35. IKATAN SENY. ORGANIK

Di dalam setiap pembukaan kimia anda pasti melewati struktur elektron dari hidrogen dan karbon yang digambarkan seperti berikut ini:
Lingkaran menggambarkan tingkat energi –yang juga melambangkan jarak dari nukleus. Dari lingkaran tersebut struktur elektron bisa digambarkan dalam bentuk diagram energi seperti diagram berikut ini:

Orbital Atom

Orbit dan orbital kedengarannya serupa, padahal keduanya memiliki arti yang agak berbeda. Merupakan hal yang  ukup penting untuk mengerti perbedaan tersebut.

Ketidakmungkinan menggambar orbit dari elektron

Untuk menggambar jalur dari sesuatu anda perlu tahu dengan tepat dimana objek tersebut berada dan akan berada dimana objek tersebut beberapa saat kemudian. Hal ini tidak dapat dilakukan untuk elektron.

Prinsip ketidakpastian Heisenberg mengatakan bahwa tidak dapat ditentukan dengan tepat dimana dan akan kemana sebuah elektron. Itu menjadikan tidak mungkin untuk menggambar orbit dari elektron di sekitar nukleus. Tapi, apakah ini masalah yang besar? Tidak. Jika sesuatu tidak mungkin anda harus menerimanya dan mencari pemecahan dari masalah tersebut.

Elektron hidrogen -orbital 1s

Anggap anda memiliki sebuah atom hydrogen dan pada suatu saat tertentu anda menggambar posisi dari satu elektron tersebut. Beberapa saat kemudian anda melakukan hal yang sama dan menemukannya sudah berada di posisi yang baru. Anda mungkin tidak mengerti bagaimana ele tron tersebut berpindah dari posisi pertama ke posisi kedua.

Anda melakukan hal ini berulang-ulang kali dan pelan-pelan anda akan dapat menemukan suatu peta 3D dari letak elektron tersebut.

Pada kasus hidrogen Elektron dapat ditemukan dimanapun di dalam ruangan bola disekitar nukleus. Diagram diatas menggambarkan potongan melintang dari ruangan bola tersebut.

95% dari keseluruhan waktu (atau mungkin persentase lain yang anda pilih) elektron dapat ditemukan dengan mudah di daerah dekat dengan nu leus. Daerah seperti itu yang disebut dengan orbital. Anda dapat membayangkannya sebagai suatu daerah dimana elekron berada.

Apa yang elektron lakukan di orbital? Kita tidak tahu dan kita tidak bisa tahu. Jadi kita tidak akan membahas tentang hal tersebut. Yang bisa kita katakan hanyalah bila elektron berada di suatu orbital tertentu elektron tersebut akan memiliki tingkat energi tertentu. Tiap tingkat energi memiliki nama masing- masing.

Orbital yang dimiliki oleh ele tron hydrogen disebut sebagai orbital 1s. Angka 1 melambangkan bahwa orbital tersebut berada pada level energi terdekat dari nukleus. Dan huruf s melambangkan bentuk dari orbital tersebut. Orbital s berbentuk sebuah bola yang simetris di sekitar nukleus yang pada kasus tertentu seperti bola dengan isi yang kosong dengan nukleus sebagai pusatnya.

Orbital pada gambar diatas adalah orbital 2s. Sama seperti orbital 1s kecuali daerah dimana elektron mungkin berada lebih jauh dari nukleus orbital ini berada pada tingkat energi kedua.

Jika anda mengamati dengan seksama anda akan menemukan adanya suatu daerah dengan kepadatan elektron yang lebih besar (dimana titik-titik menjadi padat) disekitar nukleus. (“Kepadatan elektron” adalah  cara lain menemkan elektron pada daerah tertentu.)

2s (juga  3s, 4s, dsb) elektron menghabiskan waktu di daerah  yang lebih dekat dengan nukleus lebih dari yang anda bayangkan. Efek ini untuk sedikit mengurangi energi yang dipakai oleh elektron pada orbital s. Makin dekat dengan nukleus. Makin kecil energi yang diperlukan.

Orbital 3s, 4s (dsb) secara progresif makin jauh dari nukleus.

Orbital p

Tidak semua elektron berada pada orbital s. (Bahkan hanya sedikit). Pada tingkat energi yang pertama, satu-satunya orbital hanya  cukup untuk orbital 1s. Tetapi pada tingkat 2, selain orbital 2s ada juga orbital lain yang disebut orbital 2p.

Orbital p seperti dua balon identik yang diikat pada bagian tengah. Diagram disamping adalah potongan melintang dari struktur 3D daerah tersebut. Sekali lagi orbital tersebut menunjukkan daerah dimana elektron 95% dapat ditemukan.

Tidak seperti orbital s, orbital  p menunjuk ke arah arah tertentu.

