Hibridisasi sp,sp2,sp3 Oksigen dan Nitrogen

Hibridisasi sp,sp²,sp³ Oksigen dan Nitrogen

Oksigen

Sp

Sp²

Sp³

Nitrogen

Sp

Sp²

Sp³

tugas terstruktur

Tugas Terstruktur Tatap Muka ke 2 dan ke 3

1.    Menurut Louis de Broglie bahwa elektron mempunyai sifat gelombang sekaligus juga partikel. Jelaskan keterkaitannya dengan teori mekanika kuantum  dan Teori Orbital Molekul?

Jawab:

Loius de Broglie meneliti keberadaan gelombang melalui eksperimen difraksi berkas elektron. Dari hasil penelitiannya inilah yang diusulkan “materi mempunyai sifat gelombang disamping partikel”, yang dikenal dengan prinsip dualitas. Sifat partikel dan gelombang suatu materi tidak tampak sekaligus, sifat yang tampak jelas tergantung pada perbandingan panjang gelombang de Broglie dengan dimensinya serta dimensi sesuatu yang berinteraksi dengannya. Hipotesis de Broglie dibuktikan oleh C.Davidson an LH Giermer dan GP Thomas. Hipotesis de Broglie terbukti benar ditemukannya sifat gelombang dari elektron. Elektron mempunyai sifat difraksi seperti halnya sinar X. sebagai akibat dari dualism sifat elektron sebagai materi dan gelombang. Maka lintasan elektron yang dikemukakan Bohr tidak dapat dibenarkan. Gelombang tidak bergerak menurut suatu garis, melainkan menyebar pada suatu daerah tertentu. Hasil penemuan Erwin Shrodinger inilah yang kemudian dikenal empat bilangan kuantum. Bilangan kuantum inilah yang digunakan untuk menentukan kemungkinan posisi elektron dalam atom. Dengan adanya bilangan kuantum maka dapat dijelaskan penyebar elektron ke dalam orbital, sub kulit, dan kulit.

2.    Bila absorpsi  sinar UV  oleh iakatn rangkap menghasilkan promosi elektron ke orbital yang berenergi lebih tinggi. Transisi elektron manakah memerlukan energi terkecil bila sikloheksena berpindah ke tingkat tereksitasi?

Jawab:

Energi yang dimiliki sinar Ultra Violet menyebabkan perpindahan elektron atau transisi elektronik. Transisi elektronik menempati satu orbital dengan orbital lain yang memiliki energy lebih tinggi jika menyerap energy, begitupun sebaliknya elektron dapat berpindah dari orbital yang memiliki energy lebih rendah jika melepaskan energy. Energy yang diperlukan untuk menyebabkan terjadinya transisi berbeda antara transisi satu dengan transisi yang lain. Transisi σ ke σ^* memerlukan energy paling besar, sedangkan energy terkecil diperlukan untuk transisi dari n ke .

Orbital dan Peranannya dalam Ikatan Kovalen

Orbital Hibrida dari Nitrogen dan Oksigen

Ø  Amina

Diagram orbital ini, nitrogen dapat menghibridisasi keempat orbital atom tingkat kedua menjadi empat orbital ikatan sp³ yang ekuivalen. Karbon mempunyai empat elektron untuk dibagikan dalam empat orbital sp³, sedangkan nitrogen mempunyai lima elektron yang didistribusikan dalam empat orbital sp³. Satu orbital sp³ dari nitrogen diisi dengan sepasang elektron, dan nitrogen dapat membentuk senyawa dengan hanya tiga ikatan kovalen terhadap atom lain. Molekul amina mempunyai struktur yang sama:suatu atom nitrogen sp³ terikat pada satu atau lebih atom karbon. Analog dengan karbon, maka dapat diharapkan bahwa sudut ikatan H-N-H dalam NH₃ adalah 109,5⁰. Percobaan menunjukkan bahwa hal ini tidak demikian, sudut ikatan dalam NH₃ adalah 107,3⁰. Suatu keterangan untuk ini adalah bahwa sudut ikatan ditekan oleh orbital terisi ini ditarik hanya ke satu inti saja yang ukurannya. Bila atom selain hydrogen terikat ke nitrogen sp³, sudut ikatan yang diamati lebih dekat ke sudut tetrahedral 109,5⁰, karena tolakan antara gugus yang lebih besar ini.

