Tinjauan ulang tentang Atom dan Molekul Dalam Kimia Organik

 TINJAUAN ULANG TENTANG ATOM DAN MOLEKUL DALAM KIMIA ORGANIK

 A.  Struktur Elektron dari Atom 

         Unsur-unsur yang paling penting dalam kimia karbon adalah karbon, hydrogen,oksigen dan nitrogen.  Keempat unsur ini ada dikedua periode pertama susunan berkala dan elektronnya terdapat dalam dua kulit elektron yang terdekat ke inti. Penentuan mengenai struktur elektron  dari atom akan berpusat pada unsure-unsur dengan elektron yang berada dalam dua kulit elektron.Selain itu keeempat unsure tersebut ada unsure lain yakni sulfur, fosfor, dan golongan halogen juga memiliki peran yang penting dalam kimia karbon.  Elektron yang dekat dengan ke inti lebih tertarik oleh proton dalam inti dari pada elektron yang lebih jauh kedudukannya. Karena itu semakin dekat elektron terhadap inti maka semakin rendah energinya begitupun sebaliknya. 

  B.  Jari-Jari Atom dan Keelektronegatifan 

                    

        a. Jari-jari Atom

           Jari-jari atom merupakan jarak dari pusat inti ke elektron paling luar. Jari-jari atom ditemukan dengan mengukur panjang ikatan atau jarak antar inti dalam senyawa karbon, Jari –jari atom sering disebut jari-jari kovalen. Jari-jari atom berubah – ubah bergantung pada besarnya tarikan antara inti dan elektronnya. Makin besar tarikan  maka akan makin kecil jari-jari atomnya. Hal ini dipengaruhi oleh jumlah proton dalam inti dan jumlah kulit yang mengandung elektron. Dalam kimia organik, atom saling berikatan satu dengan yang lain dalam kedekatan yang dekat oleh ikatan kovalen. Konsep jari-jari atom akan berguna dalam memperkirakan tarikan dan tolakan antara atom dan dalam membahas kekuatan ikatan kovalen.

        b. Keelektronegatifan

         Kelektronegatifan merupakan ukuran kemampuan atom untuk menarik elektron luarnya atau elektron valensi. Hal ini dikarenakan  elektron luar dari atom yang digunakan untuk ikatan , maka keelektronegatifan berguna dalam  meramalkan dan menerangkan kereaktifan kimia. Kelektronegatifan ini dipengaruhi oleh jumlah proton dalam inti dan jumlah kulit yang mengandung elektron. Makin besar jumlah proton berarti makin besar muatan inti positif, dan dengan demikian tarikan untuk elektron ikatan bertambah. Skala numeric dari keelektronegativan disebut dengan skala pauling. Skala ini diturunkan dari perhitungan energy-ikatan untuk berbagai unsure yang terikat oleh ikatan kovalen. Dalam skala pauling, flour, unsure yang paling elektronegatif mempunyai nilai  4. Litium keelektronegatifannya rendah mempunyai  elektronegatif 1. Sedangkan karbon memiliki keelektronegatifan menengah 2,5.

Fluorin (F) adalah atom yang paling elektronegatif (nilai = 4)diantara seluruh atom dalam sistem periodik. Sedangkan Cs dan Fr adalah atom yang paling kecil nilai keelektronegatifannya (nilai = 0,7). 

C.   Panjang Ikatan dan Sudut Ikatan

         Jarak pemisah inti dari dua atom yang terikat kovalen disebut dengan panjang ikatan. Panjang ikatan kovalen yang dapat ditentukan secara eksperimental, mempunyai selang harga dari 0,74Å Sampai 2 Å. Bila ada lebih dari dua atom dalam molekul , ikatan membentuk sudut , yang disebut sudut ikatan . sudut ikatan bervariasi dari kira-kira 60⁰ sampai 180⁰. Kebanyakan struktur organik mengandung lebih dari tiga atom  dan lebih bersifat berdimensi tiga dari pada berdimensi dua. Rumus struktur yang terdahulu untuk aminiak (NH₃) menggambarkan satu teknik  untuk menyatakan suatu struktur  dimensi tiga.
          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.

