KIMIA ORGANIK: HIBRIDISASI NITROGEN DAN OKSIGEN

Hibridisasi Nitrogen dan Oksigen

            Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling dalam menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH4). Secara historis, konsep ini dikembangkan untuk sistem-sistem kimia yang sederhana, namun pendekatan ini selanjutnya diaplikasikan lebih luas, dan sekarang ini dianggap sebagai sebuah heuristik yang efektif untuk merasionalkan struktur senyawa organik. Sangatlah penting untuk dicatat bahwa orbital adalah sebuah model representasi dari tingkah laku elektron-elektron dalam molekul. Dalam kasus hibridisasi yang sederhana, pendekatan ini didasarkan pada orbital-orbital atom hidrogen.

Ø  Nitrogen

            Nitrogen mempunyai konfigurasi elektron keadaan dasar dari N adalah [He] 2s²2p³. tiga dari lima elektron valensi yang digunakan untuk membentuk tiga Ikatan tunggal N―H, meninggalkan satu pasangan elektron bebas.

            Struktur piramidal trigonal, berasal dari tetrahedral susunan pasangan elektron . N atom memiliki empat valensi orbital atom: 2s, 2px, 2py dan 2pz. Skema  sp3  hibridisasi  memberikan tetrahedral pengaturan orbital hibrida, sesuai untuk menampung  empat  pasang  elektron. Pada atom nitrogen, oksigen dan klor dalam struktur organik juga dapat membentuk hibridisasi sp³. Nitrogen memiliki lima elektron valensi di lapisan kedua. Setelah hibridisasi, akan memiliki tiga setengah penuh orbital sp³ dan dapat membentuk tiga ikatan.

Ø  Oksigen

            Oksigen memiliki enam elektron valensi. Setelah hibridisasi, akan memiliki dua setengah penuh orbital sp³ dan akan membentuk dua ikatan. Klor memiliki tujuh elektron valensi. Setelah hibridisasi, akan memiliki satu setengah penuh orbital sp³ dan akan membentuk satu ikatan. Dengan melihat konfigurasi elektronnya, dapat diprediksi bahwa oksigen mampu membentuk dua ikatan sigma karena pada kulit terluarnya terdapat dua elektron tak berpasangan (2py dan 2pz). Oksigen juga dapat terhibridisasi sp2, yaitu dengan mempromosikan satu elektronnya ke orbital p.

            Pada elektron pada ground-state atom oksigen memiliki konfigurasi:1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1, dan oksigen merupakan atom divalen. sudut ikatan yang terbentuk sebesar 104.5 derajat diperkirakan bahwa orbital dengan pasangan elektron bebas menekan sudut ikatan H-O-H, sehingga sudut yang terbentuk lebih kecil dari sudut ideal (109.5derajat ), seperti halnya pasangan elektron bebas dalam ammonia menekan sudut ikatan H-N-H. Dengan melihat konfigurasi elektronnya, dapat diprediksi bahwa oksigen mampu membentuk dua ikatan sigma karena pada kulit terluarnya terdapat dua elektron tak berpasangan (2py dan 2pz). Air adalah contoh senyawa yang mengandung oksigen sp3. 

KIMIA ORGANIK: TUGAS TERSTRUKTUR 1

1.       Menurut Louis de Broglie bahwa elektron mempunyai sifat gelombang sekaligus juga partikel. Jelaskan keterkaitannya dengan teori mekanika kuantum  dan Teori Orbital Molekul?

Ø  Jawaban:

            Mekanika kuantum adalah cabang dasar fisika yang menggantikan mekanika klasik pada tataran atom dan subatom. Ilmu ini memberikan kerangka matematika untuk berbagai cabang fisika dan kimia, termasuk fisika atom, fisika molekular, kimia komputasi, kimia kuantum, fisika partikel, dan fisika nuklir. Mekanika kuantum adalah bagian dari teori medan kuantum dan fisika kuantum umumnya, yang, bersama relativitas umum, merupakan salah satu pilar fisika modern. Dasar dari mekanika kuantum adalah bahwa energi itu tidak kontinyu, tapi diskrit berupa 'paket' atau 'kuanta'. Konsep ini cukup revolusioner, karena bertentangan dengan fisika klasik yang berasumsi bahwa energi itu berkesinambungan.

            Menurut “Louis de Broglie”, elektron bersifat gelombang dan partikel. Ia menyatakan bahwa hipotesis adalah gelombang materi dinyatakan pada tahun 1924. Secara khusus digunakan untuk menjelaskan sebaran intensitas radiasi yang dipancarkan oleh benda hitam. Pada tahun 1905, Albert Einstein menjelaskan efek fotoelektrik dengan menyimpulkan bahwa energi cahaya datang dalam bentuk kuanta yang disebut foton. Pada tahun 1913, Niels Bohr menjelaskan garis spektrum dari atom hidrogen, lagi dengan menggunakan kuantisasi. Pada tahun 1924, Louis de Broglie memberikan teorinya tentang gelombang benda.

