A.           STRUKTUR ELEKTRON DARI ATOM

Dalam Kimia Organik ada 4 unsur yang harus dimengerti atau dipahami diantaranya 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. Selain unsur yang empat tadi, unsur penyusun senyawa organik lainnya yaitu S(Belerang) dan P(Fosfor). Pada materi pertama akan dijelaskan tentang senyawa elektron dari atom penyusun senyawa organik.

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

Elektron mempunyai jumlah maksimum dalam kulit tertentu sebesar 2n2 dengan ( n ) adalah Nomor Kulit. Pengisian Elektron dimulai pada kulit, dengan tingkat energi terendah yaitu kulit pertama atau ( K ) yang dilanjutkan dengan kulit L, M N dan seterusnya. Pengisian dilakukan dengan maksimum terlebih dahulu untuk tiap kulit, karna apabila 18 elektron maka elektron akan mengisi kulit K sebanyak dua yang dilanjutkan dengan pengisian kulit L sebanyak 8 elektron dan diakhiri dengan kulit L pula sebanyak 8 elektron.

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. Struktur elektron valensi dari atom penyusun senyawa organik dapat digambarkan sebagai berikut :

Misalkan karbon yang merupakan unsur kimia dan bervalensi 4 (tetravalen), yang berarti bahwa terdapat empat elektron yang dapat digunakan untuk membentuk ikatankovalen, begitu juga dengan unsur lainnya.

B.            JARI-JARI ATOM DAN KEELEKTRONEGATIFAN

Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom ke orbital elektron terluar yang stabil dalam suatu atom dalam keadaan setimbang. Secara umum, jari-jari atom menurun dalam tabel sistem periodik unsur dari kiri ke kanan dan meningkat dari atas ke bawah tabel periodik.

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 elekteron tetap sama sehingga tarikan inti terhadap elektron terluar semakin kuat.

Keelektronegatifan didefinisikan sebagai kecenderungan suatu atom dalam molekul untuk menarik pasangan elektron yang digunakan pada ikatan ke arah atom bersangkutan. Elektronegativitas bukanlah bagian dari sifat atom, melainkan hanya merupakan sifat atom pada molekul. Dalam satu periode dengan bertambahnya nomor atom, keelektronegatifan cenderung makin besar, dan dalam satu golongan dengan bertambahnya nomor atom, keelektronegatifan cenderung makin kecil. Secara khusus, elektronegativitas bergantung pada keadaan oksidasi sebuah unsur. Sifat pada atom tunggal yang setara dengan elektronegativitas adalah afinitas elektron. Afinitas elektron ialah energi yang dibebaskan atau yang diserap apabila suatu atom menerima elektron.

C.            PANJANG IKATAN DAN SUDUT IKATAN

Panjang ikatan adalah jarak antara dua buah atom yang saling berikatan atau jarak rata-rata antar dua buah inti yang berikatan kovalen. Sedangkan, Sudut ikatan adalah sudut yang dibentuk dari dua atau lebih atom dalam molekul. Faktor-faktor yang menentukan panjang ikatan adalah jari-jari kovalen,keelektronegatifan, energi ikatan dan orde ikatan.

·         Jari-Jari Kovalen

Jari-jari kovalen adalah setengah dari jarak antara dua inti atom homonuklear yang berikatan kovalen atau setengah dari jarak ikatan antara dua atom yang sama.Perbedaan panjang ikatan dalam ikatan antar molekul karena perbedaan pada nomor atom dalam molekul-molekul tersebut. Jika nomor atom dalam suatu molekul semakin besar maka semakin besar jari-jari atom nya.

·         Keelektronegatifan

Panjang ikatan  di pengaruhi oleh keelektronegatifan ,untuk ikatan yang dibentuk dari atom-atom yang memiliki perbedaan keelektronegatifan, rumus Pauling dan Huggins tidak dapat diterapkan.Kenyataan memberi petunjuk bahwa panjang ikatan seperti ini selalu lebih pendek daripada jumlah jari-jari atom pembentuknya. Hal ini terjadi karena adanya kontraksi akibat perbedaan keelektronegatifan polaritas.Termasuk panjang ikatan H-X (X=Halida) karena perbedaan keelektronegatifan.

