TINJAUAN ULANG TENTANG ATOM DAN MOLEKUL DALAM KIMIA ORGANIK

TINJAUAN ULANG TENTANG 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, yaitu pada 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.

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 Ketidakpastian 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 menetunkan 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. Sistem susunan elektron dalam Atom dapat dilihat pada tabel gambar berikut :

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 daripada kulit pertama, mengandung satu orbital 2s dan tiga orbital 2p. Orbital 2s seperti orbital 1s, adalah bulat.

B.  Jari-Jari Atom dan Keeloktronegatifan

Salah satu keunikan dari tabel periodik adalah unsur-unsur kimia disusun berdasarkan kemiripan sifat-sifatnya. Sifat-sifat suatu unsur dalam satu golongan maupun periode menunjukkan pengulangan yang teratur (periodik).

1.      Sifat Keperiodikan 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.    Sifat Keperiodikan 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 inti 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 keuda 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.    Sifat Keperiodikan Afinitas Elektron

Afinitas elektron adalah energi yang dibebaskan suatu atom dalam wujud gas untuk membentuk ion negatif. Jika ion negatif yeng terbentuk bersifat stabil, maka proses penyerapan elektron itu disertai pelepasan energi dan afinitas elektronnya dinyatakan dengan tanda negatif. Akan tetapi jika ion negatif 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 negatif nilai afinitas elektron berarti makin besar kecenderungan menyerap elektron.

Dalam satu periode dari kiri ke kanan, jari-jari semakin 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.

4.    Sifat Keperiodikan 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 menerima 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.

C.  Panjang Ikatan dan Sudut Ikatan

Teori VSEPR Dan Geometri Molekul

Geometri molekul atau sering disebut struktur molekul atau bentuk molekul yaitu gambaran tiga dimensi dari suatu molekul yang ditentukan oleh jumlah ikatan dan besarnya sudut-sudut yang ada disekitar atom pusat.

Perlu ditekankan istilah molekul hanya berlaku untuk atom-atom yang berikatan secara kovalen. Karena hal inilah, istilah geometri molekul hanya ditujukan pada senyawa kovalen ataupun ion-ion poliatomik.

Di dalam sebuah molekul atau ion poliatom terdapat atom pusat dan substituent-substituent. Substituent yang ada terikat pada atom pusat. Substituent-substituent ini dapat berupa atom (misalnya Br atau H) dan dapat pula berupa gugus (misalnya NO₂).

1.   Terkadang sulit untuk menentukan atom pusat dari suatu molekul atau ion poliatomik. Berikut beberapa cara yang dapat digunakan untuk menentukan atom pusat yaitu sebagai berikut.

2.     Atom pusat biasanya ditulis di awal rumus formulanya.

3.     Atom pusat biasanya atom yang lebih elektropositif atau kurang elektronegatif.

4.    Atom pusat biasanya atom yang memiliki ukuran lebih besar dari atom atau susbstituen-substituen yang ada. H ukuran paling kecil sehingga tidak pernah berlaku sebagai atom pusat.

Contoh:

BeCl₂ atom pusatnya adalah Be

NH₃ atom pusatnya adalah N

Elektron valensi atom pusat yang digunakan pada pembentukan senyawa kovalen terkadang digunakan untuk membentuk ikatan kadang tidak digunakan. Elektron yang tidak digunakan ditulis sebagai pasangan elektron bebas (PEB), sedangkan elektron yang digunakan dalam pembentukan ikatan ditulis sebagai pasangan elektron ikatan (PEI). Selain PEB dan PEI pada atom pusat dapat pula terdapat elektron tidak berpasangan seperti pada molekul NO₂.

