pertemuan ke-3 Orbital dan Peranannya dalam Ikatan Kovalen

Orbital dan Peranannya dalam Ikatan Kovalen

A.      Orbital hibridasi Nitrogen dan Oksigen

Sejarah perkembangan
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. 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. 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.

A.    Nitrogen

     Nitrogen adalah zat non logam, dengan elektronegatifitas 3.0. Mempunyai 5 elektron di kulit terluarnya. Ikatan rangkap tiga dalam molekul gas nitrogen (N₂) adalah yang terkuat. Nitrogen mengembun pada suhu 77K (-196^oC) pada tekanan atmosfer, dan membeku pada suhu 63K (-210^oC).

Secara elektronika nitrogen sama dengan karbon dan orbital atom dari nitrogen berhibridisasi seperti cara yang bersamaan dengan karbon.

Nitrogen
	Valensi orbital atom	Hibridisasi orbital atom	Bonding Pola , geometri dan sudut ikatan dalam molekul
Sp3	2s + 2px + 2py + 2pz Keempat valensi nitrogen ini orbital campuran untuk membentuk empat baru orbital hibridisasi	sp3 + sp3 + sp3 + sp3 Orbital terbentuk setelah hibridisasi. Tiga dari sp3 yang orbital digunakan untuk membentuk σ obligasi dan satu digunakan untuk pasangan tunggal.	(amonia) piramidal trigonal sudut ikatan : 107 ° Tiga σ obligasi dan 1 tunggal pasangan
Sp2	2s + 2px + 2py + 2pz Tiga dari nitrogen empat valensi orbital campuran ( dalam kotak ) ke bentuk tiga baru hibridisasi orbital . The unhybridized porbital digunakan untuk ikatan π	sp2 + sp2 + sp2 + p Tiga orbital terdegenerasi baru membentuk setelah hibridisasi . p orbital tetap unhybridized . Dua orbital sp2 digunakan untuk membentuk ikatan σ , satu digunakan untuk elektron bebas dan p orbital digunakan untuk membentuk ikatan π.	( Formaldamine ) geometri Bent 120 ° sudut ikatan Dua σ obligasi , salah satu pasangan elektron bebas dan obligasi satu π
Sp	2s + 2px + 2py + 2pz Dua dari nitrogen empat valensi orbital campuran ( dalam kotak ) untuk membentuk dua orbital hibridisasi baru . The unhybridized p - orbital digunakan untuk ikatan π	sp + sp + p + p  Dua orbital terdegenerasi baru dihasilkan setelah hibridisasi . Dua orbital p tetap unhybridized . Salah sp orbital digunakan untuk membentuk ikatan σ dan yang lain digunakan untuk pasangan tunggal. Dua unhybridized p orbital digunakan untuk membentuk dua π obligasi .	( Asetonitril ) geometri linear 180 ° sudut ikatan Satu σ obligasi , salah satu pasangan elektron bebas dan dua ikatan π

B.       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.

Oksigen berhibridasi caranya sama seperti nitrogen. Dua dari empat orbital hibrida sp³ dari oksigen sudah terisi sepasang elektron.

OksigeN
	Valensi orbital atom	Hibridisasi orbital atom	Bonding Pola , geometri dan sudut ikatan dalam molekul
Sp3	2s + 2px + 2py + 2pz Keempat valensi oksigen ini orbital campuran untuk membentuk empat baru orbital hibridisasi	sp3 + sp3 + sp3 + sp3 Empat orbital baru terbentuk setelah hibridisasi. Dua dari sp3 yang orbital digunakan untuk membentuk σ obligasi dan dua digunakan untuk dua pasangan mandiri .	(Dimethylether ) Bengkok 104 ° sudut ikatan Dua σ obligasi dan 2 tunggal pasangan
Sp2	2s + 2px + 2py + 2pz Tiga oksigen ini valensi empat orbital campuran ( dalam kotak ) untuk membentuk tiga orbital hibridisasi baru . The unhybridized p - orbital adalah digunakan untuk ikatan π	sp2 + sp2 + sp2 + p Tiga orbital baru terbentuk setelah hibridisasi. p orbital tetap unhybridized . Satu dari orbital sp2 digunakan untuk membentuk ikatan σ , dua digunakan untuk lone pasang dan p orbital digunakan untuk membentuk ikatan π .	(formaldehida) geometri linear 180 ° sudut ikatan Dua σ obligasi , salah satu pasangan elektron bebas dan obligasi satu π

B.Ikatan rangkap konjugasi

Ikatan rangkap konjugasi adalah ikatan rangkap selang seling dengan ikatan tunggal atau disebut juga elektronnya dapat berpindah-pindah (terdelokalisasi). Ikatan rangkap terkonjugasi ialah ikatan yang kedudukan nya di selang oleh satu ikatan tunggal seperti -CH=CH-CH=-CH.Pengaturan kembali electron melalui orbital π, terutama dalam system konjugasi atau senyawa organic yang atom-atomnya secara kovalen berikatan tunggal dan ganda secara bergantian (C=C-C=C-C) dan mempengaruhi satu sama lainnya membentuk daerah delokalisasi electron disebut dengan konjugasi. Elektron-elektron pada daerah delokalisasi ini bukanlah milik salah satu atom, melainkan milik keseluruhan system konjugasi ini Contoh:

