ORBITAL DAN IKATAN KIMIA ORGANIK Objektif: Pada Bab ini, mahasiswa diharapkan untuk dapat memahami, Teori dasar orbital atom dan ikatan kimia organik, Orbital molekul orbital atom dan Hibridisasi orbital
Mekanika kuantum (Quantum Mechanic) Tahun 1926 Schrodinger, Heisenberg dan Dirac pada waktu yang hampir bersamaan mengumumkan teori baru tentang struktur atom dan molekul. Schrodinger menamakan teorinya dengan mekanika gelombang (Wave mechanic) sedang Heisenberg menyebutnya sebagai mekanika kuantum (Quantum mechanic). Bahasa dari mekanika kuantum ini adalah bahasa matematika seperti diferensial-integral, aljabar matrik dan teori gelombang. Karena prinsip ini merupakan dasar dari kimia organik/ kimia dan biologi modern, hal ini akan dibicarakan seringkas mungkin. De Broglie (1923) mengemukakan bahwa elektron dapat bersifat sebagai gelombang atau sebagai partikel.
Panjang gelombang ini dapat digambarkan sebagai persamaan berikut: λ = m h v e dimana : λ = panjang gelombang h = konstanta Plank (6,625 x 10-27erg/detik) m = massa ve = kecepatan gelombang.
Momentum (m v e ) = h = υ h λ M = massa elektron Ve = kecepatan elektron h = konstanta Plank = panjang gelombang = frekuensi gelombang elektron v = kecepatan gelombang elektron
Teori Schrodinger ini relatif lebih sederhana dimana dia melihat bahwa ada jenis gelombang yang disebut gelombang tegak ( Standing waves ) seperti pada senar gitar
Standing waves (as in guitar string) Y I amplitudo II simpul(node) l X III simpul(node) IV 1st overtone 2nd overtone
Dimana : a = bilangan konstan (konstanta) n = 1, pada keadaan tingkat dasar 2, pada overtone 1 3, pada overtone 2 dan seterusnya.
Standing waves seperti digambarkan di atas dalam bentuk 1 dimensi - Standing waves 2 dimensi misalnya terdapat pada drum (gendang), bisa dihitung (lebih kompleks), - Standing waves 3 dimensi (akan lebih kompleks), Fenomena elektron sebagai gelombang ini dapat ditelusuri dengan bantuan persamaan Hamillton ( dapat diumpamakan sebagai air yang bergelombang dan menutupi bumi) sehingga persamaan Schrodinger dapat ditulis : Hψ = E ψ 2 Dimana : H = Hamillton operator ψ = fungsi gelombang (Amplitudo pada gelombang sederhana) E = energi elektron ψ 2 = daerah dimana elektron dapat ditemukan
E = hν untuk elektron mv e = hn l = panjang gelombang mv e = h λ -1 h = konstanta Plank mv e = h m = masa elektron λ v e = kecepatan gelombang e λ = h mv e
Bentuk orbaital 1s, 2p dan 2p Nodal surface : bidang dimana = 0, merupakan daerah dimana kemungkinan untuk menemukan elektron di daerah ini adalah nol.
ORBITAL MOLEKUL DAN ORBITAL ATOM Prinsip pengisian orbital oleh elektron : - Pengisian orbital dimulai dengan orbital dengan tingkat energinya paling kecil (Aufbau principle) Tingkat energi pengisian orbital atom karbon - Hanya maksimal 2 elektron pada masing-masing orbital asal saja spin masing-masing elektron berlawanan. (Pauli exclusion principle)
H : H (V) H H () E H H (II) H : H (III) Jarak antar atom
I. 2 atom II saling berjauhan : total energi = jumlah energi (belum terjadi ikatan) masing-masing H. II. Dengan semakin dekat masing-masing atom H, masing-masing proton akan menarik elektron lain. III. Pada saat jarak = 0,74 A paling stabil dengan energi terendah. IV. Dipaksa mendekat : gaya tolak muatan (+) jadi dominan dan tingkat energi besar.
