ORBITAL DAN PERANANNYA DALAM IKATAN KOVALEN

KIMIA ORGANIK 1

ORBITAL DAN PERANANNYA DALAM IKATAN KOVALEN

A.    ORBITAL HIBRIDASI NITROGEN DAN OKSIGEN

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.
Pembentukan ikatan dalam senyawa harus sesuai dengan aturan hibridisasi yaitu :
1. Orbital yang bergabung harus mempunyai tingkat energi sama atau hampir sama
2. Orbital hybrid yang terbentuk sama banyaknya dengan orbital yang bergabung.
3. Dalam hibridisasi yang bergabung adalah orbital bukan electron

Pembentukan orbital hybrid melalui proses ibridisasi adalah sebagai berikut :
1. Salah satu electron yang berpasangan berpromosi ke orbital yang lebih tinggi tingkat energinya sehingga jumlah electron yang tidak berpasangan sama dengan jumlah ikatan yang akan terbentuk. Atom yang sedemikian disebut dalam keadaan tereksitasi. Promosi yang mungkin adalah dari ns ken p dan ns ke ns ke nd atau (n-1)d
2. Penggabungan orbital mengakibatkan kerapatan electron lebih besar di daera orbital hybrid.
3. Terjadi tumpang tindih orbital hybrid dengan orbital atom lain sehingga membentuk ikatan kovalen atau kovalen koordinasi.

B. Hibrid sp
Salah satu contoh orbital sp terjadi pada Berilium diklorida. Berilium mempunyai 4 orbital dan 2 elektron pada kulit terluar. Pada hibridisasi Berilium dijelaskan bahwa orbital 2s dan satu orbital 2p pada Be terhibridisasi menjadi 2 orbital hibrida sp dan orbital 2p yang tidak tribridisasi. Diagram hibridisasinya sebagai berikut : Terjadi pada BeH2 dan BeCl2°Hibridisasi sp membentuk geometri linear dengan sudut 180

C. Hibrid sp2
Salah satu contoh orbital hirbid sp2 diasumsikan terjadi pada Boron trifluorida. Boron mempunyai 4 orbital tapi hanya 3 eletron pada kulit terluar. Hibridisasi boron mengkombinasikan 2s dan 2 orbital 2p menjadi 3 orbital hybrid sp2 dan 1 orbital yang tidak mengalami hibridisasi. Skema hibridisasi Boron adalah sebagai berikut :

°Orbital hybrid sp2 menjadi bentuk trigonal planar dengan sudut ikatan120

D. 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 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.

1.      Atom Nitrogen

Ikatan kovalen tidak hanya terbentuk dalam senyawa karbon, tetapi juga dapat dibentuk oleh atom-atrom lain. Semua ikatan kovalen yang dibentuk oleh unsur-unsur dalam tabel periodik dapat dijelaskan dengan orbital hibrida. Secara prinsip, pembentukan hibrida sama dengan pada atom karbon. Amonia, NH3, salah satu contoh molekul yang mengandung ikatan kovalen yang melibatkan atom nitrogen. Atom nitrogen memiliki konfigurasi ground-state: 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1, dan

memungkinkan atom nitrogen berikatan dengan tiga atom hidrogen.

Ketika terdapat tiga elektron tak berpasangan mengisi orbital 2p,

ini memungkinkan orbital 1s dari hidrogen untuk overlap dengan

orbital 2p tersebut membentuk ikatan sigma. Sudut ikatan yang

terbentuk adalah 107.30, mendekati sudut tetrahedral (109.50). Nitrogen

memiliki lima elektron pada kulit terluarnya. Pada hibridisasi sp3, satu

orbital sp3 diisi oleh dua elektron dan tiga orbital sp3 diisi masingmasing

satu elektron.

Ikatan sigma terbentuk dari overlap orbital hibrida sp3 yang

tidak berpasangan tersebut dengan orbital 1s dari hidrogen

menghasilkan molekul ammonia. Dengan demikian, ammonia

memiliki bentuk geometri tetrahedral yang mirip dengan metana.

Ikatan N-H memiliki panjang 1.01 A dan kekuatan ikatan 103

kkal/mol.

Nitrogen memiliki tiga elektron tak berpasangan pada orbital

hibrid sp3, ketika satu elektron dalam orbital hibrida tersebut

tereksitasi ke orbital p maka terbentuk hibrida baru, yaitu sp2. Elektron

pada orbital p digunakan untuk membentuk ikatan pi. Jadi, atom

nitrogen yang terhibridisasi sp2 memiliki satu ikatan pi yang

digunakan untuk membentuk ikatan rangkap dua, mirip dengan

molekul etena. Apabila elektron yang tereksitasi ke orbital p ada dua

maka nitrogen memiliki kemampuan membentuk dua ikatan pi atau

satu ikatan rangkap tiga (hibridisasi sp).

2.      Oksigen

Elektron pada ground-state atom oksigen memiliki konfigurasi:

1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1, dan oksigen merupakan atom divalen.

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.

sudut ikatan yang terbentuk sebesar 104.50. diperkirakan bahwa orbital

dengan pasangan elektron bebas menekan sudut ikatan H-O-H,

sehingga sudut yang terbentuk lebih kecil dari sudut ideal (109.50),

seperti halnya pasangan elektron bebas dalam ammonia menekan

sudut ikatan H-N-H.