            Teori-teori di atas, meskipun sukses, tetapi sangat fenomenologikal: tidak ada penjelasan jelas untuk kuantisasi. Mereka dikenal sebagai teori kuantum lama. Frase "Fisika kuantum" pertama kali digunakan oleh Johnston dalam tulisannya Planck's Universe in Light of Modern Physics (Alam Planck dalam cahaya Fisika Modern). Mekanika kuantum modern lahir pada tahun 1925, ketika Werner Karl Heisenberg mengembangkan mekanika matriks dan Erwin Schrödinger menemukan mekanika gelombang dan persamaan Schrödinger. Schrödinger beberapa kali menunjukkan bahwa kedua pendekatan tersebut sama.

Louis de Broglie : menyatakan bahwa materi mempunyai dualisme sifat yaitu sebagai materi dan sebagai gelombang, yaitu:

·         Orbital molekul ikatan memiliki energi yang lebih rendah dan kestabilan yang lebih rendah dibandingkan orbital-orbital atom pembentuknya.

·         Orbital molekul antiikatan memiliki energi yg lebih tinggi dan kestabilan yang lebih rendah dibandingkan orbital-orbital atom pembentuknya.

            Selanjutnya, misalkan didalam OM menunjukkan permukaan dengan kerapatan elektron tetap/konstan sehingga elektron memiliki kemungkinan untuk berada didalamnya. Sehingga sebuah elektron dalam sebuah OM seperti dalam gambar akan berada dalam dalam daerah ikatan. Sebuah  elektron dalam orbital ikatan cenderung untuk bersama dalam inti positif, sehingga mengikatnya bersama secara elektrostatik dan meningkatkan kestabilan molekul.

            Meningkatnya kestabilan berhubungan dengan rendahnya energi, sehingga energi ikatan lebih rendah dibanding energi orbital atom awal.Sebuah elektron pada antiikatan sebagian besar waktunya diluar inti.

2.      Bila absorbsi  sinar UV  oleh ikatan rangkap menghasilkan promosi elektron ke orbital yang berenergi lebih tinggi. Transisi elektron manakah memerlukan energi terkecil bila sikloheksena berpindah ke tingkat tereksitasi?

Ø  Jawaban:

         Sinar UV  (Ultraviolet) jauh memiliki rentang panjang gelombang ± 10 – 200 nm, sedangkan ultraviolet dekat memiliki rentang panjang gelombang ± 200-400 nm. Cahaya UV tidak bisa dilihat oleh manusia, namun beberapa hewan, termasuk burung, reptil dan serangga seperti lebah dapat melihat sinar pada panjang gelombang UV. Pada spektrofotometer UV biasanya menggunakan lampu deuterium atau disebut juga heavi hidrogen sebagai sumber cahaya. Deuterium merupakan salah satu isotop hidrogen yang memiliki 1 proton dan 1 neutron pada intinya. Deuterium berbeda dengan hidrogen yang hanya memiliki 1 neutron tanpa proton. Air yang atom hidrogennya merupakan isotop deuterium dinamakan air berat (D₂O).

            Pada air berat digunakan sebagai moderator neutron dan pendingin pada reaktor nuklir. Deuterium juga berpotensi sebagai bahan bakar fusi nuklir komersial. Perlu diketahui air berat yang dibekukan (es) dapat tenggelam dalam air karena massa jenisnya lebih besar dari massa jenis air. Hal ini, tentu berbeda dengan es yang dibuat dari air (H₂O) yang mengapung bila dimasukan dalam air karena massa jenisnya lebih kecil dari air.

            Zat yang dapat dianalisis menggunakan spektrofotometri UV adalah zat dalam bentuk larutan dan zat tersebut tidak tampak berwarna. Jika zat tersebut berwarna maka perlu direaksikan dengan reagen tertentu sehingga dihasilkan suatu larutan tidak berwarna. Namun biasanya zat yang berwarna lebih banyak dianalisis menggunakan spektrofotometri sinar tampak. Senyawa-senyawa organik sebagian besar tidak tidak berwarna sehingga spektrofotometer UV lebih banyak digunakan dalam analisis senyawa organik khususnya dalam penentuan struktur senyawa organik.

            Pada absorpsi radiasi UV-visibel mengakibatkan transisi elektronik, yaitu promosi elektron-elektron dari orbital keadaan dasar yang berenergi rendah keorbital keadaan tereksitasi yang berenergi lebih tinggi. Transisi ini memerlukan energi 40 – 150 kkal/mol. Molekul-molekul yang bertanggung jawab terhadap absorpsi cahaya disebut dengan kromofor. Kromofor ini merupakan suatu gugusan yang memiliki ikatan rangkap.

            Bila molekul-molekul organik didalam larutan dilewati oleh radiasi cahaya didalam daerah spektrum UV dan visible, molekul-molekul akan mengabsorpsi cahaya, karena semua molekul mempunyai elektron baik pasangan elektron maupun elektron sunyi. Panjang gelombang dimana absorpsi itu terjadi bergantung pada kekuatan elektron itu terikat dalam molekul. Elektron dalam suatu ikatan kovalen tunggal terikat dengan kuat sehingga diperlukan radiasi berenergi tinggi atau panjang gelombang pendek untuk eksitasinya, sedangkan elektron dalam ikatan rangkap dan ganda tiga lebih mudah dieksitasikan keorbital yang lebih tinggi sehingga memerlukan radiasi berenergi lebih rendah.