Dalam suatu molekul elektron-elektron tersebut saling tolak-menolak karena memiliki muatan yang sama. Untuk mengurangi gaya tolak tersebut atom–atom yang berikatan membentuk struktur ruang tertentu hingga tercapai gaya tolak yang minimum. Akibat yang ditimbulkan dari tolakan yang yang terjadi yaitu mengecilnya sudut ikatan dalam molekul. Urutan gaya tolak dimulai dari gaya tolak yang terbesar yaitu sebagai berikut:

1.    Gaya tolak antar sesama elektron bebas (PEB vs PEB)

2.    Gaya tolak antara pasangan elektron bebas dengan elektron ikatan (PEB vs PEI)

3.    Gaya tolak antar pasangan elektron ikatan (PEI vs PEI).

Teori yang digunakan untuk mempelajari gaya tolak antar sesama elektron valensi disebut teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) yang dikembangkan oleh Gillespie dan Nylholm sehigga sering disebut sebagai teori Gillespie-Nylholm. Dengan teori ini ternyata struktur ruang suatu senyawa dapat ditentukan dengan memperhatikan elektron bebas dan elektron ikatan dari senyawa yang bersangkutan.

Rundle menyatakan teori VSEPR terlalu “naive” dan satu-satunya cara pendekatan dalam meramalkan bentuk molekul adalah teori orbital molekul. Gillespie menantang Rundle meramal bentuk molekul dari ksenon fluorida (XeF₆) yang pada saat itu baru saja disintesis oleh Malm dan rekan-rekannya.

Berdasarkan terori orbital molekul, Rundle menyatakan bentuk molekul XeF₆ adalah oktahedral normal. Sedangkan Gillespie berdasarkan teori VSEPR menyatakan bentuk molekul XeF₆ adalah oktahedral terdistorsi.

Berdasarkan hasil eksperimen metode spektroskopi inframerah terhadap XeF6 yang dilakukan oleh Bartell diperoleh fakta bahwa bnetuk molekul XeF6 adalah oktahedral terdistorsi yang diramalkan Gillespie. Sejak saat itu teori VSEPR menjadi terkenal dan Bartell menyatakan “The VSEPR model some capture the essence of molecular behaviour” . 

Beberapa Bentuk Molekul Berdasarkan Teori VSEPR

Pada penentuan struktur ruang molekul-molekul berdasarkan teori VSEPR umumnya atom pusat atom pusat dilambangkan dengan A, jumlah atom yang diikat atau jumlah pasangan elektron ikatan (PEI) dilambangkan dengan X dan pasangan elektron bebas atom pusat dilambangkan dengan E. Berbagai struktur ruang molekul dapat dilihat pada Tabel.

Nama	Sudut ikatan	Jumlah PEI (X)	Jumlah PEB (E)	Rumus (AXnEm)	Bentuk Molekul	Contoh senyawa
Linear	180	2	0	AX2		CO2
Trigonal planar	120	3	0	AX3		BF3
Planar huruf V		2	1	AX2E		SO2
Tetrahedral		4	0	AX4		CH4
Piramida trigonal		3	1	AX3E		NH3
Planar bentuk V		2	2	AX2E2		H2O
Bipiramida trigonal		5	0	AX5		PCl5
Bipiramida trigonal		4	1	AX4E		SF4
Planar bentuk T		3	2	AX3E2		ClF3
Linear		2	3	AX2E3		XeF2
Oktahedral	90	6	0	AX6		SF6
Piramida segiempat		5	1	AX5E		BrF5
Segiempat datar		4	2	AX4E2		XeF4

Keterangan: PEI = pasangan elektron ikatan, PEB = pasangan elektron bebas, A= atom pusat, X_n = jumlah atom yang diikat atom pusat, E_m = jumlah pasangan elektron bebas.

Pada Tabel di atas, nama bentuk molekul yang diberi huruf tebal merupakan bentuk molekul dasar karena semua elektron valensi atom pusat digunakan untuk membentuk ikatan.

Jika terdapat elektron yang tidak digunakan untuk membentuk ikatan atau elektron bebas ditunjukan dengan garis putus-putus kemudian dua titik yang menyatakan pasangan elektron bebas. 

