3185-assomadi-2 teori atom dan molekul
DESCRIPTION
struktur atom, struktur molekul dan sistem periodik hiskia achmad teori atom molekulTRANSCRIPT
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
12
Bab II Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
Filosof Yunani di Miletos, Thales (624‐546 SM) merintis sebuah pendapat
tentang hakekat zat, “ semua zat tersusun dari satu unsur: air”. Karena menurutnya air
dapat diubah menjadi udara (uap air) dan dibekukan menjadi padat (es), sehingga air
berperan sebagai asal semua perubahan. Sederhana memang, tetapi inilah awal
dimulainya upaya menyibak hakikat zat. Pendapat ini kemudian ditolak Anaksimandos,
murid Thales. Anaksimandos berpendapat bahwa alam merupakan campuran yang
berlawanan empat kualitas dasar dan lebih esensial: panas dan dingin, basah dan
kering. Proses alam merupakan daur ulang empat kualitas dasar. Sedangkan empat
kualitas dasar tersebut tersusun atas zat asal utama yang diberinya nama apeiron –tak
terbatas‐.
Generasi berikutnya, Anaksimenes (585‐525 SM), melihat proses‐proses yang
dijalani apeiron dalam menyusun alam hanyalah bersifat dugaan dan sulit dikaitkan
dengan alam nyata. Menurutnya, ada sebuah pneuma –semacam udara yang dihirup‐
sebagai zat dasar alam. Perubahan wujud zat dikaitkan dengan proses pemampatan
dan peregangan pneuma. Pemampatan pneuma akan menghasilkan udara dan air,
yang jika dimampatkan lebih lanjut akan menghasilkan tanah dan batu. Nampak sekali
bahwa Anaksimenes lebih menekankan pemahaman proses perubahan wujud zat.
Kemudian muncul pendapat‐pendapat lain yang berkaitan dengan upaya menemukan
penjelasan hakikat zat, antara lain:
• Herakleitos (540‐474 SM), yang berperan sebagi zat dasar adalah api yang
bersifat terus mengalir dan dijelaskannya sebagai panta rei, ‐segala
sesuatu mengalir‐.
• Empedokles (500‐440 SM), yang berperan sebagai zat dasar adalah empat
unsur yang berbeda yaitu: tanah‐air‐udara‐api. Menurutnya semua zat
terbentuk dari keempat unsur tersebut melalui pencampuran dengan
kadar yang berbeda menurut daya tolakan dan tarikan
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
13
• Anaksagoras (500‐428 SM), perubahan zat disebabkan penggabungan
atau pemisahan partikel‐partikel kecil tak tampak yang disebutnya
spermata. Setiap partikel berbeda dalam bentuk, warna dan rasa.
Pandangan Anaksagoras ini kemudian dibentuk lebih tegas oleh Leukippos
dan Demokritus (460‐370 SM). Menurut Demokritus, alam tidak sinambung dan terdiri
atas ruang kosong dan sejumlah besar zat mungil tak tampak, tak terbelahkan dengan
bentuk yang berbeda‐beda. Disebutkannya atomos, ‐tak terbelahkan atau tak terbagi‐.
Berubahnya zat satu ke zat yang lain adalah karena perubahan susunan dan gerak
atomos‐atomosnya. Teori ini kemudian ditolak oleh Aristoteles (384‐322 SM) dengan
pandangan anthropo sentries, ‐bahwa setiap pangkal pemikiran haruslah berupa
sesuatu yang dapat ditangkap oleh indra manusia‐. Sehingga atomos dianggap hanya
khayalan belaka. Sebagai gantinya ia mendukung teori empat unsur Empedokles yang
disempurnakan menjadi: tanah‐air‐udara‐api terbentuk dari dua pasang mutu dasar:
panas‐dingin dan basah‐kering. Sejak itu terkuburlah teori atomos, karena
kewibawaan Aristoteles.
2.1 Sumbangan Besar pada Ilmu Kimia
Sejak jaman Iskandar Agung (kota Iskandariyah sekitar 300 SM),
perkembangan ilmu lebih pesat terutama matematika, astronomi, geometri dsb.
Tercatat banyak hukum‐hukum dasar sains dikemukakan ilmuwan saat itu:
• Pembuatan alloy atau campuran beberapa logam dalam keadaan
lelehannya akan mampu meningkatkan kekuatan dan mutu logam,
untuk kebutuhan manusia (dilakukan oleh Iskandar Agung dalam
membuat benteng dan tameng menahan gempuran musuh‐
musuhnya).
• Archimedes (287‐212 SM) menemukan pi = π sebagai bilangan
hampiran yang bernilai 22/7, untuk menghitung lingkaran dan bola.
Penemuan lain adalah hukum Archimedes tentang gaya tahan zat cair,
yang membuka prinsip percobaan dalam fisika, yang digunakannya
untuk mengukur kadar logam‐logam. Karya lain: skrup Archimedes,
roda gigi, pantulan cermin datar dan parabolik dan sebagainya.
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
14
• Cladius Ptolomeus (168‐70 SM) menemukan sudut pembiasan cahaya
yang melewati media berbeda. Perhitungannya saat itu hanya berlaku
pada sudut pembiasan yang kecil.
Karya‐karya ini yang akhirnya menjadi cikal bakal lahirnya ilmu kimia. Bahkan teori
atom modern didasarkan pada efek yang bisa ditangkap dari serangkaian percobaan,
spektrum cahaya (optik), lintasan ellips dan sebagainya.
Saat‐saat awal, kimia muncul karena adanya upaya praktis mengubah logam
biasa menjadi logam mulia, emas dan perak. Bahkan di Mesir kuno ada anggapan
dasar, ada kesatuan zat dan kehadiran zat pengubah manjur, dinamakan al‐iksir atau
elixir, yang dapat digunakan untuk tujuan tersebut. Justru karena semangat inilah
banyak percobaan dilakukan dan ilmu kimia berkembang.
Para ilmuwan Arab (sekitar abad 8 sampai 9) mulai menemukan alkohol,
alkana, alkali dan sebagainya. Ilmu kimia mulai mendapatkan bentuk ilmiah, berbagai
percobaan sistematis mulai dilakukan. Dokumentasi metode mulai banyak dihasilkan.
Beberapa karya besar ilmuwan Islam saat itu antara lain:
• Cara membuat arsen dan timbal, menghaluskan logam, mewarnai kain
dan kulit yang dilengkapi metode dan alat percobaannya, ditemukan oleh
Jabir Ibn Haiyyan (geber), 776 M. Karya lainnya adalah metode analisis
komposisi senyawa, mutu logam, dan cara sintesis berbagai reagent
kimia. Juga dalam laboratorium dihasilkan metode penyulingan,
pembuatan asam mineral dan alcohol, teknik pemfilteran, penyubliman,
peleburan, pengkristalan, membuat asam nitrat, asam sulfat dan air raja
(aqua regia) yang dapat melarutkan emas
• Algoritma dan Aljabar, suatu metode perhitungan matematika,
persamaan kuadrat dan logika matematika, diungkapkan oleh Al‐
Khawarizmi (800 M). Sumbangan metoda matematika ini, hingga dewasa
ini memberikan sumbangan yang sangat besar terhadap kemajuan
peradaban manusia modern.