[RESUME III] KIMIA ORGANIK: ORBITAL DAN PERANANYA DALAM IKATAN KOVALEN

A.    Orbital Hibridisasi Nitrogrn dan Oksigen

            Hibridisasi adalah sebuah konsep bersatunya orbital-orbital atom membentuk orbital hibrid yang baru yang sesuai dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom. Konsep orbital-orbital yang terhibridisasi sangatlah berguna dalam menjelaskan bentuk orbital molekul dari sebuah molekul. Konsep ini adalah bagian tak terpisahkan dari teori ikatan valensi. Walaupun kadang-kadang diajarkan bersamaan dengan teori VSEPR, teori ikatan valensi dan hibridisasi sebenarnya tidak ada hubungannya sama sekali dengan teori VSEPR.

             

Perhatikan  konfigurasi elektron Be, B dan C

·         Be   : 1s2 2s2

·         B     : 1s2 2s2 2p1

·         C     : 1s2 2s2 2p2

            Dan Berilium pun dapat membentuk senyawa yang bersifat kovalen seperti BeH2 dan BeCl2. Boron dapat membentuk senyawa dengan perbandingan 1:3 seperti BF3 dan BCl3. Pada senyawa karbon yang lebih dari sejuta banyaknya dapat dijumpai atom karbon yang terikat melalui empat pasangan elektron ikatan. Jika ditinjau dari konfigurasi elektron saja, maka dapat diduga bahwa, berilium yang orbitalnya terisi penuh tidak dapat membentuk satu ikatan kovalen, sedangkan karbon hanya dapat membentuk dua ikatan kovalen.

            Kontradiksi antara pengamatan eksperimen dan ramalan berdasarkan model atom, menunjukkan bahwa model orbital atom masih jauh dari sempurna untuk menjelaskan ikatan kimia. Oleh sebab itu, penyusunan elektron dalam orbital setiap bilangan kuantum utama perlu ditata kembali. Penyusunan kembali orbital dalam sebuah atom, untuk membentuk seperangkat orbital yang ekivalen dalam molekul disebut hibridisasi.

            Selanjutnya, Hibridisasi adalah proses  pembentukan orbital-orbital hibrida dengan tingkat energi yang sama (orbital-orbital degenerat) dari orbital-orbital asli yang jenis dan tingkat energinya berbeda.

            Pada teori hibridisasi ini dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling dalam menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH4). Secara historis, konsep ini dikembangkan untuk sistem-sistem kimia yang sederhana, namun pendekatan ini selanjutnya diaplikasikan lebih luas, dan sekarang ini dianggap sebagai sebuah heuristik yang efektif untuk merasionalkan struktur senyawa organik.

            Teori hibridisasi tidaklah sepraktis teori orbital molekul dalam hal perhitungan kuantitatif. Masalah-masalah pada hibridisasi terlihat jelas pada ikatan yang melibatkan orbital d, seperti yang terdapat pada kimia koordinasi dan kimia organologam. Walaupun skema hibridisasi pada logam transisi dapat digunakan, ia umumnya tidak akurat.

            Sangatlah penting untuk dicatat bahwa orbital adalah sebuah model representasi dari tingkah laku elektron-elektron dalam molekul. Dalam kasus hibridisasi yang sederhana, pendekatan ini didasarkan pada orbital-orbital atom hidrogen. Orbital-orbital yang terhibridisasikan diasumsikan sebagai gabungan dari orbital-orbital atom yang bertumpang tindih satu sama lainnya dengan proporsi yang bervariasi. Orbital-orbital hidrogen digunakan sebagai dasar skema hibridisasi karena ia adalah salah satu dari sedikit orbital yang persamaan Schrödingernya memiliki penyelesaian analitis yang diketahui.

            Orbital-orbital ini kemudian diasumsikan terdistorsi sedikit untuk atom-atom yang lebih berat seperti karbon, nitrogen, dan oksigen. Dengan asumsi-asumsi ini, teori hibridisasi barulah dapat diaplikasikan. Perlu dicatat bahwa kita tidak memerlukan hibridisasi untuk menjelaskan molekul, namun untuk molekul-molekul yang terdiri dari karbon, nitrogen, dan oksigen, teori hibridisasi menjadikan penjelasan strukturnya lebih mudah. Teori hibridisasi sering digunakan dalam kimia organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang terdiri dari atom C, N, dan O (kadang kala juga P dan S). Penjelasannya dimulai dari bagaimana sebuah ikatan terorganisasikan dalam metana.

·         Nitrogen

            Nitrogen atau zat lemas adalah unsur kimia dalam tabel periodik yang memiliki lambang N dan nomor atom 7. Ini adalah pniktogen paling ringan pada temperatur kamar. Biasanya ditemukan sebagai gas tanpa warna, tanpa bau, tanpa rasa, dan merupakan gas diatomik, sangat sulit bereaksi dengan unsur atau senyawa lainnya. Sudut ikatan yang terbentuk adalah 107.3 derajat, mendekati sudut tetrahedral (109.5 derajat). Nitrogen memiliki lima elektron pada kulit terluarnya.

