bab I kimia organik

8/11/2019 bab I kimia organik

1/27

kimia organik/bab-1/hal-1 dari 27 hal

BAB I

IKATAN KIMIA DAN STRUKTUR MOLEKUL

1. Pendahuluan

1.1. Deskripsi

Bab pertama ini membahas tentang ikatan kimia, struktur molekul dan bentuk molekul

senyawa organik dan kaitannya dengan sifat-sifat fisikanya, dengan menggunakan dasar

konfigurasi elektron dan struktur Lewis.

1.2. Manfaat/ Relevansi

Mengingat akan kesukaran-kesukaran yang dialami oleh mahasiswa-mahasiswa dalam

menuliskan rumus struktur serta memahami sifat-sifat fisika senyawa organik, maka

diperlukan pemahaman tentang ikatan kimia dan struktur molekul.

1.3. Tujuan Instruksional Khusus (TIK)

Setelah membaca bab I ini, mahasiswa mampu menjelaskan ikatan kimia, struktur

molekul dan bentuk molekul senyawa organik dan kaitannya dengan sifat fisikanya.

1.4. Petunjuk Mempelajari

a. Baca dan pahami semua yang ada dalam bab ini dengan teliti.

b. Tingkatkan pemahaman dengan menambah bahan bacaan lain yang relevan.

c. Diskusi dengan teman untuk meningkatkan pemahaman.

d. Berlatih dengan tekun untuk meningkatkan pemahaman.

e. Jika ada kesulitan, bertanya kepada dosen atau narasumber lain yang relevan.

2. Penyajian

2.1. Konfigurasi Elektron dan Struktur Lewis

Unsur-unsur penting dalam kimia organik adalah karbon, hidrogen, oksigen dan

nitrogen dengan nomor atom masing-masing adalah 6,1,8 dan 7. Nomor atom

menunjukkan banyaknya elektron yang dimiliki atom.

Kita tidak dapat menentukan dengan tepat posisi relatif elektron terhadap inti atom.

Untuk menggambarkan posisi yang paling mungkin dari setiap elektron, digunakan teori


2/27


y

x

z2s

yy

y

xxx z zz

2 2 2p p px y z

kuantum. Tiap kulit elektron suatu atom dibagi menjadi orbital atom; orbital atom

adalah bagian dari ruang dimana kebolehjadian ditemukannya elektron dengan

tingkat energi tertentu tinggi (90-95%). Pada tingkat energi n = 1 hanya

mengandung orbital 1s yang berbentuk bulat, kebolehjadian untuk untuk menemukan

elektron 1s tertinggi dalam bulatan ini. Pada tingkat energi n = 2 mengandung 1 orbital

2s dan 3 orbital 2p (2px, 2py dan 2pz). Ketiga orbital 2p mempunyai bentuk dan jarak

dari inti serta energi yang sama, disebut orbital terdegenerasi. (Gambar 1.1)

Gambar 1.1 Bentuk orbital s dan p, inti berada pada sumbu koordinat

Suatu pemerian mengenai struktur elektron dari atom disebut konfigurasi

elektron. Konfigurasi elektron untuk atom H adalah 1s1, yang berarti satu elektron

dalam orbital 1s. Konfigurasi elektron atom C adalah:

Soal Latihan 1.1

Tuliskan konfigurasi elektron atom 8O dan 7N.

2.2 Pengantar ke Ikatan KimiaKarena struktur elektron berbeda-beda, maka atom-atom terikat membentuk

molekul dengan berbagai cara. Pada tahun 1916, G.N. Lewis dan W. Kossel

mengenalkan teori berikut:

1. Ikatan ion dihasilkan dari perpindahan elektron dari satu atom ke atom lain

2. Ikatan kovalen dihasilkan oleh penggunaan bersama sepasang elektron oleh dua

atom.

3. Atom memindahkan atau membuat pasangan elektron untuk mencapai konfigurasi

gas mulia (oktet).

2p2

n = 2 2s2 E

n = 1 1s2


3/27


H. + H. H H:

.....:Cl

.....:Cl +

..

..:ClCl: :..

..

H

H

H

H..

..C: :C ..

..

+ 4 .H

H H:..

..:ClCl: :..

.. .HC C:: ..

.....

HH

H

H C H

O::

::

....

N N......: : HH :: ....

..C C

Ikatan ion terbentuk oleh pemindahan elektron. Satu atom memberikan satu atau lebih

elektron terluarnya ke atom lain. Atom yang kehilangan elektron menjadi ion positif

atau kation.Atom yang mendapat elektron menjadi ion negatifatau anion. Ikatan ion

terjadi dari tarikan elektrostatik antara ion-ion yang berlawanan muatan.

Contoh : pembentukan molekul NaCl dari atom Na dan Cl

Satu elektron dipindahkan

dari Na ke Cl

Sekarang tiap atom mempunyai oktet lengkap

dalam kulit terluar (kulit terluar Na+tidak ditunjukkan)

Ikatan Kovalen terbentuk oleh penggunaan bersama sepasang elektron antara duaatom. Berikut ini adalah contoh pembentukan molekul H2, Cl2dan CH4.

Penggunaan bersama sepasang elektron antara dua atom disebut ikatan tunggal.