• Bidang optic, pemantulan cahaya pada cermin berpermukaan bola dan
parabola, oleh Al‐Hasan Ibn Al‐Haytham (965‐1038 M) dan mendapati
bahwa perhitungan Ptolomeus hanya benar pada sudut kecil. Karya besar
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
15
nya yang lain adalah didapatinya bayangan benda oleh lensa, dan
mencari hubungan letak benda dengan bayangannya yang dibentuk oleh
cermin. Formula Al‐Hasan (elhazen) ini menjadi acuan bidang optika
sampai saat ini, dan menjadi dasar spektroskopika penyelidikan atom
modern. Bukunya tentang irisan kerucut menjadi acuan sangat penting
dalam meramalkan pola orbit elektron dewasa ini. Dia juga menyusun
tabel astronomi sebagi dasar ilmu hisab penentuan awal bulan, gerhana
bulan dan matahari.
Setelah kekuasaan Islam‐Arab berakhir (sekitar tahun 1200‐an) dan bangsa‐
bangsa Eropa berkuasa, maka banyak karya‐karya di Spanyol yang dimusnahkan
penguasa baru, dan sebagian lain diambil alih dan diterjemahkan. Sekitar 5 abad tidak
ada perkembangan berarti dalam bidang kimia. Baru pada akhir abad 16, Robert Boyle
melalui percobaan‐percobaannya mengemukakan definisi unsur yaitu ”zat utuh
sederhana yang tak tercampur atau terbentuk dari zat lain, dan merupakan bahan
dasar benda”. Gagasan ini nampaknya baru berharga satu abad kemudian ketika
Antonie L Lavoisier pada tahun 1774 memperlihatkan bahwa udara terdiri atas
campuran nitrogen dan oksigen dalam bentuk gas; dan tahun 1781 J Priestley
menunjukkan bahwa air tersusun atas campuran oksigen dan hidrogen. Sehingga
secara sederhana diyakini bahwa oksigen, hidrogen dan nitrogen adalah unsur
menurut pengertian Boyle, bukan udara‐air‐tanah menurut filosofi Yunani. Saat itu
Lavoisier berhasil menyusun daftar yang terdiri dari 33 unsur, dan menurut definisi
yang diyakini saat ini, 20 diantaranya benar merupakan unsur. Beberapa diantaranya –
seperti gas oksigen (O2), hidrogen (H2) dan nitrogen (N2)‐ yang awalnya dianggap
unsur, ternyata adalah molekul menurut definisi modern.
Langkah penting berikutnya adalah ditemukannya hukum perbandingan
tetap oleh J.L. Proust (1754‐1826), “Dalam semua senyawa kimia, unsur‐unsur
penyusunnya selalu muncul dengan perbandingan berat yang tetap, tidak tergantung
bagaimana reaksi yang dijalaninya”. Setelah itu John Dalton (1766‐1844)
menyimpulkan dari berbagai percobaannya, sebuah hukum perbandingan berganda,
“Suatu unsur dengan berat tertentu dapat bergabung dengan unsur lain dengan berat
yang berbeda‐beda, perbandingan berat unsur yang berbeda tersebut selalu berupa
bilangan bulat”. Suatu contoh Pb dapat bergabung dengan oksigen menjadi PbO atau
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
16
PbO2 maka pebandingan berat oksigen dalam PbO dengan oksigen dalam PbO2 adalah
selalu 1:2.
2.2 Teori Atom dan Perkembangannya
Gagasan atom Democritus (filosof Yunani), menjadi bahan kajian dan
pertanyaan besar Aristoteles serta menjadi bahan perdebatan ilmuwan‐ilmuwan
selama berabad‐abad. Namun gagasan tersebut tidak berkembang baik karena
keterbatasan metoda. Konsep atom ini kembali mencuat pada sekitar tahun 1806,
ketika kimiawan inggris John Dalton menerapkannya dalam memperkirakan sifat‐sifat
unsur dan senyawa. Bahwa unsur tersusun atas sejumlah zat utuh terkecil yang tak
terbelahkan (atom, sama dengan bayangan Leukippos dan Democritus). Reaksi kimia
tidak mencipta maupun memusnahkan atom, dan penggabungan dua unsur atau lebih
selalu mengikuti hukum perbandingan tetap Proust atau perbandingan berganda
Dalton.
Dalam memudahkan penjelasannya Dalton mencoba membuat lambang
visualisasi atom‐atomnya, terutama untuk gas‐gas yang dianggapnya sebagai atom. Ia
memisalkan masing‐masing gas sebagai objek geometri tertentu. Gas hidrogen
digambarkan dengan lambang bintang ( ), gas oksigen (♦), gas asam arang (▲), gas
nitrogen (●) dan sebagainya. Sehingga makin banyak zat atau gas ditemukan akan
makin banyak lambang yang harus dibuat, mungkin ilmu kimia akan menjadi sangat
sulit. Kesulitan ini teratasi dengan sumbangan JJ Barzellius, pada 1819 mengusulkan
sistem lambang menggunakan abjad latin. Aturannya, huruf pertama nama latin setiap
unsur atau atom digunakan sebagai lambang, ditulis dengan huruf kapital. Jika dua
unsur dengan huruf depan sama maka unsur yang dinamai berikutnya menggunakan
salah satu huruf dari namanya sebagai huruf kedua lambang tersebut, ditulis dengan
huruf kecil. Contoh H untuk hidrogen, He untuk helium; C untuk carbon, Cr untuk
chromium, Cd untuk cadmium; dan seterusnya. Tikalas (subscript) digunakan untuk
menyatakan jumlah atom yang terlibat dalam penyusunan suatu senyawa atau
molekul. Jadi air, H2O menyatakan dalam molekul air disusun atas 2 atom H dan 1
atom O. H2SO4 tersusun atas 2 atom H, 1 atom S dan 4 atom O; dan seterusnya.
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
17
Sebelum abad 19 sangat banyak ilmuwan dan ahli kimia menggunakan teori
dan konsep atom walaupun mereka belum bisa membuktikan secara fisik
keberadaaanya, tetapi dalam setiap percobaan dan aplikasinya mereka dengan
mengagumkan telah mampu mengetahui sifat reaksi dan penggabungan atom untuk
kehidupan. Para ilmuwan saat itu lebih cenderung mengamati reaksi‐reaksi yang
terjadi daripada mempertanyakan bagaimana reaksi tersebut bisa terjadi. Hingga
pertengahan abad ke‐19, pengetahuan atom nampaknya hanya mengetahui berat
atom sebagai satu‐satunya kuantitas dalam angka sebagai karakteristik zat.
