MAKALAH KIMIA ORGANIK ATOM DAN MOLEKUL OLEH ALEX PEPSEGA INDRA PUTRA

 DAFTAR ISI

HALAMAN JUDUL

KATA PENGANTARii

DAFTAR ISIiii

BAB I PENDAHULUAN1

1.1 Latar Belakang 1

1.2 Tujuan Percobaan 1

BAB II TINJAUAN PUSTAKA2

2.1 Atom2

2.2 Struktur Atom2

2.3  Model-model Atom2

2.4 Orbital Atom5

2.5 Sistem Periodik Unsur7

2.6 Jari-jari Atom8

2.7 Afinitas Elektron9

2.8 Energi Ionisasi9

2.9 Keelektronegatifan10

2.10 Molekul11

2.11 Ikatan Molekul11

2.12 Tarikan Antar Molekul13

2.13 Ikatan Kovalen Koordinasi16

2.14 Energi Disosiasi Ikatan17

2.15 Ikatan Orgnaik17

BAB III PENUTUP20

3.1 Kesimpulan 20

 DAFTAR PUSTAKA2

BAB I

PENDAHULUAN

1. Latar Belakang

Sejarah perkembangan teori atom dimulai pada sekitar abad kelima sebelum masehi oleh seorang ahli filsafat  Yunani, Democritus (sekitar tahun 460-370 SM). Democritus mengekspresikan gagasannya bahwa semua materi tersusun atas partikel-partikel yang sangat kecil dan tidak dapat dibagi-bagi yang disebut atomos (yang berarti tidak dapat dibagi-bagi). Meskipun gagasan Democritus saat itu tidak dapdat diterima oleh para ahli filsafat lainnya seperti Plato dan Aristoteles, konsepnya tetap bertahan selama beberapa abad. Pada tahun 1808, ilmuwan Inggris, John Dalton merumuskan defenisi yang tepat tentang partikel-partikel yang tidak dapat dibagi-bagi dan disebut atom.

Konsep atom Dalton lebih terperinci daripada konsep Democritus. Hipotesis pertama menyatakan bahwa atom dari suatu unsur berbeda dengan atom dari unsur lain. Dalton tidak menjelaskan struktur dan komposisi dari atom, ia tidak mempunyai ide seperti apa atom itu sebenarnya tetapi ia menyadari bahwa sifat-sifat yang berbeda yang ditunjukkan oleh unsur-unsur seperti hidrogen dan oksigen dapat dijelaskan dengan menganggap bahwa atom-atom hidrogen tidak sama dengan atom-atom oksigen.

2. Tujuan Percobaan

Tujuan pembuatan makalah ini adalah untuk mengetahui materi-materi tentang struktur atom dan bentuk molekul.

3. Rumusan masalah

1. Apa pengertian dari atom?

2. Apa saja struktur atom?

3. Apa yang dimaksud dengan molekul ?

BAB II

TINJAUAN PUSTAKA

1. Atom 

Atom adalah partikel terkecil dalam suatu materi. Ukurannya yang sangat kecil membuatnya tidak dapat dilihat menggunakan mikroskop cahaya yang terkuat sekalipun. Di antara semuanya, yang terkecil adalah atom pada hidrogen.

2.2 Struktur atom 

 Struktur atom adalah satuan dasar materi yang terdiri dari inti atom beserta awan elektron yang bermuatan negative yang mengelilinginya.  Struktur atom terdiri dari proton, neutron, dan elektron.

• Proton adalah partikel penyusun atom yang bermuatan positif dan memiliki massa sebesar  1,67262 x 10-27 kg. Proton berada jauh dalam inti atom sehigga tidak dapt terganggu oleh partikel luar atom. Hal ini menyebabkan proton adalah subpartikel yang paling stabil.

• Neutron adalah partikel penyusun aotm yang tidak memiliki muatan atau bersifat netral. Neutron memiliki massa 1,67943 x 10-27 kg. Neutron dapat ditemukan di inti atom bersama dengan proton.

• Elektron adalah partikel penyusun atom yang bermuatan negative dan memiliki massa paling ringan yaitu 9,1093837015 x 10-31 kg. elektron dapat ditemukan di kulit atom secara beraturan, karena berada di bagian luar atom maka elektron bukan partikel yang stabil. Elektron dapat lepas ataupun berpindah ke atom lain membentuk reaksi kimia.

2.3 Model-model atom

1. Teori atom Dalton 

 Model atom pertama dikemukakan oleh ahli kimia, fisika, dan meteorologi dari Inggris yang bernama John Dalton. Dalton menjelaskan bahwa materi terdiri atas partikel-partikel yang tidak dapat dibagi yang disebut dengan atom. Dalton menjelaskan atom adalah bagian terkecil dari suatu materi dan tidak dapat dibagi lagi. Dalton mengibaratkan atom sebagai bola pejal.  