·         Orde Ikatan

Panjang ikatan berkurang dengan bertambahnya orde ikatan.Makin tinggi orde ikatan,maka ikatannya semakin pendek,sebaliknya.Namun makin tinggi orde ikatan suatu ikatan molekul,maka ikatan yang terjadi di antara molekul semakin kuat. pada umumnya ikatan rangkap lebih kecil ikatannya dari ikatan tunggal.

D.           ENERGI DISOSIASI

Energi disosiasi ikatan merupakan energi yang diperlukan untuk memutuskan salah satu ikatan 1 mol suatu molekul gas menjadi gugus-gugus molekul gas. Energi disosiasi ikatan disimbolkan dengan huruf ‘D‘ .

Contoh :

CH4(g)     ---->   CH3(g)  +   H(g)    ΔH = +425 kJ/mol

CH3(g)     ---->   CH2(g)  +   H(g)    ΔH = +480 kJ/mol

Dari reaksi tersebut tampak 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 ikatan 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. 

Selain dapat digunakan sebagai informasi kestabilan suatu molekul, harga energi disosiasi ikatan dapat digunakan untuk memperkirakan harga perubahan entalpi suatu reaksi. Perubahan entalpi merupakan selisih dari energi yang digunakan untuk memutuskan ikatan dengan energi yang terjadi dari penggabungan ikatan.     ΣH = Σ Energi ikatan pereaksi – Σ Energi ikatan hasil reaksi

E.            KONSEP ASAM DAN BASA DALAM KIMIA ORGANIK

ACIDS

Definition: Chemical substances which are accept required valency electrons due to electronegativity of gases are called “Acids”.

Definisi: Zat kimia yang menerima elektron valensi diperlukan karena elektronegativitas dari gas yang disebut "Asam".

Sifat-sifat asam yaitu :

·         Rasanya masam/asam

·         Bersifat korosif atau merusak

·         Bila dilarutkan dalam air dapat menghasilkan ion H+ atau ion ion hidrogen dan ion sisa asam yang bermuatan negatif. Peristiwa terurainya asam menjadi ion-ion dapat di tuliskan sebagai berikut:          HA (aq) à H+ (aq) + A- (aq)

·         Bila diuji dengan indikator kertas lakmus biru dapat mengubah lakmus tersebut menjadi merah. Sedangkan jika diuji dengan indikator kertas lakmus yang berwarna merah, kertas lakmus tersebut tidak akan berubah warna. Indikator adalah suatu alat untuk menunjukkan suatu zat apakah bersifat asam maupun basa.

BASES

Definition: Chemical substances which are donates required valency electrons due to electropositivity of solids are called “Bases”.

Definisi: zat kimia yang menyumbangkan elektron valensi diperlukan karena elektronegativitas dari padatan yang disebut “Basa”.

Sifat-sifat basa yaitu:

·      Rasanya pahit

·      Bersifat kaustik atau dapat merusak kulit

·      Bila dilarutkan dalam air dapat menghasilkan ion OH- atau ion hidroksil dan ion logam atau gugus lain yang bermuatan negatif. Apabila ion OH- hampir seluruhnya dilepaskan atau ionisasinya sempurna, maka termasuk basa kuat atau dikatakan memiliki derajat keasaman yang rendah dan begitu juga sebaliknya. Secara umum peristiwa peruraian basa menjadi ion-ion dapat dituliskan sebagai berikut:

            BOH (aq) à B+ (aq) + OH- (aq)

·      Bila diuji dengan indikator yang berupa lakmus merah, maka akan mengubah warna lakmus tersebut menjadi warna biru, sedangkan dengan kertas lakmus biru, tidak akan mengubah warna kertas lakmus tersebut.

1.    TEORI ASAM – BASA BRONSTED-LOWRY

Pada tahun 1923, Johannes Bronsted (Denmark) dan Thomas Lowry (Inggris) mempublikasikan tulisan yang mirip satu-sama lain secara terpisah. Pendekatan teori asam-basa Bronsted-Lowry tidak terbatas hanya pada larutan berair, tetapi mencakup semua sistem yang mengandung proton (H⁺).

Menurut Bronsted-Lowry:

•Asam: zat/senyawa yang dapat mendonorkan proton (H⁺) bisa berupa kation atau

molekul netral.