Keterbatasan Teori VSEPR

Seperti teori-teori yang lain, teori VSEPR juga memiliki kelemahan-kelemahan. Beberapa diantaranya sebagai berikut.

Banyak senyawa logam transisi strukturnya tidak dapat dijelaskan menggunakan teori VSEPR. Teori VSPER gagal meramalkan struktur NH₃⁺. Berdasarkan teori VSEPR bentuk molekul NH₃⁺ adalah trigonal bipiramidal dengan sudut ikatan lebih kecil dari 120° (sudut normal untuk atom dengan bilangan koordinasi 3) tetapi lebih besar dari 109,47° (sudut normal untuk atom bilangan koordiansi 4) karena terdapat satu elektron tidak berpasangan pada atom N.

Namun berdasarkan hasil eksperimen ternyata bentuk dari NH₃⁺ adalah segitiga planar dengan sudut ikatan sebesar 120°. Hal ini disebabkan elektron bebas terdistribusi secara merata pada bagian depan belakang atom N. Bentuk trigonal piramidal dan trigonal planar seperti yang ditunjukan pada gambar.

Struktur senyawa halida triatomik dengan logam golongan 2 tidaklah linear pada fase gas seperti yang diprediksi oleh teori VSEPR, melainkan berbentuk tekuk (sudut X-M-X : CaF₂, 145°; SrF₂, 120°; BaF₂, 108°; SrCl2, 130°; BaCl₂, 115°; BaBr₂, 115°; BaI₂, 105°). Gillespie mengajukan bahwa ini disebabkan oleh interaksi ligan dengan elektron pada inti atom logam yang menyebabkan polarisasi atom, sehingga kelopak dalam atom tidaklah simetris berbentuk bola dan memengaruhi geometri molekul.

Teori VSEPR dapat digunakan untuk meramal bentuk molekul dari hidrida-hidrida unsur-unsur pada periode 3 dan 4 seperti H₂S, H₂Se, PH₃, AsH₃ dan SbH₃, namun gagal meramal besar sudut ikatan yang ada.

Berdasarkan teori VSEPR H₂S dan H₂Se berbentuk huruf V dengan besar sudut ikatan H-E-H (E=S atau Se) sekitar 104,5°C seperti sudut ikatan H₂O. Namun berdasarkan eksperimen diperoleh besar sudut H-E-H mendekati 90° walaupun berbentuk V.

Sedangkan bentuk molekul PH₃, AsH₃ dan SbH₃ berdasarkan teori VSEPR berbentuk trigonal piramidal dengan sudut ikatan H-E-H (E = P, As atau Sb) sekitar 107,3° seperti sudut ikatan NH₃. Namun berdasarkan eksperimen diperoleh bahwa besar sudut ikatan H-E-H m,endekati 90° walaupun berbentuk trigonal piramidal.

D.  Energi disosiasi

1.      Entalpi dan Perubahan Entalpi

Pengertian Entalpi

Entalpi adalah kandungan kalor sistem dalam tekanan tetap. Entalpi di lambangkan dengan H, sedangkan perubahan entalpi adalah selisih antara entalpi akhir dan entalpi awal di simbolkan dengan dengan DH.

ΔH = H_akhir – H_mula-mula

Walaupun ini merupakan definisi yang biasa dari DH, keadaan entalpi H, mula-mula dan akhir (yang sebenarnya berhubungan dengan jumlah energi yang ada pada keadaan ini) tidak dapat di ukur. Ini di sebabkan jumlah energi total dari sistem adalah jumlah dari semua energi kinetik dan energi potensialnya. Jumlah energi total ini tidak dapat di ketahui karena kita tidak dapat mengetahui secara pasti berapa kecepatan pergerakan molekul-molekul dari sistem dan juga beberapa gaya tarik menarik dan tolak menolak antara molekul dalam sistem tersebut. Bagaimanapun, defenisi di atas sangat penting karena telah menegakkan tanda aljabar DH eksoterm dan endoterm. Perubahan eksoterm, H_akhir lebih kecil dari H_mula-mula. Jadi harga DH  adalah negatif. Dengan analisis yang sama, kita mendapatkan bahwa harga DH untuk perubahan endoterm adalah positif (Brady, Kimia Universitas Asas & Struktur. Hal. 274).