• Kelebihan teori Dalton 

Teori atom Dalton ialah teori pokok yang membuat ilmuan lain terheran untuk mempelajari atom secara lebih mendalam sehingga muncul model atom yang lebih kompleks.

• Kelemahan teori Dalton : 

•  Model atom dalton tidak dapat menjelaskan sifat listrik dari materi.

•  Model atom dalton tidak dapat menjelaskan perbedaan antar atom yang satu dengan atom yang lain.

•  Model atom dalton tidak dapat menjelaskan bagaimana cara atom saling berkaitan. 

2. Teori atom Thomson 

Model atom kedua dikemukakan oleh ahli fisika asal Inggris bernama Joseph John Thomson (J.J Thomson). Dalam teorinya Thomson menganggap atom seperti roti kismis. Model ini menganggap sebuah atom terdiri dari bola bermuatan positif dengan elektron yang tertanam.

Gambar 2.2 Model atom Thomson 

• Kelebihan teori Thomson : Membuktikan adanya partikel lain yang bermuatan negatif dalam atom. Berarti atom bukan merupakan bagian terkecil dari suatu unsur.

• Kelemahan teori Thomson : Model Thomson ini tidak dapat menjelaskan susunan muatan positif dan negatif dalam bola atom tersebut.  

3. Teori atom Rutherford 

Model atom ketiga dikemukakan oleh ahli kimia dan fisika asal Inggrisbernama Ernest Rutherford. Rutherford menganggap teorinya seperti tata surya. keseluruhan muatan positif atom terpusat di wilayah yang sangat kecil dan dikenal sebagai nukleus. Elektron berputar di sekitar inti atom dengan kecepatan tinggi pada jalur melingkar yang disebut orbit. Gaya tarik elektrostatik antara inti dan elektron menjaga elektron tetap pada lintasannya. 

Gambar 2.3 Model atom Rutherford

• Kelebihan teori Rutherford : Menjelaskan adanya inti atom (nukleus) yang bermuatan positif. 

• Kekurangan teori Rutherford : Jika elektron yang bermuatan negatif mengelilingi inti atom yang bermuatan positif seharusnya elektron akan kehilangan energi karena adaya gaya tarik menarik antara inti atom dan elektron sehingga akan jatuh ke inti atom. Tetapi hal tersebut tidak dapat dijelaskan oleh Rutherford, karena elektron tetap stabil mengelilingi inti atom.

4. Teori atom Niels Bohr 

Model atom keempat dikemukakan oleh Niels Henrik David Bohr yang menyempurnakan seluruh teori-teori sebelumnya’

Gambar 2.4 Model atom Bohr

• Kelebihan model Bohr : elektron berputar di sekitar inti atom dalam orbit lingkaran tertentu yang disebut kulit energi atau tingkat energi. Elektron yang berputar dalam kulit energi dikaitkan dengan jumlah energi yang tetap. Jika ingin berpindah dari kulit yang lebih rendah ke lebih tinggi akan menyerap energi juga sebaliknya. Kulit energi ini diberi nomor 1, 2, 3, dan seterusnya dari inti atom atau ditentukan sebagai kulit k, l, m, dan seterusnya.

• Kelemahan model Bohr : hanya dapat menjelaskan garis spektrum atau serapan adsorpsi dari atom hidrogen tetapi untuk spektrum atom yang lebih kompleks/lebih besar/jumlah elektron lebih banyak.

5. Teori atom Mekanika Kuantum

Gambar 2.4 Model atom Mekanika Kuantum

 

Model atom ini dikemukakan oleh ahli fisika asal Austria bernama Erwin Schrödinger. Model mekanika kuantum mengemukakan posisi elektron yang mengelilingi inti atom tidak dapat diketahui secara pasti, sesuai dengan prinsip ketidakpastian Heisenberg. Karena itu, peluang terbesar posisi elektron adalah pada orbit tersebut. Artinya, bisa dikatakan bahwa daerah kebolehjadian terbesar ditemukannya elektron dalam atom adalah pada orbital. Schrödinger melengkapi teorinya dengan persamaan yang menyatakan gerakan elektron yang mengelilingi inti atom dihubungkan dengan sifat dualisme materi dapat diungkapkan dalam bentuk koordinat kartesius. Dari persamaan tersebut, Schrödinger menghasilkan tiga bilangan kuantum, yaitu kuantum utama (n), kuantum azimut (A), dan kuantum magnetik (m). Ketiga bilangan kuantum ini adalah bilangan bulat sederhana yang menunjukkan peluang adanya elektron di sekeliling inti atom.