Pada setiap tingkat energi ada tiga kemungkinan dari orbital p yang sama yang sama yang saling tegak lurus. Secara acak diberi nama sebagai p_x, p_y dan p_z. Nama ini semata-mata hanya untuk memudahkan apa yang anda pikir sebagai arah x,y,z berganti secara terus menerus karena rotasi atom di ruang.

Orbital p pada tingkat dua disebut sebagai 2p_x, 2p_y dan 2p_z. Dan pada tingkat yang lain disebut sebagai 3p_x, 3p_y, 3p_z, 4p_x, 4p_y, 4p_z dan seterusnya.

Semua level memiliki orbital p kecuali level satu. Pada level yang lebih tinggi elekton lebih banyak ditemukan pada jarak yang jauh dari nukleus.

Memasukkan elektron kedalam orbital.

Karena pada saat ini kita hanya tertarik pada struktur elektron dari hydrogen dan karbon, kita tidak perlu memikirkan apa yang terjadi diatas level energi tingkat dua.

Ingat:

Pada level 1 hanya ada satu orbital – orbital 1s.

Pada level empat ada empat orbital -orbital  2s, 2p_x, 2p_y and 2p_z.

Tiap orbital mengandung 1 atau 2 elektron. Tidak lebih dari itu.

Elektron dalam kotak

Orbital dapat diwakili dengan kotak dan elektron dengan anak panah. Arah anak panah menunjukkan arah elektron yang berlawanan.

Orbital 1s yang memiliki 2 elektron dapat ditunjukkan seperti gambar disamping, atau bisa juga ditulis lebih ringkas dengan 1s². Dibaca “satu s dua”, bukan “satu s kuadrat”.

Urutan dalam mengisi orbital

Elektron mengisi orbital energi rendah (yang dekat dengan nukleus) sebelum mengisi orbital di tingkat energi yang lebih tinggi. Saat ada pilihan antara orbital dengan tingkat energi yang sama elektron mengisi orbital satu satu sejauh mungkin.

Diagram berikut menunjukkan energi dari orbital di tingkat satu dan tingkat dua.

Perhatikan bahwa orbital 2s memiliki energi yang sedikit lebih rendah dari orbital 2p. Ini berarti bahwarbital 2s akan penuh dengan elektron terlebih dahulu sebelum orbital 2p. Semua orbital 2p memiliki tingkat energi yang sama.

Struktur elektron dari Hidrogen

Hidrogen hanya memiliki satu elektron dan itu akan mengisi orbital dengan tingkat energi terendah yaitu orbital 1s.

Struktur elektron hydrogen adalah 1s¹. Kita telah bahas hal ini sebelumnya.

Struktur Elektron dari Karbon

Karbon memiliki enam buah elektron. Dua pada orbital 1s dari molekul. Lalu dua yang selanjutnya pada orbital 2s. Sisanya akan terbagi satu satu dalam orbital 2p. Hal ini karena orbital 2p memiliki tingkat energi yang sama dan stabil pada keadaan sendiri.

Struktur elektron Karbon biasanya ditulis sebagai 1s²2s²2p_x¹2p_y¹.

Gunakan fasilitas pencarian kata dibawah ini untuk mencari kata di chem-is-try.org

KATAN PADA METAN DAN ETAN

Metan CH₄

Gambaran singkat dari ikatan pada metan.

Anda akan terbiasa menggambar metan menggunakan diagram garis dan titik, tetapi akan lebih baik jika anda melihat struktur tersebut lebih dekat lagi.

Ada kesalahan serius pada penulisan struktur ini dan struktur elektron modern dari karbon,1s²2s²2p_x¹2p_y¹. Struktur modern menunjukkan adanya 2 elektron yang tidak berpasangan untuk berikatan dengan hydrogen, sedangkan pada gambar struktur diatas diperlukan 4 buah elektron

Hal ini lebih mudah dilihat menggunakan notasi elektron dalam kotak. Hanya elektron pada level dua yang ditampilkan. Elektron 1s² terlalu jauh didalam untuk mempengaruhi ikatan. Hanya elektron pada 2p yang tersedia untuk berikatan. Lalu mengapa metan bukan CH₂?

Promosi elektron

Saat ikatan terbentuk, energi dilepaskan dan system menjadi lebih stabil. Jika Karbon membentuk 4 ikatan daripada 2 ikatan, energi yang dilepaskan 2 kali lipat dan system menjadi lebih stabil.

Hanya ada sedikit gap energi dari orbital 2s dan 2p dan karena itu hanya membutuhkan sedikit energi bagi arbon untuk pindah dari 2s ke 2p yang kosong untuk membentuk 4 elektron bebas. Ekstra energi yang dilepaskan saat ikatan dibentuk menghasilkan energi yang lebih besar dari itu.

Sekarang kita memiliki 4 elektron bebas yang siap untuk ikatan kimia, tetapi kini ada masalah yang lain. Pada metan semua ikatan karbon-hidrogen sama dan identik tetapi elektron berada pada dua orbital yang berbeda. Empat ikatan kimia yang serupa tidak mungkin didapat dari orbital yang berbeda.