Jika reaksi kimia meningkatkan panas, sistem kehilangan panas dan panas tersebut hilang pada tekanan konstan adalah berkurangnya dalam entalpi (DH<0). Reaksi seperti itu dengan DH negatif adalah eksotermik. Pembakaran etana adalah reaksi eksotermis yang sangat kuat ;   CH₄ (g) + O₂ (l) --> CO₂(g) + 2H₂O (l)                       DH < 0, eksotermis

Hasil reaksi ini memberikan entalpi lebih rendah daripada reaktan. Dalam reaksi endotermis, panas di serap oleh reaksi dari lingkungan, membuat DH bernilai positif. Sebagai contoh reaksi endotermis adalah pembentukan nitrogen oksida dari unsurnya.

N₂ (g) + 2 O₂ (g) -->2NO₂ (g)                                     DH > 0, endotermis

(Widi Prasetiawan, Kimia Dasar 1. Hal.97

2.      Proses Eksoterm dan Endoterm

Hukum pertama termodinamika menunjukan bahwa perubahan energi dalam (ΔU) tidak dapat diukur, tetapi dapat di hitung dari nilai kalor (q) dan kerja (w) (syukri, Kimia Dasar 1. Hal79).

Jika kalor yang menyertai perubahan pada volume tetap adalah ΔU maka kalor pada tekanan tetap adalah  ΔH. Hubungan antara energi dalam dan entalpi adalah :

ΔH = ΔU + Δ(PV), dapat di tuliskan H = U + PV

(Olimpiade kimia SMA. Hal 63)

3.         Jenis-Jenis Perubahan Entalpi

a.       Perubahan Entalpi Pembentukan Standar (ΔH ^o f) = kalor pembentukan

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya pada suhu dan tekanan standar ( 25 ^oC, 1 atm ). Entalpinya bisa dilepaskan maupundiserap. Satuannya adalah kJ / mol. Catatan:

1)      ΔH_f elemen stabil adalah 0

2)      ΔH_f digunakan untuk memperkirakan stabilitas senyawa dibanding penyusunnya

3)      Semakin kecil ΔH_f, semakin stabil energi senyawa itu

4)      ΔH_f tidak mencerminkan laju reaksi (akan dibahas pada bab selanjutnya)

b.      Perubahan Entalpi Penguraian Standar (ΔH ^o d)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguraian1 mol senyawa menjadi unsur-unsur penyusunnya pada keadaan standar. Perubahan entalpi penguraian standar merupakan kebalikandari perubahan entalpi pembentukan standar, maka nilainya pun akan berlawanan tanda.

Menurut Marquis de Laplace, “ jumlah kalor yang dilepaskan pada pembentukan senyawa dari unsur-unsur penyusunnya = jumlah kalor yang diperlukan pada penguraian senyawa tersebut menjadi unsur-unsur penyusunnya. “ Pernyataan ini disebut Hukum Laplace.

c.       Perubahan Entalpi Pembakaran Standar (ΔH ^o c)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pembakaran 1 mol suatu zat secara sempurna pada keadaan standar. Catatan:

1)      ΔHc selalu negatif, karena panas pasti dilibatkan

2)      ΔHc bisa digunakan untuk menilai kandungan energi bahan bakar atau makanan

d.      Perubahan Entalpi Netralisasi Standar (ΔH  ^o n)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penetralan 1 mol asam oleh basa atau 1 mol basa oleh asam pada keadaan standar.

e.         Perubahan Entalpi Penguapan Standar (ΔH ^ovap)

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada penguapan 1 mol zat dalam fase cair menjadi fase gas pada keadaan standar.