Apabila dua atom membagi 2 pasang atau tiga pasang elektron; ikatannya disebut

ikatan rangkapdan ikatan ganda tiga.

ikatan tunggal ikatan rangkap ikatan ganda tiga

Kapan atom membentuk ikatan ion dan kapan membentuk ikatan kovalen?

Ikatan ion terbentuk bila perbedaan keelektronegatifan antara dua atom lebih besar 1,7.

Misal: antara atom Na (0,9) dan Cl (3,0). Sedangkan apabila beda keelektronegatifan

nol (mis: antara C dengan C) atau kecil misal: antara atom C (2,5) dan H (2) maka

terbentuk ikatan kovalen. [Lihat Tabel 1.1]

2.2.1 Keelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah ukuran kemampuan atom untuk menarik elektron

luarnya atau elektron valensi. Oleh karena elektron terluar digunakan untuk ikatan,

Na.

+..

..:Cl:

-Na+ atau Na Cl+

-Cl:..

...


4/27


maka keelektronegatifan berguna dalam meramalkan dan menerangkan kereaktifan

kimia.

Keelektronegatifan dipengaruhi oleh jumlah proton dalam inti dan jumlah kulit yang

mengandung elektron. Makin banyak jumlah proton, maka makin besar muatan positif

dengan demikian tarikan untuk elektron ikatan bertambah. Makin banyak kulit maka

makin jauh jarak inti ke elektron terluar, sehingga tarikan inti makin lemah.

Ukuran keelektronegatifan dinyatakan dalam skala numerik yaitu Skala Pauling.

Suatu unsur yang memiliki keelektronegatifan sangat rendah (misal: Li) disebut unsur

elektropositif; sedangkan yang memiliki keelektronegatifan sangat tinggi disebut unsur

elektronegatif(misal: Cl).

Tabel. 1.1 Keelektronegatifan beberapa atom

H

2,1

Li

1,0

Be

1,5

B

2,0

C

2,5

N

3,0

O

3,5

F

4,0

Na

0,9

Mg

1,2

Al

1,5

Si

1,8

P

2,1

S

2,5

Cl

3,0

Br

2,8I

2,5

Catatan. Perhatikan atom C, N, O, F, no atom (=jumlah proton) makin banyak tetapi jumlah

kulit sama (=2).

2.2.2 Banyaknya Ikatan Kovalen

Banyaknya ikatan kovalen yang dibentuk oleh sebuah atom tergantung pada banyaknya

elektron tambahan yang diperlukan agar atom tersebut mencapai konfigurasi gas

mulia.

Misalnya :

Atom netral hidrogen memerlukan satu elektron lagi untuk mencapai konfigurasi

elektron helium, oleh karena itu hidrogen membentuk satu ikatan kovalen.

Atom netral klor memiliki 7 elektron pada kulit terluarnya, maka memerlukan satu

elektron untuk mencapai konfigurasi argon; oleh karenanya atom klor membentuk 1

ikatan kovalen.


5/27


H

H

HH..

..

C: :C ...

.

+ 4 .H

:.

...C + 4 Cl:..

... CCl: ..

..Cl:....Cl

:..

..

Cl:....

:

:

H O H + H

+

H O H

H

....

..+

ion hidronium

Karbon netral memiliki 4 elektron valensi, sehingga memerlukan 4 elektron untuk

mencapai konfigurasi neon; maka karbon membentk 4 ikatan kovalen.

membentuk 4 membentuk 1ikatan kovalen ikatan kovalen

membentuk 4 membentuk 1ikatan kovalen ikatan kovalen

Contoh soal

Tulislah struktur Lewis untuk H2O dan klorometana (CH3Cl)

Penyelesaian

1. Tentukan jumlah elektron valensi setiap atom: H = 1, C = 4, O = 6, Cl = 7

2. Gambarkan kerangka molekul, dengan mengingat bahwa H dan Cl hanya

membentuk 1 ikatan kovalen, O membentuk 2 dan C membentuk 4.

3. Distribusikan elektron valensi sehingga setiap H mempunyai 2 elektron dan setiap

atom lain mempunyai oktet.

Soal Latihan 1.2.

Gambarkan struktur titik elektron (struktur Lewis) untuk CO2, C2HF dan CCl2F2.

2.3 Muatan Formal

Sejauh ini kita hanya melihat molekul yang atomnya netral. Dalam beberapa

senyawa, satu atau lebih atomnya dapat bermuatan positif maupun negatif. Karena

muatan ini mempengaruhi reaksi kimia molekul tersebut, perlu diketahui dimana lokasi

muatannya. Sebagai contoh ion hidronium, H3O+, yaitu produk reaksi satu molekul air

dengan satu proton.

H O H.... :: H C Cl

H

H

..

..

..

..: : :

H

H

H C ClH O H


6/27


7/27


C

N..

N..

N:

O....

..

.. :X

..:O

C+

B-B

.. -C

-..N..N

+

..O+

+O..

:X:..

.. -

..

-

O:

..

+X..

..

-..

.. :O: H

Tabel 1. 2 Muatan Formal beberapa Atom dan Ion

Muatan FormalNo. Atom Golongan0 +1 -1

B : 5 3

C : 6 4

N : 7 5

O : 8 6

X : (F, Cl, Br, I) 7

Contoh soal

Pada atom mana terdapat muatan formal dalam ion hidroksida (OH -)?

