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, yaitupada 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.

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. Untuk menemukan elektron 1s adalah tertinggi dalam bulatan ini. Kulit kedua, yang agak berjauhan dari inti daripadakulit pertama, mengandung satu orbital 2s dan tiga orbital 2p. Orbital 2s seperti orbital 1s, adalah bulat.

B. Jari-jari atom dan keelektronegatifan

Pengertian Jari-jari Atom Unsur Kimia, Elektron Valensi, Golongan, Periode - Jari-jari atom adalah jarak dari inti atom sampai kulit terluar. Bagi 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 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. Jadi, bagi unsur-unsur yang seperiode, jari-jari atom makin ke kanan makin kecil.

Gambar 1. Jari-jari atom unsur-unsur dalam satu golongan, dari atas ke bawah makin besar.

Dalam satu golongan, konfigurasi unsur-unsur satu golongan mempunyai jumlah elektron valensi sama dan jumlah kulit bertambah. Akibatnya, jarak elektron valensi dengan inti semakin jauh, sehingga jari-jari atom dalam satu golongan makin ke bawah makin besar.

Gambar 2. Jari-jari atom unsur-unsur dalam satu periode, dari kiri ke kanan makin kecil

Jadi dapat disimpulkan:

1.    Dalam satu golongan, jari-jari atom bertambah besar dari atas ke bawah.

2.    Dalam satu periode, jari-jari atom makin kecil dari kiri ke kanan.

Penjelasan:

a. Dalam satu golongan dari atas ke bawah, kulit atom bertambah (ingat jumlah kulit=nomor periode), sehingga jari-jari atom juga bertambah besar.

b. Dari kiri ke kanan, jumlah kulit tetap tetapi muatan inti (nomor atom) dan jumlah elektron pada kulit bertambah. Hal tersebut mengakibatkan gaya tarik-menarik antara inti dengan kulit elektron semakin besar sehingga jari-jari atom makin kecil.

Pengertian Keelektronegatifan Unsur Kimia, Cara Menentukan, Satu Golongan, Periode - Keelektronegatifan adalah suatu bilangan yang menyatakan kecenderungan suatu unsur menarik elektron dalam suatu molekul senyawa.

a. Dalam satu golongan dari atas ke bawah keelektronegatifan semakin berkurang.

b. Dalam satu periode dari kiri ke kanan keelektronegatifan semakin bertambah.

Penjelasan:

a. Tidak ada sifat tertentu yang dapat diukur untuk menetukan/membandingkan keelektronegatifan unsur-unsur.

b. Energi ionisasi dan afinitas elektron berkaitan dengan besarnya daya tarik elektron. Semakin besar daya tarik elektron semakin besar energi ionisasi, juga semakin besar (semakin negatif) afinitas elektron.

Jadi, suatu unsur (misalnya fluor) yang mempunyai energi ionisasi dan afinitas elektron yang besar akan mempunyai keelektronegatifan yang besar.

Konsep keelektronegatifan ini pertama kali diajukan oleh Linus Pauling (1901 – 1994) pada tahun 1932.

Semakin besar keelektronegatifan, unsur cenderung makin mudah membentuk ion negatif. Semakin kecil keelektronegatifan, unsur cenderung makin sulit membentuk ion negatif, dan cenderung semakin mudah membentuk ion positif.

Akan tetapi perlu diingat bahwa golongan VIII A tidak mempunyai keeletronegatifan. Hal ini karena sudah memiliki 8 elektron di kulit terluar. Jadi keelektronegatifan terbesar berada pada golongan   VII A

Tabel 1. Skala Elektronegativitas unsur-unsur dalam tabel periodik unsur

1. Sifat Keperiodikan Jari-Jari Atom

Jari-jari atom adalah jarak yang dihitung dari inti atom hingga lintasan paling luar suatu atom. Dalam satu golongan, jari-jari atom meningkat dari atas ke bawah. Adapun dalam satu periode, jari-jari atom meningkat dari kanan ke kiri. Dalam satu periode, semakin ke kanan jumlah proton dan neutron semakin banyak sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin kuat sehingga jari-jari atom semakin kecil.