f.          Perubahan Entalpi Peleburan Standar (ΔH ^ofus )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada pencairan / peleburan 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase cair pada keadaan standar.

g.         Perubahan Entalpi Sublimasi Standar (ΔH ^osub )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi pada sublimasi 1 mol zat dalam fase padat menjadi zat dalam fase gas pada keadaan standar.

h.         Perubahan Entalpi Pelarutan Standar (ΔH ^osol )

Adalah perubahan entalpi yang terjadi ketika 1 mol zat melarut dalam suatu pelarut ( umumnya air ) pada keadaan standar. Catatan:

1)      Jika ΔH_s sangat positif, zat itu tidak larut dalam air

2)      Jika ΔH negatif, zat itu larut dalam air

4.         Penentuan Perubahan Entalpi

a.         Penentuan Perubahan Entalpi Berdasarkan Energi Ikatan

Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan kimia dalam 1 mol suatu molekul / senyawa berwujud gas menjadi atom-atomnya. Lambang energi ikatan = D. Energi ikatan rerata pada ikatan rangkap 3 > ikatan rangkap 2 > ikatan tunggal. Suatu reaksi yangDH–nya ditentukan dengan menggunakan energi ikatan, maka atom-atom yang terlibat dalam reaksi harus berwujud gas. Berdasarkan jenis dan letak atom terhadap atom-atom lain dalam molekulnya, dikenal 3 jenis energi ikatan yaitu : 

1) Energi Atomisasi 

Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua ikatan 1 mol molekul menjadi atom-atom bebas dalam keadaan gas. Energi atomisasi = jumlah seluruh ikatan atom-atom dalam 1 mol senyawa.

Contoh :                                  

Pada molekul NH₃ terdapat 3 ikatan N – H. Sementara itu, energi ikatan N – H = 93 kkal / mol sehingga energi atomisasinya = 3 x 93 kkal / mol = 297 kkal / mol.

2) Energi Disosiasi Ikatan.

Adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan salah 1 ikatan yang terdapat pada suatu molekul atau senyawa  dalam keadaan gas. Contoh : Energi disosiasi untuk melepas 1 atom H dari molekul CH₄ = 431 kJ.

Energi disosiasi ikatan terkadang disebut sebagai entalpi disosiasi ikatan (atau entalpi ikatan), namun istilah ini mungkin tidak sepenuhnya setara. Entalpi disosiasi ikatan biasanya merujuk pada entalpi reaksi di atas pada 298 K (kondisi standar) dan bukan pada 0 K, serta berbeda dengan D₀ sekitar 1.5 kkal/mol (6 kJ/mol) dalam hal satu ikatan pada hidrogen dalam suatu molekul organik besar. Namun demikian, istilah energi disosiasi ikatan dan simbol D⁰ telah digunakan untuk entalpi reaksi pada 298 K pula.

Kecuali molekul diatomik, energi disosiasi ikatan berbeda dari energi ikatan. Sementara energi disosiasi ikatan adalah energi dari satu ikatan kimia, energi ikatan adalah rata-rata semua energi ikatan dari seluruh ikatan dalam molekul.

Misalnya, disosiasi ikatan HO–H dari molekul air (H₂O) membutuhkan 493.4 kJ/mol. Disosiasi radikal hidroksil yang tersisa memerlukan 424.4 kJ/mol. Energi ikatan pada ikatan kovalen O–H dalam air dikatakan sebesar 458.9 kJ/mol, rata-rata dari nilai tersebut.

Dengan cara yang sama untuk menghilangkan atom hidrogen berturut-turut dari metana maka energi disosiasi ikatannya adalah 104 kkal/mol (435 kJ/mol) untuk D(CH₃–H), 106 kkal/mol (444 kJ/mol) untuk D(CH₂–H), 106 kkal/mol (444 kJ/mol) untuk D(CH–H) dan terakhir 81 kkal/mol (339 kJ/mol) untuk D(C–H). Energi ikatan, maka, adalah sebesar 99 kkal/mol atau 414 kJ/mol (rerata energi disosiasi ikatan). Tak satu pun dari energi disosiasi ikatan individu yang sama dengan energi ikatan 99 kkal/mol.