2.4 Orbital Atom  

 Tingkat energy tertentu dalam atom. Orbital atom juga dapat disebut dengan daerah dimana elektron ditemukan. Besar, bentuk, dan kedudukan dalam ruang suatu orbital ditentukan berdasarkan teori mekanika kuantum.

Gambar 2.5 Orbital atom

Pengisian orbital dibagi menjadi 3 aturan, yaitu :

1. Prinsip Aufbau

Memiliki arti membangun. Prinsip ini menyatakan bahwa elektron harus mengisi dahulu kulit dengan energi paling rendah, kemudian berturut-turut ketingkat energi yang lebih tinggi.

Gambar 2.6 Konfigurasi elektron

2. Larangan Pauli

Menyatakan bahwa dalam suatu atom tidak boleh ada dua elektron yang mempunyai keempat bilangan kuantum yang sama. Jika dua elektron menempati orbital yang sama maka kedua elektron tersebut harus berbeda bilangan kuantum spinnya (s). 

3. Aturan Hund

Menyatakan bahwa elektron tidak akan berpasangan sebelum orbital dengan energi setingkat terisi. Jadi nilai s = + ½ Atau  s = - ½.

2.5 Sistem Periodik Unsur

Sistem periodik unsur kimia disebut tabel periodik, dan fungsinya adalah untuk mengetahui nomor atom, konfigurasi elektron, dan sifat setiap unsur.

Gambar 2.7 tabel periodik unsur

Sistem periodik unsur kimia adalah susunan unsur-unsur berdasarkan nomor atom dan kemiripan sifat-sifatnya. Kita perlu mengenali, memahami, dan menghafalnya guna menghitung reaksi kimia. Dengan tabel periodik unsur, kita bisa mengetahui nomor atom, konfigurasi elektron, dan sifat setiap unsur.

Unsur-unsur dalam sistem periodik unsur kimia terdiri dari dua kelompok, yakni golongan (lajur vertikal), dan periode (lajur horizontal). Meski nampak rumit, Sobat akan terbiasa dan mudah menghafalnya jika sering berlatih. Berikut adalah hal-hal yang perlu diketahui tentang sistem periodik unsur kimia.

Pada sistem periodik unsur kimia, golongan merupakan kolom vertikal yang terdapat pada tabel periodik kimia. Golongan sangat penting untuk metode pengklasifikasian unsur-unsur. Golongan berisi unsur-unsur yang memiliki susunan elektron terluar yang sama. Karena memiliki elektron yang sama, unsur-unsur tersebut memiliki sifat kimia yang sama dan ditulis dengan urutan bilangan romawi.

Unsur-unsur pada golongan A merupakan golongan utama, sedangkan golongan B dinamakan logam transisi. Dua deret dari bagian bawah merupakan logam transisi dalam yang terdiri atas lanthanide dan aktinida.

1. Golongan IA (alkali, kecuali H), terdiri dari H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr;

2. Golongan IIA (alkali tanah), terdiri dari Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra;

3. Golongan VIIA (halogen), terdiri dari F, Cl, Br, I, At;

4. Golongan VIIIA (gas mulia), terdiri dari He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn;

5. Golongan IIIA (boron-aluminium), terdiri dari B, Al, Ga, In, Ti;

6. Golongan IVA (karbon-silikon), terdiri dari C, Si, Ge, Sn, Pb;

7. Golongan VA (nitrogen-fosforus), terdiri dari N, P, As, Sb, Bi;

8. Golongan VIA (oksigen-belerang), terdiri dari O, S, Se, Te, Po;

9. Golongan IB sampai dengan VIIIB disebut golongan transisi.

Sementara itu, periode adalah barisan horizontal yang terdapat pada tabel periodik. Terdapat 7 periode dalam tabel periodik, di mana masing-masing tabel mewakili tingkat energi atom yang dimiliki. Tidak semua periode memiliki jumlah unsur yang sama. Di mana jumlah unsur terkecil terdapat pada periode 1 yang berjumlah 2 unsur. Sedangkan jumlah unsur tebanyak adalah pada periode 6 yang memiliki 32 unsur.