Penyelesaian

Rumus Lewis ion OH-adalah

Oksigen memiliki 6 elektron valensi, ada 6 elektron bebas dan 2 elektron ikatan. .

Muatan formal oksigen adalah 6 - (6+1) = -1. Jadi oksigen membawa muatan formal -1.

Hidrogen bermuatan netral.

Soal Latihan 1.3.

Hitung muatan formal pada setiap atom dalam senyawa berikut ini:

a. amonia (NH3) b. ion amonium (NH4)+ c. ion nitronium (NO2)

+

2.4 Rumus dalam Kimia Organik

Rumus struktur menunjukkan struktur dari molekul. Rumus Lewis adalah salah

satu jenis rumus struktur, dimana setiap pasangan elektron yang dibagi digambarkan

dengan suatu garis. Bila pasangan elektron valensi menyendiri (pasangan elektron bebas

juga ditunjukkan, rumus demikian disebut rumus struktur lengkap).

Dalam rumus struktur termampatkan, ikatan tidak ditunjukkan, atom yang sama

jenisnya yang terikat pada atom yang sama digabungkan menjadi satu.


8/27


H

HH

H

H-C-C-OH

H

CH3 C OH

CH3

(CH3)2CHOH adalah sama dengan

(CH3)3CCl adalah sama dengan

CH3

CH3 C Cl

CH3

CH3CH CH

2adalah sama dengan

C CH

HCH H

HH

CH3C CH adalah sama dengan

H

H C C C H

H

O

CH3CCH2CH3 adalah sama dengan

H

H C C C C H

H O H H

HH

CH3CHCH2Cl

CH3

a.

Cl

CH3CHClb. c. CH3CH2CH2CH2CHCH2Cl

Cl

C C

CH3

CH3

CH3

CH3

d.

H-C-C-H

H

H H

H

CH3CH3 adalah rumus struktur termampatkan untuk

CH3CH2OH adalah rumus struktur termampatkan untuk

Bila molekul mempunyai dua atau lebih gugus atom yang identik, rumus struktur

dapat dimanfaatkan lebih jauh, dengan cara menggunakan tanda kurung untuk gugus

atom yang mengulang. Suskrip yang mengikuti kurung ke dua menyatakan berapa kali

banyaknya seluruh gugus ditemukan pada kedudukan tersebut dalam molekul. Contoh:

Ikatan rangkap atau ganda tiga digunakan dalam rumus struktur termampatkan. Contoh:

Struktur tersingkat adalah penggunaan garis yang menyatakan kerangka karbon.

n-pentana isopentana neopentana

Soal Latihan 1.4.

Untuk setiap rumus ini, tuliskan rumus yang lebih dimampatkan


9/27


10/27


H

H

HCHH-H N N

2.6 Molekul Polar dan Non Polar

Atom dengan bilangan keelektronegatifan yang sama atau hampir sama, bila

bergabung membentuk molekul kedua atom mempunyai tarikan yang sama atau hampir

sama terhadap elektron ikatan. Jenis ikatan kovalen ini disebut ikatan kovalen non

polar.

Semakin elektronegatif suatu atom, semakin besar tarikan terhadap elektron ikatan. Bila

dua atom yang berbeda bergabung, tetapi tarikannya tidak cukup untuk memecahkannya

menjadi ion, hasilnya adalah ikatan kovalen polar. Ikatan kovalen polar adalah suatu

ikatan dengan distribusi rapat elektron yang tidak merata. Distribusi elektron dalam

ikatan polar dilambangkan dengan muatan parsial positif (+) dan negatif (-) atau

dengan panah bersilang ( ) yang mengarah dari ujung yang parial positif ke ujung

yang parsial negatif.

Momen Ikatan

Momen Ikatan (satuan Debye (D) merupakan ukuran kepolaran ikatan, dihitung dari

muatan, e (satuan elektrostatik) x jarak antara muatan (d) (dalam Ao). Besarnya momen

ikatan beberapa ikatan tertera pada Tabel 1.3.

Tabel 1.3.Momen ikatan beberapa ikatan kovalen

ikatan momen

ikatan (D)

ikatan Momen ikatan

(D)

H C 0,4 C - Cl 1,46

H N 1,31 C Br 1,38

H O 1,51 C - I 1,19

C - N 0,22 C = O 2,3

C - O 0,74 C N 3,5

C - F 1,41

Soal Latihan 1.6

Gunakan panah bersilang dan muatan parsial untuk menunjukkan arah momen ikatan

senyawa berikut: a. H3C-NH2 b. H3C-OH c. H3CO-H

H Cl+

atau ClH+

CH3 CH 3

O O

3CH3CHatau+


11/27


C

O

CH3

H

H3CH

O

C C 3

O C O

= 0

H H

O

= 1,83 D

CClClCl

Cl

= 0

Momen Dipol

Momen dipol () adalah jumlah vektor momen ikatan dalam molekul. Karena

penjumlahan vektor bergantung pada besar dan arah momen ikatan. Maka momen

dipol merupakan ukuran kepolaran molekul. Momen dipol beberapa senyawa organik

disajikan pada Tabel 1.4. Perhatikan bahwa momen dipol CCl4 adalah nol meskipun

setiap ikatan C-Cl mempunyai momen ikatan 1,46D; hal ini disebabkan molekul CCl4

simetris; jadi momen ikatan saling meniadakan. Demikian pula molekul CO2. Namun

molekul air momen ikatannya tidak saling meniadakan, maka dideduksi/diduga molekul

air tidak simetris.

