Resume Kimia Organik Pertemuan Pertama

1.    Struktur Elektron dalam Atom

Teori atom berdasarkan mekanika kuantum dirumuskan oleh WernerHeisenberg dan Erwin Schrodinger. Selain itu, sumbangan pemikiran terhadap teori ini diberikan juga oleh  Paul Dirac,            Max Born, dan Pauli. Keunggulan teori atom mekanika kuantum dapat menjelaskan materi berskala mikro seperti elektron dalam atom sehingga penyusunan (keberadaan) elektron dalam atom dapat digambarkan melalui penulisan konfigurasi elektron dan diagram orbital Kegagalan teori atom Bohr dalam menerangkan spektra atom hidrogen dalam medan magnet dan medan listrik, mendorong Erwin Schrodinger  mengembangkan teori atom yang didasarkan pada prinsip- prinsip mekanika kuantum. Teori atom mekanika kuantum mirip denganyang diajukan oleh model atom Bohr, yaitu atom memiliki inti bermuatan positif dikelilingi oleh elektron-elektron bermuatan negatif. Perbedaannya terletak pada posisi elektron dalam mengelilingi inti atom.

Menurut teori atom mekanika kuantum, posisi elektron dalam mengelilingi inti atom tidak dapat diketahui secara pasti sesuai prinsip ketidakpastian Heisenberg. Oleh karena itu, kebolehjadian (peluang) terbesar ditemukannya elektron berada pada orbit atom tersebut. Dengan kata lain, orbital adalah daerah kebolehjadian terbesar ditemukannya elektron dalam atom. Menurut model atom mekanika kuantum, gerakan elektron dalam mengelilingi inti atom memiliki sifat dualisme sebagaimana diajukan oleh de Broglie. Oleh karena gerakan elektron dalam mengelilingi inti memiliki sifat seperti gelombang maka persamaan gerak elektron dalam mengelilingi inti harus terkait dengan fungsi gelombang. Dengan kata lain, energi gerak (kinetik) elektron harus diungkapkan dalam bentuk persamaan fungsi gelombang. Persamaan yang menyatakan gerakan elektron dalam mengelilingi inti atom dihubungkan dengan sifat dualisme materi yang diungkapkan dalam bentuk koordinat Cartesius. Persamaan ini dikenal sebagai persamaan Schrodinger.

Dari persamaan Schrodinger ini dihasilkan tiga bilangan kuantum,yaitu bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimut(l)), dan bilangan kuantum magnetik(m). Ketiga bilangan kuantum ini merupakan bilangan bulat sederhana yang menunjukkan peluang adanya elektron disekeliling inti atom. Penyelesaian persamaan Schrodinger menghasilkantiga bilangan kuantum. Orbital diturunkan dari persamaan Schrodingersehingga terdapat hubungan antara orbital dan ketiga bilangan kuantum tersebut.

a.Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama (n) memiliki nilai n = 1, 2, 3, ..., n. Bilangan kuantum ini menyatakan tingkat energi utama elektron dan sebagai ukuran kebolehjadian ditemukannya elektron dari inti atom. Jadi, bilangan kuantumutama serupa dengan tingkat-tingkat energi elektron atau orbit menurut teori atom Bohr. Bilangan kuantum utama merupakan fungsi jarak yang dihitung dari inti atom (sebagai titik nol). Jadi, semakin besar nilai n,semakin jauh jaraknya dari inti.Oleh karena peluang menemukan elektron dinyatakan dengan orbital. maka dapat dikatakan bahwa orbital berada dalam tingkat-tingkat energisesuai dengan bilangan kuantum utama (n). Pada setiap tingkat energi terdapat satu atau lebih bentuk orbital. Semua bentuk orbital ini membentuk kulit(shell). Kulit adalah kumpulan bentuk orbital dalam bilangan kuantumutama yang sama. Kulit-kulit ini diberi lambang mulai dari K, L, M, N, ..., dan seterusnya. Hubungan bilangan kuantum utama dengan lambang kulit sebagai berikut.