Hibridisasi

Elektron tersusun ulang kembali pada proses yang disebut sebagai hibridisasi. Hibridisasi menyusun ulang elektron ke dalam 4 orbital hybrid yang sama yang disebut sebagai hybrid sp³ (karena terbentuk dari satu orbital s dan tiga orbital p). sp³ dibaca dengan s p tiga, bukan s p pangkat tiga.

Hibrid sp³ terlihat seperti setengah dari orbital p, yang selanjutnya tersusun ulang agar saling menjauh dari yang lain sejauh mungkin. Anda dapat bayangkan sebuah nukleus menjadi pusat dari tetrahedron (pyramid yang beralaskan segitiga) dengan orbital yang menunjuk ke sudut dari pyramid. Untuk jelasnya nukleus digambar lebih besar dari yang seseungguhnya.

Apa yang terjadi saat ikatan telah terbentuk?

Ingatlah bahwa elektron hydrogen terletak pada orbital 1s -daerah dengan bentuk bola simetris yang mengelilingi nu leus dimana jumlah yang tetap dari kemungkinan menemukan elektron (kurang lebih 95%). Saat ikatan kovalen terbentuk orbital atom (dari masing masing atom) bergabung dan membentuk orbital molekular yang baru yang mengandung pasangan elektron yang membentuk ikatan.

Empat buah Orbital molekular terbentuk, mirip dengan hybrid sp³ namun dengan nukleus hydrogen terikat pada tiap sudut. Tiap orbital mengandung 2 elektron yang sebelumnya digambarkan sebagai titik dan garis.

Prinsip ini berhubungan dengan promosi elektron jika dibutuhkan, lalu hibridasi, dilanjutkan dengan orbital molekular -bisa di praktekkan ke setiap ikatan molekul yang kovalen.

Etan, C2H₆

Pembentukan orbit molekular pada etan

Etan sebenarnya tidak sebegitu penting, namun dimasukkan sebagai contoh dari bagaimana ikatan karbon terbentuk.

Setiap atom karbon pada etan mempromosikan sebuah elektron dan membentuk hybrid sp³ sama seperti pada metan. Jadi sebelum berikatan atom akan terlihat seperti berikut:

Hidrogen berikatan dengan dua buah karbon seperti pada metan. Kedua karbon berikatan dengan menggabungkan sisa dari orbital hybrid sp³ dari satu ujung keujung yang lain (end-to-end)untuk membuat orbital mole ular yang baru. Ikatan yang dibuat dari overlap end-to-end ini membuat orbital molekul yang baru. Ikatan yang dibuat dari overlap end-to-end dikenal sebagai ikatan sigma. Ikatan antara karbon dan hydrogen juga merupakan ikatan sigma.

Pada setiap ikatan sigma, tempat paling memungkinkan untuk menemukan elektron adalah pada garis diantara nuklei.

Rotasi bebas mengenai karbon-karbon ikatan tunggal

Kedua ujung dari molekul ini bisa berputar secara bebas pada ikatan sigma, sedemikian rupa sehingga ada jumlah yang tak terhingga dari struktur etan. Beberapa bentuk yang memungkinkan adalah sebagai berikut:

Dalam setiap kasus, tangan kanan dari group CH₃ berada pada tempat yang konstan sehingga anda dapat melihat efe dari perputaran pada bagian kanan.

Alkana yang lain

Alkana yang lain juga akan berikatan menurut cara yang sama:

Atom karbon akan masing masing mempromosikan sebuah elektron dan lalu hibridasi untuk membentuk orbital hybrid sp³ .Karbon atom akan saling berikatan dengan membentuk ikatan sigma pada overlap end-to-end dari orbital hybrid sp³. Atom hydrogen akan bergabung pada dimanapun mereka diperlukan dengan overlap orbital 1s¹ mereka dengan orbital hibrid sp³ dari atom karbon.
Gunakan fasilitas pencarian kata dibawah ini untuk mencari kata di chem-is-try.org

IKATAN PADA ETEN

Eten,C₂H₄ Gambaran singkat mengenai ikatan pada eten.

Pada level yang simple digambarkan eten sebagai ikatan rangkap dari antara dua atom karbon. Masing-masing garis pada gambar ini mewakili sepasang elektron yang dibagi oleh kedua atom.

Eten sebenarnya jauh lebih menarik dari hal ini.

Gambaran orbital tentang ikatan pada eten

Eten dibentuk dari Atom hydrogen (1s¹) dan atom karbon (1s²2s²2p_x¹2p_y¹).

Atom karbon tidak memiliki elektron tidak berpasangan yang  ukup untuk membentuk jumlah ikatan yang diperlukan, oleh karena itu dibutuhkan promosi dari elektron pada pasangan 2s² ke orbital kosong dari  2p_z orbital. Hal ini sama dengan yang terjadi setiap kali atom karbon membentuk ikatan dengan apapun juga.

