganggap adanya penggabungan orbital tambahan yang terjadi ketika orbital-orbital sp3 bergabung dengan 4 orbital hidrogen.

Hibrid sp2

Senyawa karbon ataupun molekul lainnya dapat dijelaskan seperti yang dijelaskan pada metana. Misalnya etilena (C2H4) yang memiliki ikatan rangkap dua di antara karbon-karbonnya. Struktur Kekule metilena akan tampak seperti:

Ethene Lewis Structure. Each C bonded to two hydrogens and one double bond between them.

Karbon akan melakukan hibridisasi sp2 karena orbtial-orbital hibrid hanya akan membentuk ikatan sigma dan satu ikatan pi seperti yang disyaratkan untuk ikatan rangkap dua di antara karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang dan kuat ikat yang sama. Hal ini sesuai dengan data percobaan.

Dalam hibridisasi sp2, orbital 2s hanya bergabung dengan dua orbital 2p:

membentuk 3 orbital sp2 dengan satu orbital p tersisa. Dalam etilena, dua atom karbon membentuk sebuah ikatan sigma dengan bertumpang tindih dengan dua orbital sp2 karbon lainnya dan setiap karbon membentuk dua ikatan kovalen dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp2 yang bersudut 120°. Ikatan pi antara atom karbon tegak lurus dengan bidang molekul dan dibentuk oleh tumpang tindih 2p-2p (namun, ikatan pi boleh terjadi maupun tidak).

Jumlah huruf p tidaklah seperlunya terbatas pada bilangan bulat, yakni hibridisasi seperti sp2.5 juga dapat terjadi. Dalam kasus ini, geometri orbital terdistorsi dari yang seharusnya. Sebagai contoh, seperti yang dinyatakan dalam kaidah Bent, sebuah ikatan cenderung untuk memiliki huruf-p yang lebih banyak ketika ditujukan ke substituen yang lebih elektronegatif.

Hibrid sp

Ikatan kimia dalam senyawa seperti alkuna dengan ikatan rangkap tiga dijelaskan dengan hibridisasi sp.

Dalam model ini, orbital 2s hanya bergabung dengan satu orbital-p, menghasilkan dua orbital sp dan menyisakan dua orbital p. Ikatan kimia dalam asetilena (etuna) terdiri dari tumpang tindih sp-sp antara dua atom karbon membentuk ikatan sigma, dan dua ikatan pi tambahan yang dibentuk oleh tumpang tindih p-p. Setiap karbon juga berikatan dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp bersudut 180°.

Hibridisasi dan bentuk molekul

Hibridisasi, bersama dengan teori VSEPR, membantuk kita dalam menjelaskan bentuk molekul:

•    AX1 (contoh: LiH): tidak ada hibridisasi; berbentuk linear

•    AX2 (contoh: BeCl2): hibridisasi sp; berbentuk Linear atau diagonal; sudut ikat cos−1(−1) = 180° 

o    AX2E (contoh: GeF2): berbentuk V, < 120°

•    AX3 (contoh: BCl3): hibridisasi sp2; berbentuk datar trigonal; sudut ikat cos−1(−1/2) = 120° 

o    AX3E (contoh: NH3): piramida trigonal, 107°

•    AX4 (contoh: CCl4): hibridisasi sp3; berbentuk tetrahedral; sudut ikat cos−1(−1/3) ≈ 109.5°

•    AX5 (contoh: PCl5): hibridisasi sp3d; berbentuk Bipiramida trigonal

•    AX6 (contoh: SF6): hibridisasi sp3d2; berbentuk oktahedral (atau bipiramida persegi)

Hal ini berlaku apabila tidak terdapat pasangan elektron menyendiri (lone pair electron) pada atom pusat. Jika terdapat pasangan elektron menyendiri, maka elektron tersebut harus dihitung pada bagian Xi, namun sudut ikat akan menjadi lebih kecil karena gaya tolak menolak. Sebagai contoh, air (H2O) memiliki atom oksigen yang berikatan dengan dua H dan dua pasangan elektron menyendiri, hal ini berarti terdapat 4 'elemen' pada O. Sehingga termasuk dalam kategori AX4 dan terdapat hibridisasi sp3.