Jumlah orbital dalam setiap kulit sama dengan n2, n adalah bilangan kuantum utama.

b.Bilangan Kuantum Azimut (l)

Bilangan kuantum azimut disebut juga bilangan kuantum momentum sudut, dilambangkan dengan l. Bilangan kuantum azimut menentukan bentuk orbital. Nilai bilangan kuantum azimut adalah l = n–1. Oleh karena nilai n merupakan bilangan bulat dan terkecil sama dengan satu maka harga l juga merupakan deret bilangan bulat 0, 1, 2, ..., (n–1). Jadi, untuk n=1hanya ada satu harga bilangan kuantum azimut, yaitu 0. Berarti, pada kulit K (n=1) hanya terdapat satu bentuk orbital. Untuk n=2 ada dua harga bilangan kuantum azimut, yaitu 0 dan 1. Artinya, pada kulit L (n=2) terdapat dua bentuk orbital, yaitu orbital yang memiliki nilai

l=0 dan orbital yang memiliki nilai l=1. Pada pembahasan sebelumnya, dinyatakan bahwa bentuk-bentuk orbital yang memiliki bilangan kuantum utama sama membentuk kulit. Bentuk orbital dengan bilangan kuantum azimut sama dinamakan subkulit. Jadi, bilangan kuantum azimut dapat juga menunjukkan jumlah subkulit dalam setiap kulit. Masing-masing subkulit diberi lambang dengan s, p, d,f, ..., dan seterusnya. Hubungan subkulit dengan lambangnya

c.Bilangan Kuantum Magnetik (m)

Bilangan kuantum magnetik disebut juga bilangan kuantum orientasi sebab bilangan kuantum ini menunjukkan orientasi (arah orbital) dalam ruang atau orientasi subkulit dalam kulit. Nilai bilangan kuantum magnetik berupa deret bilangan bulat dari –m melalui nol sampai +m. Untuk l=1, nilai m=0, ±l. Jadi, nilai bilangan kuantum magnetik untuk l=1 adalah –l melalui 0 sampai +l.

Contoh:

Untuk l=1, nilai bilangan kuantum magnetik, m=0, ± 1, atau m= –1, 0, +1. Untuk =2, nilai bilangan kuantum magnetik adalah m= 0, ± 1, ± 2, atau m= –2, –1, 0, +1, +2. Subkulit-s (

l=0) memiliki harga m=0, artinya subkulit-s hanya memiliki satu buah orbital. Oleh karena m=0, orbital-s tidak memiliki orientasi dalam ruang sehingga bentuk orbital-s dikukuhkan berupa bola yang simetris. Subkulit-p (l=1) memiliki nilai m= –1, 0, +1. Artinya, subkulit-p

memiliki tiga buah orientasi dalam ruang (3 orbital), yaitu orientasi pada sumbu-x dinamakan orbital px, orientasi pada sumbu-y dinamakan orbital py,dan orientasi pada sumbu-z dinamakan orbital pz.Subkulit-d (l=2) memiliki harga m= –2, –1, 0, +1, +2. Artinya, subkulit-d memiliki lima buah orientasi dalam ruang (5 orbital), yaitu pada bidang-xy dinamakan orbital dxy , pada bidang-xz dinamakan orbital dxz, pada bidang-yz dinamakan orbital d

yz, pada sumbu x2–y2dinamakan orbital−22dxy, dan orientasi pada sumbu z2dinamakan orbital 2dz.

d.Bilangan Kuantum Spin (s)