Perhatikan Gambar berikut:

   

BenzenSudut 120derajat 

  

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.


D. Energi Disosiasi 

           Bila atom saling terikat membentuk molekul , energy dilepaskan (biasanya sebagai kalor atau cahaya). Jadu untuk molekul agar terdiosiasi menjadi atom-atomnya, harus diberikan  energy. Ada dua cara agar ikatan dapat terdiosisasi. Satu cara adalah karena pemaksapisahan heterolitik (Heterolytic Cleavage)( yunani hetero, “berbeda”) dimana kedua elektron ikatan dipertahankan pada satu atom. Hasil dari pembelahan heterolik adalah sepasang ion. Proses lain yang memungkinkan suatu ikatan terdisosiasi adalah pemaksa pisahan homolitik(Yunani, homo, “sama”). Dalam hal ini setiap atom yang turut dalam ikatan kovalen menerima satu elektron dari pasangan yang saling dibagi yang asli. Yang dihasilkan adalah atom yang secara listrik netral atau gugus atom.  Pemaksapisahan  homolitik menghasilkan atom atau gugus atom yang mempunyai elektron yang berpasangan. Atom seperti H⁺  atau gugus atom seperti H₃C yang mengandung elektron tak berpasangan  disebut radikal bebas. Radikal bebas biasanya netral secara listrik karena itu tak ada tarikan elektrostatik antara radikal bebas seperti ion. Energy disosiasi ikatan memungkinkan ahli kimia untuk menghitung kesetabilan relative dari senyawa dan meramaikan (sampai tariff tertentu) sebab-sebab reaksi kimia. Misalnya suatu reaksi yang akan dibahas kemudian dalam teks ini adalah khlorinasi metana 

CH₄  :CH₄  + Cl_{2        ®}    CH₃Cl  + HCl

Faktor-faktor yang mempengaruhi energi disosiasi: 

1). Energi disosiasi setara dengan kekuatan ikatannya 

2). Ikatan semakin panjang gaya tarik inti ke kulit terluar semakin lemah dan energi ikatnya semakin rendah. 

Faktor ∆H : Ketika + enerrgi pemutusan > energi produk terbentuk Ketika – energi produk > energi pemutusan Kelemahan dari indikator 

1). Tidak menjelaskan mekanisme reaksi 

2). Tidak menjelaskan laju reaksi 

3). Kebanyakan reaksi ini dihitung dalam fasa gas, sedangkan reaksi organik dilakukan dalam pelarut cairan dimana terjadi konstribusi energi dari pelarut. 

E. Konsep Asam dan Basa dalam kimia organik
  
1.  Asam
        Svantae Archenius(1887) mengemukakan bahwa asam adalah suatu zat yang apabila dilarutkan kedalam airakan menghasilkan ion hidronum (H⁺). Asam yang hanya menghasilkan sebuah ion H⁺ disebut asam monoprotik atau asam berbasa satu, asam yang menghasilkan dua ion H⁺ setiap molekulnya disebut asam diprotik atau asam berbasa dua.

        Dipandang dari jumlah ion yang dihasilkan, asam dibedakan menjadi asam kuat, yaitu asam mudah terionisasi dan banyak menghasilkan H+ dalam larutannya, sedangkan asam lemah merupakan asam yang sedikit terionisasindan menghasilkan sedikit ion H⁺ dalam larutannya. Yang termasuk asam kuat antara lain; HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃. DAN HCLO4. berikut ini adalah beberapa contoh dari asam kuat dan asam lemah sebagai berikut:

Sifat-sifat asam: 

1. Rasanya masam ketika dilarutkan dalam air 
2. Asam terasa menyengat saat disentuh, terutama bila asam tersebut adalah asam kuat 

3. Dari segi reaktivitasnya, asam bereaksi kuat dengan kebanyakan logam, atau bersifat korosif  terhadap logam 

4. Dari segi daya hantar listriknya, asam walaupun tidak selalu ionik, ia bersifat elektrolit atau dapat menghantarkan arus listrik. 