Namun ada perbedaan, karena karbon hanya berikatan dengan 3 atom lain, bukannya empat atom, saat karbon menghibridasi ikatan terluarnya sebelum membentuk ikatan, kali ini hanya tiga dan bukan empat hibridasi yang terbentuk. Elekton 2s dan kedua elektron pada 2p terpakai namun sisa dari elektron 2p tidak berubah.

Orbital yang terbentuk dikenal sebagai hybrid sp² karena terbuat dari orbital s dan 2 orbital p yang tersusun kembali. Orbital sp² mirip dengan orbital sp³ ,yang telas dibahas pada metan, namun lebih pendek dan gemuk/tebal. Ketiga orbital sp² teratur sejauh mungkin dari yang lain sehingga membentuk sudut 120° pada bidang datar. Sisa dari orbital p tegak lurus dengan ketiga atom tersebut.

Kedua atom karbon dan keempat atom hydrogen akan terlihat seperti ini sebelum mereka bergabung.

Orbital orbital atom saling berhadapan tersebut kini bergabung untuk membentuk  orbital molekular, yang masing masing mengandung pasangan elektron. Ini merupakan ikatan sigma seperti yang dibentuk oleh overlap end-to-end pada etan.Orbital p pada masing-masing karbon tidak saling berhadapan dan bagian itu kita akan tinggalkan untuk sejenak. Pada diagram titik-titik hitam mewakili nukleus dari atom.

Dapat diperhatikan bahwa orbital dari p begitu dekat sehingga terjadi overlap.

Overlap ini juga membuat suatu orbital molekular, namun dengan jenis yang berbeda. Dijenis ini elektron tidak tertahan pada garis diantara dua nu lei, namun pada bagian atas dan bawah dari bentuk datar molekul. Ikatan yang dibentuk dengan  ara ini disebut sebagai ikatan pi.

Untuk jelasnya, ikatan sigma ditunjukkan menggunakan garis .Masing masing garis mewakili sepasang elektron. Bermacam-macam garis juga menunjukkan arah dimana ikatan berada. Garis biasa melambangkan ikatan pada bidang datar (pada kertas jika anda mem-print-nya),garis putus-putus melambangkan ikatan yang menjauh, garis meruncing melambangkan ikatan yang mendekat kepada anda.

Dengan kata lain, ikatan pi adalah suatu daerah dimana anda dapat menemukan kedua elektron yang membentuk ikatan. Kedua elektron tersebut bisa berada di manapun di daerah tersebut. Suatu pikiran yang salah jika anda berpikir satu berada diatas dan yang lain berada dibawah.

Bahkan jika silabus anda tidak mengharapkan anda untuk mengerti tentang bagaimana ikatan pi terbentuk, anda pasti diharapkan untuk  mengerti bahwa ikatan tersebut ada. Ikatan pi mendominasi sifat kimia dari eten. Dan sangat memungkinkan untuk diserang  karena merupakan daerah yang sangat negatif diatas dan dibawah dari bentuk datar molekul. Juga merupakan ikatan yang lebih lemah dari ikatan sigma antara dua karbon.

Semua ikatan rangkap (dengan atom apapun) akan mengandung ikatan sigma dan ikatan pi.

Gunakan fasilitas pencarian kata dibawah ini untuk mencari kata di chem-is-try.org

IKATAN PADA BENZEN

Struktur Kekule dari benzene,C₆H₆

Apa yang dimaksud struktur Kekule?

Kekule adalah orang pertama yang mengemukakan struktur benzene yang dapat diterima. Karbon tersusun dalam bentuk hexagon (segienam) dan ia mengemukakan ikatan tunggal dan rangkap yang bergantian diantara karbon karbon tersebut. Setiap karbon terikat pada sebuah hydrogen. Diagram berikut ini merupakan penyederhanaan dengan menghilangkan karbon dan hydrogen.

Dalam diagram seperti ini,  karbon berada di setiap sudut. Anda harus menghitung ikatan dari tiap karbon untuk mengetahui berapa banyak hydrogen yang terikat.

Dalam kasus ini ada tiga ikatan dari setiap karbon. Karena atom karbon memiliki empat ikatan, ini berarti ada satu ikatan yang hilang dan ikatan itulah yang berikatan dengan atom hydrogen.

Masalah dengan struktur Kekule

Walau Struktur Kekule cukup baik untuk saat ini, ada masalah yang serius dengan struktur itu…..

Masalah dengan kimia

Karena ada tiga buah ikatan rangkap anda mungkin berharap benzene bereaksi seperti eten -hanya lebih!

Ethene melakukan reaksi adisi dengan  ara satu dari antara ikatan rangkap putus dan elektronnya berikatan dengan atom yang lain.

