SUATU TINJAUAN ULANG TENTANG ATOM DAN MOLEKUL

1.      Struktur Elektron dari Atom

Semakin dekat electron terdapat ke inti, semakin rendah energinya, dan sulit untuk berpindah dalam reaksinya.

Orbital atom adalah bagian dari ruang di mana kebolehjadian ditemukannya sebuah electron dengan kadar energy yang khas adalah tinggi (90-95%).

Rapat elektron adalah istilah lain yang didigunakan untuk menggambarkan ke boleh jadian ditemukannya elektron pada titik tertentu. Rapat elektron lebih tinggi berarti ke boleh jadiannya lebih tinggi, dan sebaliknya.

·         Kulit electron terdekat dengan inti (mempunyai energy yang terendah) hanya mengandung  orbital bulat 1s. kulit kedua mengandung satu orbital 2s dan tiga orbital 2p.

·         Berdasarkan bentuk dan orientasi orbital atom dikenal jenis orbital atom s, p, d dan f.

·         Orbital s terdiri atas sebuah orbital, sedang orbital p memiliki tiga buah orbital yang di-lambangkan sebagai orbital px, py, dan pz.

·         Setiap orbital atom maksimal terisi dua buah elektron dengan spin berlawanan.

Konfigurasi Elektron adalah suatu pemerian mengenai struktur elektron dari unsur

Pengisian Orbital,

·         Prinsip Aufbau, orbital yang berenergi rendah terisi lebih dahulu, menuju orbital yang berenergi lebih tinggi.

·         Aturan Hund, pengisian orbital atom, pemasangan dua elektron dalam orbital terdegenerasi tak terjadi, sebelum masing-masing orbital terdegenerasi mengandung satu elektron.

·         Pauli, Orbital penuh atau setengah penuh mempunyai energi yang lebih stabil.

2.      Jari-jari Atom dan Keelektronegatifan

     Jari-jari Atom,  adalah jarak dari pusat inti ke elektron paling luar.

Semakin banyak jumlah proton dalam inti, maka semakin  besar juga tarikan terhadap elekton-elektronnya, Sehingga jari-jari atom semakin kecil.

Dalam satu golongan, dari atas ke bawah jari-jari atom semakin besar, sedangkan dalam satu periode, dari kiri ke kanan semakin kecil.

Keelektronegatifan, adalah ukuran kemampuan atom untuk menarik elektron luarnya, atau elektron valensinya (kemampuan untuk membentuk ion negatif).

Digunakan untuk meramalkan dan menerangkan kereaktifan kimia.

Makin besar jumlah proton (makin besar muatan inti positif), maka semakin  besar juga tarikan terhadap elekton-elektronnya, sehingga keelektronegatifan semakin bartambah.

Dalam satu golongan, dari atas ke bawah jari-jari atom semakin kecil, sedangkan dalam satu periode, dari kiri ke kanan semakin besar.

3.      Panjang ikatan dan sudut ikatan

Benzen

Sudut 120 derajat

C6H12

Sudut 109.471 derajat

C6 pada C yang berikatan biasanya 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 rangkap tunggal (C dengan C) : 1,52
Panjang ikatan 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.

4.      Energi Disosiasi Ikatan

Dua cara agar ikatan dapat terdisosiasi,

Pemaksapisahan heterolitik (heterolytic cleavage), yaitu dimana kedua elektron ikatan dipertahankan pada satu atom. Hasilnya adalah sepasnag ion

Pemaksapisahan homolitik (homolytic cleavage), 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 ikatan (DH) adalah ba-nyaknya energi yang diperlukan untuk menyebabkan pemaksapisahan homolitik dari ikatan kovalen. Makin besar energi di-sosiasi ikatan berarti makin stabil ikatan tersebut.

Contoh :

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.

5.      Asam dan Basa

            Teori Arrhenius

             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.

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.