Tabel 1.4. Momen Dipol Beberapa Senyawa

Senyawa Momen Dipol (D) Senyawa Momen Dipol (D)

H2O 1,84 CH3OCH3 1,3

NH3 1,46

CH3Cl 1,86

2,7

CCl4 0

CO2 02,8

Sola latihan 1.7

Dengan memperhatikan tabel momen ikatan (Tabel 1.3.), hitunglah momen dipol

molekul H2O.

2.7 Gaya Tarik Antar Molekul

27.1 Interaksi dipol-dipol

Molekul saling tarik menarik antar muatan yang berlainan dan tolak menolak antar

muatan yang sama; tarik menarik dan tolak menolak ini akibat adanya antaraksi dipol.

Bagaimana jika molekulnya non polar? Molekul non polar saling ditarik oleh interaksi

dipol-dipol lemah yang disebut gaya London. Gaya London timbul dari dipol yang

diinduksi dalam satu molekul oleh molekul lain. Gambar 1.2 memperlihatkan

bagaimana dipol teriduksi dapat terjadi.


12/27


CH 2

2

CH

2

CH

2CH

2

CH

CH

2

CH

CH 3

3CH

3CH

CH3

n-pentanat.d. 36 oC

3CH

CH3

CH3

CH3

CH3CH3

CH3

CH3 C

C

neopentanat.d. 9,5

oC

..:

H

H O ..:

H

H O +

3CH O

H

:.. +

H O

H

:..

C 3

ikatan hidrogen

Gambar 1.2 Molekul non polar dapat saling menginduksi

Interaksi berbagai dipol secara kolektif disebut gaya van der Waals. Jarak antar

molekul mempengaruhi kekuatan gaya van der Waals. Bila jarak antara dua molekul

besar, maka gaya tarik antar kedua molekul berkurang.

Molekul rantai lurus mempunyai jarak lebih dekat dari pada molekul bercabang

sehingga gaya van der Waals lebih kuat, hal ini menyebabkan molekul rantai lurus

mempunyai titik didihnya lebih tinggi dari pada molekul rantai bercabang. Contoh :

molekul n-pentana dan neopentana

2.7.2 Ikatan Hidrogen

Jenis intaraksi dipol yang kuat terjadi antara molekul yang mengandung atom

hidrogen yang terikat pada atom nitrogen, oksigen atau fluor. N, O dan F adalah atom

yang sangat elektronegatif dan mempunyai pasangan elektron menyendiri.

Senyawa yang khas mengandung ikatan NH, OH atau FH adalah:

H O

H

:.. ..

:

H

H OC 3 H N

H

H.. ..

H

H

NHC 3 H F....

:

Ikatan hidrogen terbentuk antara atom hidrogen yang parsial positif dari suatu molekul

dengan pasangan elektron menyendiri (bebas) dari atom suatu molekul yang

elektronegatif (N, O, F).

+ - +-

elektron tertarik terhadap

inti lainnya

+ +- -

dipol terinduksi


13/27


O

CH OH

OH

OHHO H

H

H

H

OH

2

H

glukosa

larut dalam airsikloheksana

tak larut dalam air

:H

H

N3CH H O

H

:..

1

2

Kekuatan ikatan hidrogen tidak sama. Ikatan hidrogen antara O dan HO lebih kuat

dari N dan HN, karena gugus OH lebih polar dari pada NH.

Ikatan hidrogen antara dua senyawa yang berbeda. Ada lebih dari satu kemungkinan

pembentukan ikatan hidrogen.

Pengaruh Ikatan Hidrogen

Titik Didih

Senyawa dengan berat molekul yang sama, titik didihnya dapat berbeda karena

adanya ikatan hidrogen. Etanol (CH3CH2OH) dan dimetil eter (CH3OCH3) mempunyai

berat molekul yang sama. Etanol mempunyai titik didih yang jauh lebih tinggi dari pada

dimetil eter. Hal ini disebabkan antar molekul etanol dapat membentuk ikatan hidrogen,sedangkan dimetil eter tidak dapat membentuk ikatan hidrogen antar molekulnya.

Kelarutan

Senyawa yang dapat membentuk ikatan hidrogen dengan air, lebih mudah larut

dalam air. Glukosa mengandung banyak gugus OH dan larut baik dalam air.

Sikloheksana tidak dapat membentuk ikatan hidrogen dengan air dan tidak dapat

memecah ikatan hidrogen dalam air, sehingga sikloheksana tidak larut dalam air.

CH3 N

H

H

: H

H

N CH3

H kurang posit ifikatan h idrogen lebih lemah

3C

.. :

H

H O.. :

H

H OC 3

H lebih posit if

ikatan hidrogen lebih kuat

32CH CH

H O :..

2CH CH O..