Ø  Air, alcohol, dan eter

Air adalah contoh senyawa yang mengandung oksigen sp³, sudut ikatan dalam air telah ditentukan yaitu sebesar 104,5⁰ dan bukan 109,5⁰ yang ideal. Diperkirakan bahwa orbital dengan elektron menyendiri menekan sudut ikatan H-O-H, seperti halnya orbital terisi dalam ammonia menekan sudut ikatan H-N-H.

Ø  Senyawa karbonil

Gugus karbonil (C=O) mengandung atom karbon sp² yang dihubungkan dengan atom oksigen oleh ikatan rangkap. Geometri gugus karbonil ditentukan oleh karbon sp². Gugus karbonil adalah planar sekeliling karbon sp² trigonal. Ikatan karbon-oksigen mengandung sepasang elektron pi tersingkap. Oksigen juga mempunyai dua pasang elektron menyendiri.

Gugus karbonil lebih polar daripada C-O dalam alcohol atau eter.

Ikatan Rangkap Terkonjugasi

Molekul organic dapat mengandung lebih dari satu gugus fungsi. Ada dua cara pokok untuk menempatkan ikatan rangkap dalam senyawa organic. Dua ikatan rangkap yang bersumber pada atom berdampingan disebut ikatan rangkap terkonjugasi

Ikatan rangkap yang menggabungkan atom yang tak berdampingan disebut ikatan rangkap terisolasi (terpencil) atau tak terkonjugasi.

Benzena dan Resonansi

Benzena

            Benzena (C₆H₆) adalah senyawa siklik dengan enam atom karbon yang tergabung dalam cincin. Atom karbon terhibridisasi sp² dan cincinnya adalah planar. Atom karbon mempunyai satu atom hydrogen yang terikat padanya, dan setiap atom karbon mempunyai orbital p tak terhibridisasi tegak lurus terhadap bidang ikatan sigma dari cincin. Masing-masing dari keenam orbital p ini dapat menyumbangkan satu elektron untuk ikatan pi. Dengan enam elektron p, benzene dapat mengandung tiga ikatan pi. Ketiga ikatan pi dalam cincin dpat digambarkan menurut satu cara (rumus A), atau dapat digambarkan menurut cara lain (Rumus B).

Para ahli kimia berkesimpulan bahwa benzene adalah molekul simetrik dan bahwa asing-masing dari enam ikatan cincin adalah sama dengan ikatan cincin lainnya. Daripada ikatan rangkap dan tunggal yang saling bergantian, keenam elekton pi terdelokalisasi sempurna dalam awan muatan elektron yang terbentuk seperti kue donat. Awan elektron pi ini disebut awan pi aromatic. Benzene adalah salah satu dari golongan senyawa aromatic, senyawa yang mengandung awan pi aromatic. Dari sejarah “aromatic”, diturunkan dari fakta bahwa banyak dari senyawa ini mempunyai bau yang khas.

Resonansi

            Metana (CH₄) dan etilena (CH₂=CH₂) adalah contoh dari senyawa organic dengan struktur yang dapat digambarkan secara beralsan dengan menggunakan rumus ikatan valensi tunggal. Pendapat Friedrich August Kekule tahun 1972 adalah bahwa kedua struktur dari benzene bergeser maju balik demikian cepatnya, sehingga tak ada yang dapat diisolasi secara mandiri satu dari yang lain. Kedua struktur Kekule dikatakan ada dalam resonansi yang satu dengan yang lain. Struktur Kekule disebut juga sebagai lambing resonansi atau struktur resonansi, untuk benzene. Benzene merupakan komposit dari dua struktur yang berbeda, struktur nyata dari benzene adalah hibrida resonansi dari dua struktur resonansi.

Hal penting yang perlu diperhatikan adalah bahwa lambing resonansi bukan struktur nyata. Struktur nyata adalah gabungan daris emua lambang resonansi.

Berikut ini aturan untuk penulisan struktur resonansi

·            Hanya elektron pi atau pasangan tak terbagi dari elektron valensi (bukan elektron sigma ataupun inti) dapat digeserkan, dan mereka hanya dapat digeserkan ke atom atau posisi ikatan disebelahnya.