•Basa: zat/senyawa yang dapat menerima proton (H⁺), bisa berupa anion atau molekul netral.Kata kunci teori asam-basa Bronsted-Lowry: transfer proton dari asam ke basa. Mengacu teori asam-basa Bronsted-Lowry akan terjadinya transfer proton, maka dikenal istilah pasangan asam – basa konjugasi.

Air sebagai asam maupun basa. Satu molekul H₂O berperan sebagai basa dan menerima H⁺ menjadi H₃O⁺; H₂O yang lainnya berperan sebagai asam dan melepaskan H⁺ menjadi OH^-.

CH₃COOH + H₂O CH₃COO^- + H₃O⁺

Ion asetat, CH₃CO₂^-, adalah basa konjugat dari asam asetat, dan ion hidronium, H₃O⁺, adalah asam konjugat dari air. Air juga dapat berperan sebagai asam. Ketika bereaksi dengan amonia:

H₂O + NH₃ OH^- + NH₄⁺

H₂O mendonorkan proton kepada NH₃. Ion hidroksida adalah basa konjugat dari air yang berperan sebagai asam, sedangkan ion amonium adalah asam konjugat dari basa amonia.

Keunggulan dan Kelemahan Teori Asam-Basa Bronsted Lowry

o   Keunggulan

Menurut Brownsted Lowry setiap zat akan bersifat asam/basa bergantung apakah zat tersebut menerima atau melepaskan proton (ion H⁺). Teori asam-basa Bronsted Lowry bersifat luas, tidak hanya bergantung pada pelepasan ion H⁺ atau ion OH^-. Misalnya senyawa NH₃ atau ion NH₂ dapat ditentukan sifatnya sesuai pasangan reaksi.

o   Kelemahan

Kelemahan utama teori asam-basa Bronsted-Lowry dalah untuk pelarut yang tidak mengandung proton tidak dapat digunakan. Kelemahan lainnya kekuatan asam atau basa suatu zat sukar ditentukan. Selain itu, sifat suatu zat tidak pasti, sangat bergantung pada pasangan reaksinya. Misalnya, air dapat bersifat basa jika bereaksi dengan CH₃COOH dan bersifat asam jika bereaksi dengan NH₃.

2.    TEORI ASAM-BASA LEWIS

Pada tahun 1923, G.N. Lewis, seorang ahli kimia Amerika Serikat.

Menurut Lewis:

Asam: zat/senyawa yang dapat menerima pasangan elektron bebas dari zat/senyawa lain untuk membentuk ikatan baru.

Basa: zat/senyawa yang dapat mendonorkan pasangan elektron bebas dari zat/senyawa lain untuk membentuk ikatan baru.

Produk dari reaksi asam-basa Lewis merupakan senyawa kompleks. Proton merupakan asam Lewis. Lewis mengembangkan reaksi asam-basa yang menyangkut zat/senyawa yang tidak mempunyai atom H dalam senyawanya. Secara umum, reaksi asam-basa Lewis terjadi apabila ada basa yang mendonorkan pasangan elektronnya dan asam yang menerima pasangan elektron tersebut untuk membentuk ikatan baru. Produk yang terjadi dari reaksi asam-basa Lewis disebut dengan senyawa kompleks (adduct) dan ikatan yang terjadi adalah ikatan kovalen koordinasi.

Kelebihan teori asam dan basa Lewis :

a.    Teori asam dan basa Lewis mampu menjelaskan suatu zat memiliki sifat basa dan asam dengan pelarut lain dan bahkan dengan yang tidak mempunyai pelarut.

b.    Teori asam dan basa Lewis mampu menjelaskan suatu zat memiliki sifat basa dan asam molekul atau ion yang memiliki PEB atau pasangan elektron bebas. Contoh terdapat pada proses pembentukan senyawa komplek.

c.    Teori asam dan basa Lewis mampu menerangkan dan menjelaskan suatu senyawa bersifat basa dari zat-zat organik, contohnya dalam DNA dan RNA didalamnya  mengandung atom N, nitrogen, dimana memiliki PEB atau pasangan elektron bebas

Kekurangan teori basa dan asam Lewis : Teori Lewis memiliki kelemahan yaitu hanya mampu menjelaskan asam-basa yang memiliki 8 ion atau oktet.