2. Sifat Keperiodikan Energi Ionisasi

Energi ionisasi adalah energi yang diperlukan suatu atom untuk melepaskan satu elektron valensi membentuk ion positif. Perhatikanlah Gambar 1.10, dalam satu golongan, dari atas ke bawah jumlah kulit bertambah sehingga jarak elektron valensi ke inti atom bertambah dan elektron lebih mudah lepas. Akibatnya, energi ionisasi dalam satu golongan meningkat dari bawah ke atas. Adapun dalam satu periode, semakin ke kanan jumlah proton dan neutron semakin banyak sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin kuat. Akibatnya diperlukan energi yang lebih besar untuk melepaskan elektron terluar. Dengan kata lain, dalam satu periode energi ionisasi meningkat dari kiri ke kanan.

3. Sifat Keperiodikan Afinitas Elektron

Afinitas elektron adalah energi yang dibebaskan suatu atom dalam wujud gas untuk membentuk ion negatif. Dalam satu golongan, afinitas elektron meningkat dari bawah ke atas. Adapun dalam satu periode, afinitas elektron meningkat dari kiri ke kanan.

4. Sifat Keperiodikan Keelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah nilai kecenderungan suatu atom untuk menarik elektron dalam pembentukan ikatan kimia. Dalam satu golongan, keelektronegatifan meningkat dari bawah ke atas. Adapun dalam satu periode, keelektronegatifan meningkat dari kiri ke kanan. Sifat keelektronegatifan sangat penting dalam pembentukan ikatan antaratom.

C. Panjang ikatan dan sudut ikatan

Benzen
Sudut 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. 

Hibridisasi orbital
Hibrid sp3
Hibridisasi menjelaskan atom-atom yang berikatan dari sudut pandang sebuah atom. Untuk sebuah karbon yang berkoordinasi secara tetrahedal (seperti metana, CH4), maka karbon haruslah memiliki orbital-orbital yang memiliki simetri yang tepat dengan 4 atom hidrogen. Konfigurasi keadaan dasar karbon adalah 1s2 2s2 2px1 2py1 atau lebih mudah dilihat:

(Perhatikan bahwa orbital 1s memiliki energi lebih rendah dari orbital 2s, dan orbital 2s berenergi sedikit lebih rendah dari orbital-orbital 2p)
Teori ikatan valensi memprediksikan, berdasarkan pada keberadaan dua orbital p yang terisi setengah, bahwa C akan membentuk dua ikatan kovalen, yaitu CH2. Namun, metilena adalah molekul yang sangat reaktif (lihat pula: karbena), sehingga teori ikatan valensi saja tidak cukup untuk menjelaskan keberadaan CH4.
Lebih lanjut lagi, orbital-orbital keadaan dasar tidak bisa digunakan untuk berikatan dalam CH4. Walaupun eksitasi elektron 2s ke orbital 2p secara teori mengijinkan empat ikatan dan sesuai dengan teori ikatan valensi (adalah benar untuk O2), hal ini berarti akan ada beberapa ikatan CH4 yang memiliki energi ikat yang berbeda oleh karena perbedaan aras tumpang tindih orbital. Gagasan ini telah dibuktikan salah secara eksperimen, setiap hidrogen pada CH4 dapat dilepaskan dari karbon dengan energi yang sama.
Untuk menjelaskan keberadaan molekul CH4 ini, maka teori hibridisasi digunakan. Langkah awal hibridisasi adalah eksitasi dari satu (atau lebih) elektron:

Proton yang membentuk inti atom hidrogen akan menarik salah satu elektron valensi karbon. Hal ini menyebabkan eksitasi, memindahkan elektron 2s ke orbital 2p. Hal ini meningkatkan pengaruh inti atom terhadap elektron-elektron valensi dengan meningkatkan potensial inti efektif.
Kombinasi gaya-gaya ini membentuk fungsi-fungsi matematika yang baru yang dikenal sebagai orbital hibrid. Dalam kasus atom karbon yang berikatan dengan empat hidrogen, orbital 2s (orbital inti hampir tidak pernah terlibat dalam ikatan) "bergabung" dengan tiga orbital 2p membentuk hibrid sp3 (dibaca s-p-tiga) menjadi