Pada Benzen hal ini jarang terjadi . Sebaliknya reaksi substitusi -dengan atom lain mengantikan atom hydrogen- lebih sering terjadi.

Masalah dengan bentuk

Bentuk benzene adalah molekul planar (semua atom berada pada satu bidang datar), dan hal itu sesuai dengan struktur Kekule. Yang menjadi masalah adalah ikatan tunggal dan rangkap dari karbon memiliki panjang yang berbeda.

C-C	0.154 nm
C=C	0.134 nm

Itu berarti bentuk heksagon akan menjadi tidak beraturan jika menggunakan struktur Kekule, dengan sisi yang panjang dan pendek secara bergantian. Pada benzene yang sesungguhnya semua ikatan memiliki panjang yang sama yaitu diantara panjang C-C  and  C=C disekitar 0.139 nm. Benzen yang sesungguhnya berbentuk segienam sama sisi.

Masalah dengan kestabilan benzen

Benzen yang sebenarnya lebih stabil dari yang diberikan oleh struktur Kekule. Tiap kali anda melakukan perhitungan termokimia anda akan mendapatkan jawaban yang menyimpang kurang lebih 150 kJ mol^-1. Hal ini akan lebih jelas digambarkan melalui perubahan entalpi pada hidrogenasi.

Hidrogenasi adalah penambahan hydrogen pada sesuatu. Sebagai  Contoh jika anda meng-hidrogenasi eten anda akan mendapatkan etan.:

CH2= CH2 +CH2CH3CH3

Untuk mendapatkan perbandingan yang baik dengan benzene (struktur  cincin) kita akan membandingkannya dengan  sikloheksen. sikloheksen, _C6H₁₀, adalah  in in yang terbuat dari  buah karbon yang hanya mengandung satu C= C.

Saat hirogen ditambahkan,sikloheksen,  _C6H₁₂,terbentuk. Bagian “CH” menjadi  CH₂ dan ikatan rangkap menjadi ikatan tunggal.

Sikloheksan dan sikloheksen bisa disederhanakan seperti benzene dengan menghilangkan semua  karbon dan hydrogen.

Sebagai  ontoh dalam kasus  sikloheksan, karbon terletak di tiap sudut dan untuk membuat ikatan yang penuh dimasing-masing sudut diperlukan 2 buah hydrogen. Sehingga tiap sudut mewakili  H₂.

Persamaan hidrogenasi dapat ditulis dengan:

Perubahan entalpi pada reaksi ini -120 kJ mol^-1. Dengan kata lain setiap 1 mol  sikloheksen bereaksi, energi sebesar 120 kJ dilepaskan.

Darimana energi ini didapatkan? Saat reaksi terjadi, ikatan terputus (C=C  dan CH-CH) dan hal ini memerlukan energi. Ikatan lain harus dibentuk dan dari pembentukan itu energi dilepaskan.

Karena ikatan yang dibentuk lebih kuat dari yang diputus, lebih banyak energi yang dilepaskan dan dapat digunakan untuk memutus  sikloheksen yang lain dan akhirnya terjadi jaring-jaring evolusi dari energi panas.

Jika  cincin memiliki dua ikatan rangkap ( Cyclohexa-1,3-diene), dua kali lipat ikatan yang harus diputuskan dan dibentuk. Dengan kata lain Perubahan entalpi pada hidrogenasi  cyclohexa-1,3-diene  akan menjadi 2 kali lipat dari perubahan entalpi pada  sikloheksen -yaitu, -240 kJ mol^-1.

Namun perubahab entalpi ternyata sebesar -232 kJ mol^-1 yang jauh berbeda dari yang kita prediksikan.

Dalam mengaplikasikan hal yang sama pada struktur Kekule dari benzen (yang juga disebut Cyclohexa-1,3,5-triene), anda mungkin mengharapkan perubahan entalpi sebesar -360 kJ mol^-1,karena 3 kali lipat ikatan pada kasus  sikloheksen yang diputuskan dan dibentuk.

Namun yang hasil yang benar adalah sekitar -208 kJ mol^-1 jauh dari prediksi.

Hal ini akan lebih mudah dimengerti pada diagram enthalpy. Perhatikan bahwa setiap kasus energi panas dilepaskan dan menghasilkan hasil yang sama (Sikloheksan). Ini berarti semua reaksi jatuh pada titik akhir yang sama.

Garis, panah dan tulisan yang di cetak tebal melambangkan perubahan yang sebenarnya. Sedangkan garis titik-titik melambangkan perubahan yang diprediksikan.

Inti yang penting adalah bahwa benzene yang sebenarnya lebih rendah dari prediksi yang dibentuk oleh struktur Kekule Semakin rendah sebuah substansi maka energinya akan menjadi lebih stabil.

Ini berarti benzene yang sebenarnya lebih stabil kurang lebih 150 kJ mol^-1 dari yang diberikan oleh struktur Kekule . Peningkatan stabilisasi ini disebut juga sebagai delokalisasi energi atau resonansi energi dari benzene. Delokalisasi energi lebih biasa digunakan.