Pengetahuan ini telah digunakan para ilmuwan untuk mencirikan atom‐atom berbagai
unsur dan karakteristik reaksi yang dijalaninya. Konsep atom baru bisa diterima
dengan cermat ketika perhitungan Einstein dan Jean Perrin (awal abad 20) memaksa
ilmuwan untuk menerima keberadaan atom.
Terobosan besar dalam memahami atom dimulai pada tahun 1860‐an ketika
para ahli fisika menyadari pola spektrum garis cahaya yang dipancarkan setiap unsur
merupakan kekhasan atom‐atom penyusunnya. Penyelidikan dilakukan Fraunhofer
sekitar 1814 menggunakan spektroskop dan mendapati bahwa cahaya matahari yang
dilewatkan lensa spektroskop akan menghasilkan warna sinambung pelangi, diselingi
oleh sejumlah garis gelap tajam. Peristiwa teramati ini belum bisa dijelaskan. Saat itu
hanya dikenal spektrum kontinyu karena pembiasan, sehingga adanya spektrum
diskrit cukup bertentangan dengan teori pembiasan umumnya.
Peristiwa lain bidang spektroskopi diamati Kirchhoff dan Wilhelm Bunsen
pada 1860, bahwa berbagai logam yang dimasukkan ke dalam nyala api akan
menghasilkan pancaran cahaya yang khas. Luar biasa. Dari setiap logam mereka
menemukan garis‐garis cahaya atau spektrum yang merupakan ciri khas logam
tersebut. Sifat ini selalu muncul, tidak tergantung dari suhu nyala api ataupun dari
senyawaan kimia logamnya. Apapun bentuk senyawaannya, setiap logam akan
memberikan spektrum yang khas sebagai cirinya. Suatu contoh, logam natrium dalam
keadaan muri maupun bersenyawa dengan atom lain (misal NaCl, Na2SO4, Na2CO3)
akan selalu memberikan nyala kuning yang tegas ketika dimasukkan ke dalam api, dan
akan memberikan garis spektrum yang jelas ketika dianalisis dengan spektrograf. Pola‐
pola garis gelap selalu muncul dengan khas dan jelas untuk setiap logam yang
dinyalakan. Tidak ada satupun logam atau unsur yang dicoba memberikan pola yang
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
18
sama, bahkan ketika unsur‐unsur dicampur tetap memberikan spektrum yang khas
penyusun‐penyusunnya. Demikian juga dengan logam‐logam lain, kalium, kalsium,
magnesium dan sebagainya. Pengetahuan tentang spektrum garis atom ini
berkembang terus sehingga memberikan sumbangan besar terhadap pemahaman
atom.
Gambar 1. Atom Cu (hijau) Li (merah) dan Na (kuning) ketika dinyalakan
Model atom Thompson
Menelaah kembali perkembangan teori atom, dengan berbekal teori Lorentz,
bahwa pancaran cahaya sebagai akibat dari getaran elektron dalam atom, para
ilmuwan menduga bahwa atom memiliki struktur elektromagnetik tertentu. Struktur
ini memungkinkan menghasilkan keteraturan aneka spektrum garis seperti yang telah
teramati. Sir JJ Thompson pada tahun1897 memerikan elektron, dan mengusulkan
model atom. Dengan didasari pendapat bahwa atom tak‐terbelahkan, ia merincikan
struktur kelistrikannya.
Didasarkan pada percobaannya yang menunjukkan bahwa cahaya bisa
bersifat gelombang (teori gelombang maxwell dan mekanika newton), dan elektron
mempunyai nisbah muatan terhadap massa, maka Thompson menyimpulkan bahwa
elektron lebih mirip partikel, bukan sinar katoda. Dalam gagasannya sebuah atom
lebih mirip sebagai bola sangat kecil yang bermuatan positif dan sejumlah elektron
yang bermuatan negatif menempel dipermukaannya. Jumlah elektron sedemikian
rupa, sehingga total muatannya sama dengan jumlah muatan positif, resultan muatan
untuk atom ini adalah nol. Jika atom kehilangan satu atu lebih elektronnya, maka
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
19
atom tersebut akan menjadi bermuatan positif yang disebut ion positif. Model ini
secara mekanika sangat tidak stabil dan tidak bisa digunakan untuk menjelaskan
berbagai fenomena atom maupun reaksi‐reaksi yang akan dijalaninya secara kimia
atau reaksi inti. Namun demikian model ini kembali mengukuhkan toeri getaran
elektron disekitar kedudukan setimbangnya akan memancarkan cahaya atom. Dalam
perhitungannya, Thompson menunjukkan bahwa untuk dapat menghasilkan cahaya
tampak, bola atom harus berjari‐jari sekitar satu per seratus juta cm. Angka ini hampir
sama dengan yang diperoleh model perhitungan lain.
Gambar 2. Model atom Thompson
Model atom Rutherford
Fisikawan ini adalah murid Thompson di Cambridge dan menjabat profesor
fisika di Universitas Manchester. Bekerja bersama dengan mahasiswa risetnya,
Rutherford mencoba menembakkan muatan positif (dipilih adalah partikel alfa)
dihamburkan oleh selaput tipis emas. Hasil hamburan ini ditangkap dengan layar
berpendar. Ternyata didapatkan, sebagian besar partikel alfa dihamburkan dengan
sudut kecil < 10, sebagian lagi sampai 100, dan seterusnya bahkan ada beberapa
(sebagian sangat kecil) yang menghambur balik. Setelah melalui perhitungan yang
mendalam, Rutherford mampu memperkirakan ukuran inti atom. Visualisasi atom
dimulai. Rutherford menggambarkan atom sebenarnya bukan sama sekali sebagai
bola pejal seperti gambaran Thompson, melainkan lebih mirip sebagai model orbit
planet. Elektron mengitari inti yang sangat kecil dengan jarak tertentu, sehingga
sebagian besar atom adalah ruang kosong (ruang antara elektron dan inti). Menurut
Rutherford, tarikan listrik antara inti dan elektron menimbulkan gaya sentripetal yang
mempertahankan elektron tetap pada orbitnya (hampir sama dengan gaya gravitasi
dalam sistem tata surya). Ada persoalan lain, elektron dalam bergerak harus ada
-
++
+ +
+
+ +
+
+
++
++ +
+
+ +
+
+
+
-- --
- -
-
- -
-
-
- - -
- - - -
-
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
20
percepatan yang menurut teori elektromegnetik klasik harusnya memancarkan radiasi
kontinyu, sehingga elektron akan kehilangan energi dan jatuh ke inti. Atom kolaps,
dan tidak ada benda dan kehidupan. Namun demikian sumbangan Rutherford ini telah
menandai munculnya konsep modern teori atom nuklir.