2.   Basa

      Menurut Archenius basa adalah suatu senyawa yang didalam air(larutan) dapat menghasilkan ion OH^- . Umumnya basa terbentukdari senyawa ion yang mengandung gugus hidroksida (OH^-) didalamnya. Berdasarkan daya hantar listriknya, basa ada yang terionisasi sempurna dan disebut sebagai basa kuat, misalnya KOH, NaOH, Ba(OH)₂ , dan lain-ain. Dan ada yang sedikit terionisasi dalam air yang disebut sebagai basa lemah, misalnya NH₃ dan Al(OH)₃.  

Di bawah ini beberapa jenis basa kuat dan basa lemah yg disertai dengan rumus sebagai berikut: 

 

 Sifat-sifat basa: 

1. Rasanya pahit 

2. Terasa licin seperti sabun saat disentuh 

3. Dari segi reaktivitasnya, senyawa basa bersifat kaustik yaitu dapat merusak kulit jika senyawa basa tersebut berkadar tinggi 

4. Basa juga merupakan senyawa elektrolit atau dapat menghantarkan arus listrik.

3. Konsep pH, pOH dan pKw 

        Jumlah molekul air yang terionisasu sangat sedikit, maka dianggap bahwa konsentrasi H₂O tetap, sehingga K [H₂O]  akan memberikan harga yang tetap. K [H₂O]  dilambangkan dengan Kw, atau tetapan kesetimbangan air, maka Kw = [H⁺] [OH^-]. Harga Kw akan berubah jika suhunya berubah. Reaksi ionisasi air merupakan reaksi endoterm, sehingga bila suhu di naikkan, maka harga Kw akan semakin besar. Pada suhu 25 derajat celcius harga Kw adalah 10^-14. 

       Konsentrasi ion hidronium dalam suatu larutan encer umumnya sangat rendah, tetapi sangat menentukan sifat-sifat dari larutan, terutama larutan dalam air. Menurut Soresen, pH merupakan fungsi negatif logaritma dari konsentrasi ion H⁺  dalam suatu larutan, dan dirumuskan sebagai pH= -log [H⁺]  . Dengan analogi yang sama, untuk menentukan harga konsentrasi OH^- dalam larutan dapat digunakan rumus harga POH= - log [OH^-] dan dalam kesetimbangan air terdapat tetapan Kw= [H⁺] [OH^-] jadi dengan menggunakan konsep –log = p, maka PKw=PH + POH, oleh karena pada suhu kamar Kw= 10^-14, maka dapat disimpulkan PH + POH = 14

4. Reaksi Asam dengan Basa

    Adapun reaksi antara asam dan basa yang biasa disebut reaksi netralisasi. Reaksi netralisasi adalah reaksi antara sebuah ion H⁺ dan sebuah ion OH^- membentuk sebuah molekul H₂O dan akan membentuk garam apabila di uapkan. Reaksi tersebut dapat dituliskan dalam berbagai bentuk, yaitu: 

   a).   Reaksi molekuler: HCl_(aq) + NaOH_(aq) --àNaCl_(aq) + H2O_(l) 

  b).  Reaksi ion, pada reaksi ini ditunjukkan keadaan masing-masing molekul dalam larutan yang sebenarnya mengalami ionisasi.

H⁺ + Cl^- + Na⁺ + OH^- -à Na⁺ + Cl^- + H2O   

5. Konsep Asam-Basa Bronsted dan Lowry 

 

    Menurut teori Bronsted-Lowry, asam adalah zat yang dapat menghasilkan dan mendonorkan proton (H+) pada zat lain, sedangkan basa adalah zat yang dapat menerima proton dari zat lain.

Kekuatan asam atau basa masing-masing dilaporkan sebagai Ka atau Kb. Asam yang lebih kuat mempunya nilai Ka yang lebih besar; basa yang lebih kuat mempunya Kb yang lebih besar.

Dalam teori Brønsted–Lowry asam dan basa didefinisikan sesuai dengan cara mereka bereaksi satu sama lain, yang memungkinkan generalisasi yang lebih luas. Definisi tersebut dinyatakan dalam persamaan kesetimbangan

${\displaystyle {\ce {{asam}+{basa}<=>{basa}\ {konjugat}+{asam}\ {konjugat}}}}$

Jika asam ditulis sebagai HA, persamaan di atas dapat disederhanakan menjadi:

${\displaystyle {\ce {{HA}+B<=>{A^{-}}+HB+}}}$

Digunakan tanda kesetimbangan, , karena reaksi dapat terjadi bolak-balik. Asam HA, dapat melepas proton menjadi basa konjugatnya, A⁻. Sedangkan basa B, dapat menerima proton menjadi asam konjugatnya, HB⁺. Reaksi asam-basa pada umumnya berlangsung cepat sehingga komponen reaksi biasanya berada dalam kesetimbangan dinamis satu sama lain.

