Tetapan Kesetimbangan Asam Basa

Tingkat kekuatan suatu asam melukiskan ukuran tingkat kemudahan ion hidrogen yang dapat dilepaskan dari spesies yang bersangkutan. Ukuran yang umum untuk asam dan basa adalah perbandingannya relatif terhadap air dalam hal tetapan keseimbangan. Untuk asam, tetapan ini diidentifikasi sebagai tetapan ionisasi asam, K_a. Reaksi keseimbangan asam dengan rumus HA adalah

HA (aq) + H₂O (l) H₃O⁺ (aq) + A^- (aq)

sehingga rumusan tetapan keseimbangan ionisasinya adalah K_a= [H₃O⁺][A^-] / [HA]
Karena niai tetapan melibatkan numerik dengan pangkat / eksponen sangat kecil hingga sangat besar, maka ukuran kuantitatif kekuatan asam lebih sering dinyatakan dalam pK_a (p = potent), dengan pK_a = - log K_a. Dengan demikian, makin kuat suatu asam makin besar nilai K_a atau makin negatif nilai pK_a.

Untuk basa, tetapan keseimbangan diidentifikasi sebagai tetapan ionisasi basa, K_b. Reaksi keseimbangan basa dengan rumus umum A^- dapat dituliskan :

A^- (aq) + H₂O (l) HA (aq) + OH^- (aq)

Oleh karena itu, rumus tetapan keseimbangan ionisasinya adalah K_b= [HA][OH^-] / [A^-] dan secara sama pK_b = - log K_b. Oleh karena itu dapat dipahami bahwa makin kuat suatu basa makin besar nilai K_b atau makin kecil nilai pK_b.

Ada hubungan matematis antara tetapan ionisasi asam dengan tetapan ionisasi basa konyugasinya, yaitu bahwa perkalian keduanya sama dengan tetapan perkalian ion dari air, K_w (= 10¹⁴ mol²dm^-6 pada 25^oC). Jadi K_w = K_a x K_b, dan dengan demikian pK_w= pK_a + K_b. Oleh karena itu mudah dipahami bahwa makin kuat suatu basa berarti makin lemah asam konyugasinya, demikian sebaliknya makin kuat suatu asam makin lemah basa konyugasinya.

Kekuatan Asam Brønsted-Lowry

Dalam kimia anorganik terdapat aspek kekuatan asam anorganik yang menarik utnuk dipahami. Aspek kekuatan asam ini diturunkan dari teori asam basa Brønsted-Lowry.  Asam-asam yang umum dikenal dengan nilai K_a berpangkat positif atau pK_a berharga negatif seperti asam hidroklorida, asam nitrat, asam sulfat, dan asam perklorat, semuanya dipertimbangkan sebagai asam kuat. Sebaliknya asam-asam dengan nilai K_a berpangkat negatif atau pK_a berharga positif seperti asam nitrit, asam hidrofluorida dan hampir semua asam anorganik yang lain adalah asam lemah, yaitu terdapat porsi molekul asam yang cukup besar dalam larutannya.

Dalam air, semua asam-asam kuat tersebut nampaknya mempunyai kekuatan yang relatif sama, terionisasi hampir 100%. Dalam hal ini air dikatakan bertindak sebagai pelarut penyama, leveling solvent, karena menghasilkan ion hidronium, H₃O⁺, yang merupakan kemungkinan asam terkuat dalam larutan air. Untuk mengidentifikasi asam mana yang lebih kuat secara kualitatif dapat dilakukan dengan melarutkan asam-asam yang bersangkutan ke dalam suatu basa yang lebih lemah daripada air. Basa yang lebih lemah ini, yang sering berupa asam lemah murni akan bertindak sebagai pelarut pembeda (differentiating solvent) bagi asam-asam. Sebagai contoh adalah asam perklorat dalam pelarut hidrogen fluorida yang mengalami ionisasi menurut persamaan reaksi keseimbangan berikut:

HClO₄ (HF) + HF (l) H₂F⁺ (HF) + ClO₄^- (HF)

Asam yang lebih lemah, HF, dalam campuran ini bertinda sebagai basa yaitu akseptor (penerima) proton bagi asam perklorat yang lebih kuat sebagai donor proton. Tetapi, karena asam fluorida bersifat basa lebih lemah daripada air, reaksi keseimbangan tersebut tidak sepenuhnya menggeser ke kanan, yaitu ke arah produk, seperti halnya yang terjadi dalam pelarut air. Percobaan seperti ini dapat dilakukan bagi asam-asam yang lain, sehingga diperoleh harga tetapan keseimbangan yang berbeda-beda, dan ternyata asam perklorat merupakan asam yang paling kuat.