Gambar 3. Model atom Rutherford
Model Atom Bohr
Niels Bohr adalah fisikawan asal Denmark, tahun 1911 riset pasca doktor
dibimbing Thompson dan tahun 1912 bergabung dengan Rutherford di laboratorium
Cavendish‐Manchester. Pada saat ramai dibahas model atom Rutherford, Bohr
memberikan gagasan, bahwa mekanika klasik tidak bisa diterapkan pada penjelajahan
struktur atom. Pertama yang harus dimasukkan adalah rumus kuantum radiasi cahaya
Planck‐Einstein, E = hf (dinamakan kuanta energi, dimana h = konstanta Planck 6,626
10‐34, dan f = frekuensi radiasi). Kemudian dalam postulatnya, Bohr juga menggunakan
rumus Balmer untuk menyelesaikan model atom hidrogen:
⎟⎟⎠
⎞⎜⎜⎝
⎛−= 22
11
if nnRf , nf = 2 (keadaan final, akhir elektron); ni = 3, 4, 5, 6
(keadaan awal) dan R = 3,29163.1015 putaran perdetik (konstanta Rydberg). Dan
dengan batasan momentum sudut terkuantisasi (formula JW Nicholson), L = mvR =
n(h/2π), harga momentum sudut elektron atom hidrogen hanya dalam kelipatan
bulat dari (h/2π).
n + -- -
-
-
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
21
Niels Bohr mengusulkan model atom dalam postulatnya:
• Pertama, elektron pada sebuah atom bisa berada di suatu orbit tanpa
memancarkan radiasi, orbit ini dinamakan dalam keadaan stasioner dan harga
momentum sudut orbitalnya adalah mvR= n(h/2π), ini dinamakan kondisi
kuantum orbit. Kuantum orbit menyatakan bahwa orbit yang diperbolehkan
hanya dengan L dalam kelipatan bilangan bulat (h/2π), 2(h/2π), 3(h/2π) dan
seterusnya, ‐Bilangan bulat n ini dinamakan bilangan kuantum utama. Radius
orbit elektron dirumuskan
2
2
mqLr = , dengan m = massa elektron dan q = muatan elektron.
• Kedua, transisi elektron antara dua keadaan orbit stasioner akan menghasilkan
pancaran atau serapan radiasi energi (foton), dalam rumusan Planck‐Einstein
sebesar hf = E1 – E2, dimana E1 – E2 adalah energi keadaan elektron awal dan
akhir dalam stasionernya. Pada saat seberkas cahaya dikenakan pada sebuah
atom, maka sebagian energi akan diserap elektron untuk pindak ke orbit yang
lebih sesuai, sehingga akan terjadi garis‐garis gelap yang selama ini teramati
dan belum terjelaskan, baik sejak Fraunhofer, Kirchoff maupun Bunsen dan
lainnya.
Gambar 4. Spektroskop sederhana untuk pengamatan gas H (atas)
dan spektrum garis hidrogen dan Neon
Dalam gambaran postulat awal Bohr ini, elektron digambarkan mengelilingi
inti atom dalam orbit berbentuk lingkaran‐lingkaran dengan tingkat energi yang
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
22
berbeda. Jika elektron bertransisi (berpindah orbit) ke tingkat energi besar (orbit
terluar) maka akan terjadi penyerapan energi sebesar hf, dan sebaliknya jika transisi
ke arah orbital dalam maka akan terjadi pancaran energi yang besarnya sama dengan
yang diserap sebelumnya.
Gambar 5. Model atom Bohr
Perkembangan penyelidikan selanjutnya, bahkan pada atom hidrogen,
ditemukan banyak garis dalam spektrum, mengisyaratkan diperlukan struktur yang
semakin kompleks. Artinya bahwa ada lebih banyak keadaan elektron yang
dimungkinkan daripada yang dipostulatkan Bohr (yang hanya menggunakan satu
bilangan kuantum, bilangan kuantum utama). Arnold Sommerfeld, memperluas
postulat Bohr dengan menggunakan orbital ellipstik untuk menjelaskan efek‐efek
spektrum garis. Dalam risalahnya, Sommerfeld menentukan syarat baru orbit elektron
dengan bilangan kuantum k, yang juga dalam batasan h/2π. Dengan nilai k yang
berbeda, maka akan ada bentuk ellips orbital elektron yang berbeda, dan juga dalam
orbital utama (n yang sama) akan ada berbagai bentuk orbit ellips yang berbeda. Nilai
k=1 maka orbit elektron akan berbentuk lingkaran, dan k > 1 akan ada berbagai bentuk
orbit ellips yang mungkin. Dari sini, maka sudah diperoleh bahwa untuk nilai n = 1, k=1
orbital berbentuk lingkaran sama dengan postulat Bohr dan hasil percobaan spektrum
stasioner hidrogen. Untuk n=2, ada lebih banyak garis spektrum dari yang diperkirakan
n + n + E= n hf
n + E= n hf
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
23
Bohr, karena k yang ada adalah 1 dan 2 berbentuk orbit ellips, demikian juga untuk
n=3,4,5 dan seterusnya.
Dalam sudut pandang kimia modern orbital‐orbital atom sangat penting
dengan fungsi gelombang elektron, yang memungkinkan manipulasi ikatan dan
memperkirakan sifat‐sifat gabungan unsur atau senyawa. Dari pengamatan spektra
dan manipulasi matematik diperoleh bentuk‐bentuk orbital:
- Orbital s berbentuk simetri bulat pada pusat atom
- Orbital p berbentuk dumble pada sepanjang sumbu koordinat kartesius px, py
dan pz
- Orbital d berbentuk dobel dumble pada sumbu dz2, dxy, dxz, dyz dan dx
2‐y2
Berbalik ke percobaan Pieter Zeeman (pada awal 1890‐an) kalau atom
tereksitasi di letakkan dalam medan magnet, maka akan didapatkan garis‐garis
spektrum tambahan. Dalam khazanah ini, teori atom harus bisa menjelaskan efek
zeeman. Sommerfeld kembali merumuskan kunci untuk penjelasan efek zeeman ini,
disyaratkan lebih lanjut ada arah orientasi orbit ketika berada di medan magnet,
dengan batas orbit bilangan kuantum magnetik, m. Karya Sommerfeld ini
mendapatkan apresiasi khusus dari Eisntein dan Bohr. Dengan dukungan dari teori
Sommerfeld, Bohr merumuskan kembali aturan seleksi untuk transisi atom
berdasarkan 3 bilangan kuantum yaitu ukuran orbit (n), bentuk orbit (k), dan arah
orbit (m).
orbital 1s (n=1, k=1, m=0) orbital 2s (n=2, k=1, m=0) orbital p (n>1, k=2, m=‐1,0,1)
Gambar 6. Ilustrasi bentuk orbital s dan orbital p
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
24
Orbital d (n>2, k=3, m= ‐2,‐1,0,1,2)
Gambar 7. Ilustrasi bentuk orbital d dan sub orbital elektron
Ternyata, perburuan atom belum selesai dan nampaknya tak akan segera
berakhir. Dalam pengamatan lanjutan ternyata didapatkan garis spektrum lebih
banyak lagi dalam penerapan dobel medan magnetik, dan sebelumnya disebut sebagai
anomali efek Zeeman. Persoalan ini di jelaskan oleh Wolfgang Pauli, doktor bimbingan
Sommerfeld dan bekerja bersama dengan Bohr. Pauli memberikan hipote‐
Gambar 8. Pasangan spin elektron (s= ‐½ dan s = +½ )
sis adanya anomali efek Zeeman karena rotasi tersembunyi elektron yang
menghasilkan momen sudut tambahan, sehingga diusulkan bilangan kuantum
keempat yang memiliki 2 harga, dikenal kemudian dengan spin elektron, yang bernilai
‐½ (rotasi atas/berlawanan arah jarum jam) dan +½ (rotasi bawah/searah jarum jam).
