Atom adalah struktur mikroskopik dari setiap materi. Atom terdiri dari 3 partikel sub-atomik yaitu elektron (bermuatan negatif), proton (bermuatan positip) dan neutron (tidak bermuatan / netral). Setiap atom mempunyai jumlah proton dan elektron yang sama, tetapi bila jumlah proton dan elektron tidak sama maka disebut ion. Bila atom mempunyai jumlah neutron yang berbeda maka akan disebut isotop. Ulasan tentang struktur atom, ukuran atom serta ikatan kimianya dapat dilihat pada sub-bab berikut:
1.1.Struktur atom
Model struktur atom yang dianut secara luas adalah model gelombang (wave model). Model ini adalah model Bohr tetapi dengan memperhitungkan penemuan terbaru dalam bidang mekanika quantum. Model ini mengatakan bahwa :
a. Atom terdiri dari 3 subatomik partikel yaitu proton, elektron dan neutron, tetapi
sebagian besar dari volume atom adalah kosong.
b. Pada pusat atom terdapat nucleus (bermuatan positif karena terdiri dari neutron
dan proton). Nukleus mempunyai ukuran 100000 kali lebih kecil dari pada atom.
c. Kebanyakan ruang atom diisi oleh orbital yang berisi elektron dengan
konfigurasi tertentu.
d. Tiap orbital dapat menggandeng sampai 2 elektron dan ditentukan dengan 3
bilangan quantum yaitu principal, azimuthal dan magnetik. Tiap elektron dalam
orbital mempunyai bilangan keempat dalam bilangan quantum sebagai spin.
Orbital tidak secara nyata ada tetapi lebih dari sebagai distribusi probabilitas
dimana electron mempunyai nilai yang sama pada tiga bilangan quantum
pertamanya. Akhir dari orbital umumnya didefinisikan sebagai probabilitas
keberadaan elektron dibawah 90 %.
e. Bila elektron bergabung dengan sebuah atom, maka mereka akan jatuh dalam
energi kulit terendah, yaitu orbital yang paling dekat dengan nukleus. Hanya
elektron yang terletak pada bagian terluar orbital yang bisa digunakan untuk
ikatan atomik.
1.2.Ukuran atom.
Ukuran atom tidak dapat ditentukan dengan mudah. Tetapi untuk atom kristal padat, jarak dari nukleus antara dua atom yang berdekatan dapat dijadikan ukuran. Untuk atom yang bukan kristal padat, metode
lain digunakan untuk menentukan ukuran atomnya termasuk dengan kalkulasi teoritis. Sebagai gambaran, ukuran atom hidrogen diestimasi mendekati 1,2 x 10-10 m. Bandingkan dengan ukuran poton yang hanya 0.87 x 10-15 m, jadi rasio ukuran antara atom hidrogen dan nukleus-nya sebesar 100000. Ukuran atom dari elemen berbeda bervariasi tetapi secara kasar dapat dikatakan diantara berada dalam kisaran sampai 2 kali ukuran diatas. Hal ini disebabkan bila atom mempunyai muatan positip yang kuat maka ia akan menarik elektron lebih kuat sehingga ukuran atom menjadi lebih kecil. 1.3.Elemen dan isotop.
Atom secara umum diklasifikasikan menurut bilangan atomik-nya yang menunjukkan jumlah proton dalam atom tersebut. Bilangan atom menentukan jenis elemennya. Contohnya bilangan atom 6 merujuk pada elemen karbon. Semua atom yang mempunyai bilangan atom sama akan menunjukkan kelakuan kimia yang sama tetapi mempunyai sifat-sifat fisik yang beragam. Atom-atom ini secara lengkap ditunjukkan dalam sistim periodik unsur menurut urutan bilangan atomiknya.
Bilangan massa (bilangan massa atomik/ bilangan neutron) dari elemen merupakan jumlah total proton dan neutron dalam atom-nya. Massa dari tiap neutron atau proton biasanya 1 amu. Jumlah elektron dalam atom tidak menentukan jenis elemennya. Bila salah satu unsur mempunyai bilangan atom yang sama tetapi berbeda dalam bilangan massa maka disebut sebagai isotop. Pada saat menuliskan nama isotop, nama elemen diikuti dengan bilangan massa-nya, sebagai contoh karbon-14 yaitu elemen karbon yang mempunyai jumlah proton 6 buah dan jumlah neutron 8 buah dalam tiap atomnya, sehingga total massanya menjadi 14. Atom yang paling sederhana adalah atom hidrogen dengan jumlah proton 1 dan jumlah elektron 1. Isotop hidrogen yang memiliki 1 neutron disebut sebagai hydrogen-2 atau deterium dan bila mempunyai jumlah neutron 3 disebut hydrogen-3 atau tritium.
1.4.Ikatan dan Valensi.