Oksigen juga dapat terhibridisasi sp2, yaitu dengan

mempromosikan satu elektronnya ke orbital p.

Dalam kondisi ini, oksigen hanya memiliki satu ikatan sigma, tetapi

juga memilki satu ikatan pi. Contoh molekul yang memiliki atom

oksigen terhibridisasi sp2 adalah pada senyawa-senyawa karbonil.

B.     IKATAN RANGKAP TERKONJUGASI

Ikatan rangkap konjugasi adalah ikatan rangkap selang seling dengan ikatan tunggal atau disebut juga elektronnya dapat berpindah-pindah (terdelokalisasi).

Sistem konjugasi terjadi dalam senyawa organik yang atom-atomnya secara kovalen berikatan tunggal dan ganda secara bergantian (C=C-C=C-C) dan memengaruhi satu sama lainnya membentuk daerah delokalisasi elektron. Elektron-elektron pada daerah delokalisasi ini bukanlah milik salah satu atom, melainkan milik keseluruhan sistem konjugasi ini. Contohnya, fenol (C6H5OH memiliki sistem 6 elektron di atas dan di bawah cincin planarnya sekaligus di sekitar gugus hidroksil.

C.     BENZENA DAN RESONANSI

Berdasarkan hasil analisis sinar-X maka diusulkan bahwa ikatan rangkap pada molekul benzena tidak terlokalisasi pada karbon tertentu melainkan dapat berpindah-pindah (terdelokalisasi). Gejala ini dinamakan  resonansi.

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

Teori resonansi dapat menerangkan mengapa benzena sukar diadisi. Sebab, ikatan rangkap dua karbon-karbon dalam benzena terdelokalisasi dan membentuk semacam cincin yang kokoh terhadap serangan kimia, sehingga tidak mudah diganggu. Oleh karena itulah reaksi yang umum pada benzena adalah reaksi substitusi terhadap atom H tanpa mengganggu cincin karbonnya.

Benzena merupakan termasuk dari golongan senyawa aromatis yang paling sederhana. Benzena mempunyai rumus (C6H6) di mana merupakan dari hidrokarbon tidak jenuh sehingga mudah bereaksi dengan senyawa atau unsur lain membentuk senyawa baru. Rumus molekul benzena telah ditemukan sejak tahun 1834 yaitu C6H6. Rumus molekul ini memperlihatkan ketidakjenuhan karena tidak memenuhi rumus CnH2n+2. Akan tetapi benzena tidak memperlihatkan ketidakjenuhan, benzena tidak melunturkan warna air bromin (tidak diadisi oleh bromin). Hasil percobaan menunjukkan bahwa monosubstitusi benzena, C6H5X, tidak mempunyai isomer. Hal ini mengisyaratkan bahwa keenam atom H pada benzena mempunyai kedudukan yang ekivalen.

Sementara itu, disubstitusi benzena, C6H4X2, mempunyai tiga isomer. Rumus struktur benzena menjadi persoalan bertahun-tahun yang kemudian terselesaikan atas usul Kekule tahun 1865 yang mengusulkan agar enam atom hidrogen yang terikat pada atom-atom karbon pada molekul C6H6 dibuat setara.

Menurut Friedrich August Kekule, keenam atom karbon pada benzena tersusun secara siklik membentuk segienam beraturan dengan sudut ikatan masing-masing 120°. Ikatan antaratom karbon adalah ikatan rangkap dua dan tunggal bergantian (terkonjugasi).

Sifat Fisik senyawa benzena

·         Zat cair tidak berwarna

·         Memiliki bau yang khas

·         Mudah menguap

·         Benzena digunakan sebagai pelarut.

·         Tidak larut dalam pelarut polar seperti air air, tetapi larut dalam pelarut yang kurang polar atau nonpolar, seperti eter dan tetraklorometana

·         Larut dalam berbagai pelarut organik.

·         Benzena dapat membentuk campuran azeotrop dengan air.

·         Densitas : 0,88

·         Senyawanya berupa senyawa lingkar/siklis.

·         Terjadi resonansi (pergerakan elektron di dalam molekul).

·         Terjadi delokalisasi elektron pada struktur benzena.

·         Mempunyai aroma yang khas.

Sifat Kimia senyawa benzena

·         Bersifat bersifat toksik-karsinogenik (hati-hati menggunakan benzena sebagai pelarut, hanya gunakan apabila tidak ada alternatif lain misalnya toluena)

·         Merupakan senyawa nonpolar

·         Tidak begitu reaktif, tapi mudah terbakar dengan menghasilkan banyak jelaga

·         Lebih mudah mengalami reaksi substitusi dari pada adisi.

·         walaupun sukar diadisi tapi benzena masih dapat diadisi dengan katalis yang tepat, misalnya:

1.      Adisi dengan hidrogen dengan katalis Ni/Pt halus.

2.      Adisi dengan Cl2 atau Br2 dibawah sinar matahari.

·         Sukar dioksidasi dengan senyawa oksidator seperti KMnO4, K2Cr2O7, dll.

·         Reaksi pada benzena harus menggunakan katalis karena kestabilan molekul benzena.