:

H

3

etanol

t.d 78,5oC

ikatan hidrogen

CH

CH

O..:

3

3

dimetil eter

t.d. -23oC

tidak ada H untuk

pembentuk an ik atan hidrogen


14/27


15/27


H

H

H C H H C C H

H

H

H

H

karbon sp3

HC C

H

H

H

karbon sp2

H C C H

karbon sp

H

H

HC C C

H

2.9 Orbital Hibrida Karbon

Bila atom hidrogen menjadi bagian dari suatu molekul, maka digunakan orbital

arom 1s untuk ikatan. Karbon dengan konfigurasi 1s2 2s2 2p2 mempunyai elektron

valensi 4 yang merupakan elektron ikatan. Atom karbon tidak menggunakan keempat

orbitalnya secara murni untuk ikatan, tetapi bercampur (hibridisasi) menurut satu dari

tiga cara berikut:

1. hibridisasi sp3, digunakan untuk membentuk 4 ikatan tunggal

2. hibridisasi sp2, untuk membentuk ikatan rangkap

3. hibridisasi sp, untuk membetuk ikatan ganda tiga atau ikatan rangkap terakumulasi.

Hibridisasi memberikan ikatan yang lebih kuat karena tumpang tindih lebih besar

sehingga menghasilkan molekul berenergi lebih rendah yang lebih stabil.

2.9.1 Hibridisasi sp3

Dari bukti eksperimental, bentuk molekul metana (CH4) adalah tetrahedral. Panjang

ikatan C- H dan sudut ikatan H-C-H besarnya sama; artinya keempat ikatan ekivalen.

Hal ini timbul dari hibridisasi lengkap keempat orbital atomnya (1 orbital 2s dan 3

orbital 2p) sehingga menghasilkan 4 orbital sp3 yang ekivalen. Agar ini dapat terjadi,

satu elektron dari 2s ditingkatkan ke orbital 2p yang kosong, kemudian bergabung

menjadi 4 orbital sp3 dengan energi yang sama (agak lebih tinggi dari 2s tetapi agak

lebih rendah dari 2p). Masing-masing orbital sp3 mengandung satu elektron untuk

ikatan.


16/27


C

C

H

HH

H

satu e dalam setiap orbital

atom atau orbital hibrida

- dua e dalam setiap orbitalmolekul

-

H

H

H

H

Pembentukan orbital sp3 digambarkan dengan diagram orbital, setiap kotak

menyatakan orbital, elektron dinyatakan oleh panah, arah panah merupakan arah spin

elektron.

Pencampuran orbital 2s dan 2p membentuk orbital sp3menghasilkan bentuk seperti

bola bowling dengan simpul pada inti. Cuping besar digunakan untuk tumpang tindih

dengan orbital dari atom yang lain, cuping kecil tidak digunakan untuk ikatan. Empat

orbital hibrida sp3 mengelilingi inti karbon dengan geometri dari ikatan berbentuk

tetrahedral. (Gambar 1. 5)

Gambar 1.5. orbital hibrida sp3aton karbon

Dalam metana (CH4) masing-masing orbital sp3 dari karbon bertumpang tindih

dengan orbital 1s dari hidrogen membentuk orbital molekul sp3-s yang simetris

sekeliling sumbu yang lewat inti karbon dan hidrogen. Ikatan antara C dan H ini

merupakan ikatan sigma. (Gambar 1.6.)

Gambar 1.6. Pembentukan Ikatan sigma dalam molekul metana (CH4)

Beberapa cara untuk menggambarkan metana ditampilkan pada Gambar 1.7.

empat sp3

orbital yang digunakan

untuk ikatan

e ditingkatkan

2p 2p 2p

2s

2p 2p 2p

2s

orbital atom C

(orbital non-ikatan 1s

yang terisi tidak ditunjukkan)

E

CC

ujung digunakan

untuk ikatan

empat orbital sp3satu orbital sp3

C

109,5o

C dengan

4 ikatan sp3


17/27


18/27


2.9.2 Hibridisasi sp2

Untuk membentuk orbital hibrida sp2, karbon berhibridisasi orbital 2s-nya hanya

dengan dua orbital 2p-nya. Satu orbital p pada atom karbon tetap tak terhibridisasi.

Karena tiga orbital atom digunakan untuk membentuk orbital sp2, maka dihasilkan tiga

orbital hibrida sp2. Masing-masing orbital sp2 mempunyai bentuk yang sama seperti

orbital sp3dan mengandung satu elektron yang dapat digunakan untuk ikatan.

Tiga orbital sp2terletak dalam satu bidang dengan sudut 120o, satu orbital p yang tidak

terhibridisasi terletak tegak lurus pada bidang sp2. (lihat Gambar 1.10)

Gambar 1.10 Karbon dalam keadaan hibridisasi sp2

Dalam etilena (CH2CH2) tumpang tindih satu orbital sp2dari masing-masing atom

karbon membentuk ikatan sigma C-C, dua orbital sp2yang lain tumpang tindih dengan

orbital 1s dari hidrogen membentuk ikatan sigma C-H. Setiap orbital p membentuk 2

cuping mengandung 1 elektron, tumpang tindih sisi terhadap sisi membentuk orbital

ikatan yang merupakan ikatan pi. (Gambar 1.11)

Gambar 1.11. Pembentukan ikatan sigma sp2-sp2dan ikatan pi p-p dalam molekul etena

2s

2p2p2p

2s

2p2p2p

2tiga sp

2p

E

ikatan


19/27


C

C H

H

H

H

C

CH

H

H

Htumpang tindih tak ada tumpang tindih

+ 68 kkal/mol

C CH

H

H

HC O

H

H

H C

O

OH

karbon-karbon sp2

HH

HHC H

H C C

sp3-s

sp2-s

sp2-sp2

sp3-sp2

dan p-p

sp2-s

C C

H

H

H

H

C C C OH

H

Ikatan pi (

) :

hasil tumpang tindih orbital p, sisi terhadap sisi

mempunyai energi yang agak lebih tinggi dari pada ikatan sigma, agak kurang

stabil dari pada ikatan sp2-sp2. Ikatan pi merupakan kedudukan kereaktifan

kimia.