Sifat kimia atom sangat dipengaruhi oleh interaksi antara elektronnya. Elektron berada pada posisi tertentu dalam konfigurasi elektronnya. Elektron berada dalam kulitnya berdasar berdasar jaraknya dengan nucleus. Elektron dalam kulit terluar (elektron valensi) mempunyai pengaruh terbesar dalam menentukan sifak kimia atomnya. Tiap kulit atom hanya dapat mempunyai jumlah elektron tertentu yaitu pada kulit 1 maksimum 2 elektron, kulit ke 2 maksimum 4 elektron dan kulit ketiga 8 atau 18 elektron tergantung dari jenis elemennya. Elektron mengisi orbital dan kulit dari dalam keluar dimulai dari kulit pertama. Kulit berikutnya terbentuk bila jumlah elektron yang yang mengisi kulit sebelumya tidak mencukupi. Alasan mengapa kulit terbentuk dari paling dalam adalah karena tingkat energi yang dibutuhkan kulit terdalam adalah lebih rendah dari pada kulit-kulit diluarnya. Jadi bila kulit bagian dalam tidak sepenuhnya penuh, maka elektron dari bagian kulit lebih luar akan jatuh sambil memancarkan energy(photon).
Jumlah elektron dalam kulit terluarnya menentukan kelakuan ikatannya, sehingga elektron dengan jumlah yang sama dikelompokkan dalam kelompok yang ama dalam sistim periodik unsur. Kelompok pertama adalah elemen yang mempunyai 1 elektron dalam valensi terluarnya, sedang kelompok ke-2 adalah 2 elektron dan kelompok ke-3 mempunyai 3 elektron begitu seterusnya. Sebagai gambaran umum, semakin sedikit elektron dalam kulit terluarnya akan semakin reaktif. Logam-logam kelompok 1 akan sangat reaktif seperti caesium, rubidium dan francium.
Setiap atom akan stabil bila jumlah elektron pada kulit velensinya penuh. Hal ini bisa dilakukan dengan berikatan dengan atom tetangganya atau berikatan dengan elemen yang lain. Ada 5 jenis ikatan yang menggabungkan atom menjadi molekul yaitu:
1. Ikatan ionik, yaitu ikatan yang terbentuk setelah dua atau lebih atom kekurangan
atau kelebihan elektron sehingga membentuk ion. Jenis ikatan ini terjadi antara
logam dan nonlogam. Atom yang kehilangan elektron biasanya logam dan atom
yang kelebihan elektron biasanya non-logam. Ion dengan muatan yang berlawanan
akan mengikat satu sama lain sehingga ikatan ionik terjadi. Ikatan ini lebih kuat
daripada ikatan hidrogen tetapi sama dengan ikatan kovalen.
Li+F-
Contoh: Li + F
2. Ikatan kovalen yaitu ikatan kimia yang ditandai dengan penggunaan bersama satu
atau lebih pasangan elektron antara atom untuk membuat ikatan mutual yang
membuat molekul terikat bersama. Atom cenderung berbagi elektron dengan jalan
mengisi elektron terluarnya. Ikatan jenis ini lehih kuat dari pada ikatan
intermolekuler hydrogen dan sama atau lebih kuat dari ikatan ionik. Ikatan kovalen
biasanya terjadi pada atom dengan elektronegativitas yang tinggi. Ilustrasi ikatan
kovalen antara aton C dan H ditunjukkan pada gambar 3 berikut.
Keterangan: Merah: electron hydrogen dan biru: electron karbon.
Gambar 3. Ikatan kovalen antara atom H dan C.
3. Ikatan koordinat kovalen (coordinate covalen bond) yaitu jenis ikatan kovalen,
dimana penggunaan bersama elektron hanya dari satu atom saja. Ikatan jenis ini
biasanya terjadi bila basa lewis memberikan sepasang elektron pada asam lewis
sehingga terjadi ikatan. Kekuatan ikatan ini tidak beda jauh dengan ikatan kovalen.
Contoh ikatan jenis ini adalah pada molekul CO, NH4+, BeCl2 dll.
4. Ikatan Hidrogen, yaitu jenis ikatan karena gaya intermolekuler yang ada antara dua
muatan listrik parsial pada polaritas yang berlawanan. Meskipun paling kuat
diantara ikatan intermolekuler, tetapi sangat lemah bila dibandingkan dengan ikatan
ionik atau ikatan kovalen. Seperti namanya, ikatan jenis ini salah satu atomnya
adalah atom hidrogen.
5. Ikatan Metalik, yaitu ikatan intramolekuler dalam metal. Ikatan ini meliputi
penggunaan bersama elektron bebas antar lattice.
Namun secara real, revolusi kimia baru saja dimulai. Dimasa awal abad ke-19, guru sekolah John Dalton mulai memikirkan mengenai partikel yang sangat kecil dan tak terlihat. Partikel ini menyusun seluruh zat unsur ini. Ia memikirkan kalau saja atom tiap unsur berbeda, maka mereka pasti dicirikan oleh berat tersendiri yang unik untuk tiap unsur. Walau atom ini jauh terlalu kecil untuk ditimbang, ia sadar kalau ia dapat menyimpulkan berat relatifnya satu sama lain. Perbandingan berat atom oksigen dengan hidrogen misalnya. Caranya adalah dengan memeriksa berat reaksi kuantitas makro unsur ini. Faktanya, hukum stoikiometri (menyatukan berat unsur) baru saja dibangun, dan Dalton sudah memakinya untuk memeriksa pemikirannya. Pembahasan pertamanya mengenai hal ini ada pada tahun 1803, dan ia menyajikan teori atomnya dalam buku-buku besar berjudul New System of Chemical Philosophy (1808-27).