Di samping bilangan kuantum n,l, dan m, masih terdapat satu bilangan kuantum lain. Bilangan kuantum ini dinamakan bilangan kuantum spin, dilambangkan dengan s.  Bilangan kuantum ini ditemukan dari hasil pengamatan radiasi uap perak yang dilewatkan melalui medan magnet,oleh  Otto Stern dan W. Gerlach.Pada medan magnet, berkas cahaya dari uap atom perak teruraimenjadi dua berkas. Satu berkas membelok ke kutub utara magnet dan

satu berkas lagi ke kutub selatan magnet.Berdasarkan pengamatan tersebut, disimpulkan bahwa atom-atom perak memiliki sifat magnet.Pengamatan terhadap atom-atom unsur lain, seperti atom Li, Na,Cu, dan Au selalu menghasilkan gejala yang serupa. Atom-atom tersebut

memiliki jumlah elektron ganjil. Munculnya sifat magnet dari berkas uap atom disebabkan oleh spin atau putaran elektron pada porosnya. Berdasarkan percobaan Stern-Gerlach, dapat disimpulkan bahwa ada dua macam spin elektron yang berlawanan arah dan saling meniadakan.Pada atom yang jumlah elektronnya ganjil, terdapat sebuah elektron yang spinnya tidak ada yang meniadakan. Akibatnya, atom tersebut memiliki medan magnet.

Spin elektron dinyatakan dengan bilangan kuantum spin. Bilangan kuantum ini memiliki dua harga yang berlawanan tanda, yaitu +1,+2,0dan–1, -2. Tanda (+) menunjukkan putaran searah jarum jam dan tanda (–)arah sebaliknya

Sumber:Chemistry The Central Science, 2000 dalam http://pustakalibrary.com/filemateri/struktur-atom-kls-xi.pdf

2. Jari-jari atom dan kelektronegatifan

a. Jari-jari Atom

Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom sampai kulit terluar. Unsur-unsur yang segolongan, jari-jari atom makin ke bawah makin besar sebab jumlah kulit yang dimiliki atom makin banyak, sehingga kulit terluar makin jauh dari inti atom. Unsur-unsur yang seperiode, jari-jari atom makin kekanan makin kecil. Unsur-unsur yang seperiode memiliki jumlah kulit yang sama. Akan tetapi, tidaklah berarti mereka memiliki jari-jari atom yang sama pula. Semakin ke kanan letak unsur, proton dan elektron yang dimiliki makin banyak, sehingga tarik-menarik inti dengan elektron makin kuat. Akibatnya, elektron-elektron terluar tertarik lebih dekat ke arah inti.

Sumber : http://arsipegianto.tripod.com/sifatperiodikunsur.pdf

b.Elektronegativitas (Keelektronegatifan)

Keelektronegatifan suatu unsur adalah kemampuan relatif atomnya untuk menarik elektron ke dekatnya dalam suatu ikatan kimia.

Salah satu cara untuk menyusun keelektronegatifan yaitu yang berkaitan dengan penggunaan energi ikatan. Energi ikatan ialah energi yang diperlukan untuk memutuskan satu ikatan menjadi atom netral. Diketahui energi ikatan H2 431 kJ per mol ikatan atau 7,16 x 10-22  kJ per ikatan. Oleh karena pada pembentukkan ikatan, masing-masing   atom

hidrogen menyumbang satu elektron, maka dapat dianggap bahwa setiap atom menyumbangkan setengah dari energi ikatan yaitu 3,58 x 10-22 kJ. Demikian pula pada pembentukkan Cl2 (energi ikatan 239 kJ mol-1) setiap atom menyumbang 1,99 x 10-22 kJ. Andaikata pada pembentukkan HCl, H dalam HCl mirip dengan H dalam H2 dan Cl  dalam HCl mirip dengan Cl dalam Cl2, maka jumlah sumbangan H dan Cl dalam pembentukkan HCl adalah 5,57 x 10-22 kJ per ikatan. hasil eksperimen menunjukkan bahwa energi ikatan HCl sama dengan 427 kJ mol-1 atau 7,09 x 10-22 kJ per ikatan. Jadi energi ikatan yang diamati lebih besar dari energi ikatan hasil perhitungan. Dengan demikian ikatan dalam HCl lebih stabil karena memperoleh energi pengstabilan  tambahan. Besarnya energi ini bergantung dari kemampuan tarikan elektron relatif dari atom terikat. Makin besar selisih muatan antara kedua ujung molekul makin besar  energi

pengstabilan tambahan atau energi resonansi ionik. Energi pengstabilan tambahan (dinyatakan dengan ), dianggap sebagai akibat sifat ionik parsial dari molekul karena terdapat selisih dalam keelektronegatifan unsur.