Teori Asam dan Basa

Pendahuluan Asam Basa

Dalam kesempatan ini pembahasan materi asam basa ditekankan pada aspek teoritik untuk tingkah laku asam dan basa. Teori asam basa sebagaimana umumnya terus berkembang untuk menjawab tantangan berkaitan dengan teori-teori yang lebih awal. Teori asam basa yang paling sederhana pada awalnya dikemukakan oleh Svante Arrhenius pada tahun 1884. Menurut teori Arrhenius, asam adalah spesies yang mengandung ion-ion hidrogen, H⁺ atau H₃O⁺, dan basa mengandung ion hidroksida (OH^-). Namun demikian, dalam teori ini terdapat dua kelemahan utama yang menyangkut masalah pelarut dan masalah garam.

Teori asam basa Arrhenius ini berasumsi bahwa pelarut tidak berpengaruh pada sifat asam basa. Jika hidrogen klorida, HCl, dilarutkan dalam air untuk menghasilkan asam hidroklorida, larutan ini menghantarkan listrik, tetapi jika dilarutkan dalam pelarut seperti benzena, C₆H₆, larutannya tidak menghantarkan arus listrik. Perbedaan sifat HCl di dalam pelarut tersebut menyarankan bahwa pelarut benar-benar berpengaruh terhadap tingkah laku zat terlarut.

Masalah kedua menyangkut tingkah laku garam. Garam seharusnya bersifat sebagai spesies netral, namun kenyataannya banyak garam yang bersifat tidak netral, jadi bertentangan dengan anggapan ini. Sebagai contoh, larutan ion fosfat dan karbonat bersifat basa, sebaliknya ion-ion amonium bersifat sedikit asam dan ion-ion aluminium bersifat sangat asam. Masalah yang menambah kebingungan ditunjukkan dengan oleh larutan NaH₂PO₄ yang bersifat basa.

Untuk mengatasi masalah tersebut dan juga agar lebih realistik, pada tahun 1923 Thomas M. Lowry dari Inggris dan Johannes N. Brønsted dari Denmark, masing-masing bekerja sendiri-sendiri melengkapi teori asam basa yang melibatkan pelarut yang kemudian dikenal dengan teori asam basa Brønsted-Lowry. Pemahaman asam basa yang melibatkan aspek donor-akseptor elektron dikenalkan oleh G. N. Lewis pada tahun yang sama dan ion oksida oleh H. Lux (1939) dan H. Flood (1947). Perlu dicatat bahwa pengertian asam basa bukan berbicara tentang aspek kebenaran melainkan aspek kesesuaian pada kondisi tertentu.

Teori Asam Basa

Dari keseluruhan teori asam basa, maka dapat disimpulkan sebagai berikut.

Teori Asam Basa Arrhenius

Teori asam basa Arrhenius didasarkan pada pembentukan ion dan pada larutan berair (aqueous solution).

• Asam adalah spesies yang menghasilkan ion H⁺ atau H₃O⁺ dalam larutan berair.
• Basa adalah  spesies yang menghasilkan ion OH^- dalam larutan berair.

Teori Asam Basa Lewis

Teori asam basa Lewis didasarkan pada transfer pasangan elektron.

• Asam adalah spesies penerima (akseptor) pasangan elektron.
• Basa adalah spesies pemberi (donor) pasangan elektron.

Teori Asam Basa Brønsted-Lowry

Teori asam basa Brønsted-Lowry didasarkan pada transfer proton.

• Asam adalah spesies pemberi (donor) proton.
• Basa adalah spesies penerima (akseptor) proton.

Sifat-sifat Asam Basa

Sifat Asam

• Mempunyai rasa asam (awas jangan sekali-sekali mencicipinya!). Kata asam berasal dari bahasa Latin acere yang berarti asam.
• Mengubah lakmus dari warna biru ke merah.
• Larutan asam menghantarkan arus listrik (bersifat elektrolit).
• Bereaksi dengan basa membentuk garam dan air.
• Menghasilkan gas hidrogen ketika bereaksi dengan logam (seperti logam alkali, alkali tanah, seng, aluminium).