ORBITAL ATOM KARBON Dalam tingkat energi dasar konfigurasi elektron atom karbon dapat digambarkan sebagai berikut : 1s 2 2 s 2 2p 2 Dalam keadaan tereksitasi atom karbon akan mempunyai cukup energi untuk memisahkan sepasang elektron 2s, dimana satu diantara pasangan elektron ini akan pindah ke orbital 2p. ini terjadi sesuai dengan prinsip bahwa dengan hibridisasi akan dapat dibentuk orbital baru dengan tingkat energi yang lebih rendah
Elektron hibridisasi sp 3 sesuai dengan prinsip Pauli, akan dapat membentuk orbital baru yang merupakan orbital dari pasangan elektron dengan atom-atom lain yang dapat membentuk ikatan koordinasi. Ikatan ini akan menghasilkan tipe ikatan yang penting dalam kimia organik yang disebut ikatan σ (sigma).
Orbital dengan struktur tetrahedral atom karbon ini apabila berikatan dengan atom lain, seperti pada contoh diatas, atom H, akan terjadi overlap, berimpitnya orbital, dimana dengan cara ini secara total jumlah energi yang terpakai menjadi lebih kecil. Disini berlaku prinsip Pauli, dimana masingmasing pasangan elektron ikatan akan membentuk pasangan spin yang berlawanan, seolah-olah menempati satu orbit tersendiri.
Susunan elektronik metana, dimana kekosongan orbital akibat adanya hibridisasi sp 3 atom karbon diisi oleh elektron yang berasal dari 4 atom hidrogen sehingga terbentuk molekul metana.
Dalam hal tertentu dapat terjadi hanya 1 elektron orbital 2p yang terhibridisasi sedangkan 2 elektron lain tidakyang lain menghasilkan ikatan sp 2.
Disini terlihat bahwa hibridisasi ini menghasilkan struktur planar dimana teori ini didukung dengan pengamatan terhadap karbokation.
Dua molekul karbokation ini akan dapat membentuk senyawa yang terikat dalam bentuk ikatan antara hibridasasi sp 2, ikatan yang terbentuk ini disebut dengan ikatan π Sesuai dengan prinsip Pauli, pasangan elektron yang tidak terhibridisasi ini akan membentuk orbital baru yang disebut ikatan π, sedangkan elektron dengan orbital yang terhibridisasi akan dapat membentuk ikatan dengan dengan orbital yang terhibridisasi dengan tipe ikatan σ. Adanya ikatan π ini dengan mudah akan dapat dideteksi dengan spektroskopi, terutama spektroskopi ultraviolet dan inframerah. Dibanding dengan ikatan σ ikatan π ini lebih reaktif, dimana jenis ikatan ini dapat teroksidasi atau mengalami addisi yang membentuk kembali ikatan σ.
Dalam hal-hal tertentu dapat terjadi 2 elektron orbital 2p dari atom karbon tidak terhibridisasi. Tipe hibridisasi atom karbon yang begini disebut hibridisasi sp. Apabila 2 atom karbon yang begini bereaksi satu sama lain akan terbentuk senyawa etuna (C 2 H 2 ).
Bentuk orbital elektron etuna ini dapat digambarkan sebagai berikut :
Disini terlihat bahwa ikatan rangkap tiga ini, terdiri dari satu ikatan yang berasal dari hiridisasi sp, jenis ikatan ini adalah ikatan σ sedangkan yang dua lagi merupakan hibridisasi dari 2 elektron atom karbon yang tidak membentuk hibridisasi sp, yang membentuk tipe ikatan π. Dilihat dari struktur ruang, ikatan rangkap tiga ini membentuk sudut ikatan 180 yang membentuk garis lurus. Dibanding dengan ikatan rangkap 2 tipe ikatan lebih mudah untuk bereaksi/lebih reaktif Dewasa ini senyawa-senyawa organik dengan rangkap tiga ini berperan banyak dalam proses sintesis senyawasenyawa kairal, karena dengan cara tertentu proses addisi dapat diatur untuk menghasilkan bentuk ikatan rangkap dua yang berbentuk cis dan trans, yang dengan menreaksikannya lebih lanjut dengan cara tertentu akan dapat terbentuk senyawa-senyawa dengan hanya ikatan σ yang konfigurasinya sesuai dengan yang diinginkan.