·         Oksigen

            Oksigen atau zat asam adalah unsur kimia dalam sistem tabel periodik yang mempunyai lambang O dan nomor atom 8. Ia merupakan unsur golongan kalkogen dan dapat dengan mudah bereaksi dengan hampir semua unsur lainnya (utamanya menjadi oksida). Pada Temperatur dan tekanan standar, dua atom unsur ini berikatan menjadi dioksigen, yaitu senyawa gas diatomik dengan rumus O2 yang tidak berwarna, tidak berasa, dan tidak berbau.

                Elektron pada ground-state atom oksigen memiliki konfigurasi: 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1, sudut ikatan yang terbentuk sebesar 104.5 derajat diperkirakan bahwa orbital dengan pasangan elektron bebas menekan sudut ikatan H-O-H, sehingga sudut yang terbentuk lebih kecil dari sudut ideal (109.5derajat ), seperti halnya pasangan elektron bebas dalam ammonia menekan sudut ikatan H-N-H.

B.     Ikatan Rangkap Terkonjugasi

            Dua ikatan rangkap yang kedudukannya diselang oleh satu ikatan tunggal, seperti: -CH=CH-CH=CH- Ikatan rangkap konjugasi adalah ikatan rangkap selang seling dengan ikatan tunggal atau disebut juga elektronnya dapat berpindah-pindah (terdelokalisasi).

C.     Benzena dan Resonansi

            Benzena adalah senyawa kimia organik yang merupakan cairan tak berwarna dan mudah terbakar serta mempunyai bau yang manis. Benzena terdiri dari 6 atom karbon yang membentuk cincin, dengan 1 atom hidrogen berikatan pada setiap 1 atom karbon. Benzena merupakan salah satu jenis hidrokarbon aromatik siklik dengan ikatan pi yang tetap. Benzena adalah salah satu komponen dalam minyak bumi, dan merupakan salah satu bahan petrokimia yang paling dasar serta pelarut yang penting dalam dunia industri

Struktur Resonansi Benzena:

            Selanjutnya, resonansi terjadi karena adanya delokalisasi elektron dari ikatan rangkap ke ikatan tunggal. Delokalisasi elektron yang terjadi pada benzena pada struktur resonansi adalah sebagai berikut:

[RESUME II] KIMIA ORGANIK: ORBITAL DAN PERANANYA DALAM IKATAN KOVALEN

A.    Sifat Gelombang

            Elektron oleh ahli kimia (sampai 1923 ) diandaikan hanya sebagai partikel bermuatan negatif yang mengelilingi inti atom. Namun, dalam 1923, Louis de Broglie mengemukakan bahwa elektron mempunyai sifat gelombang dan sifat partikel.  Pendapatnya tersebut menjadi konsep dari mekanika kuantum tentang gerak elektron dan teori orbital molekul.

            Suatu elektron dalam atom digambarkan sebagai suatu gelombang. Dengan demikian, elektron dalam atom tidak mempunyai lintasan yang pasti seperti gambaran Rutherford-Bohr. Elektron berkedudukan dalam ruang yang dinyatakan dengan gelombang. Oleh karena lintasan elektron tidak jelas, disebut dengan kebolehjdian untuk menemukan elektron pada berbagai jarak dari inti dan pada berbaai gerak dalam ruang. Menurut Schrödinger elektron yang terikat pada inti atom dapat dianggap memiliki sifat sama seperti “standing wave”, anda bisa membayangkan gelombang standing wave ini seperti senar pada gitar. Ciri standing wave ini ujung-ujungnya harus memiliki simpul sehingga ½ gelombang yang dihasilkan berjumlah bilangan bulat. Hal yang sama dapat diterapkan apabila kita menganggap elektron dalam atom hydrogen sebagai “standing wave”. Hanya orbit dengan dengan jumlah ½ gelombang tertentu saja yang diizinkan, orbit dengan jumlah ½ gelombang yang bukan merupakan bilangan bulat tidak diizinkan. Hal inilah penjelasan yang rasional mengapa energi dalam atom hydrogen terkuantisasi. 

Ciri khas model atom mekanika gelombang yaitu :

·         Gerakan elektron memiliki sifat gelombang, sehingga lintasannya (orbitnya) tidak stasioner seperti model Bohr, tetapi mengikuti penyelesaian kuadrat fungsi gelombang yang disebut orbital (bentuk tiga dimensi dari kebolehjadian paling besar ditemukannya elektron dengan keadaan tertentu dalam suatu atom)

·         Bentuk dan ukuran orbital bergantung pada harga dari ketiga bilangan kuantumnya. (Elektron yang menempati orbital dinyatakan dalam bilangan kuantum tersebut)

·         3Posisi elektron sejauh 0,529 Amstrong dari inti H menurut Bohr bukannya sesuatu yang pasti, tetapi boleh jadi merupakan peluang terbesar ditemukannya elektron 

            Selanjutnya, dalam pembentukan molekul orbital atom bertumpang tindih menghasilkan orbital molekul yakni fungsi gelombang elektron dalam molekul. Jumlah orbital molekul adalah jumlah atom dan orbital molekul ini diklasifikasikan menjadi orbital molekul ikatan, non-ikatan, atau antiikatan sesuai dengan besarnya partisipasi orbital itu dalam ikatan antar atom.