Mengikuti disosiasi, jika ikatan baru dari energi disosiasi ikatan yang besar terbentuk, produk ini memiliki entalpi lebih rendah, terdapat kehilangan energi, dan karenanya proses secara keseluruhan bersifat eksotermik. Secara khusus, konversi ikatan rangkap dua yang lemah dalam O₂ menjadi ikatan yang lebih kuat dalam CO₂ dan H₂O membuat pembakaran bersifat eksotermik.

Disosiasi homolitik versus heterolitik

Ikatan dapat dipecah simetris atau asimetris. Yang pertama disebut homolisis dan merupakan dasar bagi BDEs yang umum. Skema asimetris suatu ikatan disebut heterolisis. Untuk hidrogen molekuler, alternatifnya adalah:

H₂ → 2 H^•                   ΔH = 104 kkal/mol

H₂ → H⁺ + H⁻           ΔH = 66 kkal/mol (dalam air)

 3) Energi Ikatan Rata-Rata.

Adalah energi rerata yang diperlukan untuk memutuskan ikatan atom-atom pada suatu senyawa ( notasinya = D ).

Contoh :

Dalam molekul CH₄ terdapat 4 ikatan C - H .

Energi ikatan rerata C - H ( D_C-H ) = ( 1668 / 4 ) kJ =417 kJ

Energi ikatan suatu molekul yang berwujud gas dapat ditentukan dari data entalpi pembentukan standar (DHf ) dan energi ikat unsur-unsurnya. Prosesnya melalui 2 tahap yaitu :

a)        Penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya.

b)        Pengubahan unsur menjadi atom gas.

b.    Penentuan Perubahan Entalpi Berdasarkan Hukum Hess

Hukum Hess “Perubahan entalpi yang dilepas atau diserap tidak tergantung pada jalannya reaksi, melainkan tergantung pada kondisi zat – zat yang bereaksi ( reaktan ) dan zat – zat hasil reaksi ( produk )”.

Berdasarkan hukum Hess, penentuan DH dapat dilakukan melalui 2 cara, yaitu :

1) Perubahan entalpi ( DH ) dihitung melalui penjumlahan dari perubahan entalpi beberapa reaksi yang berhubungan.  DH = DH₁ + DH₂ + DH₃

2) Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi pembentukan ( DH^o_f ) antara produk dan reaktan

Entalpi reaksi standar, ΔH⁰, adalah perubahan entalpi dari 1 mol reaktan dan produk pada keadaan standar (105 Pa dan 298.15 K). Entalpi pembentukan standar, ΔHf⁰, suatu senyawa adalah entalpi reaksi standar untuk pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya. Karena entalpi adalah fungsi keadaan, entalpi reaksi standar dihitung dengan mendefinisikan entalpi pembentukan zat sederhana (unsur) bernilai nol. Dengan demikian:

ΔH =Σ ΔHf_(produk) −ΣΔHf⁰_(reaktan)(Taro Saito, Kimia Anorganik 1 hal. 42)

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 tidak memiliki 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, oleh karena itu hati - hati ya!

Permasalahan:

Seperti yang kita ketahui Sifat-sifat suatu unsur dalam satu golongan maupun periode menunjukkan pengulangan yang teratur (periodik). Bagaimanakah hubungan keempat sifat tersebut dalam suatu unsur? 

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://rahmikimia.wordpress.com/kimia-kelas-x/2-sistem-periodik-unsur/c-sifat-sistem-periodik/

pengertian.blogspot.co.id/2012/05/sifat-jari-jari-atom-ionisasi-afinitas.html

https://www.google.com/search?q=makalah+panjang+ikatan+dan+sudut+ikatan&ie=utf-8&oe=utf-8&client=firefox-b

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