Teori atom Dalton menjadi peristiwa penting dalam sejarah kimia, namun ia punya kelemahan besar. Prosedurnya memerlukan pengetahuan rumus senyawa sederhana yang diperoleh dari kombinasi unsur. Sebagai contoh, data analisis saat itu menunjukkan kalau air diperoleh dari kombinasi tujuh bagian oksigen dengan satu bagian hidrogen. Bila molekul air yang dihasilkan adalah HO (satu atom tiap unsur membentuk molekul air), maka perbandingan berat atom unsur ini pasti sama, tujuh banding satu. Namun, kalau rumusnya H2O, maka berat atom oksigen harusnya 14 kali lebih berat dari atom hidrogen. Tidak ada cara untuk menentukan rumus molekul saat itu, jadi Dalton membuat asumsi berdasarkan kesederhanaan alam. Ia memilih HO sebagai rumus air dan karenanya, tujuh adalah berat atom relatif oksigen.
Dalam tahun-tahun kemudian, beberapa ahli kimia terdepan mengadopsi unsur dasar teori Dalton, namun banyak yang keberatan dengan unsur hipotesis yang disebutkan; sebagian meragukan kemungkinan memeriksa dunia yang sangat kecil. Tahun 1808 kimiawan Perancis, Joseph Louis Gay Lussac menemukan kalau saat gas digabungkan secara kimia, mereka melakukannya dalam kelipatan kecil berdasarkan volume. Tiga tahun kemudian, fisikawan Italia, Amedeo Avogadro berpendapat kalau fakta ini menunjukkan kalau volume gas yang sama memuat jumlah partikel penyusun yang sama (Hukum Avogadro) sejauh kondisi fisiknya sama. Gagasan ini memberikan metode fisika untuk menentukan rumus molekul. Sebagai contoh, Gay-Lussac menunjukkan kalau tepat dua volume hidrogen akan bersenyawa dengan satu oksigen membentuk air. Bila Avogadro benar, rumus air adalah H2O. Namun penalaran ini juga membawa ketidaknyamanan bagi ilmuan karena menyimpulkan kalau gas dasar merupakan molekul poliatom (O2, H2, dan seterusnya), dan karenanya banyak ahli kimia menolak hipotesis Avogadro.
Pendukung teori atom yang kuat adalah ilmuan Swedia, Jons Jacob Berzelius, yang menerima sebagian gagasan Avogadro dan mengembangkan versi atomisme kimianya sendiri tahun 1826. Adalah Berzelius yang tahun 1813 mengajukan sistem abjad untuk menandai unsur, atom dan rumus molekul, dan menggunakan rumus sebagai bantuan mempelajari komposisi dan reaksi kimia. Tahun 1830 hal ini sudah dipakai luas dalam mempelajari kimia. Walau begitu, masih banyak ahli kimia yang memakai asumsi pada rumus kimia seperti air, dan karenanya, selama berpuluh tahun, beragam sistem berat dan rumus atom berkembang. Hampir tiap negara di Eropa punya sistemnya sendiri.
Berzelius juga mengembangkan teori kombinasi kimia berdasarkan studi elektrokimia yang dimunculkan oleh penemuan baterai tahun 1800. Ia menjadi yakin kalau semua molekul diikat oleh gaya Coulomb, gaya tarik elektrostatis antara benda bermuatan berbeda. Berzelius berpendapat kalau atom dan kelompok atom penyusun molekul tidaklah netral, dan ia menyebut komponen bermuatan ini sebagai radikal. Teori dualisme elektrokimia ini bekerja baik dengan senyawa inorganik, namun zat organik tampaknya berbeda. Tahun 1830an, saat ahli kimia mempelajari bagaimana mengganti hidrogen dari senyawa organik dengan atom klor, teori Berzelius terancam. Hidrogen dan klorin memiliki ciri elektrokimia berlawanan, namun substitusi yang dilakukan membuat perbedaan kecil pada sifat senyawa. Tahun 1840an dan 50 an, debat hebat terjadi antar sistem atom kimia dan dualisme elektrokimia dan terekam dengan jelas dalam literatur jurnal ilmiah saat itu.
Referensi
1. Bakac, A. (Editor) Physical Inorganic Chemistry : Principles, Methods and Models. Wiley, 2010
2. Piecuch, P., Maruani, J.,Delgado-Barrio, G. Advances in the Theory of Atomic and Molecular Systems: Conceptual and Computational Advances in Quantum Chemistry. 2009
3. Semenza, G., Turner, A.J. (editors) Selected Topics in the History of Biochemistry. Personal Recollections. VII, Volume 42: Personal Recollections. Elsevier, 2003
0 komentar:
Posting Komentar