B.      Orbital Ikatan dan Anti Ikatan

o   Orbital Ikatan

            Pada orbital molekul orbital-orbital dari dua atom yang saling tumpang tindih agar dapat menghasilkan ikatan kovalen. Teori orbital molekul menggambarkan ikatan kovalen melalui istilah orbital molekul yang dihasilkan dari interaksi orbital-orbital atom dari atom-atom yang berikatan dan yang terkait dengan molekul secara keseluruhan . Konstruksi orbital molekul dari orbital atom, bagian dalam pembentukan molekul.

o   Anti Ikatan

            Pada sebagian dari orbital molekul mempunyai energi yang lebih besar daripada energi orbital atom. Hal tersebut dikarenakan terbentuknya orbital dari orbital molekul pengikatan (bonding) dan orbital molekul antiikatan (antibonding). Pada bagian dalam elektron yang tidak diambil disebut elektron tidak berikatan (nonbonding) dan elektron tersebut mempunyai energi yan sama dengan energi yang dimiliki oleh atom-atom yang terpisah. Setiap jenis orbital secara umum mempunyai energi-energi yang relatif.

            Pada, orbital molecular ikat (bonding) yaitu orbital dengan rapatan electron ikat terpusat mendekat pada daerah antara kedua inti atom yang bergabung dan dengan demikian menghasilkan situasi yang lebih stabil. Orbital molecular antiikat (antibonding) yaitu orbital dengan rapatan electron ikat terpusat menjauh dari daerah antara inti atom yang bergabung dan menghasilkan situasi kurang stabil.

Berikut adalah perbedaan orbital molekul bonding dan antibonding:

a.       Orbital Molekul Bonding

o   Dibentuk oleh penambahan tumpang tindih

o   Lebih stabil

o    Energi lebih kecil

o   Kepadatan elektron antara inti terikat lebih tinggi

b. Orbital Molekul antibonding

o      Dibentuk oleh pengurangan tumpang tindih

o      Kurang stabil

o    Energi lebih besar

o      Kepadatan elektron antara inti terikat lebih rendah

Syarat pembentukan orbital molekul ikatan yaitu :

o   Cuping orbital atom penyusunnya cocok untuk tumpang tindih.

o   Tanda positif atau negatif cuping yang bertumpang tindih sama.

o   Tingkat energi orbital-orbital atomnya dekat.

            Misalnya : "Orbital molekul, seperti orbital atom, dapat berisi dua elektron, satu dengan spin keatas dan yang lain dengan spin kebawah. Dalam orbital moleku pengikatan, pengikatan kovalen terjadi karena pemakaian bersama elektron-elektron (yang paling sering adalah pasangan elektron dengan spin yang berlawanan). Kerapatan elektron rata-rata yang terbesar berada di antara nukleinya dan cenderung untuk menarik nukleinya bersama-sama. Pemakaian bersama elektron itu sendiri tidaklah mencukupi untuk terjadinya ikatan kimia. Elektron yang dipakai pada orbital molekul antipengikatan secara bersama-sama cenderung untuk memaksa inti atau nekleinya berpisah, sehingga kekuatan ikatan tersebut menurun".

C.     Orbital Hibrida Karbon

            Hibridisasi Karbon adalah sebuah konsep bersatunya orbital-orbital atom membentuk orbital hibrid yang baru yang sesuai dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom. Konsep orbital-orbital yang terhibridisasi sangatlah berguna dalam menjelaskan bentuk orbital molekul dari sebuah molekul. Teori hibridisasi sering digunakan dalam kimia organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang terdiri dari atom C, N, dan O (kadang kala juga P dan S). Penjelasannya dimulai dari bagaimana sebuah ikatan terorganisasikan dalam metana.

 Jenis-jenis Hibridisasi

o   Hibrid sp3

            Hibridisasi menjelaskan atom-atom yang berikatan dari sudut pandang sebuah atom. Untuk sebuah karbon yang berkoordinasi secara tetrahedal (seperti metana, CH4), maka karbon haruslah memiliki orbital-orbital yang memiliki simetri yang tepat dengan 4 atom hidrogen. Konfigurasi keadaan dasar karbon adalah 1s2 2s2 2px1 2py1 .Teori ikatan valensi memprediksikan, berdasarkan pada keberadaan dua orbital p yang terisi setengah, bahwa C akan membentuk dua ikatan kovalen, yaitu CH2. Namun, metilena adalah molekul yang sangat reaktif (lihat pula:karbena), sehingga teori ikatan valensi saja tidak cukup untuk menjelaskan keberadaan CH4. Pada CH4, empat orbital hibrid sp3 bertumpang tindih dengan orbital 1s hidrogen, menghasilkan empat ikatan sigma. Empat ikatan ini memiliki panjang dan kuat ikat yang sama, sehingga sesuai dengan pengamatan.

o   Hibrid sp2

Senyawa karbon ataupun molekul lainnya dapat dijelaskan seperti yang dijelaskan pada metana. Misalnya etilena(C2H4) yang memiliki ikatan rangkap dua di antara karbon-karbonnya. Karbon akan melakukan hibridisasi sp2 karena orbtial-orbital hibrid hanya akan membentuk ikatan sigma dan satuikatan pi seperti yang disyaratkan untuk ikatan rangkap dua di antara karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang dan kuat ikat yang sama. 

o   Hibrid sp

Ikatan kimia dalam senyawa seperti alkuna dengan ikatan rangkap tiga dijelaskan dengan hibridisasi sp. Dalam model ini, orbital 2s hanya bergabung dengan satu orbital-p, menghasilkan dua orbital sp dan menyisakan dua orbital p. Ikatan kimia dalam asetilena (etuna) terdiri dari tumpang tindih sp-sp antara dua atom karbon membentuk ikatan sigma, dan dua ikatan pi tambahan yang dibentuk oleh tumpang tindih p-p.