Mengapa benzene lebih stabil dari yang diprediksikan dengan struktur Kekule Bacalah bagian tentang pandangan modern struktur benzene.

Gunakan fasilitas pencarian kata dibawah ini untuk mencari kata di chem-is-try.org

IKATAN PADA BENZENE

Model orbital dari struktrur benzen

Membuat model orbital

Benzene terbentuk dari atom hidrogen(1s¹) dan atom karbon (1s²2s²2p_x¹2p_y¹).

Setiap atom karbon harus berikatan dengan tiga atom yang lain (1 hidrogen dan 2 karbon) dan karena tidak memiliki elektron bebas yang  cukup, salah satu elektron pada pasangan elektron di 2s² harus berpindah ke orbital 2p_z yang kosong. Seperti yang terjadi pada setiap ikatan karbon walau berikatan dengan apapun juga.

Karena setiap karbon hanya bergabung dengan tiga atom yang lain, saat atom karbon menghibridasikan orbital terluarnya sebelum membentuk ikatan, hanya deperlukan hibridasi dari tiga dan bukannya empat. Elektron pada 2s dan 2p saja yang dipakai. Sehingga tersisa satu buah elektron pada 2p.

Orbital yang baru dikenal sebagai hibrid sp², karena terbentuk dari orbital s dan 2 buah orbital p yang tersusun kembali. Ketiga orbital pada hybrid sp² tersususun sehingga menjauh sejauh mungkin dari atom yang lain. Sehingga dihasilkan bentuk datar/planar dengan sudut antar atom 120°. Sisa dari p orbital tegak lurus dengan ketiga atom tersebut.

Tiap karbon kini berbentuk seperti diagram disamping. Hal ini sama dengan apa yang terjadi pada eten.

Perbedaannya adalah pada benzen setiap karbon berikatan dengan dua karbon lain, bukannya satu karbon yang lain. Setiap atom karbon menggunakan hybrid sp² nya untuk membentuk ikatan sigma dengan 2 karbon lain dan satu hydrogen. Diagram selanjutnya menunjukkan bagaimana ikatan sigma terbentuk, dan untuk sementara orbital p kita tingalkan.

Hanya sebagian dari  cincin yang ditampilkan karena bila keselurahan digambar akan menghasilkan gambar yang menumpuk.

Perhatikan bahwa terjadi overlap pada elektron p di kedua sisinya. Disisi inilah ikatan pi yang menyebar di keseluruhan keliling  cincin karbon terbentuk. Karena elektron tidak lagi berada diantara dua atom karbon tetapi pada keseluruhan  cincin, dapat dikatakan telah terjadi delokaslisasi elektron. Keenam elektron yang terdelokalisasi berada di ketiga orbital molekul, 2 buah pada masing-masing orbital.

Untuk mendeskripsikan ikatan dari bensen dengan sederhana, kita akan menyederhanakan orbital terdelokalisasi ini.

Pada gambar, ikatan sigma ditunjukkan sebagai garis agar tidak memusingkan. Kedua  cincin yang berada diatas dan dibawah dari bentuk planar molekul mewakili orbital molekul. Kedua elektron yang terdelokaslisasi dapat ditemukan pada  in in tersebut. Empat elektron yang juga  terdelokaslisasi berada pada kedua orbital molekul yang lain yang identik(namun bukan di tempat yang sama ).

Membandingkan model orbital dan sifat dari benzen

Bentuk dari benzen

Hal ini dapat dijelaskan dengan mudah. Benzen berbentuk segienam samasisi sebab semua ikatan identik.Dengan adanya delokalisasi elektron berarti tidak adanya perbedaan pada ikatan tunggal dan rangkap pada benzen.

Kestabilan energi dari benzen

Ini berhubungan dengan delokalisasi. Sebagai prinsip yang umum, semakin menyebarnya elektron disekitar -dalam kata lain semakin terdelokalisasi- molekul akan menjadi makin stabil. Kestabilan elektron ini sering dihubungkan dengan kata “energi dari delokalisasi”(delo alisation energy).

Keengganan benzen untuk melakukan reaksi adisi

Dengan adanya delokalisasi elektron benzen lebih stabil sekitar 150 kJ mol^-1 dari seharusnya. Jika anda menambahkan atom yang lain pada  cincin benzene, anda akan harus memakai sebagian dari elektron yang terdelokalisasi untuk menghubungakan atom dengan  cincin. Dan hal itu akan mengganggu delokalisasi dan system akan menjadi tidak stabil.

Karena sekitar 150 kJ untuk setiap 1 mol benzen harus disuplai untuk memutus delokalisasi, hal ini menyulitkan terjadinya reaksi.