Linus Pauling menetapkan keelektronegatifan fluor dengan 4 dan beberapa harga keelektronegatifan unsur dapat dilihat pada tabel.

Keelelektronegatifan unsur golongan utama menurut skala Pauling

H 2,1
Li 1.0	Be 1.5	B 2.0	C 2.5	N 3.0	O 3.5	F 4.0
Na 0.9	Mg 1.2	Al 1.5	Si 1.8	P 2.1	S 2.5	Cl 3.0
K 0.8	Ca 1.0	-	Ge 1.7	As 2.0	Sc 2.4	Br 2.8
Rb 0.8	Sr 1.0	-	Sn 1.7	Sb 1.8	Te 2.1	I 2.4
Cs 0.7	Ba 0.9

1.      Panjang Ikatan dan Sudut Ikatan

a.      Panjang ikatan

Dalam molekul, atom-atom selalu bergetar, sehingga jarak antara dua atom tidak tetap. Untuk hal ini ditetapkan jarak rata-rata antara inti dua atom terikat dan disebut panjang ikatan atau jarak ikatan. Panjang ikatan dapat ditentukan dengan cara difraksi sinar-x atau spektroskopi molekul.

Tabel 2.4. Panjang ikatan dan energi ikatan beberapa macam ikatan dan senyawa.

Ikatan	Panjang Ikatan (nm)	Energi Ikatan (kJ mol-1)	Ikatan	Panjang Ikatan (nm)	Energi Ikatan (kJ mol-1)
CC	0,154	348	BrBr	0,228	193
C=C	0,134	610	I  I	0,267	151
CC	0,120	840	HF	0,092	562
NN	0,147	159	HCl	0,127	431
NN	0,110	945	HBr	0,141	366
FF	0,142	158	HI	0,161	299
ClCl	0,199	242

Dari tabel di atas dapat dilihat bahwa:

a.           Pada umumnya ikatan yang kuat lebih pendek dari ikatan lemah.

b.          Kekuatan ikatan rangkap tidak dua kali kekuatan ikatan tunggal

c.           Panjang ikatan rangkap tidak setengah dari panjang ikatan tunggal, namun lebih pendek

b.      Sudut ikatan

Sudut ikatan atau sudut yang dibuat oleh dua atom dengan suatu atom sentral, adalah salah satu faktor penting dalam penentuan struktur molekul. Misalnya sudut HOH dalam H2O adalah 104o31’ dan sudut HNH dalam NH3 adalah 107o. Beberapa pendekatan untuk menerangkan sudut-sudut ikatan ini :

1.Metode valensi terarah

Metode ini bertitik tolak dari konsep valensi terarah dari ikatan yang menggunakan orbital-orbital p. Orbital-orbital ini saling membuat sudut 90o satu dengan yang lain. Dalam pembentukkan H2O, dua orbital -1s dari hidrogen bertindihan dengan orbital - dan orbital -2px dari oksigen. Berdasarkan ini maka sudut HOH seharusnya 90o. Untuk menerangkan sudut 104o yang ditemukan secara eksperimen, dipostulatkan bahwa terjadi penolakan antara kedua atom H yang mempunyai kelebihan muatan positif.