·            Struktur resonansi dalam mana atom membawa lebih dari jatah elektronnya (delapan untuk unsure periode-2) bukan penyumbang terhadap struktur nyata.

·            Struktur resonansi yang lebih penting menunjukkan masing-masing atom dengan octet sempurna dan sedikit mungkin pemisahan muatan.

Orbital dan Peranannya dalam Ikatan Kovalen

Sifat Gelombang

Tahun 1923, ahli kimia mengandaikan bahwa elektron tak lain dan tak bukan adalah partikel bermuatan negative yang mengelilingi inti atom. Louis de Broglie, seorang mahasiswa Prancis tingkat pasca sarjana, berpendapat bahwa elektron mempunyai sifat gelombang dan juga sifat partikel. Pendapat de Broglie menjadi konsep mekanika kuantum mengenai gerak elektron dan teori orbital molekul. Mekanika kuantum adalah subjek matematik. Beberapa gelombang diam yang sederhana, yaitu jenis gelombang yang dihasilkan bila orang memetik senar, seperti senar gitar, yang kedua ujung senarnya mati. Jenis gelombang ini menunjukkan gerak hanya dalam satu dimensi. Sebaliknya, gelombang diam yang disebabkan oleh permukaan kepala drum adalah berdimensi dua, dan system gelombang elektron adalah berdimensi tiga. Tinggi gelombang diam adalah amplitudonya, yang mengarah keatas (nilai positif) atau mengarah ke bawah (nilai negative) terhadap kedudukan istirahat dari senar. Tanda + atau – dari amplitude adalah tanda matematik. Kedudukan pada gelombang yang amplitudonya nol disebut simpul.

beberapa gelombang diam dari senar yang bervibrasi dengan ujung tertentu (amlitudo positif adalah yang kelabu).

                    dua gelombang diam dapat sefase atau keluar fase

                            perkuatan dan interferensi gelombang

Dua gelombang diam dapat sefase atau keluar fase yang satu terhadap yang lain. Bila amplitudo positif dan negatif dari dua gelombang suling sesuai, kedua gelombang tersebut sefase. Bila tanda matematik dari amplitudo saling berlawanan, gelombang keluar fase. Bila dua gelombang yang sefase pada senar yang sama saling tumpang tindih, mereka saling mempekuat. Sebaliknya sepasang gelombang yang tumpang tindih yang keluar fase, saling mengganggu atau berinteferensi.

Orbital Ikatan dan Orbital Anti-ikatan

            Orbital molekul khas ini menimbulkan system di mana kedua inti tak dilindungi oleh sepasang elektron, dan intinya saling tolak menolak. Karena tolakan inti, system ini energinya lebih tinggi daripada system dua atom H yang mandiri. Orbital berenergi lebih tinggi ini adalah orbital anti ikatan, suatu orbital “sigma bintang” (σ^*= anti ikatan). Orbital molekul, seperti orbital atom, dapat memegang nol elektron, satu elektron, atau dua elektron yang berpasangan. Kedua elektron dalam molekul hydrogen pergi ke orbital berenergi terendah yang tersedia, yaitu orbital ikatan σ.

Beberapa hal penting yang umum mengenai orbital ikatan dan orbital anti-ikatan

            Berikut ini disimpulkan aturan umum yang dapat diterapkan terhadap semua orbital molekul, dan tak hanya terhadap orbital molekul H₂:

·        Setiap orbital (molekul atau atom) dapat memegang maksimum dua elektron, yang harus mempunyai spin berlawanan.

·        Jumlah orbital molekul sama dengan jumlah orbital atom yang digunakan dalam pembentukannya.

·        Dalam pengisian orbital molekul dengan elektron, orbital berenergi terendah diidi dahulu.