Elektron selama berputar pada orbitalnya juga berputar pada sumbunya dengan
putaran spin. Sepasang elektron dalam orbit dan suborbitnya harus mempunyai spin
yang berbeda.
Pauli menjelaskan, tiap keadaan atom (dengan 3 bilangan kuantum n, k, m)
mempunyai 2 elektron dan masing‐masing mempunyai orbit sendiri, dinamakan
kuantisasi ruang. Inilah yang menjelaskan elektron tidak jatuh ke inti. Masing‐masing
- -
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
25
keadaan kuantum dalam atom hanya boleh ada 1 elektron, jadi ada 4 bilangan
kuantum untuk setiap tingkat energi (n, k, m, s). Jika suatu tingkat energi sudah
tercapai, elektron berikutnya harus mencapai tingkat energi berikutnya (yang kosong,
di atasnya), berturutan dari energi terendah sampai tertinggi. Dengan demikian, suatu
tabel periodik unsur atau atom bisa disusun dengan sistematis.
Gambar 9. Atom He stasioner dan stabil dengan n=1, k=0, m=0, s= ‐½ dan +½
Tabel periodik. Sifat periodik unsur, sifat berulang atau hampir mirip dari
unsur‐unsur dalam reaksi kimia setiap periode‐periode tertentu, sudah dikenal sejak
Dimitri Mendeleyev (Rusia, 1890‐an). Ditujukan untuk peragaan visual dalam mengajar
kimia organik. Dalam pengamatan Mendeleyev sifat‐sifat unsur secara mirip
mengalami perulangan jika disusun dalam tabel baris‐kolom menurut kenaikan nomor
atom. Setelah ada penjelasan teori kuantum, Bohr juga memberikan penjelasan
tentang periodisitas unsur, antara lain:
• Sifat‐sifat kimia dan fisika unsur tergantung pada susunan elektron di sekitar
inti, bagaimana elektron tersusun dalam kulit, orbital dan sub orbital, serta
spin yang dijalaninya menentukan sifat unsur tersebut.
• Elektron‐elektron tersusun dalam kulit‐kulit secara berkelompok dengan pola
tertentu. Kelompok dalam kulit ini yang digambarkan dalam periode unsur,
cara berkelompok dengan menempati orbital dan sub orbital, sehingga
elektron berpasangan spin maksimal 2 elektron tiap sub orbital.
• Penuh tidaknya kulit atom terisi elektron, mempengaruhi sifat kimia unsur.
Kulit yang terisi penuh dikaitkan dengan sifat stabilitas kimia. Sebagai contoh
unsur gas inert (He, Ne, Ar, dsb) diduga berisi elektron secara penuh dan
lengkap setiap kulitnya.
He
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
26
• Elektron terluar, valensi, diduga mudah bergabung dengan orbital atom
terdekat. Pendugaan ini cocok dengan teori reaksi kimia, bahwa reaksi kimia
terjadi dengan percampuran orbital dan elektron valensi.
Pada tahun 1921, Niels Bohr mengajukan bentuk tabel periodik yang
memberikan dasar logis untuk memahami kimia. Secara fundamental, tabel tersebut
dijelaskan oleh Pauli dengan prinsip larangan pauli, ‐setiap sub kulit hanya boleh diisi
oleh 2 elektron, dan tidak diperbolehkan elektron tidak mempunyai bilangan kuantum
yang lengkap‐, secara otomatis memunculkan angka 2, 8, 18,.... untuk atom stabil,
untuk tiap‐tiap kulitnya.
Tabel 1. Susunan dan jumlah elektron dalam kulit dan orbital atom
Kulit ke n Possible k Possible m Possible s Total elektron
1 1 1 (s) 0 ‐½ +½ 2 2
2 2 1 (s) 0 ‐½ +½ 2 8
2 2 (p) ‐1,0,1 ‐½ +½ 6
3 3 1 (s) 0 ‐½ +½ 2 18
3 2 (p) ‐1,0,1 ‐½ +½ 6
3 3 (d) ‐2,‐1,0,1,2 ‐½ +½ 10
Dst dst dst (s,p,d,f) Dst dst dst dst
Dalam penerapan untuk menyusun tabel periodik dan menentukan letak
unsur atau atom stasioner dalam golongan maupun perioda, maka diberlakukan
aturan penataan elektron dalam mengisi setiap kulit maupun orbitalnya. Dalam ekslusi
Pauli, larangan Pauli, dinyatakan tidak diperbolehkan ada 2 elektron, sebenarnya ini
berlaku untuk semua hal, yang sama persis, artinya mempunyai ke‐empat bilangan
kuantum yang sama. Sehingga jika ada 2 elektron dengan nilai n,k,m yang sama maka
harus punya nilai spin yang berbeda. Dan aturan kestabilan menyatakan bahwa
elektron akan tersusun dalam kulit‐kulit atom dengan menempati orbital maupun sub
orbital dengan tingkat energi terendah. Elektron berikutnya akan menempati orbit
dengan tingkat energi lebih tinggi dan seterusnya, sehingga di dapatkan elektron‐
elektron yang mengisi kulit dengan orbital tingkat energi tertinggi sebagai elektron
terluar (valensi). Suatu atom stasioner dikatakan stabil jika elektron mengisi penuh
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
27
orbital atau setengah penuh dalam keadaan tingkat energi terendah yang mungkin
dimilikinya. Jika tidak demikian, maka atom‐atom atau unsur itu akan melakukan
penataan ulang elektron dan mungkin melibatkan atom atau unsur lain sehingga
sama‐sama mendapatkan keadaan lebih stabil (mirip stasioner, dengan tingkat energi
yang lebih rendah). Secara sederhana, inilah yang digunakan sebagai dasar penjelasan
untuk reaksi‐reaksi kimia yang terjadi selama ini.
Dalam pengamatan dan pembahasan yang seksama ditemukan susunan
tingkat energi orbital dan sub orbital dengan urutan yang disepakati sebagai berikut:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p dan seterusnya (lihat gambar 10). Tampak bahwa orbital 4s
mempunyai tingkat energi lebih rendah dari 3d, sehingga elektron akan mengisi
orbital 4s lebih dahulu hingga penuh baru kemudian sisanya mengisi orbital 3d. Jadi
walaupun kulit ke‐3 belum penuh terisi, sub kulit ke‐4 (4s) akan terisi elektron lebih
dahulu, dalam mempertahankan kestabilan elektron di lintasannya.