Sifat Basa

• Mempunyai rasa pahit (awas jangan sekali-sekali mencicipinya!).
• Terasa licin atau bersabun (awas jangan secara langsung menyentuhnya!).
• Mengubah lakmus dari warna merah ke biru.
• Larutan basa menghantarkan arus listrik (bersifat elektrolit).
• Bereaksi dengan asam membentuk garam dan air.

Contoh Asam Basa

Contoh asam dalam kehidupan sehari-hari:

• Vitamin C (asam askorbat)
• Asam cuka (mengandung sekitar 5% asam asetat)
• Asam karbonat (terdapat pada minuman ringan)

Contoh basa dalam kehidupan sehari-hari:

• Deterjen
• Sabun
• Amonia rumah tangga

Asam Basa Lewis

Teori asam basa Lewis sangat baik untuk mengidentifikasi sifat suatu reaksi dalam berbagai pelarut yang mengandung hidrogen yang dapat terion. Tetapi, konsep ini tidak dapat menjelaskan suatu reaksi yang tidak melibatkan transfer ion hidrogen. Lewis mengusulkan konsep asam basa berkaitan dengan donor pasangan elektron. Menurut Lewis, asam didefinisikan sebagai penerima pasangan elektron dan basa sebagai donor pasangan elektron. Reaksi antara boron trifluorida dengan amonia menurut teori ini merupakan reaksi asam-basa; dalam hal ini boron trifluorida berindak sebagai asam dan amonia sebagai basa. Dengan menggunakan diagram dot-elektron, persamaan reaksi kedua spesies ini dapat dituliskan sebagai berikut:

Di dalam kulit valensi atom pusat N dalam molekul NH₃, terdapat tiga pasang elektron ikatan (N-H) dan satu pasang elektron menyendiri, sedangkan untuk atom pusat B alam molekul BF₃ terdapat tiga pasang elektron ikatan (B-F). Sepasang elektron menyendiri atom elektron non bonding ini dapat disumbangkan kepada atom pusat B untuk kemudian dimiliki bersama-sama, Dengan demikian terjadi ikatan kovalen koordinat B-N dan struktur yang terjadi berupa dua bangun tetrahedron bersekutu pada salah satu sudutnya.

Banyak dijumpai reaksi asam-basa Lewis yang paralel dengan reaksi asam-basa Brønsted-Lowry dan diantaranya berlangsung dalam pelarut bukan air. Cairan murni yang dapat terukur hantaran listriknya misalnya bromin trifluorida, BrF₃, tentu mengandung ion-ion. Spesies ini mengalami swa-ionisasi dengan menghasilkan kation BrF₂⁺ dan anion BrF₄^- menurut persamaan reaksi:

2 BrF₃ (l) BrF₂⁺ (BrF₃ ) + BrF₄^- (BrF₃ ) (aq)

Spesies [BrF₂][SbF₆] dan Ag[BrF₄] telah berhasil ditemukan, dan dalam sistem pelarut cairan BrF₃ (l) masing-masing bersifat asam dan basa. Oleh karena itu keduanya bereaksi menurut reaksi netralisasi Lewis sebagai berikut:

[BrF₂][SbF₆]  (BrF₃ ) + Ag[BrF₄] Ag[SbF₆] (BrF₃ ) + 2 BrF₃ (l)

Asam Basa Brønsted-Lowry

Menurut teori asam basa Brønsted-Lowry, asam adalah donor atau penyumbang proton, dan basa adalah akseptor atau penerima proton. Pengertian ini sebenarnya agak menyesatkan, karena lebih tepat merupakan kompetisi proton antara dua senyawa dengan pemenangnya adalah basa. Teori ini tidak menekankan tingkah laku asam yang menyumbangkan proton, melainkan pentingnya peran pelarut yang mengalami swa-ionisasi oleh karena berlangsungnya reaksi asam-basa. Jadi misalnya, air mengalami swa-ionisasi dengan menghasilkan ion hidronium dan ion hidroksida menurut persamaan reaksi berikut:

H₂O (l) + H₂O (l)   H₃O⁺ (aq) + OH ^- (aq)

Harga K_w =[H₃O⁺][OH ^-] = 1,0 x 10^-14; 1,2 x 10^-14 dan 4,8 x 10^-13 mol²dm^-6, masing-masing pada temperatur 25^oC, 0^oC dan 100^oC.