Orbital Hibrida Karbon

            Bila atom hydrogen menjadi bagian dari sutu molekul, maka digunakan orbital atom 1 s untuk ikatan. Ada empat orbital atom pada tingkat energy kedua: satu orbital 2s dan tiga orbital 2p. karbon tidak menggnakan keempat orbital dalam keadaan murninya untuk ikatan. Sebagai gantinya, karbon bercampur, atau berhibridasi, yaitu empat orbital atom tingkat kedua menurut salah satu dari tiga cara untuk ikatan:

1.     Hibridasi sp³, digunakan bila karbon membentuk empat ikatan tunggal

2.     Hibridasi sp², digunakan bila karbon membentuk ikatan rangkap.

3.     Hibridasi sp, digunakan bila karbon membentuk ikatan ganda tiga atau ikatan rangkap terkumulasi (du ikatan-rangkap terhadap suatu atom karbon tunggal).

Hibridasi sp³

Dalam metana (CH₄) atom karbon mempunyai empat ikatan kovalen terhadap hydrogen. Setiap ikatan C-H mempunyai panjang ikatan 1,09 Å dan energy disosiasi ikatan 104 kkal/mol. Sudut ikatan antara setiap ikatan C-H adalah 109,5⁰. Karbon tidak membentuk ikatan dari orbital atom s dan tiga orbital atom p. demikian halnya, keempat ikatan C-H tak akan ekuivalen.

Hibridasi sp²

Bila karbon terikat ke atom lain oleh ikatan rangkap dua, atom karbon ada dalam keadaan hibridasi sp².

Contoh-contoh senyawa dengan karbon sp²:

Dalam membentuk orbital ikatan sp², karbon menghibridasi orbital 2s-nya dengan dua orbital 2p-nya. satu orbital p pada atom karbon tidak terhibridisasi. Karena tiga orbital atom digunakan untuk membentuk orbital sp², dihasilkan tiga orbital hibrida sp². Masing-masing orbital sp² mempunyai bentuk yang sama seperti orbital sp³ dan mengandung satu elektron yang dapat digunakan untuk ikatan.

Tiga orbital sp² sekeliling inti karbon terletak sejauh mungkin yang satu dari yang lain yaitu, orbital sp² terletak dalam bidang sudut 120⁰ (Secara ideal) diantaranya. Atom karbon terhibridisasi sp² dikatakan karbon trigonal (tri sudut).

Tinjauan Ulang tentang Atom dan Molekul Dalam Kimia Organik

Struktur Elektron dari Atom

Unsur-unsur yang paling penting bagi ahli kimia organik adalah karbon, hidrogen, oksigen, dan nitrogen. Keempat unsure ini ada dikedua periode dari susunan berkala dan elektronnya terdapat dalam dua kulit electron yang terdekat ke inti. Alhasil pembahasan mengenai struktur electron dari atom akan dipusatkan terutama pada unsur-unsur dengan elektron yang hanya ada dalam dua kulit elektron ini. Setiap kulit elektron berhubungan dengan sejumlah energi tertentu. Elektron yang dekat ke inti lebih tertarik oleh proton dalam inti daripada elektron yang lebih jauh kedudukannya. Karena itu, semakin dekat elektron terdapat ke inti, semakin rendah energinya, dan lektron ini sukar berpindah dalam reaksi kimia. Kulit elektron yang terdekat ke inti adalah kulit yang terendah energinya, dan elektron dalam kulit ini dikatakan berada pada tingkat energy pertama. Elektron dalam kulit kedua, yaitu pada tingkat energi kedua, mempunyai energi yang lebih tinggi daripada elektron dalam tingkat pertama. Elektron dalam tingkat ketiga, yaitu pada tingkat energi energi ketiga, mempunyai energi yang lebih tinggi lagi.

·         Orbital atom

Orbital atom merupakan bagian dari ruang di mana kebolehjadian ditemukannya sebuah elektron dengan kadar energi yang khas (90% - 95%). Rapat elektron adalah istilah lain yang digunakan untuk menggambarkan kebolehjadian ditemukannya sebuah elektron pada titik tertentu; rapat elektron yang lebih tinggi, berarti kebolehjadiannya lebih tinggi,  sedangkan rapat elektron yang lebih rendah berarti kebolehjadiannya juga rendah.

Kulit elektron pertama hanya mengandung orbital bulat 1s. kebolehjadian untuk menemukan elektron 1s adalah tertinggi dalam bulatan ini. Kulitkedua yang agak berjauhan dari inti daripada kulit pertama, mengandung satu orbital 2s dan tiga orbital 2p. orbital 2s, seperti orbital 1s, adalah bulat.