  Asam asetat sebuah Asam lemah, memberikan sebuah proton (ion hidrogen, berwarna hijau) kepada air dalam suatu reaksi kesetimbangan untuk menghasilkan ion asetat dan ion hidronium. Merah: oksigen, hitam: karbon, putih: hidrogen.

Dilihat dari persamaan di bawah:

${\displaystyle {\ce {{CH3COOH}+{H2O}<=>{CH3COO^{-}}+{H3O+}}}}$

Asam Asetat CH₃COOH, adalah suatu asam karena ia mendonorkan proton kepada air (H₂O) dan menjadi basa konjugatnya, ion asetat (CH₃COO⁻). H₂O adalah suatu basa karena menerima proton dari CH₃COOH dan menjadi asam konjugatnya, ion hidronium (H₃O⁺).
Kebalikan dari reaksi asam-basa juga merupakan reaksi asam basa, antara asam konjugat dari basa dalam reaksi pertama dan basa konjugat dari asamnya. Dari contoh di atas, asetat adalah basa pada reaksi balik dan ion hidronium adalah suatu asam.

${\displaystyle {\ce {{H3O+}+{CH3COO^{-}}<=>{CH3COOH}+{H2O}}}}$

Kekuatan teori Brønsted–Lowry adalah, (kontras dengan teori Arrhenius), tidak perlu suatu asam terdisosiasi

       Basa konjugat dari asam kuat adalah basa lemah sedangkan basa konjugat dari asam yang sangat lemah adalah basa kuat.  

      Menurut teori ini, setiap zat dapat berperan sebagai asam maupun basa. Bila zat tertentu lebih mudah melepas proton, maka zat ini akan berperan sebagai asam, dan zat lainnya akan berperan sebagai basa, dan demikin pula sebaliknya. Dalam suatu larutan asam, air berepran sebagai basa.

HCl                         +             H₂O        ->            Cl^-           +             H₃O⁺ 

Asam                                      basa                    basa konjugat           asam konjugat 

Dalam reaksi diatas HCl dan Cl- adalah pasangan asam-basa konjugasi yang dapat bersifat reversibel, dan dalam reaksi tersebut air berperan sebagai basa. Namun berbeda halnya, dengan saat air bereaksi dengan ion CO₃^2-, ion tersebut berperan sebagai basa, sehingga air berperan sebagai asam. 

H₂O        +             CO₃^2-                      ->            OH^-         +             HCO^3- 

Asam                basa                                 basa konjugat              asam konjugat 

Zat seperti air yang dapat berperan sebagai asam atau basa disebut sebagai zat amfoter. Air adalah zat amfoter yang khas. Reaksi antara dua molekul air akan menghasilkan ion hidronium dan ion hidroksida. 

H₂O        +             H₂O        ->            OH^-         +             H₃O⁺ 

Asam                     basa            basa konjugat      asam konjugat 

      Konsep asam-basa dari Bronsted-Lowry ini lebih luas daripada konsep asam-basa Arrhenius karena hal-hal berikut : 

1. Konsep asam-basa Bronsted-Lowry tidak terbatas dalam pelarut air, tetapi juga menjelaskan reaksi asam-basa dalam pelarut lain atau bahkan reaksi tanpa pelarut. 

2. Asam-basa Bronsted-Lowry tidak hanya berupa molekul, tetapi juga dapat berupa kation atau anion. Konsep asam-basa ronsted-Lowry dapat menjelaskan sifat asam dari NH4Cl. Dalam NH4Cl, yang bersifat asam adalah ion NH4+ karena dalam air dapat melepas proton.

3.  Pasangan asam-basa setelah terjadi serah-terima proton dinamakan asam-basa konjugasi.