1. Periode ke-1, 2 unsur

2. Periode ke-2, 8 unsur

3. Periode ke-3, 8 unsur

4. Periode ke-4, 18 unsur

5. Periode ke-5, 18 unsur

6. Periode ke-6, 32 unsur, 18 unsur seperti periode ke-4 dan ke-5, 14 unsur deret lantanida

7. Periode ke-7, merupakan periode unsur yang belum lengkap. Terdapat deret aktinida.

 

2.6 Jari-jari Atom

Jari-jari atom adalah jarak yang dihitung dari inti atom sampai ke kulit terluar. Semakin ke kanan jumlah proton dan neutron semakin banyak sehingga gaya tarik inti terhadap elektron terluar semakin kuat sehingga jari-jari atom semakin kecil.

Semua unsur yang seperiode memiliki jumlah kulit yang sama. Akan tetapi, tidak berarti mereka memiliki jari-jari atom yang sama juga. Semakin ke kanan letak unsur maka proton dan elektron yang dimiliki srmakin banyak, sehingga tarik-menarik inti dengan elektron semakin kuat. Membuat elektron-elektron terluar tertarik lebih dekat ke arah inti. Jadi, bagi unsur yang seperiode, jari-jari atom semakin ke kanan semakin kecil.

Gambar 2.8 Tabel atom

2.7 Afinitas Elektron

Afinitas Elektron (electron affinity) yaitu negatif dari perubahan energi yang terjadi ketika satu elektron diterima oleh atom suatu unsur dalam keadaan gas. Afinitas elektron juga dinyatakan dalam kJ mol–1. Unsur yang memiliki afinitas elektron bertanda positif, berarti mempunyai kecenderungan lebih besar dalam menyerap elektron daripada unsur yang afinitas elektronnya bertanda negatif. Makin positif nilai afinitas elektron, maka makin besar kecenderungan unsur tersebut dalam menyerap elektron (kecenderungan membentuk ion negatif).

Elektron dapat masuk karena ditarik oleh inti yang bermuatan positif. Disekitar inti terdapat elektron yang menolak elektron lain yang akan masuk. Jika daya tarik inti lebih besar dari daya tolak elektron, maka dikeluarkan energi saat elektron masuk, tetapi bila daya tarik inti lebih lebih kecil maka diperlukan energi untuk memasukkan elektron. Jika energi keluar, afinitas elektron bertanda positif (eksotermik) dan bila energi diserap maka bertanda negatif 

Sifat afinitas elektron dalam sistem keperiodkan unsur:

1. Dalam satu golongan, afinitas elektron cenderung berkurang dari atas ke bawah

2. Dalam satu periode, afinitas elektron cenderung bertambah dari kiri ke kanan.

3. Kecuali unsur alkali tanah dan gas mulia, semua unsur golongan utama mempunyai afinitas elektron bertanda negatif. Afinitas elektron terbesar dimiliki oleh golongan halogen.

Gambar 2.8 Afinitas elektron

 

2.8 Energi Ionisasi

Energi ionisasi adalah  energi dalam jumlah minimum yang diperlukan untukmelepaskan satu elektron dari atom berwujud gas pada keadaan dasarnya. Ada juga yang menyebutkan Energi ionisasi adalah jumlah energi yang diperlukan untuk menghilangkan elektron dari atom atau molekul yang terisolasi. Ada energi ionisasi untuk setiap elektron berurutan yang dihilangkan; energi ionisasi yang terkait dengan penghilangan elektron pertama (yang paling terluar) adalah yang paling umum digunakan.

 

Yang lain juga menyebutkan Energi Ionisasi adalah energi yang diperlukan untuk mengeluarkan elektron dari tiap mol spesies dalam keadaan gas. Energi untuk mengeluarkan satu elektron pertama (dari atom netralnya) disebut sebagai energi ionisasi pertama dan untuk mengeluarkan satu elektron ke dua disebut energi ionisasi kedua, dan begitu seterusnya untuk pengeluaran satu elektron berikutnya. Mudah dipahami bahwa mengeluarkan satu elektron pertama dari atom netralnya akan lebih mudah daripada mengeluarkan satu elektron kedua dan seterusnya dari kation yang bersangkutan karena pengaruh muatan inti menjadi semakin lebih efektif terhadap elektron yang semakin berkurang jumlahnya.

Besarnya energi ionisasi merupakan ukuran usaha yang diperlukan untuk memaksa satu atom untuk melepaskan elektronnya. Makin besar energi ionisasi makin sukar untuk melepaskan elektronnya

 

Gambar 2.9 Energi Ionisasi

2.9 Keelektronegatifan 

Keelektronegatifan merupakan kecenderungan suatu atom untuk menarik elektron sehingga memiliki kecenderungan untuk bermuatan negatif/parsial negatif. Nilai keelektronegatifan dari suatu atom ditetapkan oleh berbagai skala dengan rumusan tertentu dan skala yang sering digunakan adalah skala pauling yang menyatakan nilai keelektronegatifan F adalah 4,0 sebagai keelektronegatifan tertinggi dan 0,7 untuk Cs sebagai elektronegatifan terendah. Nilai tersebut akan meningkat dari kiri ke kanan dan dari bawah ke atas.

