BAB I

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Setiap senyawa organik memiliki sifat-sifat fisik maupun sifat-sifat kimia,

tetapi dalam pembahasan ini akan difokuskan pada sifat-sifat intramolekul. Sifat-

sifat intramolekul tersebut meliputi panjang ikatan, energi ikatan, momen dipol,

keasaman dan kebasaan suatu molekul organik.

Di dalam energi ikatan dijelaskan tentang pengukuran, perhitungan secara

teori dan faktor-faktor yang menentukan panjang ikatan. Pada energi ikatan akan

diuraikan tentang penentuan energi ikatan secara eksperimen dan secara teoritis.

Pembahasan tentang momen dipol meliputi perhitungan momen dipol dalam

berbagai macam senyawa organik. Pada uaraian tentang keasaman dan kebasaan

dijelaskan tentang faktor-faktor yang menentukan keasaman dan kebasaan suatu

senyawa organik.

1.2 Rumusan Masalah

Bagaimana sifat-sifat intramolekul senyawa organik diantaranya termasuk

energi ikatan, panjang ikatan dan orde ikatan ?

1.3 Tujuan

Untuk mengetahui sifat-sifat intramolekul senyawa organik yang

diantaranya termasuk energi ikatan, panjang ikatan dan orde ikatan

1

BAB II

PEMBAHASAN

2.1 Panjang Ikatan

Panjang ikatan adalah jarak antara duah buah atom yang saling berikatan

atau jarak rata-rata anatar dua buah inti yang berikatan kovalen.

rA = ½ d, rA = jari-jari kovalen A

Panjang ikatan (d)

Panjang ikatan dapat diukur melalui salah satu cara dari:

a. Difraksi elektron

b. Difraksi sinar X

c. Studi dari spektra (spektrum)

d. Gabungan dari ketiga cara diatas

e. Difraksi elektron (metode terbaru)

Faktor-faktor yang menentukan panjang ikatan adalah jari-jari kovalen,

keelektronegatifan, energi ikatan dan orde ikatan.

1. Jari-Jari Kovalen (Radius Kovalen )

Jari-jari kovalen adalah setengah dari jarak antara dua inti atom homonuklear

yang berikatan kovalen atau setengah dari jarak ikatan antara dua atom yang

sama.

rA = ½ dA

Menurut Huggins dan Pauling hubungan antara jari-jari kovalen dan panjang

ikatan adalah

2

r A-B=r A+r B

Keterangan :

rA-B = panjang ikatan AB

rA = jari-jari kovalen atom A

rB = jari-jari kovalen atom B

contoh :

1. Panjang ikatan C-C merupakan jumlah jari-jari kovalen kedua atom C. Dengan

demikian jika atom C mempunyai jari-jari kovalen 0,77 Ao, maka panjang

ikatan C-C dapat diperoleh dengan cara berikut:

rC-C = r C + r C

= 0,77 + 0,77

= 1,54

2. Panjang ikatan H-H adalah total dari jari-jari kovalen kedua atom H dan jika

jari-jari kovalen atom adalah 0,28 Ao, maka panjang ikatan H-H dapat dihitung

dengan cara berikut:

rH-H = rH + rH

= 0,28 + 0,28

= 0,56

3. Panjang ikatan C-Cl adalah jumlah jari-jari kovalen atom C dan atom Cl.

Apabila jari-jari kovalen atom C dan Cl adalah berturut-turut 0,77 dan 0,99 Ao,

maka panjang ikatan C-Cl adalah:

rC-Cl = rC + rCl

= 0,77 + 0,99

= 1,76

Dari data eksperimen memperlihatkan bahwa panjang ikatan C-Cl adalah 1,72 .

Ini berarti bahwa data perhitungan lebih besar daripada data eksperimen. Dengan

demikian persamaan di atas hanya berlaku untuk dua atom yang berikatan dengan

perbedaan keelektronigatifan nol. Jadi, jari-jari kovalen meruapakan setengah dari

jarak inti kedua atom yang berikatan.

3

Harga jari-jari kovalen beberapa unsur yang sering dijumpai dalam

senyawa organik tertera dalam tabel 1.