Gambar 10. Tingkat energi orbital dan sub orbital
Sejumlah elektron dalam suatu atom, disusun dengan mengisi orbital‐orbital
tingkat energi lebih rendah terdahulu berturutan ke orbital tingkat energi lebih tinggi,
hingga seluruh elektron mendapatkan tempatnya (masing‐masing mempunyai empat
bilangan kuantum yang khas). Ketika mengisi tiap‐tiap orbital, elektron tidak
berpasangan spin terlebih dahulu sehingga semua sub orbital terisi sebuah elektron.
Dalam hal ini, elektron‐elektron yang mengisi orbital p, d, f dan seterusnya, spin atas
(+½) mengisi sub orbital‐sub orbital yang tersedia hingga penuh (orbital setengah
penuh), baru kemudian pasangan spinnya, spin bawah (‐½) melengkapi. Posisi elektron
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
28
terakhir dari atom stasioner, dalam orbital, menentukan letak atom tersebut dalam
tabel periodik unsur. Sehingga, setelah seluruh elektron yang dimiliki atom stasioner
disusun mengisi orbit seperti diagram energi di atas, maka elektron valensi (elektron
terluar) menentukan tempat pada gambar di bawah.
Gambar 11. Posisi elektron valensi pada tabel periodik unsur
Suatu contoh, atom natrium (Na) mempunyai elektron sebanyak 11, sehingga
dapat disusun dengan konfigurasi 1s2, 2s2, 2p6, 3s1. Elektron terluar berada pada 3s,
kulit ke‐3 atau perioda 3 dengan orbital s, maka atom Na akan berada pada kolom 3s
pada tabel periodik di atas. Jumlah elektron pada kulit terluar adalah 1, sehingga Na
berada pada golongan 1A.
Kajian lebih lanjut terhadap susunan elektron dalam atom akan menjelaskan
sifat kimia unsur, yang ditentukan oleh jumlah elektron yang terdapat pada kulit
terluar (elektron valensi) atom tersebut. Dalam kaitan dengan sistem periodik unsur,
dinyatakan bahwa pada kolom yang sama, jumlah elektron valensi atom‐atomnya
adalah sama. Sebagai contoh pada kolom golongan 1A, seluruh elektron terakhir jatuh
pada s dengan jumlah satu. Elektron terluar, yang mengisi kulit atau orbital atom‐
atom jatuh pada s, Li‐Na‐K‐Rb‐Cs‐Fr. Secara kimia, sifat‐sifat kimia yang dimiliki unsur‐
unsur ini adalah mirip. Dari sini jelaslah bahwa yang menentukan sifat kimia suatu
atom atalah nomor atom atau jumlah proton maupun elektron, bukan berat atom
yang telah dianut sebelum abad 19.
Secara sederhana, atom mempunyai inti atom (nucleus) yang bermuatan
positif, dimana sebagian besar massa atom terkonsentrasi. Di dalam inti atom
terutama terdapat proton (bermuatan positif) dan netron (bermuatan negatif) dengan
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
29
massa masing‐masing adalah 1 amu (atomic mass unit). Secara utuh sederhana, atom
disusun atas inti atom (nukleus – proton dan netron) dan dikelilingi elektron‐elektron
(dengan massa sekitar 1/2000 amu) dengan orbit dan lintasan yang tertentu
(tergantung tingkat energi yang memungkinkan elektron untuk tertahan pada
orbitnya). Namun demikian dalam perkembangan riset kimia kuantum, akan dikenal
pula positron (elektron bermuatan positif, ditemukan oleh Carl Anderson (1932)
berdasarkan perkiraan Paul A.M. Dirac dalam persamaan dirac tentang quantum
electrodynamic (QED)), dan pertikel‐gelombang elementer yang lebih substansial
seperti muon, quark, foton, string dan sebagainya, yang menyusun proton, elektron,
netron, positron.
2.3 Molekul: sebuah ikatan kimia antar atomatom
Berbagai pertanyaan akan muncul setelah diketemukannya struktur atom.
Mengapa He selalu berbentuk unsur He sedangkan hidrogen H selalu berstruktur H2?
Garam dapur sebagai NaCl, dan air H2O? Jawabannya terletak pada keberadaan dan
interakasi elektron‐elektron terluar (valensi) dalam atom.
Gagasan molekul pertama kali dimunculkan oleh Amedeo Avogadro 1811
dan disempurnakan oleh S Cannizzaro pada 1858. Secara prinsip adalah sebagai
berikut:
1. Bagian terkecil setiap zat adalah molekul, dan bagian terkecil unsur adalah
atom.
2. Molekul beberapa unsur gas (seperti hidrogen, oksigen nitrogen dan klor) tak
terbelahkan, tetapi terdiri atas dua atom yang sama yang mudah berpisah bila
unsur‐unsurnya bereaksi membentuk senyawa lain.
3. Di bawah suhu dan tekanan tetap, volume yang sama berbagai gas
mengandung jumlah molekuk yang sama.
Gagasan itu kemudian didukung dengan data berbagai percobaan, sehingga
didapatkan bukti beberapa gas yang disebut diatomik (molekulnya beratom dua, N2;
O2; H2; Cl2 dsb). Disamping itu untuk golongan gas mulia selalu dalam bentuk molekul
monoatomik (molekulnya beratom tunggal). Ada hal mendasar yang haarus dijelaskan
mengapa atom‐atom membentuk molekul? Penjelasan percobaan maupun
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
30
perhitungan menunjukkan bahwa atom‐atom membentuk molekul karena
kecenderungannya untuk memperoleh bentuk yang stabil.
Pembentukan ikatan atom (reaksi kimia) untuk berbagai molekul kimia
didasarkan pada asaz:
• Hanya elektron‐elektron di kulit terluar dari sustu atom yang berperan dalam
pembentukan ikatan antar atom
• Setiap atom mempunyai kecenderungan berada atau ingin mencapai keadaan:
o Subkulit terluarnya terisi penuh, sehingga mempunyai konfigurasi
stabil
o Seperti susunan gas mulia, yang kulit terluarnya terisi 8 elektron (octet)
atau 2 sperti pada He.
Atom‐atom pada golongan gas mulia memiliki orbital terluar (kulit terluar)
dengan elektron‐elektron mengisi penuh semua suborbitalnya. Atom He, hanya
memililki dua buah elektron yang mengisi subkulit terluar 1s. Sehingga atom ini kulit
terluarnya 1s, terisi penuh dan stabil, maka He selalu berada dalam bentuk sendirian 1
atom (monoatomik) stabil, inert atau disebut mulia. Begitu juga dengan atom‐atom
Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn, masing‐masing mempunyai kulit terluar dengan subkulit 2s 2p,
3s 3p, 4s 4p, 5s 5p dan 6s 6p, yang berdaya tampung (2+6) = 8 elektron. Konfigurasi
penuh pada kulit terluar ini stabil, sehingga atom‐atom gas mulia ini tidak berikatan
dengan atom lain, dinamakan molekul monoatomik (terdiri dari 1 atom).