Gambar 2.10 Keelektronegatifan

2.10 Molekul

Molekul adalah sebagai sekelompok atom (paling sedikit dua) yang saling berikatan dengan sangat kuat (kovalen) dalam susunan tertentu dan bermuatan netral serta cukup stabil, suatu molekul dapat menjadi molekul unsur jika mengandung atom-atom dari satu unsur kimia, misalnya O2, O3, dan S8; atau dapat pula menjadi molekul senyawa yang tersusun dari lebih dari satu jenis atom, misalnya air (H2O). Selain molekul unsur dan senyawa terdapat juga jenis molekul yang memiliki sifat diatomik, jika hanya terdiri dari dua atom dengan jenis yang sama, misalnya  N2, O2, dan H2.

2.11 Ikatan Molekul

Molekul dapat disaatukan oleh ikatan kovalen atau ikatan ion. Ikatan ini memiliki perbeedaan dalam perlakuan elektron yakni,

1. Ikatan ionik

Ikatan ion terjadi akibat gaya tarik-menarik elektrostatik antara ion positif dengan ion negatif. Ikatan ion dibentuk antara atom yang mudah melepaskan elektron dengan atom yang mudah menangkap elektron. 

Misalnya pada garam meja (natrium klorida). Ketika natrium (Na) dan klor (Cl) bergabung, atom-atom natrium kehilangan elektron, membentuk kation (Na+), sedangkan atom-atom klor menerima elektron untuk membentuk anion (Cl-). Ion-ion ini kemudian saling tarik-menarik dalam rasio 1:1 untuk membentuk natrium klorida.

2. Ikatan kovalen

Ikatan kovalen adalah ikatan kimia yang melibatkan pembagian pasangan elektron di antara atom. Pasangan elektron ini disebut pasangan bersama atau pasangan ikatan, dan keseimbangan stabil dari gaya tarik dan tolak antar atom, ketika mereka berbagi elektron hal itu disebut ikatan kovalen. Contohnya: HF, CH4, NH3, H2, dan lain-lain.

Gambar 2.11 Ikatan Kovalen

Macam-macam ikatan kovalan:

1. Ikatan Rangkap Tunggal

Salah satu contoh ikatan kovalen adalah pembentukan molekul gas klorin dari dua atom Cl. Atom 17Cl yang konfigurasi elektronnya 2 8 7 mempunyai 7 elektron valensi. Untuk mencapai kestabilan, atom Cl memberikan 1 elektronya. Rumus Lewisnya sebagai berikut: 

Gambar 2.12 ikatan kovalen rangkap tunggal

Masing-masing atom susdah stabil sesuai kaidah oktetet. Oleh karena itu,, terbentuk satu ikatan dan ikatan tersebut beranama Ikatan Rangkap Tunggal.

2. Ikatan Rangkap Dua Dan Tiga 

Ikatan ini menggunakan lebih dari satu pasangan elektron oleh kedau atom yang berikatan. Contoh:

1. Rangkap Dua 

Adalah ikatan yang terbentuk karena penggunaan bersamaan dua pasang elektron ikatan. Contoh: Pada molekul gas O2, dengan struktur Lewis.

Gambar 2.13 ikatan kovalen rangkap dua

2. Rangkap Tiga

Ikatan kovalen yang terjadi karena penggunaan bersama tiga pasang elektron ikatan. Contoh: Pada molekul N2, dengan struktur Lewis.

Gambar 2.14 ikatan kovalen rangkap tiga

3. Ikatan Kovalen Polar Dan Non Polar

1. Ikatan kovalen polar

Ikatan kovalen polar terjadi jika salah satu unsur yang berikatan memiliki daya tari kelektron lebihbesar(keelektro negatifannya tidak sama). Contoh ikatan pada 

Gambar 2.14 kovalen polar

senyawa HCl, H2O, NH3, HF, HBr, HI.

2. Ikatan kovalen non polar

Ikatan kovalen non polar terjadi jika unsur-unsur yang berikatan mempunyai daya tarik elektron yang sama (keelektro negetifanya sama). Contohnya ikatan pada Cl2, H2,Br2,I2,N2,BeCl2,BCl2,O2.