Dalam molekul CH2=CH2 energi disosiasi ikatan sigma adalah 95 kkal/mol, energi

disosiasi ikatan pi 68 kkal/mol.

Beberapa molekul dengan orbital karbon hibrida sp2antara lain sebagai berikut.

Perhatikan bahwa ikatan rangkap C=O (gugus karbonil) juga memiliki orbital hibrida

sp2.

Dalam rumus struktur, ikatan rangkap dinyatakan oleh dua garis identik. Perhatikan

bahwa ikatan rangkap bukan identik yang sederhana, tetapi bahwa garis rangkap

menggambarkan satu ikatan pi yang lemah.

Contoh soal

Jenis tumpang tindih apa yang terdapat dalam setiap ikatan CH3CH=CH2?

Penyelesaian


20/27


H C C H

H C C H

C C

kedua orbital sp adalah linier kedua orbital p

sp sp

satu orbital sp

orbital sp

yang kedua90

o

90o

orbital p saling tegak lurus

dan tegak lurus terhadap orbital p

ikatan sigma orbital p dua ikatan phi

Soal latihan 1.9

Tulis rumus struktur lengkap untuk masing-masing senyawa berikut. Jenis orbital apa

yang tumpang tindih membentuk masing-masing ikatan?

a. (CH3)3CH b.CH2=C(CH3)2 c. CH2=CHCH=CH2

2.9.3 Hibridisasi sp

Bila atom C dihubungkan hanya terhadap dua atom lainnya, seperti dalam asetilena

( ), keadaan hibridisasinya adalah sp. Dalam hal ini tinggal dua orbital 2p

yang tidak terhibridisasi, masing-masing dengan satu elektron.

Kedua orbital sp terletak sejauh mungkin, dalam garis lurus dengan sudut 180o

diantaranya. Orbital p saling tegak lurus dan tegak lurus terhadap garis orbital sp.

(Gambar 1.12)

Gambar 1.12. Karbon dalam keadaan orbital sp

Dalam asetilena, kedua atom karbon dihubungkan oleh ikatan sigma sp-sp. Masing-

masing karbon juga terikat terhadap atom hidrogen oleh ikatan sigma sp-s. Kedua

orbital p dari satu karbon kemudian bertumpang tindih dengan kedua orbital p dari

karbon lain untuk membentuk dua ikatan pi, satu ikatan pi ada di atas dan di bawah

ikatan sigma seperti ditunjukkan Gambar 1.13. Ikatan pi yang lain terletak di muka dan

belakang.

Gambar 1.13. Ikatan dalam asetilena,

E

2s

2p2p2p

2s

2p2p2p

dua sp

2p 2p


21/27


N

HH

H H CH

H

N

CH 3 3CH

N

CH

3

3

3orbital sp yang terisi

amoniaamina

sp3-s sp3-sp3

CH3C C H

Beberapa contoh senyawa yang mengandung ikatan ganda tiga.

Soal latihan 1.10

Jenis tumpang tindih apa yang ada dalam masing-masing ikatan karbon-karbon dari

. ?

2.10 Orbital Hibrida Nitrogen

Secara elektronika nitrogen sama dengan karbon, dan orbital atom dari nitrogen

berhibridisasi menurut cara yang sangat bersamaan dengan karbon.

Seperti ditunjukkan dalam diagram orbital di atas, perbedaan antara nitrogen dan

karbon adalah satu orbital sp3 dari nitrogen sudah terisi dengan sepasang elektron,

sehingga nitrogen hanya dapat membentuk tiga ikatan kovalen dengan atom lain.

Amonia (NH3) mengandung atom nitrogen sp3 yang terkat pada 3 tom hidrogen.

(Gambar 1.14)

Gambar 1.14. Ikatan dalam amonia dan dua amina

Seperti halnya karbon, nitrogen juga dapat berhibridisasi sp2 dan sp. Perbedaan

penting antara nitrogen dan karbon adalah satu orbital dari nitrogen terisi penuh

sepasang elektron bebas.

CH3CHC N :CH3

CH3CH N

..sp2

sp

E

3empat orbital sp dari N

2s

2p2p2p

H C C H CH3 C C H H C N

satu ikatan dan dua ikatan


22/27


orbital terisi

3

O

CH33CH

O

CHHH

HO

air alkohol eter

sp - s sp - s33

2.11 Orbital Hibrida Oksigen

Oksigen berhibridisasi menurut cara yang sama dengan karbon dan nitrogen. Dua

dari empat orbital hibrida sp3 dari oksigen sudah terisi sepasang elektron. Hibridisasi

atom aksigen ditampilkan pada Gambar berikut.