Pada swa-ionisasi, molekul air yang menyumbang ion hidrogen atau proton adalah suatu asam, dan yang menerima hidrogen adalah suatu basa. Pada proses sebaliknya ion hidronium (H⁺) bertindak sebagai asam dan hidroksida (OH ^-) adalah sebagai basa. Dua spesies yang berbeda formula oleh ion H⁺ dikatakan pasangan asam-basa konyugasi. Dalam contoh tersebut air adalah basa konyugasi dari ion H₃O⁺, dan air adalah asam konyugasi dari ion OH ^-. Sifat suatu senyawa yang mampu bertindak sebagai asam atau sebagai basa disebut sifat amfiprotik.

Teori Brønsted-Lowry jelas menunjuk pada adanya ion hidronium secara nyata, teori ini diusulkan pertama kali pada tahun 1923 dan bukti pertama adanya ion hidronium ditemukan kira-kira satu tahun kemudian yaitu pada kristal asam perklorat monohidrat, HClO₄.H₂O yang menunjukkan kenampakan yang sama dengan kristal amonium perklorat, NH₄⁺ClO₄^- atau H₃O⁺ ClO₄. Kira kira sepuluh tahun kemudian struktur kristal asam ini berhasil diidentifikasi melalui difraksi sinar-X, dan ternyata dugaan struktur dengan tiga molekul air tetangga, sehingga lebih tepat dinyatakan dengan formula H₉O₄⁺ atau H₃O⁺.3H₂O, namun untuk penyederhanaan biasanya diabaikan penulisan tiga molekul hidratnya.

Jadi tinjauan sifat asam basa ditunjukkan oleh sifat reaksi kimia spesies yang bersangkutan dengan pelarut, dalam hal ini air, misalnya untuk asam hidrofluorida seperti berikut ini:

HF (aq) + H₂O (l) H₃O⁺ (aq) + F^- (aq)

Dalam reaksi ini, air berperan sebagai basa, dan ion fluorida sebagai basa konyugasi asam hidrofluorida. Secara sama, amonia, NH₃ dalam air merupakan contoh basa yang bereaksi dengan air sebagai pelarut yang berperan sebagai asam dan menghasilkan asam konyugasi ion amonium, NH₄⁺ menurut persamaan reaksi:

NH₃(aq) + H₂O (l) NH₄⁺(aq) + OH ^-(aq)

Organisasi Tabel Periodik Unsur

Dalam tabel periodik unsur (TPU) modern, unsur-unsur ditempatkan secara teratur menurut naiknya nomor atom atau jumlah proton. Ada cukup banyak desain bentuk TPU, namun yang paling umum dijumpai adalah bentuk pendek dan bentuk panjang. Bentuk panjang memang benar-benar terlalu panjang karena tampilan langsung kedua seri unsur-unsur ini masing-masing mempunyai kemiripan sifat-sifat kimiawi. Inilah tabel periodik unsur bentuk panjang.

Maka dari itu keduanya lebih praktis ditampilkan secara terpisah di bagian bawah sehingga diperoleh bentuk tabel pendek yang lebih kompak.

Menurut rekomendasi Interntional Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) penomoran golongan unsur-unsur dari 1 hingga 18, hidrogen ditempatkan tersendiri terpisah tidak masuk golongan manapun karena sifatnya yang unik. Sistem ini menggantikan sistem lama yang menggunakan notasi dari kombinasi angka dan huruf Romawi yang membingungkan karena perbedaan penomoran antara Amerika Utara dengan yang lainnya. Sebagai contoh, di Amerika Utara golongan IIIB merujuk pada golongan skandinavium, Sc, sedangkan di tempat lain nomor ini merujuk pada golongan boron, B. Penomoran golongan ini tidak diberlakukan pada unsur-unsur lantanoida dan aktinoida karena kemiripan unsur-unsur tersebut dalam periode (lajur mendatar) daripada golongan (lajur vertikal).

Golongan 1 dan 2 dan 13-18 mewakili golongan utama. Golongan ini terdiri atas kelompok s dan kelompok p, artinya secara berurutan dalam kelompok masing-masing orbital s dan orbital p dari atom yang bersangkutan sedang diisi elektron untuk memperoleh konfigurasi elektronik menurut aturan Aufbau.