Gambar 2.15 kovalen non polar

2.11.1 Momen Ikatan dan Momen Dipol

Momen ikatan terbentuk jika dua atom yang berikatan dalam suatu senyawa memiliki perbedaan keelektronegatifan. Elektron yang yang ditarik oleh atom kurang elektronegatif menuju atom yang lebih elektronegatif. Momen dipol merupakan suatu besaran vektor yang digambarkan menggunakan momentikatan. Jika jumlah vektor momen-momen ikatan lebih besar dari nol, maka molekul tersebut bersifat polar, sebaliknya jika jumlah vektor momen-momen ikatan sama dengan nol, maka maka molekul tersebut bersifat nonpolar. 

MomenDipol( µ )  

Adalah suatu besaran yang digunakan untuk menyatakan  kepolaran suatu ikatan kovalen. Dirumuskan: 

µ = Q x r ; 

1 D = 3,33 x 10 -30C.m

keterangan: 

µ = momen dipol, satuannya debye(D)

Q = selisihmuatan, satuannya coulomb(C)

r = jarak antara muatan positif dengan muatan negatif, satuannya meter(m)

2.12 Tarikan Antar Molekul

1. Antaraksi dipol-dipol

• Gaya tarik yang lemah disebabkan oleh dipol imbasa sesaat, yang terjadi antara semua molekul , bahkan juga molekul yang non polar sekalipun.

• Gaya tarik Van der Waals yang kuat, disebut gaya tarikdipol dipol, terjadi antara molekul yang memiliki momen dipole permanen.

• Gaya london terjadi bila molekul nonpolar saling ditarik antaraksi dipol dipol yang lemah.

2. Ikatan hidrogen

• Tarikan antara dua molekul yang menggunakan bersama sama sebuah proton disebut Ikatan Hidrogen. 

• Ikatan hidrogen dapat terjadi inter molekul dan intra molekul . Jika Ikatan hidrogen terjadi diantara molekul molekul yang berbeda maka disebut ikatan hidrogen intermolekul atau antar molekul.

• Ikatan hidrogen terjadi antara atom atom dalam molekul yang sama maka disebut ikatan hidrogen intramolekul atau didalam molekul.

3. Pengaruh Ikatan Hidrogen

• Senyawa-senyawa yang berikatan hidrogen memilki titik didih jauh lebih tinggi.

• Senyawa yang dapat membentuk ikatan hidrogen dengan air cenderung dapat lebih larut dalam air daripada senyawa yang tidak dapat.

1. Rumus molekul

Rumus molekul adalah rumus yang merepresentasikan jumlah elemen-elemen penyusun suatu zat dan massanya dengan tepat. Rumus molekul menyatakan jumlah atom-atom sebenarnya yang membentuk suatu zat. Misalnya rumus molekul air adalah H2O, hal ini berarti air tersusun atas 2 atom hidrogen dan 1 atom oksigen. 

2. Rumus empiris

Sementara itu, rumus empiris adalah rumus yang menyatakan perbandingan paling sederhana dari unsur-unsur pembentuk senyawa. Yang membedakannya dengan rumus molekul yakni, rumus empiris hanya merepesentasikan elemen penyusunnya tanpa memberitahukan jumlah elemen-elemen tersebut.

Contohnya: 

Jika rumus empirisnya = CH2

Maka rumus molekulnya = (CH2)n, misal n = 3

Rumus molekulnya = C3H6

3. Rumus Struktur

Rumus struktur memperlihatkan urutan atom-atom yang berikatan satu dengan lainnya dalam suatu molekul. Selain itu, dengan menggunakan rumus struktur dapat diketahui jenis dari ikatan tersebut, apakah ikatan tunggal, rangkap dua, atau rangkap tiga. (Petrucci,2007)

4. Senyawa Siklik dan Rumus Poligon

Senyawa seperti CH3CH2CH2CH3mempunyai atom karbon yang saling berhubungan dalam rantai. Atom karbon dapat disatukan menurut cincin maupun menurut rantai . senyawa yang mengandung cincin satu atau lebih disebut senyawa siklik.

Struktur siklik biasanya dinyatakan oleh rumus poligon (segi banyak). Misalnya, suatu segitiga digunakan untuk menyatakan cincin bergugus tiga, sedangkan heksagon digunakan untuk cincin bergugus enam. (Fessenden)

Panjang Ikatan Dan Sudut Ikatan:

• Panjang ikatan adalah jarak pemisah inti atom dari dua atom yang terikat kovalen.

• Ukuran panjang ikatan memiliki nilai eksperimen mempunyai selang harga dari dari 0,74 Amstrong sampai 2 Amstrong.

• Dipengaruhi oleh jari jari atom dan keelektronegatifan.