Contoh:

Hibridisasi sp3 : metana, CH4

orbital 2s dan 3 orbital 2p bergabung membentuk 4

orbital ekivalen 􀃆 orbital hibrida sp3

[RESUME I] KIMIA ORGANIK: TINJAUAN ULANG TENTANG ATOM DAN MOLEKUL KIMIA ORGANIK

        A. Struktur elektron dan atom
     konfigurasi elektron adalah susunan elektron-elektron pada sebuah atom, molekulatau struktur fisik lainnya. Sama seperti partikel elementer lainnya, elektron patuh pada hukum mekanika kuantum dan menampilkan sifat-sifat bak-partikel maupun bak-gelombang. Secara formal, keadaan kuantum elektron tertentu ditentukan oleh fungsi gelombangnya, yaitu sebuah fungsi ruang dan waktu yang bernilai kompleks.

      Menurut interpretasi mekanika kuantum Copenhagen, posisi sebuah elektron tidak bisa ditentukan kecuali setelah adanya aksi pengukuran yang menyebabkannya untuk bisa dideteksi. Probabilitas aksi pengukuran akan mendeteksi sebuah elektron pada titik tertentu pada ruang adalah proporsional terhadap kuadrat nilai absolut fungsi gelombang pada titik tersebut.

      Elektron-elektron dapat berpindah dari satu aras energi ke aras energi yang lainnya dengan emisi atau absorpsi kuantum energi dalam bentuk foton. Oleh karena asas larangan Pauli, tidak boleh ada lebih dari dua elektron yang dapat menempati sebuah orbital atom, sehingga elektron hanya akan meloncat dari satu orbital ke orbital yang lainnya hanya jika terdapat kekosongan di dalamnya.

     Pengetahuan atas konfigurasi elektron atom-atom sangat berguna dalam membantu pemahaman struktur tabel periodik unsur-unsur. Konsep ini juga berguna dalam menjelaskan ikatan kimia yang menjaga atom-atom tetap bersama.
    
        B. Jari-jari atom dan kelektronegatifan

-           Jari-jari atom

            Jari-jari atom merupakan jarak elaktron terluar ke inti atom dan menunjukan ukuran suatu atom. Jari-jari atom sukar diukur sehingga pengukuran jari-jari atom dilakukan dengan cara mengukur jarak inti antar dua atom yang berikatan sesamanya. Dalam suatu golongan, jari-jari atom semakin ke atas cenderung semakin kecil. Hal ini terjadi karena semakin ke atas, kulit elektron semakin kecil. Dalam suatu periode, semakin ke kanan jari-jari atom cenderung semakin kecil. Hal ini terjadi karena semakin ke kanan jumlah proton dan jumlah elektron semakin banyak, sedangkan jumlah kulit terluar yang terisi elekteron tetap sama sehingga tarikan inti terhadap elektron terluar semakin kuat.

-          Keelektronegatifan

            Kelektronegatifan adalah kemampuan suatu atom untuk menarik elektron dari atom lain. Faktor yang mempengaruhi keelektronegatifan adalahgaya tarik dari inti terhadap elektron dan jari-jari atom. Unsur-unsur yang segolongan : keelektronegatifan makin ke bawah makin kecil, karena gaya taik-menarik inti makin lemah. Unsur-unsur bagian bawah dalam sistem periodik cenderung melepaskan elektron.

Unsur-unsur yang seperiode : keelektronegatifan makin kekanan makin besar.keelektronegatifan terbesar pada setiap periode dimiliki oleh golongan VII A (unsur-unsur halogen). Harga kelektronegatifan terbesar terdapat pada flour (F) yakni 4,0, dan harga terkecil terdapat pada fransium (Fr) yakni 0,7. Harga keelektronegatifan penting untuk menentukan bilangan oksidasi ( biloks ) unsur dalam sutu senyawa. Jika harga kelektronegatifan besar, berati unsur yang bersangkutan cenderung menerim elektron dan membentuk bilangan oksidasi negatif. Jika harga keelektronegatifan kecil, unsur cenderung melepaskan elektron dan membentuk bilangan oksidasi positif. Jumlah atom yang diikat bergantung pada elektron valensinya.

            Dalam satu periode dari kiri ke kanan, jari-jari semkain kecil dangaya tarik inti terhadap elektron semakin besar, maka atom semakin mudah menarik elektron dari luar sehingga afinitas elektron semakin besar. Pada satu golongan dari atas ke bawah, jari-jari atom makin besar, sehingga gaya tarik inti terhadap elektron makin kecil, maka atom semakin sulit menarik elektron dari luar, sehingga afinitas elektron semakin kecil.