Kelompok Unsur-unsur Utama

Unsur-unsur golongan utama atau representatif ditandai dengan konfigurasi elektronik tidak-penuh pada satu kulit terluar ns1 - ns2 np(4-5). Unsur-unsur 30Zn, 48Cd, dan 80Hg masing-masing mempunyai konfigurasi elektronik [18Ar] 3d10 4s2, [36Kr] 4d10 5s2 dan [54Xe] 4f14 5d10 6s2. Unsur-unsur ini dapat membentuk ion M2+ seperti unsur-unsur golongan M2 dengan beberapa kemiripan, namun dengan perbedaan sifat-sifat diantara kedua kelompok ini. Salah satu perbedaannya adalah bahwa unsur-unsur Zn dan Cd mempunyai sifat kecenderungan yang lebih besar untuk membentuk senyawa-senyawa kompleks dengan NH3, ion-ion halida (X-) dan CN-.

Perbedaan sifat-sifat di antara kedua kelompok ini mungkin disebabkan oleh konfigurasi elektronik terluar yaitu 18 elektron bagi ion M2+ untuk kelompok ini. Dengan penuhnya elektron (d10) untuk kelompok ini diduga ada hubungannya dengan sifat polarisasi ion M2+ yang jauh lebih besar daripada sifat polarisasi ion-ion divalen dari kelompok M2 sebagai akibat sifat orbital d yang mudah mengalami distorsi. Oleh karena itu ketiga unsur tersebut sering dinyatakan pula sebagai kelompok unsur-unsur utama tetapi dengan notasi M2'.

Kimia Unsur

Unsur-unsur dapat diklasifikasikan menurut banyak cara, yang paling tegas adalah atas dasar wujud pada keadaan Standard Ambient Temperature and Pressure (25o C, 100 kPa), atau biasa disebut dengan SATP. SATP berbeda dengan STP (Standard Temperature and Pressure) yang merujuk pada temperatur 0o C dan 101 kPa. Atas dasar SATP, unsur-unsur dibedakan dalam wujud gas yaitu ada sebelas unsur, hidrogen, nitrogen, oksigen, fluorin, klorin, dan gas mulia. Wujud cair yaitu hanya unsur bromin dan merkuri. Dan sisanya adalah wujud padat. Klasifikasi wujud fisik demikian ini tentu tidak memberikan banyak aspek kimiawinya.

Klasifikasi lain yang sangat umum adalah berdasarkan dua kelompok logam atau metal dan nonlogam atau nonmetal. Namun pertanyaan yang muncul adalah apakah yang dimaksud dengan logam / nonlogam? Permukaan mengkilat ternyata bukan merupakan kriteria yang tepat bagi logam karena silikon dan iodin yang sering diklasifikasikan sebagai nonlogam ternyata permukannya bisa mengkilap.  Rapatan juga bukan kriteria yang tepat, misalkan litium yang diklasifikasikan sebagai logam ternyata rapatan hanya setengah rapatan air sedangkan osmium sebagai logam mempunyai rapatan 40 kali rapatan litium. Kekerasan juga bukan indikator yang tepat, sebab logam-logam alkali bersifat lunak. Sifat mudah ditempa menjadi lembaran dan menjadi kawat sering dipakai sebagai kriteria sifat logam, namun beberapa logam transisi bersifat rapuh, mudah pecah. Sifat penghantar panas yang tinggi juga dipakai untuk menyatakan kelompok logam, namun misalnya intan (C) yang diklasifikasikan sebagai non logam ternyata merupakan unsur terkeras dan juga merupakan unsur penghantar panas tertinggi. Barangkali, sifat penghantar listrik merupakan kriteria yang terbaik bagi logam, meskipun plutonium merupakan penghantar terburuk kira-kira seperseratus kali penghantar listrik terbaik, yaitu perak.

Klasifikasi tersebut jelas lebih banyak menekankan pada sifat-sifat fisik dan bagi para ahli kimia, sifat unsur yang paling penting adalah pola sifat kimiawinya, misalnya secara khusus kecenderungan terhadap pembentukan ikatan kovalen atau pemilihan pembentukan kation. Kriteria manapun yang dipakai, beberapa unsur selalu terklasifikasi ke dalam "daerah batas" model klasifikasi logam-nonlogam. Para ahli kimia anorganik umumnya setuju bahwa unsur-unsur boron, silikon, germanium, arsen, dan telurium termasuk dalam daerah batas ini yang sering disebut daerah batas yang menunjukkan sifat-sifat kimiawi mirip dengan semilogam. Yang termasuk unsur-unsur semilogam adalah Be, Al, Zn, Ga, Sn, Pb, Sb, Bi, dan Po.