• Sudut ikatan adalah apabila ada dua atom atau lebih dalam suatu molekul, yang ikatannya membentuk sudut. 

• Sudut ikatan bervariasi dari kira kira 600 sampai 1800.

• Panjang ikatan dinyatakan dalam picometer (pm) atau bisa dinyatakan dalam Å.

• Panjang ikatan berkurang pada unsur unsur seperiode dari kanan ke kiri sesuai dengan berkurangnya nomor atom.

• Panjang ikatan bertambah jika unsur segolong dari atas kebawah dengan pertambahan nomor atom

Contoh Panjang dan Sudut Ikatan

Energi Ikatan dan Panjang Ikatan

2.13 Ikatan Kovalen Koordinasi

Ikatan Kovalen Koordinasi, merupakan ikatan yang terjadi bila hanya satu atom saja yang menyumbangkan pasangan elektron. Ikatan ini hanya terjadi diantara unsur non-logam dengan unsur non-logam. 

Contoh: Ikatan kovalen pada ion NH4+. Ikatan ini terjadi antara molekul NH3 dengan ion H+. Molekul NH3 yang tersusun atas 1 atom N dan 3 atom H. Setiap atom H berikatan kovalen dengan N sehingga pada atom N terdapatsepasang elektron bebas yang selanjutnya digunakan bersama dengan ion H+untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi.

2.14 Energi Disosiasi Ikatan

Energi disosiasi ikatan didefinisikan sebagai jumlah energi yang dibutuhkan untuk memecah ikatan kimia secara homolitik . Fraktur homolitik biasanya menghasilkan spesies radikal. Notasi singkatan untuk energi ini adalah BDE,  D 0 , atau  DH ° . Energi disosiasi ikatan sering digunakan sebagai ukuran kekuatan ikatan kimia dan untuk membandingkan ikatan yang berbeda. Perhatikan bahwa perubahan entalpi bergantung pada suhu. Satuan tipikal energi disosiasi ikatan adalah kJ / mol atau kkal / mol. Energi disosiasi ikatan dapat diukur secara eksperimental menggunakan metode spektrometri, kalorimetri , dan elektrokimia.

Contoh energi disosiasi

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

2.15 Ikatan Organik

Reaksi organik adalah berbagai reaksi kimia yang melibatkan senyawa organik (Menganduk molekul karbon kecuali karbida, karbonat, oksida karbon). Contohnya jika ada air, aseton, atau metiliodida yang disimpan didalam botol selama bertahun-tahun tidak akan terjadi perubahan komposisi kimia sedikitpun dari molekul-molekul di dalamnya, karena sebagian besar molekul berada dalam keadaan tenang.

Namun molekul akan berubah jika ditambahkan pereaksi kimia, misal HCl ke etanol, NaCl ke aseton, atau natrium hidroksida ke metiliodida, reaksi kimia akan terjadi. 

Alasan molekul tersebut dapat bereaksi adalah karena molekul tersebut bergerak, contoh gerakan yang mungkin terjadi hingga dapat memuculkan reaksi kimia:

• Molekul-molekul bergerak secara kontinyu dalam ruangan. 

• Tumbukan terjadi satu sama lain, dalam dinding wadah, dan dalam pelarut bila terdapat dalam larutan. 

• Jika satu ikatan terlalu regang, ikatan tersebut dapat pecah dan suatu reaksi kimia terjadi.  

• Jika dua molekul bertumbukan satu sama lain, dapat terjadi penggabungan membentuk ikatan baru, dan suatu reaksi kimia terjadi.

Namun tidak semua tumbukan/gerakan di antara molekul dapat memicu reaksi kimia

Hal-hal yang mempengerahi dapat terjadi atau tidaknya reaksi adalah sebagai berikut:

1. Beberapa elektron molekul berada pada kulit terluar, yang mengakibatkan terjadi proses tolak menolak antar molekul.

2. Ketersediaan energi yang cukup untuk mengatasi energi aktivasi reaksi, sehingga molekul mampu mengatasi tolak menolak dan berada cukup dekat satu sama lain.

2.15.1 Partikel

Nama lain dari atom, ion dan molekul adalah pertikel, karena partikel merupakan sebuah satuan dasar/bagian terkecil dari suatu materi. Jadi baik atom, molekul, dan ion ke tiga-nya merupakan satuan terkecil dari materi yg secara umum disebut partikel.