Tabel 1. Jari-jari kovalen beberapa unsur

Unsur Jari-jari kovalen, r ( )

H 0,28

C 0,77

N 0,75

O 0,74

F 0,72

Si 1,17

P 1,10

S 1,04

Cl 0,99

2. Keelektronegatifan

Untuk ikatan yang dibentuk dari atom-atom yang memiliki perbedaan

keelektronegatifa, rumus Pauling dan Huggins tidak dapat diterapkan. Kenyataan

memberi petunjuk bahwa panjang ikatan seperti ini selalu lebih pendek daripada

jumlah jari-jari atom pembentuknya. Hal ini terjadi karena adanya kontraksi

akibat perbedaan keelektronegatifan polaritas.

Contoh :

Menurut rumus Pauling, panjang ikatan C-N dengan jari-jari kovalen C dan N

berturut-turut 0,77 dan 0,75 Ao adalah sebagai berikut:

rC-N = rC + rN

=0,77 + 0,75

= 1,52

Data observasi menunjukkan rC-N = 1,47 . Artinya data observasi lebih pendek

daripad hasil perhitungan. Semakin besar perbedaan keelektronegatifan kedua

unsur yang berikatan semakin besar pula kontraksi panjang ikatannya. Hal ini

dapat dilihat pada panjang ikatan C-O dengan jari-jari kovalen atom C dan O

adalah masing-masing 0,77 dan 0,74 .

4

rC-O = rC + rO

=0,77 + 0,74

= 1,51

Data pengamatan memperlihatkan rC-O = 1,24 . Jadi, nilai kontraksinya

merupakan selisih antara data observasi dengan hasil perhitungan, yakni 0.09 Å

Koreksi terhadap kontraksi di atas dilakukan oleh Schumacher dan

Stevenson dengan rumus:

Keterangan :

rA-B = panjang ikatan

rA = jari-jari kovalen A

rB = jari-jari kovalen B

XA - XB = Keelektronegatifan A dan B

Contoh :

Hitung panjang ikatan C-Cl dimana jari-jari kovalen atom C dan Cl adalah

masing-masing 0,77 dan 0,99 dan keelektronegatifan C dan Cl adalah berturut-

turut 2,5 dan 3,0.

rC-Cl = rC + rCl – 0,0 9 XC – XCl

rC-Cl = 0,77 + 0,99 – 0,09 XC – XCl

= 0,77 + 0,99 – 0,09 2,5 – 3,0

= 1,67 – 0,09 (0,5)

= 1,715 1,72

Disamping itu, Huggins memperkenalkan hubungan antara energi ikatan dan

panjang ikatan, yaitu:

r’A-B = rAB + 1/a In EAB

Keterangan :

r’A-B = panjang ikatan aktual, panjang ikatan pada energi tetap

rAB = Panjang ikatan A-B

E = energi ikatan AB

5

r A-B = r A + r B – 0,09|X A - X B|

a = tetapan, jika E dinyatakan dengan kkal/g maka a= 4,6

r’AB = r’A + r’B

Dengan demikan,

r’A dan r’B adalah jari-jari kovalen A dan B pada energi tetap.

Contoh

Hitung panjang C-Cl jik diketahui energi ikatan C-Cl = 77 kkal

rC-Cl = r’C + r’Cl - 1/2 Iog EC-Cl

=1,22 +1,44 – ½ log 77

=1,72 Ao

2.2 Orde Ikatan

Orde ikatan menunjukkan jumlah ikatan.

Ikatan tunggal C-C ; rC-C = 1,54 A, artinya ikatan mempunyai orde ikatan = 1

Ikatan tunggal C=C ; rC-C = 1,54 A, yang berarti bahwa ikatan ini berorde ikatan

dua

Pada umumnya, ikatan rangkap lebih kecil dari pada ikatan tunggal, jika

terjadi resonansi maka orde ikatan berada diantara 1 dan 2.