Simbol dari benzen

Walau anda akan tetap menggunakan struktur Kekule untuk benzen, untuk tujuan-tujuan lain kita akan menggunakan struktur di sebelah berikut

Segienam melambangkan  cincin dari keenam karbon, dimana hidrogen terikat dimasing-masingnya.(Anda harus mengerti bahwa perhitungan pasangan yang kurang untuk menentukan banyaknya hydrogen tidak berlaku untuk hal ini).

Lingkaran melambangkan elektron yang terdelokaslisasi. Suatu hal yang penting untuk menggambar lingkaran tersebut. Jika anda melupakannya yang tergambar bukanlah benzene melainkan  sikloheksan.

Gunakan fasilitas pencarian kata dibawah ini untuk mencari kata di chem-is-try.org
IKATAN PADA SENYAWA KARBONIL


Grup karbonil

Kilas singkat tentang ikatan rangkap karbon-oksigen

Dimana ikatan rangkap karbon-oksigen ,  C=O, terjadi dalam suatu senyawa organik  disebut sebagai Grup karbonil. contoh tersederhana dari grup ini adalah metanal.

Kita akan melihat ikatan pada metanal, yang pada akhirnya juga bisa diterapkan pada semua senyawa  yang mengandung  C=O. Yang menjadi pusat adalah sifat dari Karbon-oksigen. Bukan dimana  karbon dan oksigen terikat.

Pandangan orbital dari ikatan rangkap Karbon-oksigen

Atom karbon

Seperti pada eten dan benzene, atom karbon bergabung dengan tiga atom yang lain. Elektron pada karbon tersusun ulang dengan Promosi dan hibridasi sehingga menghasilkan orbital hybrid sp².

Promosi menghasilkan:

Hibridasi dari orbital 2s dan kedua orbital 2p berarti atom karbon kini terlihat seperti bagan di bagian kanan.

Tiga buah elektron pada orbital hibrid sp² terbentuk dan tersusun ulang sehingga membentuk sudut 120° dengan yang lain. Sisa elektron pada orbital p tegak lurus dengan ketiga yang lain.

Hal ini sama dengan apa yang terjadi pada eten dan benzen.

Atom oksigen

Struktur elektronik dari oksigen adalah 1s²2s²2p_x²2p_y¹2p_z¹.

Elektron 1s berada terlalu jauh didalam atom untuk berpengaruh pada ikatan dan oleh sebab itu kita akan mengabaikannya. Hibridasi juga terjadi pada oksigen. Akan lebih mudah dilihat jika kita menggunakan kotak elektron.

Saat ini dua buah orbital hybrid sp² mengandung elektron tidak berpasangan.

Atom karbon dan atom oksigen lalu berikatan dengan  cara yang sama seperti yang dilakukan kedua karbon pada eten. Dalam diagram selanjutnya kita asumsikan bahwa karbon juga akan berikatan dengan dua buah hydrogen untuk membentuk metanal -bisa juga berikatan dengan yang lain sama seperti itu

Overlap End-to-end antara orbital atom yang saling berhadapan menghasilkan ikatan sigma..

Perhatikan bahwa terjadi overlap pada sisi dari orbital p.

Ikatan pada sisi yang lain menghasilkan ikatan pi. Jadi seperti pada  C=C ,C=O terbuat dari ikatan sigma dan ikatan pi.

Apakah ini berarti bahwa ikatan ini sama dengan ikatan pada eten? Tidak. Distribusi dari elektron pada ikatan pi lebih tersdistorsi ke arah oksigen dari pada karbon karena oksigen lebih elektronegative daripada karbon.

Distorsi dari ikatan pi mengakibatkan perbedaan reaksi dari bahan yang mengandung karbon-oksigen, seperti metanal, jika dibandingkan dengan ikatan karbon karbon seperti pada eten.

Gunakan fasilitas pencarian kata dibawah ini untuk mencari kata di chem-is-try.org

ELEKTRONEGATIVITAS

Halaman ini menjelaskan elektronegativitas dalam konteks kimia organik.
Apa yang dimaksud dengan elektronegativitas?

Elektronegativitas adalah ukuran dari kecenderungan sebuah atom untuk menarik elektron. Skala Pauling adalah yang paling sering digunakan. Flourin (element yang paling elektronegatif) memiliki nilai 4.0,  nilai tersebut turun sampai dengan  sesium dan fransium dengan elektronegatif terendah 0.7.

Apa yang terjadi jika dua atom dengan elektronegatif yang sama jika berikatan?

Contoh yang paling jelas adalah ikatan diantara dua buah karbon. Kedua atom akan menarik elektron dengan kekuatan yang sama. Ini berarti bahwa jika dirata-rata pasangan elektron ikatan  akan ditemukan pada pertengahan dari dua nuklei seperti gambar berikut:

Suatu hal yang penting untuk menyadari bahwa gambar ini hanyalah rata-rata dari yang terjadi. Elektron sebenarnya berada dalam orbital sigma, dan bergerak secara konstan dalam orbital itu.