1.15.2 Senyawa

Senyawa adalah zat tunggal yang terdiri dari susunan beberapa partikel unsur / atom. Massa unsur-unsur partikel penyusun senyawa memiliki perbandingan tetap. Unsur-unsur penyusun senyawa tidak dapat dipisahkan dengan reaksi kimia biasa. Senyawa di dunia terdapat

sangat banyak bahkan tak terhingga. Beberapa contoh senyawa adalah Air (H2O), Karbon Monoksida (CO), Karbon Dioksida (CO2), Asam Lambung (HCl), Freon (CFC), dan masih 

banyak lagi.

Berdasarkan jenis unsur yang menyusun senyawa, senyawa dibedakan atas senyawa biner dan senyawa poliatom. Senyawa Biner terdiri atas 2 jenis unsur Senyawa biner dari logam dan nonlogam. 

Tata Nama Senyawa Biner Logam-Non Logam:

• Penamaan dimulai dari kation logam diikuti nama anion non logam, kemudian nama nonlogam yang diberi akhiran –ida. 

• Untuk logam yang dapat membentuk beberapa kation dengan bilangan oksidasi lebih dari satu jenis, maka harga muatan kationnya dinyatakan dengan angka Romawi 

Contoh: 

FeCl2 = Besi (II) klorida 

FeCl3 = Besi (III) klorida

Tata Nama Senyawa Biner Non Logam-Non Logam:

Senyawa biner dari nonlogam dan nonlogam umumnya adalah senyawa molekul. Tata nama senyawa ini adalah sebagai berikut :

a. Penamaan senyawa mengikuti urutan sbb: 

B – Si – As – C – P – N – H – S – I – Br – Cl – O – F 

• Penamaan dimulai dari nama nonlogam pertama diikuti nama nonlogam kedua yang diberi akhiran -ida. 

Contoh :

N2O = dinitrogen monoksida 

NO = nitrogen monoksida 

N2O3 = dinitrogen trioksida 

NO2 = nitrogen dioksida 

• Jika dua jenis nonlogam dapat membentuk Iebih dari satu jenis senyawa, maka digunakan awalan Yunani sesuai angka indeks dalam rumus kimianya(1 = mono, 2 = di, 3 = tri, 4 = tetra, 5 = penta, 6 = heksa, 7 = hepta, 8 = okta, 9 = nona, 10 = deka).

• Tata nama IUPAC tidak perlu digunakan untuk senyawa yang memiliki nama umum. Misalnya H2O (air) dan NH3 (amonia). 

Senyawa biner dari hidrogen dan nonlogam:

• Menggunakan kata hidrogen sebagai nama depan, dan nama nonlogam sebagai nama belakang, diberi akhiran ida.

• Menggunakan kata asam sebagai nama depan dan nama nonlogam sebagai nama belakang diberi akhiran ida.

Tata Nama Senyawa Poliatom:

Tata nama senyawa yang mengandung ion poliatom adalah sebagai berikut: 

• Untuk senyawa yang terdiri dari kation logam dan anion poliatom, maka penamaan dimulai dari nama kation logam diikuti anion poliatom. 

Contoh: 

KNO3 = Kalium nitrat 

FeSO4 = Besi (II) Sulfat 

• Untuk senyawa yang terdiri dari kation poliatom dan anion monoatom/poliatom, penamaan dimulai dari nama kation monoatom/poliatom. 

Contoh:  NH4OH

BAB III

PENUTUP

5.1 Kesimpulan

1. Atom adalah partikel terkecil dalam suatu materi. Ukurannya yang sangat kecil membuatnya tidak dapat dilihat menggunakan mikroskop cahaya yang terkuat sekalipun. Di antara semuanya, yang terkecil adalah atom pada hidrogen.

2. Molekul adalah sebagai sekelompok atom (paling sedikit dua) yang saling berikatan dengan sangat kuat (kovalen) dalam susunan tertentu dan bermuatan netral serta cukup stabil, suatu molekul dapat menjadi molekul unsur jika mengandung atom-atom dari satu unsur kimia, misalnya O2, O3, dan S8; atau dapat pula menjadi molekul senyawa yang tersusun dari lebih dari satu jenis atom, misalnya air (H2O). Selain molekul unsur dan senyawa terdapat juga jenis molekul yang memiliki sifat diatomik, jika hanya terdiri dari dua atom dengan jenis yang sama, misalnya  N2, O2, dan H2.

DAFTAR PUSTAKA

Kelas pintar. 2019. https://www.kelaspintar.id/blog/edutech/model-model-atom-ada-apa-saja-2595/. Diakses pada tanggal  9 Oktober 2021.

 

Legiso, Kiagus A. R. 2021. Kimia Organik. NoerFikri: Palembang

https://akupintar.id/info-pintar/-/blogs/sistem-periodik-unsur-klasifikasi-dan-sifat-unsur-dalam-tabel-periodik