D. Energi Ikatan

Pengertian

Energi ikatan adalah jumlah energi yang diperlukan untuk memutus molekul sebanyak satu mol menjadi atom-atom individual. Satuan energi ikatan yang distandarkan adalah kilo Joule per mol (kJ/mol).

Penjelasan

Ketika terjadi reaksi kimia, ikatan molekul terputus dan selanjutnya akan membentuk molekul lain. Sebagai contoh adalah ikatan dua molekul air terputus membentuk hidrogen dan oksigen.

2H2O → 2H2 + O2

Suatu ikatan kimia tidaklah terputus dan terbentuk secara spontan, melainkan membutuhkan energi. Energi yang dibutuhkan untuk memecah ikatan dikenal sebagai energi ikatan. Energi ikatan sangat penting untuk menjelaskan struktur dan karakteristik molekul. Energi ikatan juga dapat digunakan untuk memprediksi struktur dot Lewis.

Ketika suatu ikatan bersifat kuat maka pada ikatan tersebut mengandung energi yang besar. Dengan kata lain, dibutuhkan banyak energi untuk memutus ikatan yang kuat. Ilmuwan menemukan bahwa ada hubungan antara panjang ikatan dengan energi ikatan. Semakin pendek ikatan, maka energinya semakin besar.

Energi Ikatan Rata-Rata

Walaupun masing-masing molekul mempunyai energi yang khas, ada kemungkinan untuk dilakukan generalisasi. Contohnya adalah walaupun nilai pasti energi C-H tergantung pada molekul tertentu, secara kasar ikatan C-H dapat disimpulkan mempunyai nilai yang sama untuk semua molekul. Energi rata-rata yang dibutuhkan adalah 413 kJ/mol untuk memutus satu mol ikatan C-H. Energi ikatan C-C kira-kira adalah 347 kJ/mol. Berikut adalah tabel energi ikatan rata-rata yang sudah diketahui nilainya:

Energi ikatan rata-rata adalah rata-rata energi disosiasi ikatan. Sebagai contoh, energi O-H pada H2O adalah 464 kJ/mol. Angka tersebut berasal dari fakta bahwa dibutuhkan energi sebesar 498,7 kJ mol untuk disosiasi ikatan H-OH, sedangkan disosiasi ikatan O-H membutuhkan 428 kJ/mol.

(498,7 kJ/mol + 428 kJ/mol) / 2 = 464 kJ/mol

E. Konsep Asam dan Basa Dalam Kimia Organik

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:

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).

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.

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).

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,

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 tidak memiliki H+ dan OH- dan juga tidak larut dalam air.

Menurut Lewis

Menurut Lewis, asam adalah senyawa yang menerima pasangan elektron dari basa, sedangkan basa adalah senyawa yang mendonorkan pasangan elektron kepada asam. Konsep ini dikembangkan oleh Lewis berdasarkan struktur ikatan kimia, dimana setiap atom dapat membentuk ikatan kimia berdasarkan valensi yang dimilikinya. Valensi adalah jumlah ikatan maksimum yang dapat dibentuk oleh suatu atom.Contoh asam menurut Lewis adalah AlCl3 dan HCl sedangkan contoh basa menurut Lewis adalah NH3. Catatan : Konsep Lewis banyak diaplikasikan di dalam konsep Kimia Organik

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). Untuk mempelajari lebih lanjut baca juga postingan Senyawa Oksida Asam dan Oksida Basa.

Sifat Asam

Dari uraian mengenai asam yang telah dijelaskan di atas, sekarang kita akan membahas mengenai sifat asam dilihat dari sifat fisika maupun sifat kimia.

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 Basa

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, oleh karena itu hati - hati