Ikatan karbon-fluorin

Fluorin jauh lebih elektronegatif dari karbon.Nilai aslinya dalam skala Pauling adalah

Karbon	2.5
fluorine	4.0

Ini berarti bahwa fluorin menarik elektron lebih kuat daripada karbon. Ikatan pada rata-rata akan berbentuk seperti ini:

Mengapa fluorin lebih elektronegatif dari karbon?

ontoh gambar garis-dan-titik dari ikatan  C-F sangat tepat untuk menjelaskan hal ini.

Pasangan elektron ikatan berada di tingkat energi kedua dari flourin maupun Karbon, Jadi tanpa adanya efek dari luar, jarak pasangan elektron ikatan akan berjarak sama dari kedua nuklues.

Pasangan elektron ikatan dilindungi dari gaya dari kedua nuklei oleh elektron 1s, sekali lagi tidak ada hak yang menarik pasangan elektron ikatan lebih dekat ke salah satu atom.

NAMUN, nukleus Fluorin mempunyai sembilan proton sedangkan karbon hanya memiliki 6.

Melewati efek perlindungan dari elektron 1s, pasangan elektron ikatan  tertarik dengan  gaya4+ dari karbon dan sekitar 7+ dari fluorine. Gayainilah yang akan menarik pasangan elektron ikatan lebih dekat ke fluorin.

Ikatan karbon-klorin

Elektronegatifitas-nya adalah:

Karbon	2.5
Klorin	3.0

Pasangan ikatan elektron akan ditarik menuju klorin tapi tidak sekuat seperti pada florin. Karena klorin tidak senegatif florin.

Mengapa Klorin tidaj senegatif florin?

Klorin merupakan atom yang lebih besar dari florin.

fluorin: 1s²2s²2p_x²2p_y²2p_z¹

klorin: 1s²2s²2p_x²2p_y²2p_z²3s²3p_x²3p_y²3p_z¹

Dalam kasus klorin pasangan ikatan akan terlindungi oleh elektron di tingkat energi satu dan dua. 17 proton dari nukleus akan terhalangi oleh 10 elektron sehingga gaya tarik total klorin hanya sebesar 7+.

Hal itu sama dengan tarik pada flourin, namun pada klorin jarak pasangan elektron ikatan jauh berada di level energi tingkat 3. Karena jarak yang lebih jauh itu gaya tarik dari nukleus-pun menjadi lebih lemah.

Polaritas ikatan dan Efek induktif

Polaritas ikatan

Pikirkan tentang ikatan  Karbon-florin lagi. Karena pasangan elektron ikatan tertarik ke arah florin maka sisi itu akan menjadi lebih negatif. Sedangkan pasangan karbon menjadi sedikit lebih kekurangan elektron dan menjadi lebih positif.

simbol + dan – berarti “lebih positif” dan “lebih negatif”. + dibaca dengan “delta plus” atau “delta positif”.

Kita deskripsikan sebuah ikatan yang mempunyai bagian yang lebih negatif dan lebih positif sebagai polar.

Efek induktif

Sebuah atom seperti fluorine yang dapat menarik pasangan elektron ikatan dikatakan mempunyai Efek Induktif negatif.

Kebanyakan atom yang akan anda temui kebanyakan memiliki efek induktif negative saat berikatan dengan karbon karena mereka lebih elektronegatif dari karbon.

Anda juga akan menemui beberapa group atom yang memiliki sedikit efek induktif posotif . Mereka mendorong elektron ke karbon dimana mereka berikatan dan menjadikannya lebih negative.

Efek induktif sering diberi symbol dengan: -I (efek induktif negatif) dan +I (efek induktif positif).

Beberapa  ontoh penting dari ikatan polar

Hidrogen Bromida (dan hidrogen halida yang lain)

Bromin (dan halogen yang lain) semuanya lebih elektronegatif daripada hidrogen dan semua ikatan hydrogen halida mempunyai ikatan polar dengan bagian hydrogen lebih positif dan bagian halida lebih negative.
Polaritas dari molekul-molekul ini penting saat mereka bereaksi dengan alkena.

Ikatan karbon-bromin dalam Halogenoalkena

Bromin lebih elektronegatif dari karbon sehingga ikatan terpolarisasi seperti yang  sudah kita bahsa pada C-F dan C- l.

Polaritas dari Karbon-halogen penting dalam reaksi halogenalkana.

Ikatan rangkap Karbon-oksigen

Sebuah model orbital dari ikatan  C=O pada methanal, CHCHO, terlihat seperti ini:

Atom oksigen yang paling elektronegatif menarik kedua pasangan ikatan ke arahnya. Dan hal itu mengakibatkan atom oksigen lebih negative dan atom oksigen lebih positif.

Gunakan fasilitas pencarian kata dibawah ini untuk mencari kata di chem-is-try.org