Pada CH4, empat orbital hibrid sp3 bertumpang tindih dengan orbital 1s hidrogen, menghasilkan empat ikatan sigma. Empat ikatan ini memiliki panjang dan kuat ikat yang sama, sehingga sesuai dengan pengamatan.
 sama dengan  
Sebuah pandangan alternatifnya adalah dengan memandang karbon sebagai anion C4−. Dalam kasus ini, semua orbital karbon terisi:

Jika kita menrekombinasi orbital-orbital ini dengan orbital-s 4 hidrogen (4 proton, H+) dan mengijinkan pemisahan maksimum antara 4 hidrogen (yakni tetrahedal), maka kita bisa melihat bahwa pada setiap orientasi orbital-orbital p, sebuah hidrogen tunggal akan bertumpang tindih sebesar 25% dengan orbital-s C dan 75% dengan tiga orbital-p C. HaL ini sama dengan persentase relatif antara s dan p dari orbital hibrid sp3 (25% s dan 75% p).
Menurut teori hibridisasi orbital, elektron-elektron valensi metana seharusnya memiliki tingkat energi yang sama, namun spektrum fotoelekronnya [3] menunjukkan bahwa terdapat dua pita, satu pada 12,7 eV (satu pasangan elektron) dan saty pada 23 eV (tiga pasangan elektron). Ketidakkonsistenan ini dapat dijelaskan apabila kita menganggap adanya penggabungan orbital tambahan yang terjadi ketika orbital-orbital sp3 bergabung dengan 4 orbital hidrogen.
Hibrid sp2
Senyawa karbon ataupun molekul lainnya dapat dijelaskan seperti yang dijelaskan pada metana. Misalnya etilena (C2H4) yang memiliki ikatan rangkap dua di antara karbon-karbonnya. Struktur Kekule metilena akan tampak seperti:

Ethene Lewis Structure. Each C bonded to two hydrogens and one double bond between them.
Karbon akan melakukan hibridisasi sp2 karena orbtial-orbital hibrid hanya akan membentuk ikatan sigma dan satu ikatan pi seperti yang disyaratkan untuk ikatan rangkap dua di antara karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang dan kuat ikat yang sama. Hal ini sesuai dengan data percobaan.
Dalam hibridisasi sp2, orbital 2s hanya bergabung dengan dua orbital 2p:

membentuk 3 orbital sp2 dengan satu orbital p tersisa. Dalam etilena, dua atom karbon membentuk sebuah ikatan sigma dengan bertumpang tindih dengan dua orbital sp2 karbon lainnya dan setiap karbon membentuk dua ikatan kovalen dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp2 yang bersudut 120°. Ikatan pi antara atom karbon tegak lurus dengan bidang molekul dan dibentuk oleh tumpang tindih 2p-2p (namun, ikatan pi boleh terjadi maupun tidak).
Jumlah huruf p tidaklah seperlunya terbatas pada bilangan bulat, yakni hibridisasi seperti sp2.5 juga dapat terjadi. Dalam kasus ini, geometri orbital terdistorsi dari yang seharusnya. Sebagai contoh, seperti yang dinyatakan dalam kaidah Bent, sebuah ikatan cenderung untuk memiliki huruf-p yang lebih banyak ketika ditujukan ke substituen yang lebih elektronegatif.
Hibrid sp
Ikatan kimia dalam senyawa seperti alkuna dengan ikatan rangkap tiga dijelaskan dengan hibridisasi sp.

Dalam model ini, orbital 2s hanya bergabung dengan satu orbital-p, menghasilkan dua orbital sp dan menyisakan dua orbital p. Ikatan kimia dalam asetilena (etuna) terdiri dari tumpang tindih sp-sp antara dua atom karbon membentuk ikatan sigma, dan dua ikatan pi tambahan yang dibentuk oleh tumpang tindih p-p. Setiap karbon juga berikatan dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp bersudut 180°.
Hibridisasi dan bentuk molekul
Hibridisasi, bersama dengan teori VSEPR, membantuk kita dalam menjelaskan bentuk molekul:

