RESUME 3 ( Orbital dan Peranannya dalam ikatan kovalen )

RESUME 3 (ORBITAL DAN PERANANNYA DALAM IKATAN KOVALEN II)

Pembentukan Ikatan Menurut Teori Orbital

Orbital atom mempunyai bentuk tertentu :

Ø  Orbital s berbentuk bola : gerakan elektron terbatas di kaawasan bola sekitar inti

Ø  Tiga Orbital p berbentuk cuping dan saling tegak lurus, mengarah kesumbuh koordinat x, y, dan z

Dalam pengikatan (sudut pandang orbital), atom saling mendekat sehingga orbital atomnya dapat saling tumpang tindih hingga membentuk ikatan.

Orbital dalam molekul Hidrogen (H) : bentuk silinder sepanjang sumbu antar nukleus H – H, orbital seperti ini disebut orbital sigma (σ) dan ikatannya dinamakan ikatan sigma (sigma bond). Ikatan sigma juga dapat terbentuk melalui tumpang tindih 1 orbital s dan 1 orbital p atau 2 orbital p

Pembentukan Ikatan Menurut Orbital Hibridisasi

Hibridisasi – istilah yang digunakan untuk pencampuran orbital 2 atom dalam 1 atom.

1.    Merupakan pencampuran dari sedikitnya 2 orbital atom yang tidak setara.

2.    Jumlah orbital hibrida yang dihasilkan sama dengan jumlah orbital atom asli yang terlibat dalam proses hibridisasi.

3.    Hibridisasi membutuhkan energi; tetapi sistem memperoleh kembali energi ini, bahkan lebih selama pembentukan ikatan.

4.    Ikatan kovalen terbentuk akibat tumpang tindihnya orbital hibrida dengan orbital yang tidak terhibridisasi

Berdasarkan konfigurasi di atas, salah tafsir bahwa karbon : hanya membentuk 2 ikatan (orbital 2p yang ½ terisi atau 3 ikatan         jika ada beberapa atom yang menyumbangkan 2 elektron pada orbital 2pyang kosong. Kenyataannya Karbon membentuk 4 ikatan tunggal (CH₄ atau CCl₄). Penyelesaiannya penggabungan 4 orbital atom dari kulit valensi untuk membentuk 4 orbital hibrid yang identik @ 1 eletron valensi maka disebut Orbital Hibrid sp³. (@ memiliki 1 bagian sifat s dan 3 bagian sifat p)

 Pembentukan Orbital hibrida sp

Misal BeCl₂ : Be dalam keadaan dasar tidak membentuk ikatan kovalen dengan Cl, karena elektronnya berpasangan dalam orbital 2s. Hibridisasi : Terjadi eksitasi elektron 2s ke orbital 2p. Jika 2 atom Cl bergabung dengan Be dalam keadaan eksitasi, maka 1 atom Cl akan berbagi elektron 2s dan 1 atom Cl lain berbagi elektron 2p > BeCl₂ tidak setara.

Pembentukan Orbital Hibrida Sp²

Hibridisasi  dalam molekul yang mempunyai ikatan rangkap 2 dan ikatan rangkap 3 

Setiap atom karbon dalam molekul etilena (c₂H₄) memiliki 3 orbital hibrida sp² hijau dan 1 orbital 2pz yang tidak terhibridisasi (abu-abu), tegak lurus dengan bidang orbital hibrida.

Dalam kimia, ikatan pi (ikatan π) adalah ikatan kimia kovalen yang dua cuping orbital atom yang berlektron tunggal bertumpang tindih dengan dua cuping orbital atom lainnya yang juga berlektron tunggal. Hanya terdapat satu bidang simpul dari orbital yang melewati dua inti atom.

Huruf Yunani π berasal dari nama orbital p karena simetri orbital ikatan pi adalah sama dengan orbital p ketika dilihat dari sumbu ikatan. Orbital p biasanya terlibat dalam ikatan sejenis ini. Orbital d juga dianggap terlibat dalam ikatan pi, namun tidaklah seperlunya benar, walaupun konsep ikatan orbital d sesuai dengan hipervalensi.