·         Pengisian orbital

Elektron mempunyai spin, yang dapat berputar menurut arah jarum jam atau berlawanan arah jarum jam (+½ atau -½). Spin dari partikel bermuatan, menimbulkan medan magnet kecil, atau momen magnet, dan dua elektron dengan spin berlawanan mempunyai momen magnet berlawanan. Tolakan antara muatan negative dari dua elektron dengan spin berlawanan dikurangi oleh momen magnet yang berlawanan, yang memungkinkan dua elektron demikian intuk saling berpasangan dalam orbital. Dengan alasan ini, setiap orbital dapat mempunyai maksimum dua elektron, tetapi elektron-elektron tersebut harus berlawanan spin. Karena jumlah orbital pada tiap tingkat energy (satu pada tingkat energy pertama, empat pada kedua, dan Sembilan pada ketiga), maka berturut-turut tiga tingkat energy dapat mengandung dua, delapan, dan 18 elektron.

Prinsip aufbau mengatakan bahwa apabila kita maju dari atom hydrogen (nomor atom 1) ke atom-atom dengan nomor atom yang lebih tinggi, maka orbital terisi oleh elektron sedemikian rupa sehingga orbital yang berenergi terendah terisi lebih dulu. Atom hydrogen mempunyai elektron tunggal dalam orbital 1s. suatu pemerian mengenai struktur elektron dari unsure disebut konfigurasi elektron.

Jari-jari atom dan keelektronegatifan

Definisi jari-jari atom dalam system periodik unsur. Jari-jari atom merupakan salah satu sifat periodisitas unsur. Definisi jari-jari atom adalah setengah jarak antara pusat dua atom unsur yang menyentuh sama lain. Secara umum, jari-jari atom menurun dalam tabel sistem periodik unsur dari kiri ke kanan dan meningkat dari atas ke bawah tabel periodik. Dengan demikian, dengan mudah dapat ditentukan bahwa unsure dengan jari-jari atom berada dalam golongan 1 paling bawah.

Contoh jari-jari atom :

Keelektronegatifan adalah ukuran kecenderungan suatu atom untuk menarik elektron. Pada tabel berkala, keelektronegatifan akan meningkat dari kiri ke kanan. Keelektronegatifan adalah ukuran kemampuan atom untuk menarik elektron luarnya, atau elektron valensi. Karena elektron luar dari atom yang digunakan untuk ikatan, maka keelektronegatifan berguna dalam meramalkan dan menerangkan kereaktifan kimia. Seperti jari-jari atom, keelektronegatifan dipengaruhi oleh jumlah proton dalam inti dan jumlah kulit yang mengandung elektron. Makin besar jumlah proton berarti makin besar muatan inti positif, dan dengan demikian tarikan untuk elektron ikatan bertambah. Karenanya, keelektronegatifan bertambah dari kiri ke kanan untuk periode tertentu dari susunan berkala. Tarikan antara partikel yang berlawanan muatan bertambah dengan berkurangnya jarak antara partikel. Jadi keelektronegatifan bertambah apabila kita maju dari bawah ke dalam golongan tertentu dari Susunan Berkala, karena elektron valensi lebih dekat.

Skala Pauling adalah skala numeric dari keelektronegatifan. Skala ini diturunkan dari perhitungan energy ikatan untuk berbagai unsure yang terikat olek ikatan kovalen.

Panjang ikatan dan sudut ikatan

Panjang ikatan rangkap tiga (C dengan C) :1,2

Panjang ikatan rangkap dua (C dengan C) : 1,34

Panjang ikatan tunggal (C dengan C) : 1,52

Panjang ikatan antara C dengan H : 1,08

Dari data panjang ikatan diatas dapat disimpulkan panjang ikatan rangkap tiga lebih pendek bila dibandingkan dengan ikatan rangkap dua dan ikatan rangkap tunggal dua lebih pendek dari ikatan tunggal. Dan ikatan C dengan H lebih pendek dari ikatan tunggal antara C dengan C. panjang dan kekuatan suatu ikatan tergantung dari hibridasi dari atom yang saling beriktan. Semakin besar karakter s dalam orbital yang digunakan atom-atom untuk membentuk ikatan semakin pendek dan kuat ikatan tersebut.