•  AX1 (contoh: LiH): tidak ada hibridisasi; berbentuk linear
• AX2 (contoh: BeCl2): hibridisasi sp; berbentuk Linear atau diagonal; sudut ikat cos−1(−1) = 180° 
•  AX2E (contoh: GeF2): berbentuk V, < 120°
•  AX3 (contoh: BCl3): hibridisasi sp2; berbentuk datar trigonal; sudut ikat cos−1(−1/2) = 120° 
• AX3E (contoh: NH3): piramida trigonal, 107°
• AX4 (contoh: CCl4): hibridisasi sp3; berbentuk tetrahedral; sudut ikat cos−1(−1/3) ≈ 109.5°
• AX5 (contoh: PCl5): hibridisasi sp3d; berbentuk Bipiramida trigonal
• AX6 (contoh: SF6): hibridisasi sp3d2; berbentuk oktahedral (atau bipiramida persegi)

Hal ini berlaku apabila tidak terdapat pasangan elektron menyendiri (lone pair electron) pada atom pusat. Jika terdapat pasangan elektron menyendiri, maka elektron tersebut harus dihitung pada bagian Xi, namun sudut ikat akan menjadi lebih kecil karena gaya tolak menolak. Sebagai contoh, air (H2O) memiliki atom oksigen yang berikatan dengan dua H dan dua pasangan elektron menyendiri, hal ini berarti terdapat 4 'elemen' pada O. Sehingga termasuk dalam kategori AX4 dan terdapat hibridisasi sp3.

D. ENERGI DISOSIASI IKATAN

Energi ikatan adalah kalor yang diperlukan untuk memutuskan ikatan oleh satu mol molekul gas menjadi atom – atom atau gugus dalam keadaan gas disebut. Simak selengkapnya di bawah.

Reaksi kimia pada dasarnya terdiri dari dua proses , yang pertama adalah pemutusan ikatan antar – atom  dari senyawa yang bereaksi, dan selanjutnya proses penggabungan ikatan kembali dari atom – atom yang terlibat reaksi sehingga membentuk  susunan baru. Proses pemutusan ikatan merupakan proses yang memerlukan kalor (endoterm) , sedangkan proses penggabungan ikatan adalah proses yang melepaskan kalor (eksoterm).

Contoh

Pada reaksi : H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(g)

Tahap pertama : H2(g) → 2H(g) …….. diperlukan energi

               Cl2(g) → 2Cl(g) …… diperlukan energi

Tahap kedua : 2H(g) + 2Cl(g) → 2HCl(g) …… dibebaskann energi

Secara skematis dapat digambarkan sebagai berikut.

 Kalor yang diperlukan untuk memutuskan ikatan oleh satu mol molekul gas menjadi atom – atom atau gugus dalam keadaan gas disebut dengan energi ikatan.

1. ENERGI DISOSIASI IKATAN

Energi disosiasi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan salah satu ikatan 1 mol suatu molekul gas menjadi gugus – gugus molekul gas.

Contoh

CH4(g) → CH3(g) + H(g)       ∆H = +425 kJ/mol

CH3(g) → CH2(g) + H(g)       ∆H = +480 kJ/mol

Reaksi tersebut menunjukan bahwa untuk memutuskan sebuah ikatan C – H dari molekul CH4menjadi 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.

2. ENERGI IKATAN RATA – RATA

Energi ikatan rata – rata adalah energi rata – rata yang diperlukan untuk memutuskan sebuah ikatan dari seluruh ikatan suatu molekul gas menjadi atom – atom gas.

Contoh

CH4(g) → CH3(g) + H(g)    ∆H = +425 kJ/mol

CH3(g) → CH2(g) + H(g)    ∆H = +480 kJ/mol

CH2(g) → CH (g) + H(g)    ∆H = +425 kJ/mol

CH (g) → C(g) + H(g)         ∆H = +335 kJ/mol

Jika keempat reaksi tersebut dijumlahkan, akan diperlukan energi 1.665 kJ/mol, sehingga jika diambil rata – ratanya maka untuk setiap ikatan didapatkan nilai +416,25 kJ/mol. Jadi, energi ikatan rata – rata dari ikatan C – H adalah 416,25 kJ/mol.

Energi ikatan rata –  rata merupakan besaran yang cukup berarti untuk meramalkan besarnya energi dari suatu reaksi yang sukar ditentukan melalui pengukuran langsung dengan kalorimeter, meskipun terdapat penyimpangan – penyimpangan.