Hubungan antara tabel sistem periodik unsur dengan sifat-sifat kimiawi serta konfigurasi elektronik unsur-unsur yang bersangkutan menyarankan adanya bermacam-macam klasifikasi. Klasifikasi yang sering dijumpai adalah terbaginya unsur-unsur ke dalam empat kelompok, yaitu:

Teori Mekanika Kuantum

Walaupun teori Bohr telah melukiskan struktur atom cukup detil, namun masih ada sesuatu yang hilang. Untuk ini perlu kiranya ditinjau kembali mengenai sifat cahaya. Para ilmuwan selalu saja mendapat kesulitan dalam melukiskan sifat karakteristik cahaya. Banyak percobaan dengan jelas menunjukkan bahwa cahaya bersifat gelombang, tetapi pada percobaan lain menunjukkan bahwa cahaya bersifat sebagai partikel (yang nantinya dikenal sebagai aliran foton yang membawa paket-paket energi atau sejumlah energi diskret terkuantisasi), sebagaimana terjadi pada berbagai jenis gejala.

 

 

Dari perbandingan gejala-gejala tersebut dapat dipertimbangkan bahwa sifat cahaya atau energi radiasi secara umum berhubungan dengan sifat gelombang dan sifat partikel atau sering dikenal sebagai dualisme cahaya yaitu sifat gelombang partikel. Dalam hal seperti ini, sejumlah asumsi kemudian merupakan dasar pengembangan teori kuantum dapat dirumuskan sebagai berikut:

1. Atom-atom berkelakuan sebagai osilator, menghasilkan gelombang elektromagnetik dengan frekuensi gelombang yang karakteristik bagi atom yang bersangkutan.
2. Energi tidak dibawa oleh gelombang itu sendiri melainkan oleh foton yang kecepatan alirnya diberikan oleh intensitas gelombang yang bersangkutan.
3. Kecepatan pancaran gelombang oleh osilator-osilator menentukan peluang pancaran foton oleh sumbernya.

Ketiga asumsi tersebut dapat diringkas dalam bentuk kuantum asli seperti yang diusulkan oleh Max Planck, yaitu bahwa osilator-osilator memancarkan energi dalam bentuk kelipatan integral dari paket energi basis (yaitu foton) sebagai:

E = nhv

dengan:
n = bilngan kuantum atau diskret
v = frekuensi osilator).

Teori Atom Bohr

Pengertian Teori Atom Bohr

Model atom Bohr mengemukakan bahwa atom terdiri dari inti berukuran sangat kecil dan bermuatan positif dikelilingi oleh elektron bermuatan negatif yang mempunyai orbit. Inilah gambar teori model atom Bohr. Penjelasan teori atom Bohr dapat dibaca pada sub bunyi postulat teori atom Bohr di bawah.

Penjelasan Teori Atom Bohr

Niels Bohr mengajukan teori atom Bohr ini pada tahun 1915. Karena model atom Bohr merupakan modifikasi (pengembangan) dari model atom Rutherford, beberapa ahli kimia menyebutnya dengan teori atom Rutherford-Bohr. Walaupun teori atom Bohr ini mengalami perkembangan, namun kenyataannya model atom Bohr masih mempunyai kelemahan. Namun demikian, beberapa poin dari model atom Bohr dapat diterima. Tidak seperti teori atom Dalton maupun teori atom Rutherford, keunggulan teori atom Bohr dapat menjelaskan tetapan Rydberg untuk garis spektra emisi hidrogen. Itulah salah satu kelebihan teori atom Niels Bohr.

Model atom Bohr berbentuk seperti tata surya, dengan elektron yang berada di lintasan peredaran (orbit) mengelilingi inti bermuatan positif yang ukurannya sangat kecil. Gaya gravitasi pada tata surya secara matematis dapat diilustrasikan sebagai gaya Coulomb antara nukleus (inti) yang bermuatan positif dengan elektron bermuatan negatif.