Fenol (C₆H₅OH) memiliki sistem 6 elektron di atas dan di bawah cincin planarnya sekaligus di sekitas gugus hidroksil. Sistem konjugasi secara umumnya akan menyebabkan delokalisasi electron disepanjang orbital p yang parallel satu dengan lainnya. Hal ini akan meningkatkan stabilitas dan menurunkan energi molekul secara keseluruhan. Konjugasi dapat terjadi dengan keberadaan gugus pendonor orbital p yang berbeda. Selain ikatan tunggal dan ganda yang bergantian, sisten konjugasi dapat juga terbentuk oleh keberadaan atom yang memiliki orbital p secara parallel. Contoh, furan

C.Benzene dan resonansi

A.BENZENA

Benzena
Nama IUPAC[sembunyikan] Benzena (atau 1,3,5-sikloheksatriena)
Nama lain[sembunyikan] Benzol
Identifikasi
Nomor CAS	71-43-2
Nomor RTECS	CY1400000
SMILES	c1ccccc1 C1=CC=CC=C1
Sifat
Rumus molekul	C6H6
Massa molar	78,1121 g/mol
Penampilan	Cairan tak berwarna
Densitas	0,8786 g/mL, zat cair
Titik lebur	5,5 °C (278,6 K)
Titik didih	80,1 °C (353,2 K)
Kelarutan dalam air	0,8 g/L (25 °C)
Viskositas	0,652 cP pada 20 °C
Momen dipol	0 D
Bahaya
Klasifikasi EU	(F) Carc. Cat. 1 Muta. Cat. 2 Toxic (T)
NFPA 704	4 3 0
Frasa-R	R45, R46, R11, R36/38,R48/23/24/25, R65
Frasa-S	S53, S45
Titik nyala	−11 °C
Senyawa terkait
Senyawa terkait	toluena borazina

A. Struktur benzena (struktur Kekule)

STRUKTUR KEKULE

Struktur benzena dikatakan juga sebagai struktur Kekule. Kenapa? Karena pada tahun 1865, Friedrich Kekule menemukan dan mengusulkan struktur yang pas untuk benzena, yaitu segi enam beraturan dengan ikatan rangkap selang-seling. Jadi, bisa dikatakan struktur benzena seperti gambar di samping. Bulatan itu apa? Nanti akan dibahas ya ….

Ciri-ciri struktur benzena (Kekule):

1. Memiliki bentuk segi enam
2. Memiliki 3 buah ikatan rangkap yang saling berpindah-pindah, serta letaknya selang-seling
3. Besar sudut struktur benzena adalah 120°
4. Kedudukan atom C dan H dalam benzena selalu ekuivalen atau stabil
5. Bersifat tidak memiliki ketidakjenuhan padahal memiliki ikatan rangkap
6. Berdasarkan sifat nomor 5, benzena tidak memiliki ketidakjenuhan dibuktikan dengan benzena tidak melunturkan atau menghilangkan warna cokelat dari larutan bromin
7. Adanya resonansi yaitu kemampuan berpindah-pindahnya cincin benzena yang bersifat stabil, disebabkan oleh delokalisasi elektron-elektron ikatannya
8. Ikatannya selalu berpindah-pindah sehingga semua ikatan karbon-karbonnya sama panjang
9. Ikatan karbon-karbon lebih pendek dari ikatan karbon-karbon tunggal
10. Ikatan karbon-karbon lebih panjang dari ikatan karbon-karbon rangkap
11. Benzena susah mengalami reaksi adisi karena adanya resonansi
12. Benzena mudah mengalami reaksi substitusi
13. Benzena ada yang bersifat asam maupun basa, maka dari itu dikenal turunan-turunan benzena
14. Benzena susah mengalami reaksi-reaksi dengan senyawa kimia lainnya, maka dari itu reaksi kimianya harus dibantu menggunakan katalis (ingat lagi pelajaran laju reaksi hehe)

B. Sifat fisis benzena

1. Benzena bersifat nonpolar karena tidak mempunyai PEB
2. Benzena tidak berwarna, berbau khas (sifat aromatik), dan mudah menguap
3. Karena bersifat nonpolar, kelarutannya semakin kuat pada pelarut nonpolar, tetapi berkurang dalam pelarut polar seperti air
4. Titik leleh dan didih benzena rendah
5. Benzena tidak reaktif, tetapi mudah terbakar dan menghasilkan banyak jelaga

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

7.      Hal yang harus diperhatikan adalah, bahwa lambang resonasi bukan struktur nyata dari suatu senyawa, tetapi merupakan struktur khayalan. Sedangkan struktur nyatanya merupakan gabungan dari semua struktur resonansinya.:

B.Resonansi

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.

Resonansi secara singkat dapat dikatakan dengan suatu senyawa kimia yang strukturnya sama tetapi konfigurasi elektronnya berbeda.

Aturan Struktur Resonansi

 Struktur resonansi, menggambarkan molekul, ion, radikal dan ion yang tidak cukup digambarkan hanya dengan sebuah struktur Lewis, melainkan harus dengan dua atau lebih struktur Lewis. Sehingga dapat mewakili struktur molekul, radikal atau ion dalam bentuk hibridisasinya. Tanda panah untuk resonansi ↔

Dalam menulis struktur resonansi, kita hanya boleh memindahkan elektron, sedangkan posisi inti atom tetap seperti dalam molekulnya.

Semua struktur resonansi harus mempunyai jumlah elektron tak berpasangan yang sama