Ikatan pi biasanya lebih lemah dari ikatan sigma karena rapatan elektronnya lebih jauh dari inti atom yang bermuatan positif, sehingga memerlukan lebih banyak energi. Dari sudut pandang mekanika kuantum, kelemahan ikatan ini dijelaskan oleh ketumpangtindihan yang sangat sedikit di antara orbital p oleh karena orientasinya yang paralel.

Walaupun ikatan pi lebih lemah dari ikatan sigma, ikatan pi seringkali merupakan komponen dari ikatan rangkap bersamaan dengan ikatan sigma. Kombinasi dari ikatan sigma dan pi lebih kuat dari ikatan pi dan sigma yang berdiri sendiri.

Ket : ikatan phi (π) -  kerapatan elektron di atas dan di bawah inti dari ikatan atom

          Sigma Bond (σ) -  kerapatan elektron antar 2 atom

Ikatan sigma (σ) dan Ikatan phi (π)

Ikatan Tunggal               1 ikatan sigma

Ikatan rangkap               1 ikatan sigma dan 1 ikatan phi

Ikatan rangkap tiga        1 ikatan sigma dan 2 ikatan phi

NITROGEN

Ikatan Kovalen tidak hanya terbentuk pada senyawa karbon saja ,ternyata  juga dapat dibentuk oleh atom-atom lain. Kita ambil contoh molekul yang mengandung ikatan kovalen yang  melibatkan atom nitrogen. Atom nitrogen (Amonia, NH3, ). Memiliki konfigurasi ground-state: 1s²   2s²   2px 2py 2pz , hal ini memungkinkan atom nitrogen berikatan dengan tiga atom hidrogen. Secara prinsip, pembentukan hibrida sama dengan pada atom karbon.

Pada hibridisasi sp³, satu orbital sp³ diisi oleh dua elektron dan tiga orbital sp³ diisi masing- masing 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.

OKSIGEN

Oksigen mampu membentuk dua ikatan sigma karena pada kulit terluarnya terdapat dua elektron tak berpasangan (2py dan 2pz). Pada Oksigen, elektron pada atom ground-state oksigen memiliki konfigurasi elektron 1s² 2s² 2px 2py  dan 2pz dan oksigen merupakan atom divalen.

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.

Ikatan Rangkap Terkonjugasi

Sistem konjugasi terjadi dalam senyawa organik yang atom-atomnya secara kovalen berikatan tunggal dan ganda secara bergantian (C=C-C=C-C) dan mempengaruhi 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.

Ikatan rangkap konjugasi bisa di sebut juga ikatan rangkap selang seling dengan ikatan tunggal atau disebut juga elektronnya dapat berpindah-pindah (terdelokalisasi)

Sistem konjugasi secara umumnya akan menyebabkan delokalisasi elektron di sepanjang orbital p yang paralel satu dengan sama lainnya. Hal ini akan meningkatkan stabilitas dan menurunkan energi molekul secara keseluruhan.

Pengaturan kembali elektron 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.

BENZENA DAN RESONANSI

Senyawa benzena pertama kali disintesis oleh Michael Faraday pada tahun 1825, dari gas yang dipakai sebagai bahan bakar lampu penerang. Sepuluh tahun kemudian diketahui bahwa benzena memiliki rumus molekul C₆H₆ sehingga disimpulkan bahwa benzena memiliki ikatan rangkap yang lebih banyak daripada alkena.

Ikatan rangkap pada benzena berbeda dengan ikatan rangkap pada alkena. Ikatan rangkap pada alkena dapat mengalami reaksi adisi, sedangkan ikatan rangkap pada benzena tidak dapat diadisi, tetapi benzena dapat bereaksi secara substitusi. Contoh:

Reaksi adisi : C₂H₄ + Cl₂ → C₂H₄Cl₂

Reaksi substitusi : C₆H₆ + Cl₂ → C₆H₅Cl + HCl

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).

Analisis sinar-X terhadap struktur benzena menunjukkan bahwa panjang ikatan antaratom karbon dalam benzena sama, yaitu 0,139 nm. Adapun panjang ikatan rangkap dua C=C adalah 0,134 nm dan panjang ikatan tunggal C–C adalah 0,154 nm. Jadi, ikatan karbon-karbon pada molekul benzena berada di antara ikatan rangkap dua dan ikatan tunggal. Hal ini menggugurkan struktur dari Kekule. 