        C. Panjang ikatan dan sudut ikatan

            Dari data panjang ikatan diatas, dapat disimpulkan panjang ikatan rangkap tiga lebih pendek bila dibandingkan dengan ikatan rangkap dua dan ikatan tunggal, ikatan rangkap dua lebih pendek dari ikatan tunggal. Dan ikatan C dengan H lebih pendek dari ikatan tunggal antara C dengan C. Panjang dan kekuatan suatu ikatan tergantung dari hibridisasi dari atom yang saling berikatan. Semakin besar karakter s dalam orbital yang digunakan atom-atom untuk membentuk ikatan, semakin pendek dan kuat ikatan tersebut.

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

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

            Untuk menjelaskan keberadaan molekul CH4 ini, maka teori hibridisasi digunakan. Langkah awal hibridisasi adalah eksitasi dari satu (atau lebih) elektron:

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

            Pada CH4, empat orbital hibrid sp3 bertumpang tindih dengan orbital 1s hidrogen, menghasilkan empat ikatan sigma. Empat ikatan ini memiliki panjang dan kuat ikat yang sama, sehingga sesuai dengan pengamatan. sama dengan  Sebuah pandangan alternatifnya adalah dengan memandang karbon sebagai anion C4−. Dalam kasus ini, semua orbital karbon terisi: Jika kita menrekombinasi orbital-orbital ini dengan orbital-s 4 hidrogen (4 proton, H+) dan mengijinkan pemisahan maksimum antara 4 hidrogen (yakni tetrahedal), maka kita bisa melihat bahwa pada setiap orientasi orbital-orbital p, sebuah hidrogen tunggal akan bertumpang tindih sebesar 25% dengan orbital-s C dan 75% dengan tiga orbital-p C. HaL ini sama dengan persentase relatif antara s dan p dari orbital hibrid sp3 (25% s dan 75% p).

            Karbon akan melakukan hibridisasi sp2 karena orbtial-orbital hibrid hanya akan membentuk ikatan sigma dan satu ikatan pi seperti yang disyaratkan untuk ikatan rangkap dua di antara karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang dan kuat ikat yang sama. Hal ini sesuai dengan data percobaan. Dalam hibridisasi sp2, orbital 2s hanya bergabung dengan dua orbital 2p: membentuk 3 orbital sp2 dengan satu orbital p tersisa. Dalam etilena, dua atom karbon membentuk sebuah ikatan sigma dengan bertumpang tindih dengan dua orbital sp2 karbon lainnya dan setiap karbon membentuk dua ikatan kovalen dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp2 yang bersudut 120°. Ikatan pi antara atom karbon tegak lurus dengan bidang molekul dan dibentuk oleh tumpang tindih 2p-2p (namun, ikatan pi boleh terjadi maupun tidak).

          D. Energi disosiasi

             kimia dan biokimia, disosiasi adalah suatu proses ketika senyawa ionik (kompleks atau garam) terpisah menjadi partikel, ion, atau radikal yang lebih kecil, dan biasanya dapat dikembalikan seperti semula. Misalnya, ketika asam Brønsted-Lowry ditempatkan di dalam air, ikatan kovalen antara atom elektronegatif dengan atom hidrogen dipecah oleh fisi heterolitik, yang menghasilkan proton dan ion negatif. Disosiasi merupakan lawan dari asosiasi dan rekombinasi. Proses ini tidak sama dengan ionisasi.

Konstanta disosiasi[sunting | sunting sumber] Untuk disosiasi dalam keseimbangan kimiawi yang dapat dikembalikan

AB  A + B

konstanta disosiasi Ka adalah rasio senyawa terdisosiasi dengan tak terdisosiasi.

          E.  Konsep asam dan basa dalam kimia organik

-          Menurut Arrhennius

            Menurut Arrhennius, asam adalah senyawa yang apabila dilarutkan dalam air akan melepaskan ion H+, sedangkan basa adalah senyawa yang apabila dilarutkan dalam air akan melepaskan ion OH-. Konsep ini hanya dapat diterapkan pada senyawa yang larut dalam air sehingga dikembangkan lagi konsep yang dapat digunakan untuk senyawa yang tidak larut dalam air. Dari definisi Arrhenius, asam dan basa masing - masing dibagi dua:

            Asam kuat, yaitu asam yang terdisosiasi sempurna di dalam air dan memiliki nilai derajat disosiasi = 1. Contoh asam kuat adalah HCl (Asam Klorida), HNO3 (Asam Nitrat / Asam Sendawa), H2SO4 (Asam Sulfat),  HBr (Asam Bromida), HI (Asam Iodida), dan HClO4 (Asam Perklorat).

            Asam lemah, yaitu asam yang tidak terdisosiasi sempurna di dalam air dan memiliki nilai derajat disosiasi < 1. Contoh asam lemah adalah HNO2 (Asam Nitrit), CH3COOH (Asam Asetat / Asam Cuka), HCOOH (Asam Format / Asam Semut), H2C2O4 (Asam Oksalat), H2S (Asam Sulfida), H2SO3 (Asam Sulfit), dan masih banyak lagi.