Bunyi Postulat Teori Atom Bohr

Teori atom Bohr kiranya dapat dijelaskan seperti berikut:

1. Elektron mengitari inti atom dalam orbit-orbit tertentu yang berbentuk lingkaran. Orbit-orbit ini sering disebut sebagai kulit-kulit elektron yang dinyatakan dengan notasi K, L, M, N ... dst yang secara berututan sesuai dengan n = 1, 2, 3, 4 ... dst.
2. Elektron dalam tiap orbit mempunyai energi tertentu yang makin tinggi dengan makin besarnya lingkaran orbit atau makin besarnya harga n. Energi ini bersifat terkuantisasi dan harga-harga yang diijinkan dinyatakan oleh harga momentum sudut elektron yang terkuantisasi sebesar n (h/2π) dengan n = 1, 2, 3, 4 ... dst.
3. Selama dalam orbitnya, elektron tidak memancarkan energi dan dikatakan dalam keadaan stasioner. Keberadaan elektron dalam orbit stasioner ini dipertahankan oleh gaya tarik elektrostatik elektron oleh inti atom yang diseimbangkan oleh gaya sentrifugal dari gerak elektron.
4. Elektron dapat berpindah dari orbit satu ke orbit lain yang mempunyai energi lebih tinggi bila elektron tersebut menyerap energi yang besarnya sesuai dengan perbedaan energi antara kedua orbit yang bersangkutan, dan sebaliknya bila elektron berpindah ke orbit yang mempunyai energi lebih rendah akan memancarkan energi radiasi yang teramati sebagai spektrum garis yang besarnya sesuai dengan perbedaan energi antara kedua orbit yang bersangkutan.
5. Atom dalam molekul dikatakan dalam keadaan tingkat dasar (ground state) apabila elektron-elektronnya menempati orbit-orbit sedemikian sehingga memberikan energi total terendah. Dan apabila elektron-elektron menempati orbit-orbit yang memberikan energi lebih tinggi daripada energi tingkat dasarnya dikatakan atom dalam tingkat tereksitasi (excited state). Atom dalam keadaan dasar lebih stabil daripada dalam keadaan tereksitasi.

Model Hidrogen Bohr

Contoh paling sederhana dari model atom hidrogen Bohr (Z = 1) atau sebuah ion mirip hidrogen (Z > 1), yang mempunyai elektron bermuatan negatif mengelilingi inti bermuatan positif. Energi elektromagnetik akan diserap atau dilepaskan ketika sebuah elektron berpindah dari lintasan satu ke lintasan lain. Jari-jari dari lintasan bertambah sebagai n2, dimana n adalah bilangan kuantum utama. Transisi dari 3 ke 2 menghasilkan garis pertama dalam deret Balmer. Untuk hidrogen (Z = 1) akan menghasilkan foton dengan panjang gelombang 656 nm (cahaya merah).

Kelemahan Teori Atom Bohr

Walaupun dinilai sudah revolusioner, tetapi masih ditemukan kelemahan teori atom Bohr yaitu:

1.  Melanggar asas ketidakpastian Heisenberg karena elektron mempunyai jari-jari dan lintasan yang telah diketahui.
2. Model atom Bohr mempunyai nilai momentum sudut lintasan ground state yang salah.
3. Lemahnya penjelasan tentang prediksi spektra atom yang lebih besar.
4. Tidak dapat memprediksi intensitas relatif garis spektra.
5. Model atom Bohr tidak dapat menjelaskan struktur garis spektra yang baik.
6. Tidak dapat menjelaskan efek Zeeman.

Teori Atom Dalton

Teori atom Dalton. Banyak sekali teori yang menjelaskan tentang definisi atom hingga saat ini. Teori atom yang paling tua dikenal adalah teori atom Dalton. Seperti yang Anda tahu, John Dalton adalah seorang guru sekolah di Inggris, yang mempublikasikan teorinya tentang atom di tahun 1808. Temuannya didasarkan pada eksperimen dan juga dari hukum kombinasi kimia.

Dalil Dalton

•  Semua materi terdiri dari partikel yang tak dapat dibagi lagi yang disebut atom.
• Atom dari unsur yang sama adalah serupa dalam hal bentuk dan massa, tetapi atom unsur satu berbeda dari atom unsur lain.
• Atom tidak dapat diciptakan atau dihancurkan.
• Atom unsur yang berbeda dapat digabungkan satu sama lain dalam rasio tertentu untuk membentuk senyawa.
• Atom dari unsur yang sama dapat bergabung dalam lebih dari satu rasio untuk membentuk dua atau lebih senyawa.
• Atom adalah unit terkecil dari materi yang dapat berpengaruh terhadap reaksi kimia.