Jarak yang memisahkan inti dari dua atom yang terikat kovalen disebut panjang ikatan. Panjang ikatan kovalen, yang dapat ditentukan secara eksperimental, mempunyai selang harga dari 0,74 Å sampai 2 Å. Bila ada lebih dari dua atom dalam molekul, ikatan membentuk sudut, yang disebut sudut ikatan. Sudut ikatan bervariasi dari kira-kira 60⁰ samapai 180⁰.

Energi Disosiasi

bila atom saling terikat membentuk molekul, energy dilepaskan (biasanya sebagai kalor atau cahaya). Jadi untuk molekul agar terdisosiasi menjadi atom-atomnnya, harus diberikan energy. Ada dua cara agar ikatan dapat terdisosiasi. Satu cara adalah karena pemaksapisahan heterolitik (heterolytic cleavage) (Yunani, hetero, “berbeda”), dalam mana kedua elektron ikatan dipertahankan pada satu atom. Hasil pembelahan heterolitik adalah sepasang ion.

Suatu panah lenkung digunakan dalam persamaan-persamaan ini untuk menunjukkan arah ke mana pasangan elektron bergerak selama pemutusan ikatan. Maksapisahan heterolitik dari HCl atau H₂O, elektron ikatan dipindahkan ke Cl atau O yang lebih elektronegarif. Proses lain yang memungkinkan suatu ikatan terdisosiasi adalah pemaksapisahan homolitik (Yunani, homo, “sama”). Dalam hal ini setiap atom yang turut dalam ikatan kovalen menerima satu elektron dari pasangan yang saling dibagi yang asli. Yang dihasilkan adalah atom yang secra listrik netral atau gugus atom.

Konsep asam dan basa

Menurut konsep Bronsted Lowry mengenai asam dan basa, suatu asam dan basa, suatu asam adalah zat yang dapat memberikan ion hydrogen yang bermuatan positif, atau proton (H⁺). Dua contoh dari asam Bronsted Lowry adalah HCl dan HNO₃. Basa didefenisikan sebagai zat yang dapat menerima H⁺ ; contohnya adalah OH^- dan NH₃. Meskipun dibahas mengenai “donor proton” dan “akseptor proton” dan digunakan panah lengkung untuk menyatakan aksi elektron. Karena itu, dalam persamaan berikut, suatu panah lengkung digambarkan dari elektron menyendiri dari basa ke proton yang menerimanya

Asam dan basa kuat lemah

Asam kuat adalah asam yang pada dasarnya mengalami ionisasi sempurna dalam air. Asam kuat yang representative adalah HCl, HNO₃, dan H₂SO₄. Ionisasi dari asam-asam kuat ini adalah reaksi asam basa yang khas.

Asam lemah hanya terionisasi sebagian dalam air. Asam karbonat adalah asam anorganik lemah yang khas. Kesetimbangan letaknya jauh ke kiri karena H₃O⁺ adalah asam yang lebih kuat dan HCO₃^- adalah basa yang lebih kuat.

Asam dan basa konjugat

Konsep asam dan basa konjugat berguna untuk pembandingan keasaman ndan kebasaan. Basa konjugat dari asam adalah ion atau molekul yang dihasilkan setelah kehilangan H⁺ dari asamnya.

Asam dan basa Lewis

Asam Lewis adalah zat yang dapat menerima sepasang elektron. Setiap sepsis dengan atom yang kekurangan elektron dapat berfungsi sebagai asam Lewis

Basa Lewis adalah zat yang dapat memberikan sepasang elektron. Contoh dari basa Lewis adalah NH₃ dan OH^- masing-masing mempunyai sepasang elektron valensi yang menyendiri yang dapat disumbangkan ke H⁺ atau sesuatu asam Lewis lain

Tetapan keasaman

Suatu reaksi kimia mempunyai tetapan kesetimbangan K yang menggambarkan seberapa jauh reaksi berlangsung sampai berkesudahan. Untuk ionisasi dari suatu asam dalam air, tetapan ini disebut tetapan keasaman K_a. tetapan kesetimbangan ditentukan oleh persamaan umum berikut ini, dengan nilai konsentrasi yang diberikan dalam kemolaran, M: