Kimia Organik 1

Pertemuan ke 3

Indah Solihah

Pembentukan Ikatan pada atom Fosfor

• Nomor atom fosfor (P) adalah 15

• Tahap pembentukan ikatan :

1. Sebagian energi digunakan untuk hibridisasi, elektron pada subkulit 3s berhibrdisasi dg 3p membentuk orbital hibrida sp3

2. Pembentukan 3 dimensi membentuk tetrahedral

3. Overlap antara 3 hibrida single dg hidrogen

4. Satu pasang elektron tinggal sbg pasangan elektron bebas, terbentuklah molekul netral fosfin PH₃

• Pembentukan ikatan Trialkil fosfin oksid 1. Sepasang elektron bebas pada fosfin diberikan kepada

oksigen 2. Oksigen dlm kondisi ground state membentuk ikatan

semipolar shg atom fosfor bermuatan positif 1 dan oksigen bermuatan negatif 1

3. Muatan tsb dapat saling menetralisir dg cara 1 pasang elektron bebas oksigen diumpan-balikkan ke atom fosfor masuk orbital d, dan membentuk ikatan pi back bonding

R3 P

R2

R1

R3O P

OR2

OR1

R3 P+

R2

R1

-O

R3 P+

R2

R1R4

Fosfin

Trialkil fosfit

Trialkil fosfin oksid

Ion tetra alkil fosfonium

Pelanggaran aturan oktet pada atom fosfor

• Elektron bebas pada subkulit 3s dapat dipromosikan ke subkulit 3d

• Terbentuk hibrida sp3d dg bentuk 3 dimensi trigonal bipiramid

• Orbital single tsb dapat overlap dg orbital atom hidrogen atau dengan sesama orbital single

• Contoh senyawa : PCl₅

Pembentukan ikatan pada atom sulfur

• Nomor atom sulfur adalah 16 • Tahapan pembentukan ikatan : 1. Sebagian energi digunakan untuk hibridisasi,

elektron pada subkulit 3s berhibrdisasi dg 3p membentuk orbital hibrida sp3

2. Pembentukan 3 dimensi membentuk tetrahedral 3. Overlap antara 2 hibrida single dg hidrogen 4. Dua pasang elektron tinggal sbg pasangan

elektron bebas, terbentuklah molekul netral asam sulfida H₂S

• Pembentukan ikatan pada dialkil sulfoksida: 1. Sepasang elektron bebas pada dialkil sulfida

diberikan kepada oksigen 2. Oksigen dlm kondisi ground state membentuk

ikatan semipolar shg atom sulfur bermuatan positif 1 dan oksigen bermuatan negatif 1

3. Muatan tsb dapat saling menetralisir dg cara 1 pasang elektron bebas oksigen diumpan-balikkan ke atom sulfur masuk orbital d, dan membentuk ikatan pi back bonding

R1S

R2

O

Dialkil sulfoksida

R1

S

R2

Dialkil Sulfida

Pelanggaran aturan oktet pada atom sulfur

• Elektron bebas pada subkulit 3s dan 3px dapat dipromosikan ke subkulit 3d

• Terbentuk hibrida sp3d2 dg bentuk 3 dimensi oktahedral

• Orbital single tsb dapat overlap dg orbital atom hidrogen atau dengan sesama orbital single

• Contoh senyawa : SF₆ (Sulfur hexafluorida)

Jenis Ikatan Kimia

Beberapa ikatan kimia

1. Ikatan ionik 2. Ikatan kovalen/sigma/σ 3. Ikatan kovalen non polar 4. Ikatan kovalen polar 5. Ikatan semipolar/kovalen koordinasi 6. Ikatan pi/π 7. Ikatan pi back bonding/ikatan ppi-dpi 8. Ikatan hidrogen 9. Ikatan van der Waals

– Ikatan Ionik • Ketika ikatan ionik terbentuk atom-atom akan

menerima atau mendonorkan elektron-elektronnya untuk mendapatkan konfigurasi elektronik mendekati gas mulia – Pada Prosesnya atom-atom menjadi ionik

• Hasilnya, muatan ion yg berlawanan saling tarik-menarik dan terbentuklah ikatan ionik

• Ikatan ini terbentuk dari atom-atom yang memiliki perbedaan elektronegativitas yang besar.

• Misal : NaCl

– Ikatan Kovalen

• Ikatan tunggal yg terjadi dari overlap secara axial antara orbital elektron hibrida single dengan hidrogen atau dengan sesama orbital elektron hibrida single

• Ikatan kovalen terjadi antara atom-atom yang memiliki elektronegativitas yang mirip

• Atom-atom mencapai oktet dengan penggunaan bersama elektron-elektron valensinya

• Ikatan kovalen non polar

– Ikatan kovalen dimana kedua atom yg pembentuk ikatan mempunyai elektronegativitas yang sama atau hampir sama

– Misal : H₂ , Cl₂ , CH₄

• Ikatan kovalen polar – Ikatan kovalen dimana kedua atom yg membentuk ikatan

mempunyai elektronegativitas berbeda yg cukup untuk membuat atom tsb mjd berbeda densitas elektronnya

– Atom yg mempunyai elektronegativitas yg lbh besar mempunyai kekuatan tarikan yg lebih kuat thd elektron ikatan, tetapi kekuatan tarikan tsb tdk sampai memutus ikatan, tdk seperti ikatan ion

– Hal ini dikatakan ikatan hanya putus parsial, blm putus scr total

– Simbol keadaan demikian adalah delta positif/delta negatif (δ+/δ-)

– Misal : H₂O (Elektronegativitas H = 2,1 ; O = 3,5)

δ+ δ+ δ-

• Ikatan semipolar/kovalen koordinasi

– Ikatan tunggal yg terjadi dari pemberian sepasang elektron dari atom sepihak

– Misal : NH₄⁺ (garam amonium kuarterner)

• Ikatan pi / π

– Ikatan tunggal yg terjadi dari overlap secara lateral antara sesama elektron sisa (elektron2 yg tidak melakukan hibridisasi)

– Misal : C₂H₄ (etena)

• Ikatan pi back bonding

– Ikatan tunggal yg terjadi dari umpan balik sepasang elektron bebas masuk orbital d yg kosong

– Misal :

• ikatan yg terjadi antara trialkil fosin dengan oksigen membentuk trialkil fosfin oksid

• Ikatan yg terjadi antara dialkil sulfida dengan oksigen membentuk dialkil sulfoksida

R3 P+

R2

R1

-O

Trialkil fosfin oksid

R1S

R2

O

Dialkil sulfoksida

• Ikatan Hidrogen

– Interaksi atom hidrogen yg bermuatan positif parsial dari suatu molekul dg pasangan elektron bebas atom elektronegatif dari molekul lain atau dari molekul itu sendiri

– Atom hidrogen dapat terikat pada heteroatom dengan elektronegativitas tinggi seperti nitrogen dan oksigen

– Misal : ikatan hidrogen antar molekul air

• Ikatan van der Waals – Elektron2 suatu molekul secara lemah ditarik ke

nukleus molekul ke 2

– Elektron2 pada molekul ke 2 ditolak oleh elektron2 molekul pertama, menghasilkan distribusi elektron yg tdk sama, suatu dipol terjadi

– Interaksi berbagai macam dipol-dipol tsb (tarikan dan tolakan) secara kolektif disebut kekuatan van der Waals

– Jarak antara molekul2 memiliki suatu efek yg penting pada kekuatan ikatan van der waals

– Jarak dimana atraksi tarik-menarik terbesar disebut radius van der Waals