            Basa kuat, yaitu basa yang terdisosiasi sempurna di dalam air dan memiliki nilai derajat disosiasi = 1. Contoh basa kuat adalah KOH (Kalium Hidroksida) dan NaOH (Natrium Hidroksida / Soda Kaustik).

            Basa lemah, yaitu basa yang tidak terdisosiasi sempurna di dalam air dan memiliki nilai derajat disosiasi < 1. Contoh basa lemah adalah Fe(OH)2 (Besi (II) Hidroksida), Fe(OH)3 (Besi (III) Hidroksida), Al(OH)3 (Alumunium Hidroksida) dan sebagainya.

            Kelemahan Konsep Arrhennius ialah, bahwa konsep ini hanya dapat digunakan pada zat - zat yang memiliki ion H+ dan OH- saja, sedangkan zat - zat organik dan tidak larut dalam air tidak dapat ditentukan sifat keasaman atau kebasaannya,

-          Menurut Brownstead - Lowry

            Menurut Brownstead – Lowry, asam adalah senyawa yang mendonorkan proton (H+) sedangkan basa adalah senyawa yang menerima donor proton (H+) dari asam. Konsep ini banyak digunakan dalam reaksi - reaksi senyawa organik karena cocok untuk senyawa yang tidak memiliki H+ dan OH- dan juga tidak larut dalam air.

-          Menurut Lewis

            Menurut Lewis, asam adalah senyawa yang menerima pasangan elektron dari basa, sedangkan basa adalah senyawa yang mendonorkan pasangan elektron kepada asam. Konsep ini dikembangkan oleh Lewis berdasarkan struktur ikatan kimia, dimana setiap atom dapat membentuk ikatan kimia berdasarkan valensi yang dimilikinya. Valensi adalah jumlah ikatan maksimum yang dapat dibentuk oleh suatu atom.Contoh asam menurut Lewis adalah AlCl3 dan HCl sedangkan contoh basa menurut Lewis adalah NH3. Catatan : Konsep Lewis banyak diaplikasikan di dalam konsep Kimia Organik

            Dalam konsep asam dan basa, dikenal senyawa amfoter yaitu senyawa yang dapat bertindak sebagai asam namun dapat juga bertindak sebagai basa. Contoh senyawa amfoter adalah air (H2O), Asam Amino, Asam Borat (H3BO3), dan Alumunium Hidroksida (Al(OH)3). Untuk mempelajari lebih lanjut baca juga postingan Senyawa Oksida Asam dan Oksida Basa.

-          Sifat Asam

            Dari uraian mengenai asam yang telah dijelaskan di atas, sekarang kita akan membahas mengenai sifat asam dilihat dari sifat fisika maupun sifat kimia.

-          Sifat Kimia Asam

            Menurut penjelasan Arrhennius, jelas bahwa asam akan melepaskan kation Hidrogen (H+) jika terurai di dalam air, sedangkan menurut Brownstead - Lowry asam merupakan zat yang di dalam reaksinya akan mendonorkan proton (dalam hal ini akan mendonorkan kation). Sedangkan menurut Lewis, asam akan menerima pasangan elektron bebas yang diberikan oleh basa. Nah selain sifat - sifat di atas, asam juga dapat merubah warna lakmus biru menjadi merah dan merubah warna indikator pH seperti indikator PP dari merah (basa) menjadi tak berwarna (asam). Larutan asam apabila dicek menggunakan pH universal atau pH meter akan menunjukkan angka < 7, dimana semakin mendekati 0 maka konsentrasi dan kekuatan asam semakin kuat.

-          Sifat Fisika Asam

            Ditinjau dari sifat fisika, asam memang terasa masam walaupun tidak semua asam dapat dicicipi. Semua asam - asam mineral bersifat korosif, yaitu mampu merusak dan dapat melarutkan permukaan logam dan lapisan kulit jika terkena kontak langsung. Inilah alasan mengapa asam akan menimbulkan sensasi tajam dan panas jika terkena kulit.

-          Sifat Basa

·         Sifat Kimia Basa

            Bisa dibilang basa adalah kebalikan dari asam. Basa, menurut Arrhennius, adalah zat yang akan membebaskan anion Hidroksida (OH-) jika dilarutkan di dalam air. Sedangkan menurut Brownstead - Lowry, basa adalah zat yang akan menerima donor proton (H+) dari asam, dan menurut Lewis basa akan mendonorkan pasangan elektron bebas kepada asam. Basa dapat menetralkan asam membentuk garam dan air. Larutan basa dapat merubah warna lakmus merah menjadi biru dan dapat merubah warna indikator PP dari tak berwarna (asam) menjadi merah (basa).

·         Sifat Fisika Basa

            Dilihat dari sifat fisikanya, basa memiliki rasa pahit walaupun basa tidak boleh dicicipi. Semua basa yang belum dibuat menjadi larutannya akan berbentuk padatan, kecuali NH4OH yang dari awal sudah berbentuk cairan. Jika kontak dengan kulit, basa akan terasa licin dan beberapa basa seperti NaOH dan KOH dapat menyebabkan iritasi dan gatal - gatal pada kulit. Basa juga sangat berbahaya bila kontak dengan selaput lendir seperti mata, oleh karena itu hati - hati ya!