2.Teori tolakan pasangan elektron

Menurut teori ini semua elektron yang berada dalam kulit valensi akan mengambil kedudukan dengan jarak pemisahan yang sebesar mungkin. Pada molekul-molekul H2O, NH3 dan CH4 terdapat empat pasangan elektron dalam kulit valensi dari atom pusat. Pemisahan yang maksimal akan terjadi apabila keempat pasangan elektron itu mengambil kedudukan pada sudut-sudut tetrahedron. Untuk dapat menerangkan sudut ikatan yang lebih kecil pada H2O (104o) dan pada NH3 (107o). Dipostulatkan bahwa efek tolakan dari pasangan elektron bebas (yang tidak terlibat dalam ikatan) lebih besar daripada efek tolakan dari pasangan elektron ikatan. Pada H2O terdapat dua pasangan elektron bebas, pada NH3 satu pasangan dan pada CH4  tidak ada, pasangan elektron bebas.

3.Konsep hibridisasi

Bentuk dari orbital-orbital sp3 yang telah dibahas pada pasal 2.8. langsung menerangkan bentuk tetrahedral dari CH4. Bila diandaikan bahwa hibridisasi sp3 juga terjadi pada H2O dan NH3, maka pada H2O akan terdapat dua orbital yang masing-masing mengandung sepasang elektron bebas, sedangkan pada NH3 ada satu orbital dengan sepasang elektron bebas. Dengan konsep ini dapat diterangkan pula sudut ikatan sebesar 120o pada BCl3. Seperti halnya panjang ikatan sudut ikatan tidak mempunyai harga yang tetap, karena atom-atom itu terus bergetar. Demikian pula, sudut ikatan ditentukan dengan pengukuran difraksi sinar-x dan spektroskopi molekul.

Sumber: http://labdas.untad.ac.id/wp-content/uploads/2013/11/02-STRUKTUR-MOLEKUL.pdf

4.      Konsep asam  dan basa dalam kimia organik

a.Asam Organik

Asam organik dicirikan oleh adanya atom hidrogen yang terpolarisasi positif. Terdapat dua macam asam organik, yang pertama adanya atom hidrogen yang terikat dengan atom oksigen, seperti pada

metil alkohol dan asam asetat. Kedua, adanya atom hidrogen yang terikat pada atom karbon di mana atom karbon tersebut berikatan langsung dengan gugus karbonil (C=O), seperti pada aseton.

Metil alkohol mengandung ikatan O-H dan karenanya bersifat asam lemah, asam asetat juga memiliki ikatan O-H yang bersifat asam lebih kuat. Asam asetat bersifat asam yang lebih kuat dari metil alkohol karena basa konjugat yang terbentuk dapat distabilkan melalui resonansi, sedangkan basa konjugat dari metil alkohol hanya distabilkan oleh keelektronegativitasan dari atom oksigen.

Keasaman aseton diperlihatkan dengan basa konjugat yang terbentuk  distabilkan  dengan  resonansi.  Dan  lagi,  datu  dari bentuk

resonannya menyetabilkan muatan negatif dengan memindahkan muatan tersebut pada atom oksigen.

Senyawa yang disebut dengan asam karboksilat, memiliki gugus

–COOH, terdapat sangat banyak di dalam organisme hidup dan terlibat dalam jalur-jalur reaksi metabolik. Asam asetat, asam piruvat, dan asam sitrat adalah contohnya. Perlu dicatat bahwa pH fisiologis adalah sekitar 7.3, sehingga asam karboksilat sebagian besar terdapat sebagai anionnya, yaitu anion karboksilat, -COO-.

b.basa organik

Basa organik dicirikan dengan adanya atom dengan pasangan elektron bebas yang dapat mengikat proton. Senyawa-senyawa yang mengandung atom nitrogen adalah salah satu contoh basa organik, tetapi senyawa yang mengandung oksigen dapat pula bertindak sebagai basa ketika direaksikan dengan asam yang cukup kuat. Perlu dicatat bahwa senyawa yang mengandung atom oksigen dapat bertindak sebagai asam maupun basa, tergantung lingkungannya. Misalnya aseton dan metil alkohol dapat bertindak sebagai asam  ketika menyumbangkan proton, tetapi sebagai basa ketika atom oksigennya menerima proton.

Sumber : STEFANUS LAYLI PRASOJO, S.,Farm., Apt. dengan  bukunya Kimia organik 1