Tabel energi ikatan rata – rata beberapa ikatan (kJ mol-1)

Ikatan	Energi ikatan rata – rata (kJ/mol)	Ikatan	Energi ikatan rata – rata (kJ/mol)
C – H	+413	I – I	+151
C – H	+348	C – I	+240
C – O	+358	N – O	+201
C – F	+485	N – H	+391
C – Cl	+328	N – N	+163
C – Br	+276	C = C	+614
H – Br	+366	C = O	+799
H – H	+436	O = O	+495
H – O	+463	N ≡ N	+941
H – Cl	+431	C ≡ N	+891
F – F	+155	C ≡ C	+839
Cl – Cl	+242
Br – Br	+193

Energi ikatan dapat digunakan sebagai petunjuk kekuatan ikatan dan kestabilan suatu molekul. Molekul dengan energi ikatan besar berarti ikatan dalam molekul tersebut kuat, yang berarti stabil. Molekul dengan wnwegi ikatan kecil berarti mudah terurai.

Contoh

Energi ikatan H – F = 567 kJ mol-1 dan H – I = 299 kJ mol-1. Fakta menunjukan bahwa gas HI lebih terurai daripada gas HF.

Selain dapat digunakan sebagai informasi kestabilan suatu molekul, nilai energi ikatan rata – rata atau energi disosiasi ikatan dapat digunakan untuk memperkirakan nilai perubahan entalpi suatu reaksi. Perubahan entalpi merupakan selisih dari energi yang digunakan untuk memutuskan ikatan dengan energi yang terjadi  dari penggabungan ikatan.

∆H = ∑Energi ikatan zat pereaksi – ∑Energi ikatan zat hasil reaksi

Contoh soal energi ikatan

Dengan menggunakan data energi ikatan rata – rata (tabel di atas), hitunglah perubahan entalpi (∆H) reaksi berikut:

contoh soal energi ikatan

Jawab:

Perubahan entalpinya dapat dihitung sebagai berikut,

Ikatan yang putus :        4 ikatan C – H   = 4 x 413 kJ = 1.652 kJ

                                            1 ikatan Cl – Cl = 1 x 242 kJ = 242 kJ

Ikatan yang terbentuk : 3 ikatan C – H = 3 x 413 kJ = 1.239 kJ

                                            1 ikatan C – Cl = 1 x 328 kJ = 328 kJ

                                            1 ikatan H – Cl = 1 x 431 kJ = 431 kJ

∆H = (∑pemutusan ikatan – ∑penggabungan ikatan)

       = (1.652 + 242)  – (1.239 + 328 + 431) kJ = 1.894 – 1.998 kJ

       = -104 kJ

E. Konsep asam dan basa dalam kimia organik

Terdapat tiga definisi  tentang reaksi asam – basa, yaitu definisi Arrhenius, Bronsted – Lowry, dan Lewis.

11. Arrhenius

Menurut Svante Arrhenius : asam adalah zat yang dalam air dapat melepaskan ion [H+]. Asam merupakan senyawa yang dapat menghasilkan ion Hidrogen [H+], larutan asam mempunyai rasa asam dan bersifat korosif.

Basa adalah senyawa yang menghasilkan ion OH^- jika dilarutkan di dalam air.

--->Contohnya,                 HCl                 H⁺ + Cl^-

 --->                                   NaOH             Na⁺ + OH^-

Meskipun teori Arrhenius benar, pengajuan desertasinya mengalami hambatan berat karena profesornya tidak tertarik padanya. Desertasinya dimulai tahun 1880, diajukan pada 1883, meskipun diluluskan teorinya tidak benar. Setelah mendapat bantuan dari Van’ Hoff dan Ostwald pada tahun 1887 diterbitkan karangannya mengenai asam basa. Akhirnya dunia mengakui teori Arrhenius pada tahun 1903 dengan hadiah nobel untuk ilmu pengetahuan.

Hingga sekarang teori Arrhenius masih tetap berguna meskipun hal tersebut merupakan model paling sederhana. Asam dikatakan kuat atau lemah berdasarkan daya hantar listrik molar. Larutan dapat menghantarkan arus listrik kalau mengandung ion, jadi semakin banyak asam yang terionisasi berarti makin kuat asamnya. Asam kuat berupa elektrolit kuat dan asam lemah merupakan elektrolit lemah. Teori Arrhenius memang perlu perbaikan sebab dalam lenyataan pada zaman modern diperlukan penjelasanyang lebih bisa diterima secara logik dan berlaku secara umum. Sifat larutan amoniak diterangkan oleh teori Arrhenius sebagai berikut:

NH 4 OH --> NH 4 + + OH -

Jadi menurut Svante August Arrhenius (1884) asam adalah spesi yang mengandung H + dan basa adalah spesi yang mengandung OH -, dengan asumsi bahwa pelarut tidak berpengaruh terhadap sifat asam dan basa.