Konfigurasi gas mulia ini akan ditiru oleh atom‐atom lain dengan berbagai
upaya, baik ikatan dengan atom lain yang segolongan ataupun dengan ato‐atom lain
golongan yang memungkinkan. Subkulit terluar atom natrium (Na, dengan nomor
atom 11, mempunyai 11 elektron dengan konfigurasi 1s2, 2s2, 2p6, 3s1), adalah 3s yang
diisi 1 elektron spin atas. Untuk mencapai kestabilan dengan meniru konfigurasi gas
mulia, yang paling mudah adalah dengan melepaskan 1 elektron terluarnya sehingga
bermuatan total positif (kation), Na+. Konfigurasi ion Na+ adalah 1s2, 2s2, 2p6 sama
dengan konfigurasi gas neon, Ne.
Di sisi lain atom khlorium (Cl, dengan nomor atom 17 mempunyai 17
elektron dengan konfigurasi 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5) kulit terluar diisi dengan 7 elektron
(2 elektron pada sub kulit s dan 5 elektron pada sub kulit p). Untuk mencapai
kestabilan seperti gas mulia terdekat, maka Cl cenderung menangkap 1 elektron
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
31
tambahan dan membentuk ion negatif (anion), Cl‐. Konfigurasi ion Cl‐ adalah 1s2, 2s2,
2p6, 3s2, 3p6 sama dengan konfigurasi gas argon, Ar. Dengan demikian ion Na+ dan ion
Cl‐ dapat saling berikatan, dimana atom Na memberikan 1 elektron terluarnya dari sub
kulit 3s dan atom Cl menerima 1 elektron untuk memenuhi kulit terluarnya 3p.
Sehingga baik Na maupun Cl sama‐sama mempunyai konfigurasi baru, elektron‐
elektronnya dengan membentuk kation Na+ dan anion Cl‐. Hasilnya terbentuk molekul
garam dapur NaCl, sebagai akibat tarifan gaya coulomb antara ion Na+ dan Cl‐. Jenis
ikatan ini dinamakan ikatan Ionik. Gambar berikut hanya menampilkan elektron
valensi (elektron di kulit terluar, Na = [1s2, 2s2, 2p6] 3s1 = 1dan Cl = [1s2, 2s2, 2p6] 3s2,
3p5 = 7)
Gambar 12. Ilustrasi ikatan ionik
Atom hidrogen H, hanya memiliki 1 elektron pada kulit 1 sub kulit 1s,
sehingga atom ini kekurangan satu elektron untuk memnuhi sub orbitalnya dan
meniru susunan He. Kekurangan ini membuat atom H cenderung berikatan dengan 1
atom H lain, dengan demikian kedua elektron (masing‐masing atom H memiliki satu
elektron) dapat dipakai bersama, untuk menjadikan kulit terluarnya penuh terisi 2
elektron pada sub kulit s. Ikatan ini menjelaskan bahwa molekul hidrogen selalu terdiri
atas 2 atom (diatomik) hidrogen, H2.
Gambar 13. Ilustrasi pembentukan molekul H2 (ikatan kovalen)
H
- H - H
-H
- +
Na Cl
-
-
--
-
- -- Na+ Cl-
-
-
- -
-
- --+
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
32
Sementara di golongan VI ada atom oksigen O, dengan 8 elektron yang
dimiliki, maka elektron tersebut akan tersusun 1s2, 2s2, 2p4. Kulit terluar 2 dengan
orbital 2s dan 2p berdaya tampung 8 elektron (2 untuk s dan 6 untuk p), namun hanya
terisi 6 elektron (2 di s dan 4 di p). Dengan demikian atom O stasioner kekurangan 2
elektron dan cenderung menarik elektron dari atom lain. Contoh yang sederhana
adalah dengan menarik 2 elektron dari 2 atom H, agar konfigurasi O mirip dengan
konfigurasi Ne. Atom H butuh satu elektron untuk membentuk konfigurasi mirip He.
Maka akan terbentuk molekul H2O, dimana 4 elektron (2 dari O dan 2 dari 2 atomH)
dipakai secara bersama. Selain dengan cara itu, atom O juga bias berikatn dengan
atom O lain membentuk O2. Ikatan dengan pemakaian elektron secara bersama ini
dinamakan ikatan kovalen.
Kenyataan pembentukan molekul ini menunjukkan bahwa rahasia rumus
molekul bersumber pada kehadiran sub kulit elektron yang dijelaskan mekanika
kuantum. Dalam berbagai penelaahan, dijelaskan pula berbagai reaksi kimia terjadi
karena perubahan konfigurasi elektron di kulit terluar (elektron valensi). Atom‐atom
dengan jumlah kulit yang sama (satu perioda pada tabel periodik), makin ke kanan
jumlah elektron yang menempati kulit tersebut makin banyak. Akibat dari hal
demikian, atom‐atom tersebut makin ke kanan akan makin cenderung menangkap
elektron tambahan untuk mencapai kestabilan konfigurasi, atau makin cenderung
membentuk atom muatan negatif (kation). Kata lain dari peristiwa ini adalah atom‐
atom dalam satu perioda nilai electronegativitas (keelektronegatifan atau kemampuan
menangkap elektron tambahan) makin besar. Sedangkan atom‐atom yang sebelah kiri
sulit menangkap elektron, tetapi lebih mudah melepaskan elektron valensinya
sehingga membentuk ion positif (kation). Kenyataan ini sesuai dengan teori tarikan
gaya muatan listrik. Makin banyak elektron pada suatu kulit atom, maka gaya tarik
dengan inti atom yang bermuatan positif akan makin besar sehingga elektronpun akan
makin sulit lepas. Dari pengukuran seksama terhadap relatif nilai elektronegativitas
atom, diperoleh nilai‐nilai sebagai berikut:
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
33
Gambar 14. Harga elektronegativitas berbagai unsur atau atom
Dari nilai elektronegativitas atom‐atom dapat diperkirakan jenis ikatan dalam
pembentukan molekul. Dua atom yang mengadakan suatu ikatan pembentukan
molekul jika nilai elektronegativitasnya berbeda lebih dari 2 maka ikatan antar atom
tersebut adalah ikatan ionik, ‐contoh NaCl, KCl, CaF2 dan sebagainya. Jika perbedaan
keelektronegatifannya antara 2 – 0,5 maka yang terjadi adalah ikatan kovalen yang
menghasilkan molekul senyawa polar (terjadi pengkutuban muatan, orientasi yang
jelas muatan positif dan negatif pada momen dipolnya), ‐contoh H2O, CuO dan
sebagainya . Dan jika perbedaan keelektronegatifannya kurang dari 0,5 maka ikatan
yang terjadi adalah ikatan kovalen nonpolar (distribuís elektron merata pada seluruh
molekul, tidak terjadi orientasi muatan atau kutub), ‐contoh CH4, C2H6 dan sebagainya.