Contoh:

Benzena

orde ikatan untuk a = ½ x 2 + ½ x1 = 3/2

6

a b

Jumlah bentuk resonansi = 2 ba

b = ½ x1 + ½ X 2 =3/2 , dimana rA = r B

Pauling memberi hubungan antara orde ikatan dan panjang ikatan, yang

menyatakan bahwa hubungan empiris antara orde ikatan dengan panjang ikatan

ternyata tidak linier.

r’ = r1 -

3 ( y−1 ) (r1 − r2 )(2 y−1 )

keterangan :

r’ = panjang ikatan

r1, r2 = Panjang ikatan tunggal dan panjang ikatan rangkap

y = Orde ikatan

contoh :

ra = 1,54 -

3( 32−1) (1, 54− 1 , 33 )

(2 .32−1)

= 1.54 -

3( 12 ) (0 ,21 )

(2 )

= 1,54 –0,1575

= 1,3825 Å

Panjang ikatan hasil observasi adalah 1,39 Å, yang berarti bahwa hasil

perhitungan sedikit lebih pendek. Perlu dicatat bahwa panjang ikatan keenam

ikatan dalam benzen adalah sama.

Bagaimana dengann panjang ikatan naftalena?

Orde ikatan masing-masing ikatan dalam naftalena adalah sebagai berikut:

7

Orde ikatan

a=23

(2 ) + 13

(1 ) =53

b=

23

(1 ) + 13

(2 ) =43

c=

23

(1 ) + 13

(2 )=43

d=

23

(2 ) + 13

(1 )=53

Dengan demikian, panjang ikatan a dan b adalah:

ra = 1,54 -

3( 53−1) (1, 54− 1 , 33 )

(2 .52−1)

= 1,54 – 0,126

= 1,36 Å

rb = 1,54 -

3( 43−1) (0 , 21 )

(2 .43−1)

=1,54 – 0,126

= 1,414 Å

Panjang ikatan c sama dengan panjang ikatan b, sedangkan panjang ikatan d

sama dengan panjang ikatan a.

8

2.3 Energi Ikatan

Energi ikatan adalah energi yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan

kovalen antara dua atom secara homolitik (dibagi rata) atau masing-masing

membawa jumlah elektron yang sama.

Contoh :

H : H H : H

Lawan dari energi ikatan adalah energi disosiasi. Energi dissosiasi adalah energi

yang dibebaskan pada saat ikatan terbentuk.

Ada dua cara dalam melakukan penentuan panjang ikatan :

1. Cara spektroskopi

E = h → =

1λ

=

Cλ . C V

2. Cara penurunan persamaan Van’t Hoff

d In K

d1T

=−HR

Keterangan :

K = Tetapan kesetimbangan

T = Suhu

H = Kalor dissosiasi

R = Tetapan Gas (1,199 kal/o mol).

Energi ikatan dwiatom berkisar mulai 36 – 135 kkal/mol. Energi ikatan

tertinggi (135 kkal/mol) yang dimiliki oleh molekul HF dan energi ikatan

terendah (36 kkal/mol) yang dimiliki oleh molekul I2.

Untuk molekul poliatom, maka yang dihitung adalah (jumlah) ikatan yang ada

dalam molekul, misalnya energi ikatan untuk S8 merupakan delapan kali ikatan S-

S. Begitupun juga energi ikatan P4 adalah empat kali ikatan P-P.

9

E A-B = + |X A – X B|2

ES8 = 8 (S-S) E P4 = 4 (P-P)

Untuk ikatan kovalen heterogen A-B dapat dihitung dengan menggunakan

persamaan rata-rata geometri seperti berikut:

EA-B = √ EA−A x EB−B

Contoh :

1. EC-H = √ EC−C x EH−H

= √80 x 104 = 91,21 kkal / mol−1

Sementara hasil pengamatan 99 kkal / mol−1

2. EC-O = √ EC−C x EO−O

= √80 x 33 = 51 ,38 kkal / mol−1

Hasil pengamatan 81 kkal / mol−1

Jadi, rumus di atas tidak dapat digunakan untuk ikatan yang terdiri dari

dua atom yang memiliki perbedaan kelektronegatifan. Semakin besar perbedaan

keelektronegatifannya semakin besar energi ikatannya artinya ikatan tersebut

tidak 100% kovalen. Dengan demikian harus diperhitungkan faktor

keelektronegatifan. Rumus di atas tidak berlaku karena tidak memperhatikan

faktor keelektronegatifan dari unsur yang saling berikatan kovalen. Dengan

demikian, rumus yang diperkenalkan lebih lanjut adalah:

E dalam ev, 1 eV = 23 kkal/mol

Contoh: Hitung EC-H = √EA−A x EB−B +

= √ EA−A x EB−B + 2 = 91,61

Tabel 2. Energi ikatan antara dua atom yang disebut tabel segitiga Energi

10

H- C- N- O- F- Si- S- Cl- Br- I-

H

C

N

O

F

Si

S

Cl

B

r

I

104 99

80

84

62

32

110

81

-

33

135

102

66

44

37

81

68

-

89

128

43

81

65

-

-

71

61

49

103

77

37

49

61

66

61

58

87

64

-

-

61

73

53

52

46

71

56

-

-

-

51

-

37

43

Energi ikatan rangkap dapat dilihat sebagai berikut:

C=C : 142 kkal/mol

C≡C : 186 kkal/mol

C=N : 121 kkal/mol

C≡N : 191 kkal/mol

Contoh Soal

Hitung perbedaan keelektronegatifan C-H dengan menggunakan table segitiga

energy

EC-H = 99 kkal/mol

EC-C = 80 kkal/mol

EH-H = 104 kkal/mol

EC-H = √ Ecc x EBB +

11

99 = √80 x 104 +

99 = 91 +

= 8/23 ev = 0,34

XC – XH = = 0,59

XC = 2,5

= 0,4

XH = 2,1

Energi ikatan dapat dicari dari energi pembentukannya

Contoh :

1. H2O

O

H H

2H + O H-O-H

E O-H =1/2 (E pembentukan H2O)

2H2(g) + O2(g) 2H2O = - 116 kkal /mol

4H(g) 2H2(g) = -208 kkal / mol

2O (g) O2(g) = -118 kkal / mol

4 H (g) + 2O(g) 2H2O = -442 kkal / mol

Dimana Eo-H = -442/4 = -110,5 kkal/mol

2. NH3 = -11 kkal/mol

H2N-NH2= 104 kkal/mol

E N=N = 170 kkal/mol

a) Berapa E N-H…..?

b) Berapa E N-N…..?

c) Hitung kalor reaksi H2N-NH2 + 2H2O 4H2O + N2

12

μ=d . z

Penyelesaian:

a. N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) = - 22 kkal /mol

3[H-H(g) 2H] = 312 kkal / mol

2 [N+3H NH3 ] = -2a kkal / mol

N=N 2N = 170 kkal / mol

N2 (g) + 3H2(g) 2NH3 = 482-2a

-22 = 482-2a

a = 252 kkal/mol

EI N-H = 252/3 = 84 kkal/mol

b. 2N2(g) + N2(g) H2N-NH2 = 10 kkal /mol

N=N 2N = 170 kkal / mol

2 [H-H 2H ] = 208 kkal / mol

4H = 2N H2N-NH2 = 4(-8) - b kkal / mol

N2 (g) + 2H2(g) H2N-NH2 = 378-336-b

B=32 kkal/mol

c. = ∑ EI pemutusan −∑ EI pembentukan

= 824 -1050 = --176 kkal

Momen Dipol

Molekul yang mempunyai momen dipol (µ) adalah molekul yang

mempunyai kutub–kutub positif dan negatif.

Contoh:

Besarnya momen dipol/derajat kepolaran (µ) dapat dihitung melalui persamaan:

13

µ = momen dipol (debeye/D) diaca debi 1D = ~ 10-10 Å esu

d = jarak antara dua muatan (Å) 1Å = 10-8 cm

z = muatan (esu) esu = 10-10

µ H2O = 1,84D

Penentuan Kedudukan (+) dan (-) dalam Molekul

Contoh :

CO2 tidak polar

Dalam molekul dikenal pula momen ikatan. Momen ikatan adalah momen

yang ditimbulkan oleh adanya perbedaan keelektronegatifan antara dua atom yang

berikatan.

Contoh : µ H2O = 1,84 D, µi O – H = 1,51 D

Bentuk geometri (struktur rantai) mempengaruhi momen dipol = jumlah momen ikatan

Pengaruh struktur suatu senyawa terhadap momen dipol Contoh : H2O

14

Rumus umum :

µ2 = p2 + q2

= (µ1 – q)2 + (µ22 + q2)

= µ12 - 2 µ1q + q2 + µ2

2 - q2

= µ12 + µ2

2 - 2 µ1q = µ1

2 + µ22 + 2 µ1 µ2 cos α

Contoh : H2O

CH3OH

Data µ (momen ikatan) hasil pengukuran

Tabel 3. Harga beberapa momen ikatan

15

µ2 = µ12 + µ2

2 + 2 µ1 µ2 cos α

q = µ2 cos β = µ2 cos (180 – α) = -µ2 cos α

µ2 H2O = µOH2 + µOH2 + 2 µOH µOH cos α (1040)