  

  2.  Bronsted – Lowry

Teori asam basa dari Arrhenius ternyata tidak dapat berlaku untuk semua pelarut, karena khusus untuk pelarut air. Begitu juga tidak sesuai dengan reaksi penggaraman karena tidak semua garam bersifat netral, tetapi ada juga yang bersifat asam dan ada yang bersifat basa.

Konsep asam basa yang lebih umum diajukan oleh Johannes Bronsted, basa adalah zat yang dapat menerima proton. Ionisasi asam klorida dalam air ditinjau sebagai perpindahan proton dari asam ke basa.

HCl + H₂O --> H₃O + + Cl -

Demikian pula reaksi antara asam klorida dengan amoniak,  melibatkan perpindahan proton dari HCl ke NH 3 .

HCl + NH₃ ⇄ NH₄⁺+ Cl^- 

Pada tahun 1923 seorang ahli kimia Inggris bernama T.M. Lowry juga mengajukan hal yang sama dengan Bronsted sehingga teori asam basanya disebut Bronsted-Lowry. Perlu diperhatikan disini bahwa H + dari asam bergabung dengan molekul air membentuk ion poliatomik H 3 O + disebut ion Hidronium.

Reaksi umum yang terjadi bila asam dilarutkan ke dalam air adalah:

HA  + H₂O ⇄   H₃O⁺  + A^-

asam   basa       asam konjugasi basa konjugasi

Penyajian ini menampilkan hebatnya peranan molekul air yang polar dalam menarik proton dari asam. Perhatikanlah bahwa asam konjugasi terbentuk kalau proton masih tinggal setelah asam kehilangan satu proton. Keduanya merupakan pasangan asam basa konjugasi yang terdi dari dua zat yang berhubungan satu sama lain karena pemberian proton atau penerimaan proton. Namun demikian disosiasi asam basa masih digunakan secara Arrhenius, tetapi arti yang sebenarnya harus kita fahami.

Johannes N. Bronsted dan Thomas M. Lowry membuktikan bahwa tidak semua asammengandung ion H + dan tidak semua basa mengandung ion OH - .

Bronsted – Lowry mengemukakan teori bahwa asam adalah spesi yang memberi H + ( donor proton ) dan basa adalah spesi yang menerima H + (akseptor proton). Jika suatu asam memberi sebuah H + kepada molekul basa, maka sisanya akan menjadi basa konjugasi dari asam semula. Begitu juga bila basa menerima H + maka sisanya adalah asam konjugasi dari basa semula.

Manfaat dari teori asam basa menurut Bronsted – Lowry adalah sebagai berikut:

a. Aplikasinya tidak terbatas pada pelarut air, melainkan untuk semua pelarut yangmengandunh atom Hidrogen dan bahkan tanpa pelarut.

b. Asam dan basa tidak hanya berwujud molekul, tetapi juga dapat berupa anion dan kation.

3. Lewis

Selain dua teori mengenai asam basa seperti telah diterangkan diatas, masih ada teori yang umum, yaitu teori asam basa yang diajukan oleh Gilbert Newton Lewis ( 1875-1946 ) pada awal tahun 1920. Lewis lebih menekankan pada perpindahan elektron bukan pada perpindahan proton, sehingga ia mendefinisikan : asam penerima pasangan elektron dan basa adalah donor pasangan elekton. Nampak disini bahwa asam Bronsted merupakan asam Lewis dan begitu juga basanya.

Ternyata teori Lewis dapat lebih luas meliput reaksi-reaksi yang tidak termasuk asam basa Bronsted-Lowry, termasuk kimia Organik.

-          Asam adalah senyawa yang menerima pasangan elektron

-          Basa adalah senyawa yang memberi pasangan elektron


Permasalahan :

Mengapa setiap kulit elektron behubungan dengan sejumlah energi tertentu ?