Alkohol dan eter yang analog dengan air, mengandung atom oksigen terhibridisasi sp3

dan mempunyai 2 pasang elektron valensi menyendiri, sperti ditunjukkan pada Gambar

1.15.

Gambar 1.15. ikatan dalam air, alkohol CH3OH dan eter CH3OCH3

2.12 Resonansi

Benzena adalah senyawa silkik dengan 6 atom karbon yang tergabung dalam cincin.

Setiap atom karbon terhibridisasi sp2 dan cincinnya planar. Setiap atom karbon

mengikat satu atom hidrogen dan setiap atom karbon juga mempunyai orbital p yang

tidak terhibridisasi tegak lurus terhadap bidang ikatan dari cincin tersebut.

Gambar 1.16. Gambaran orbital p dari benzena

pandangan samping

menunjukkan orbital p

tumpang tidih sempurna

awan phi aromatik

2p 2p 2p

2sempat orbital sp dari O3

E


23/27


C C

C C

C C

atau atau mungkin

H H

HH

H H

A B C

struktur nyata adalah

gabungan dari dua struktur

resonansi ini

..

..

-

-+

...... .

.

.

.

..

....

+CH3 N

O

OO

OCH3 N atau

O

O

CH3

N+

-

-

struktur ikatan penempatan ikatan (masing-masing C adalah sp2 (lingkaran menyatakan delokalisasi sempurna)dan mempunyai elektron p)

Dengan 6 elektron p, benzena mengandung 3 ikatan yang dapat digambarkan

menurut rumus A atau B, dimana ikatannya bergantian antara ikatan tunggal dan ikatan

rangkap. Telah diketahui bahwa ikatan karbon-karbon dalam cincin benzena

mempunyai panjang ikatan yang sama, berarti tidak mengandung ikatan tunggal danrangkap yang saling bergantian. Disimpulkan bahwa keenam elektron pi terdelokalisasi

sempurna dalam awan muatan elektron yang berbentuk seperti kue donat yang disebut

awan pi aromatik.

Untuk menggambarkan distribusi elektron pi dalam benzena, digunakan rumus

Kekule (1972) dimana kedua struktur dalam resonansi yang satu dengan yang lain.

Struktur Kekule dusebut juga sebagai lambang resonansi atau struktur resonansi untuk

benzena.

struktur resonansi benzena(rumus Kekule)

Struktur nyata benzena tidak bergeser antara 2 struktur yang berbeda tetapi

merupakan hibrida resonansi dari dua struktur resonansi. Untuk menyatakan benzena

juga digunakan segienam dengan lingkaran di dalamnya yang menyatakan awan pi

aromatik.

Pergeseran Elektron

Benzena bukan satu-satunya yang rumus ikatan valensi tunggalnya kurang cocok.

Gugus nitro (-NO2) adalah salah satu contoh yang baik untuk diterangkan struktur

resonansinya.


24/27


X X..

X X

X X..

CH3 NO

O O

O

CH3 N+

...

.

..

.

.

.

... ....

+

-

-

.... ....

-......

+

O

OCH3 Ntetapi tidak

c. H:C:N:C:H..

..

..

....

..

H

H

H

HH

H

H C C NH

:H

H

b.

H

H C O H

H

..

..a.

....

CH3C O:

O::

-c.b. (CH3)3C+a. CH3 C N:

Cl

a. CH3CHCHCH(CH3)2 b. H2O2

a. (CH3)2CHCHBrCH3 b. CH3CO2H c. CH3COCH3 d. H2C=CHCH=CHCN

Bila menulis struktur resonansi, inti-inti atom sebuah molekul tidak bertukar posisi,

hanya elektron yang terdelokalisasi. Perlu diingat juga bahwa hanya elektron pi atau

elektron bebas saja yang dapat terdelokalisasi.

Pergeseran dapat terjadi dengan cara sebagai berikut :

Dari suatu ikatan phi ke sebuah atom disebelahnya :

Dari suatu ikatan phi ke posisi ikatan sebelahnya :

Dari suatu atom ke posisi ikatan sebelahnya:

Contoh :

Soal Untuk Dipelajari

1. Berikan rumus Lewis (rumus bintik elektron) untuk setiap struktur berikut.

2. Berikan rumus struktur lengkap (dengan menunjukkan masing-masing atom dengan

menggunakan garis ikatan) untuk setiap rumus mampat senyawa berikut ini.

3. Hitung muatan formal semua atom kecuali H dalam struktur berikut ini.

4. Tuliskan struktur mampat untuk setiap struktur berikut.

5. Tuliskan rumus struktur lengkap dan tunjukkan pasangan elektron valensi

menyendiri (bila ada) untuk senyawa berikut ini.

a. CH3NH2 b. (CH3)3N c. (CH3)3NH+ d. (CH3)3COH

e. CH2=CH2 f. H2C=O


25/27


a. CH3CH2 Cl b. H OH c. H NH2 d. CH3 OH e. CH3O H

a. CH3CH2CH2CH2OH atau (CH3)3COH

b. HOCH2CH2OH atau CH3CH2CH2OH

a. C Br b. C O c. C Cl d. C H

a. (CH3)2NH b. CH3CH2OCH3 c. (CH3)3N

d. CH3CH2F e. (CH3)2C=O f. CH3OCH2CH2OH

6. Gambarkan poligon dan rumus struktur untuk sistem cincin karbon yang

mengandung enam karbon cincin dan ikatan rangkap

7. Ujung mana yang positif dan mana yang negatif dari dipol setiap ikatan berikut ini

8. Tuliskan pemaksapisahan homolitik dan heterolitik senyawa berikut. (Terapkan

pengetahuan anda mengenai keelektronegatifan dalam pemaksapisahan dan

tunjukkan gerakan elektron dengan panah melengkung).