(1,84D)2 = 2 µOH2 + (- 0,4838 µOH2)3,3656 = 1,5162 µOH2

µOH = 1,49943D ≈ 1,50 D

µ2 CH3OH = µCO2 + µOH2 + 2 µCO µOH cos α

(1100)(1,69)2

= µCO2 + (1,50D)2 + 2 µCO (1,50D) (- 0,342)2,8561 = µCO2 + 2,25 + µCO (- 1,026)µCO2 = µCO (- 1,026) – 0,6151 = 0µCO2 + 1,026 µCO – 0,6151 = 0

µCO=1,026 ±√ (1,026 )2−4 (1 x0,6151¿)

2¿

= 1,445 D

N - H 1,3 D C - Br 1,8 D

O - H 1,5 D O - H 1,5 D

S - H 0,7 D C = O 2,7 D

C - N 1.0 D C - Cl 1.9 D

C - O 1,2 D

Momen gugus adalah jumlah momen ikatan yang ada pada gugus itu.

Momen gugus dipengaruhi posisi pengikatannya (berbeda jika terikat pada

senyawa siklik dan pada alifatik).

Contoh : µ gugus NO2 alifatik : 3,68D ; aromatik : 4,21D

Tampak bahwa µ gugus NO2 aromatik lebih besar dari µ gugus NO2 alifatik karena

pada senyawa aromatik terjadi resonansi.

Tabel 4. Daftar momen gugus hasil pengukuran

Gugusµ gugus (D)

Alkil Aril

OCH3 1,22 1,33

NH2 1,20 1,43

Br 2,10 1,73

Cl 2,05 1,70

OH 1,69 1,40

COOH 1,68 1,73

CHO 2,73 2,76

COCH3 2,78 3,50

NO2 3,68 4,21

C ≡ N 4,00 4,39

16

µ = √(a – b)2 +c 2 =

√(4,21−1,73 cos6012 )

2

+(1,73 sin60

½√3 )2

Pada Br, Cl, OH µ gugus alkil > µ gugus aril karena efek induksi, I(-) sedangkan

mesomerinya, M+

Jika lebih dari satu gugus maka µ gugus total sering cocok dengan µ molekul dan ada

penyimpangan bila ada pengaruh sterik.

Contoh :

Harga µ nitro bromo benzena (eksperimen) = 3,40 D (dalam larutan benzena)Arah

berlawanan dikurangkan, searah di jumlahkan.

µ =

=

= = 2,73D

Momen Dipol Senyawa Hidrokarbon

Untuk senyawa alkana (parafin) umumnya momen dipolnya (µ) ≈ 0

µ C – CH3 ≈ µ C – H

µ C – CH3 ≈ µ H

17

Atauµ2

= µNO22 + µBr2 + 2 µNO2 µBr cos (1200)

µ = 3,67 D

µ alifatik ≈ 0

Untuk senyawa aromatik

µ = 0,4 D

dalam toluena ada momen dwikutub + dan - yang ditimbulkan dari

pengaruh resonansi dan hiperkonjugasi sehingga mengakibatkan µ(momen

dipol) tidak sama dengan nol.

µ ≈ 0 (non polar)

Alifatik tak jenuh

Senyawa Azulena

Senyawa duren

18

Momen dipolnya (µ) ≈ 0 (

Momen Dipol Turunan haloge

Tabel. Momen dipol senyawa turunan klor

Dari tabel terlihat bahwa µ C2H5Cl > µ CH2 = CHCl. Ini disebabkan karena pada

CH2 = CHCl terjadi delokalisasi sehingga ikatannya menjadi lebih pendek

(momen dipol menjadi lebih kecil).

Senyawa µ (D)

CH3Cl 1,87

C2H5Cl 2,05

n C3H7Cl 2,10

n C5H11Cl 2,12

CH2 = CHCl 1,44

CH ≡ CCl 0,44

C6H5Cl 1,70

O – Cl C6H4Cl 2,53

BAB III

PENUTUP

3.1 Kesimpulan

19