  Kelemahan Teori Atom Dalton

• Ketidakterpisahan atom terbukti salah, karena, atom dapat dibagi lagi menjadi proton, neutron dan elektron. Namun atom adalah partikel terkecil, yang sangat berpengaruh dalam reaksi kimia.
• Menurut Dalton, atom-atom dari unsur yang sama adalah sama dalam segala hal. Pernyataan ini salah karena atom dari beberapa unsur berbeda dalam hal massa dan kepadatan. Atom seperti dari unsur yang sama memiliki massa yang berbeda disebut isotop. Misalnya, klorin memiliki dua isotop yang memiliki nomor massa 35 dan 37 satuan massa atom (sma).
• Dalton juga mengatakan atom elemen yang berbeda berbeda dalam segala hal. Hal ini telah terbukti salah dalam kasus-kasus tertentu seperti atom argon dan atom kalsium, yang memiliki massa atom yang sama yaitu 40. Atom unsur berbeda yang memiliki massa atom yang sama disebut isobar.
• Menurut Dalton atom unsur yang berbeda bergabung dalam rasio nomor sederhana keseluruhan untuk membentuk senyawa. Hal ini tidak terlihat pada senyawa organik kompleks seperti gula C12H22O11.
• Teori ini gagal untuk menjelaskan keberadaan alotrop. Perbedaan sifat arang, grafit, berlian tidak dapat dijelaskan karena ketiganya terdiri dari atom yang sama yaitu karbon.

Kelebihan Teori Atom Dalton

• Memungkinkan kita untuk menjelaskan hukum kombinasi kimia
• Dalton adalah orang pertama yang mengakui perbedaan yang bisa diterapkan antara partikel akhir dari suatu unsur (atom) dan bahwa dari senyawa (molekul).

Pengertian Kimia Organik

Kimia organik adalah salah satu bidang ilmu ilmu kimia yang mempelajari struktur, sifat, dan komposisi suatu senyawa. Kimia organik juga sering disebut sebagai kimia karbon, karena unsur yang dipelajari dalam kimia organik adalah unsur yang mengandung karbon, hidrogen, oksigen, biasanya dengan tambahan nitrogen, belerang, dan fosfor. Salah satu contoh senyawa organik adalah TNT (trinitrotoluena) yang digunakan sebagai bahan peledak. TNT tersusun atas atom-atom karbon, hidrogen, oksigen, dan nitrogen. Di bawah ini adalah struktur dua dan tiga dimensi (versi balls and sticks) dari senyawa TNT. Atom hitam adalah karbon, abu-abu adalah hidrogen, merah adalah oksigen, dan biru adalah nitrogen.

Struktur trinitrotoluena

Setiap makhluk hidup tersusun atas senyawa organik. Diambil istilah organik karena dahulu kala banyak senyawa yang disintesis dari makhluk hidup, seperti selulosa, pati, lemak, dll.

Tata Nama Senyawa Kimia

A. Senyawa biner dari logam dan nonlogam (senyawa ionik)

1. Penamaan dimulai dari nama kation logam diikuti nama anion dari logam
2. Senyawa yang terbentuk haruslah bermuatan netral. 
3. Untuk logam yang dapat membentuk beberapa kation dengan muatan     berbeda,maka muatan kationnya dinyatakan dengan angka Romawi 

   Contoh: CuO, dengan O bermuatan -2, agar senyawa bermuatan 0 maka Cu bermuatan +2. Maka,   

   nama senyawa tersebut adalah Tembaga (II) Oksida

B. Senyawa biner dari non-logam dan non-logam (senyawa kovalen)

1. Penamaan senyawa mengikuti urutan berikut: Bi – Si – As – C – P – N – H  – S – I – Cl – O –F
2. Penamaan dimulai dari nama non-logam pertama diikuti nama non-logam      kedua yang diberi akhiran –ida . Contoh: HCl dinamakan hidrogen klorida
3. Jika dua jenis non-logam dapat membentuk lebih dari satu jenis senyawa,      maka digunakan awalan Yunani sesuai angka indeks dalam rumus kimianya

• = mono
• = di
• = tri
• = tetra
• = penta
• = heksa
• = hepta
• = okta
• = nona
• = deka

Contoh:

• CO = karbon monoksida
• CO2 = karbon dioksida
• PCl3 = fosforus triklorida
• P4O10 = tetrafosforus dekaoksida