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. Untuk menggambarkan ikatan rangkap dua yang terdelokalisasi pada molekul benzena dinyatakan dengan bentuk lingkaran, seperti ditunjukkan berikut ini.

Teori resonansi dapat menerangkan mengapa benzena sukar mengalami reaksi adisi. Sebab, ikatan rangkap dua karbon-karbon dalam benzena terdelokalisasi dan membentuk cincin yang kuat terhadap reaksi kimia sehingga tidak mudah diganggu.

Pada suhu kamar, benzena berwujud cair dengan bau yang khas, tidak berwarna, bersifat racun, dan mudah terbakar. Titik didih benzena 80 °C dan titik bekunya 5,5 °C. Lihat tabel berikut.

Tabel 1. Titik Beku dan Titik Didih dari Molekul Benzena

Nama	Titik Beku (°C)	Titik Didih (°C)
Benzena	5,5	80
Naftalena	81	218
Antrasena	216	342
Metilbenzena	– 95	111
Stirena	– 31	145
o–dimetilbenzena	– 25	144
m–dimetilbenzena	– 48	139
p–dimetilbenzena	13	138

Benzena paling banyak digunakan sebagai pelarut senyawa karbon yang bersifat nonpolar dan sebagai bahan baku untuk pembuatan senyawa turunan benzena. Semua senyawa karbon yang mengandung cincin benzena digolongkan sebagai turunan benzena. Reaksi umum benzena adalah reaksi substitusi, yaitu penggantian atom H oleh gugus lain tanpa mengganggu cincin karbonnya. Contoh:

Untuk pertama kalinya benzena diisolasi pada tahun 1825 oleh Michael Faraday dari residu berminyak yang tertimbun dalam pipa induk gas di London. Kemudian pada tahun 1834 ditetapkan rumus molekul benzena adalah C₆H₆. Struktur yang mula-mula diusulkan pada tahun 1865 tidak mengandung ikatan rangkap karena benzena tidak mudah mengalami reaksi adisi seperti pada alkena. Struktur yang demikian ini tidak sesuai dengan tetravalensi karbon.

Agar tidak menyalahi tetravelensi karbon, pada tahun 1872 Friedrich August Kekule mengusulkan bahwa benzena mengandung tiga ikatan tunggal dan tiga ikatan rangkap yang berselang-seling.

Rumus struktur di atas dapat disederhanakan penulisannya menjadi:

Pengukuran spektroskopik menunjukkan bahwa molekul benzena adalah planar dan semua ikatan karbon-karbonnya sama panjang yaitu 1,39 Å. Ikatan karbon-karbon pada benzena panjangnya di antara ikatan karbon-karbon tunggal (1,47 Å) dan ikatan karbon-karbon rangkap (1,33 Å).

Hal ini dapat dibenarkan karena ikatan karbon-karbon pada benzena mengalami resonansi (berpindah pindah). Inilah sebabnya mengapa benzena sukar mengalami adisi.

Ikatan karbon-karbon pada benzena terdiri atas ikatan sigma (  σ ) dan ikatan phi ( π ). Menurut teori ini ikatan valensi orbital molekul terbentuk dari tumpang tindih orbital-orbital atom. Ikatan kovalen yang terbentuk dari tumpang tindih ujung dengan ujung disebut ikatan sigma ( σ ), sedangkan ikatan kovalen yang terbentuk dari tumpang tindih sisi dengan sisi disebut ikatan phi ( π ).

Ikatan yang pertama antara dua atom merupakan ikatan sigma, dan ikatan yang kedua merupakan ikatan phi. Jadi ikatan tunggal adalah ikatan sigma, dan ikatan kovalen rangkap dua terdiri atas ikatan sigma dan ikatan phi.

Benzena mempunyai enam karbon sp² dalam sebuah cincin segi enam datar. Tiap atom karbon memiliki satu orbital p yang tegak lurus bidang cincin. Tumpang tindih keenam orbital p mengakibatkan terbentuknya enam orbital molekul sehingga terbentuk awan elektron berbentuk “donat” pada bagian atas dan bawah cincin segi enam benzena.