Hampir sama dengan elektronegativitas adalah energi ionisasi. Energi Ionisasi
diterapkan untuk mengukur besar gaya tarik antara elektronelektron dengan suatu inti
positif. Sehingga EI (energi ionisasi) merupakan besarnya energi yang diperlukan untuk
mementalkan atau melepaskan elektron dari orbitnya sehingga atom membentuk ion
positif. Elektron elektron yang lebih jauh dari inti, EI‐nya akan lebih kecil, sehingga
elektron‐elektron tersebut mudah untuk dilepaskan, hal ini karena gaya tarik inti
kurang kuat mengikatnya.
Li, Na, K (unsur dari golingan I) atom‐atomnya mempunyai energi ionisasi
pertama terkecil diantara semua unsur‐unsur yang ada, sehingga atom‐atom ini punya
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
34
1 elektron yang mudah dilepas membentuk kation. Be, Mg, Ca (unsur golongan II)
punya EI pertama dan EI kedua terkecil, sehingga ia bisa melepas 2 elektron terluarnya
membentuk kation bervalensi 2. Makin ke kanan energi ionisasi makin besar, atau
makin sulit elektron lepas dari kulit terluar suatu atom. He, Ne, Ar, energi ionisasinya
sangat besar, sehingga sangat erat mengikat seluruh elektronnya tetap pada orbit.
Golongan ini inert dan sangat stabil (golongan gas mulia).
2.4 Reaksi Kimia: peristiwa pertukaran komposisi unsur (atom)
molekulmolekul dan upaya untuk mencapai kestabilan
Di sekitar kita terdapat berbagai proses yang berdasarkan reaksi kimia.
Contoh‐contoh berikut ini menunjukkan betapa pentingnya reaksi kimia dalam
kehidupan kita sehari‐hari.
Respirasi dan fotosintesis
Sistem kehidupan bukan mesin kalor. Sistem ini bukan juga sebuah baterai
listrik yang sederhana. Namun kerjanya berdasarkan reaksi kima. Secara keseluruhan
sistem ini menggunakan oksigen untuk mengoksidasi karbohidrat sehingga pecah
menjadi karbondioksida dan air.
C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) 6 CO2 (g) + 6 H2O (l) (respirasi)
Reaksi di atas menghasilkan energi. Proses ini disebut respirasi, proses yang dijalani
hampir seluruh makhluk hidup untuk aktivitasnya, terutama yang bersifat aerobik.
Reaksi sebaliknya, hanya dilakukan oleh tumbuhan dengan klorofil (zat hijau daun)
dengan fotokatalitik (dibantu dengan sinar matahari) yaitu fotosintesis. Proses
fotosintesis adalah salah satu pembentukan senyawa organik dari senyawa anorganik.
6 CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + 6 O2 (g) (fotosintesis)
Pembakaran (oksidasi), Kombinasi dan Dekomposisi
Hampir sama dengan respirasi, beberapa zat organik terutama yang bersifat
sebagai bahan bakar akan mampu dibakar dengan baik. Pembakaran pada dasarnya
adalah reaksi oksidasi dengan oksidator oksigen. Kayu, alkohol, alkana (bahan bakar
minyak dan gas) dan sebagainya adalah zat organik dengan rumus (CH2O)n atau CnHm.
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
35
Pada reaksi pembakaran, bahan‐bahan tersebut direaksikan dengan oksigen akan
menghasilkan zat asam arang (CO2) dan air.
(CH2O)n + O2 (g) CO2 (g) + H2O (l) (pembakaran)
CnHm + O2 (g) CO2 (g) + H2O (l)
Reaksi lain yang cukup penting di lingkungan adalah reaksi kombinasi atau
reaksi kondensasi, yaitu reaksi molekul‐molekul yang berukuran kecil membentuk
hasil reaksi berupa molekul yang lebih besar. Pembakaran briket arang adalah contoh
reaksi kombinasi yang menghasilkan energi:
C (s) + O2 (g) CO2 (g) (kombinasi/pembakaran)
Pada pembuatan briket arang dengan proses reaki pirolisis, yaitu reaksi
pemanasan bahan organik dengan tanpa kehadiran oksigen, akan dihasilkan molekul
air dan padatan karbon. Reaksi ini adalah contoh reaksi dekomposisi, bersifat
endotermis artinya dalam menjalankan reaksinya membutuhkan energi yang cukup.
(CH2O)n C (s) + H2O (l) (dekomposisi)
Oksidasireduksi baterai sel
Baterai sel merupakan contoh aksidasi‐reduksi yang sangat berguna bagi
kehidupan. Didalam reaksi ini akan dihasilkan energi listrik akibat perbedaan potensial
reduksi‐oksidasi setengah selnya. Reaksi ini berlangsung spontan sampai terjadi
kesetimbangan.
Oksidasi : Zn Zn2+ + 2e E = 0,76 volt
Reduksi : Cu2+ + 2e Cu E = 0,34 volt
Total : Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu E = 1,10 volt
Reaksi semacam ini telah dikembangkan untuk berbagai macam hal yang sangat
berguna bagi kehidupan dan ilmu pengetahuan. Contoh lain adalah sel bahan bakar
hidrogen murni yang direaksikan dengan oksigen murni menghasilkan 1,23 volt dan air
murni tiap molnya.
Oksidasi : 2H2 4H+ + 4e E = 0 volt
Reduksi : O2 + 4e 2O2‐ E = 1,23 volt
Total : 2H2 + O2 2H2O E = 1,23 volt
2 Atom, Molekul dan Reaksi Kimia
36
Dalam kenyataannya, sel hidrogen ini mampu menghasilkan 0,9 volt karena efisiensi
proses yang belum mampu mencapai 100 %, dan adanya hambatan listrik pada sistem.
Dan banyak reaksi lain yang sangat penting bagi kehidupan.
Jika diperhatikan dari seluruh reaksi kimia yang terjadi, maka dengan
berbagai perhitungan dan pengamatan, berbekal hukum kekekalan massa dan hukum
kekekalan unsur maka reaksi kimia secara sederhana dapat dipandang sebagai
pertukaran komposisi unsur antar reaktan dan hasil reaksi. Dengan demikian seluruh
reaksi kimia dapat dihitung dengan menggunakan prinsip stoikiometri, ‐reaksi kimia
berlangsung dengan perbandingan mol yang seimabang (tetap). Sebagai contoh,
setiap 1 mol karbon (C) yang bereaksi dengan 1 mol oksigen (O2) akan menghasilkan 1
mol karbondioksida (CO2), seperti reaksi kombinasi di atas. Jumlah massa C dan O2
yang bereaksi akan sama dengan jumlah massa CO2 yang dihasilkan, demikian pula
jumlah unsur‐unsurnya.