9. Gambarkan struktur untuk menunjukkan ikatan hidrogen (bila ada) dalam senyawa

berikut ini:

10.Tunjukkan semua jenis ikatan hidrogen dari (CH3)2NH dalam air. Yang mana

merupakan ikatan hidrogen terkuat?

11.Senyawa mana yang diharapkan memiliki titik didih tertinggi? Jelaskan.

12.Dietil eter, CH3CH2OCH2CH3dan 1-butanol CH3CH2CH2CH2OH, dua-duanya larut

dalam air, tetapi titik didih 1-butanol adalah 83olebih tinggi dari pada dietil eter.

Jelaskan mengapa demikian.

3.

Penutup

3.1. Rangkuman

Sifat-sifat fisika senyawa ditentukan oleh struktur molekul dan jenis ikatan

kimianya. Untuk dapat menuliskan struktur molekul dapat dimulai dari konfigurasi

elektron masing-masing atom penyusunnya.

3. 2. Test Mandiri

1. Gambarkan struktur titik elektron (struktur Lewis) untuk CCl2F2.


26/27


..

..::

F

F

Cl

C Cl

..

.... ..

..

..

::

::

: :

H3C OH H3C OH+

::O

H C H

2. Gunakakan panah bersilang untuk menunjukkan arah momen ikatan senyawa

berikut untuk struktur H3C-OH.

3. Tuliskan rumus struktur lengkap untuk senyawa berikut ini (tunjukkan semua ikatan

dengan garis dan pasangan elektron bebas jika ada) untuk senyawa: H2C=O

4. Hitung muatan formal semua atom kecuali H dalam struktur berikut ini.

a. amonia (NH3) b. CH3COO-

5. Untuk setiap rumus ini, tuliskan rumus yang lebih dimampatkan

6. Tunjukkan semua jenis ikatan hidrogen (bila ada) yang ditemukan dalam senyawa

berikut.

a. larutan CH3OH dalam H2O b. CH3CH2OCH2CH3 dalam air

7. Tulis rumus struktur lengkap untuk masing-masing senyawa berikut dan jenis orbital

yang tumpang tindih membentuk masing-masing ikatan senyawa CH2=C(CH3)2.

3.3 Umpan Balik

Penyelesaian

1. Tentukan elektron valensi untuk tiap-tiap atom, C=4, Cl=7, F=7.

Susun kerangka molekul dan distribusikan elektron valensi, dengan mengingat

aturan oktet.

2. Bandingkan keelektronegatifan C dan O, karena O lebih elektronegatif dari pada C

maka arah pergerakan elektron menuju atom O.

3. Struktur lengkapH2CO adalah:

C C

CH3

CH3

CH3

CH3

b.a. CH3CH2CH2CH2CHCH2Cl

Cl


27/27

::..

..H N H

H

CH3 C O

O:..

:

..:

1

212

3CH O

H

:..

H O

H

:..

ikatan hidrogen

HC C

HH

HC

C

H

H H

H

sp2-s

sp2-sp2dan p-p

sp3-s

sp3-s

ikatan hidrogen

.. :

H

H O..

:

CH2CH3

H OCH3C 2

4. a. Amonia, atom N memiliki 5 elektron valensi, maka muatan formal = 5 (3+2)=0

Jadi atom N muatan formalnya =0. amonia adalah molekul netral.

b. CH3COO-, elektron valensi atom C = 4, O=6

atom C1: muatan formal = 4-(0+4) = 0

C2: muatan formal = 4-(0+4) = 0

O1: muatan formal = 6-( 4+2 = 0

O2: muatan formal = 6-(6+1) = -1

5. a. CH3(CH2)3CHClCH2Cl b. (CH3)2C=C(CH3)2

6. Jenis ikatan hidrogen:

a. larutan CH3OH dalam air b. CH3CH2OCH2CH3dalam air

7. Jenis orbital yang tumpang tindih

4.

Pustakaa. Fessenden, R.J. dan J. S. Fessenden, 1986, Organic Chemistry 3

rd edition.

Wadsworth, Inc., Belmont, California. Alih bahasa : Pudjatmaka, A.H. 1999, Kimia

Organik. Penerbit Erlangga, Jakarta, Jilid 1

b. Solomons, T.W.G., 1988, Organic Chemistry 3 rd edition, John Wiley & Sons, Inc.,

New York

c. Hart, H., L.E. Craine dan D.J. Hart, 2003, Organic Chemistry 11th

edition.

Wadsworth, Inc., Belmont, California. Alih bahasa : Suminar S.A., 2003, KimiaOrganik, edisi 11, Penerbit Erlangga, Jakarta

bab I kimia organik

Documents

Transcript of bab I kimia organik