KIMIA ORGANIK I

ORBITAL DAN PERANANNYA DALAM IKATAN KOVALEN

OLEH AGUSTININGSIH AMIR

Elektron merupakan subatom yang bermuatan negatif yang mengelilingi inti atom dan dapat berinteraksi dengan atom lainnya. Elektron dapat berperan ganda yaitu sebagai partikel dan sebagai gelombang.

Partikel merupakan gabungan dari dua atau lebih atom sejenis maupun atom yang berlainan yang membentuk ikatan yang saling berinteraksi.

 

Gambar 1.1 Partikel

      

      Gelombang merupakan getaran yang merambat pada suatu medium.
  

A.    SIFAT GELOMBANG

1.       Dualisme Materi

Pada tahun1924, Louis de Broglie,seorang ahli fisika asal Prancis mengemukakan hipotesis tentang gelombang materi. Pendapat Louis ini kebalikan dari pendapat Max Planck. Bila cahaya memiliki materi, maka partikel juga memiliki sifat gelombang. Louis de Broglie meneliti keberadaan gelombang melalui eksperimen difraksi berkas elektron yaitu Suatu materi memiliki dua sifat sebagai partikel dan sebagai gelombang.

Fakta yang mendukung konsep ini yaitu  kilat dan petir. Sebelum hujan turun, akan ada kilat terlebih dahulu yang merupakan sifat gelombang berwujud cahaya sedangkan petir merupakan sifat partikel berupa suara.  

Hipotesis de Broglie kemudian terbukti kebenarannya ketika ditemukan bahwa elektron menunjukkan sifat difraksi seperti sinar X. Sifat gelombang pada elektron ini kemudian dipakai untuk mikroskop electron.

2.       Azaz Ketidakpastian (Werner Heisenberg)

Pada tahun 1927 Heisenberg pakar fisika asal Jerman menyimpulkan bahwa pada waktu yang bersamaan posisi dan momentum suatu materi tidak dapat diukur secara tepat/akurat.  Hal ini terjadi karena bila suatu objek bergerak, maka akan terjadi perubahan posisi dan momentum setiap saat. Prinsip ini kemudian dikenal dengan Azas Ketidakpastian Heisenberg.

3.       Model Atom Mekanika Kuantum

Hipotesis de Broglie dan Azas Ketidakpastian merupakan dasar dari model Mekanika Kuantum (gelombang) yang dicetus oleh Erwin Schrodinger pada tahun 1927, yang mengajukan konsep orbital untuk menyatakan kedudukan elektron dalam atom.

Schrodinger menyetujui pendapat Heisenberg bahwa kedudukan elektron dalam atom tidak dapat ditentukan secara pasti, namun yang dapat itentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron pada suatu titik pada jarak tertentu dari intinya.  Suatu ruang yang memiliki peluang terbesar ditemukannya elektron disebut Orbital.

Persamaan gelombang (Ѱ=psi) dari Schrodinger menghasilkan tiga bilangan kuantum untuk menyatakan kedudukan yaitu: bilangan kuantum utama(n) untuk menyatakan tingkat energi, bilangan kuantum azimut (l) menyatakan bentuk, serta bilangan kuantum magnetik (m) menyatakan arah orientasi suatu orbital.

v  Bilangan Kuantum Utama (n)

Bilangan kuantum utama merupakan bilangan yang menggambarkan lintasan elektron atau penentu tingkat energi utama yang dinotasikan dengan n. Pada bilangan kuantum utama memiliki nilai 1,2,3......n.  Semakin besar nilai n, letak elektron semakin jauh dari inti atom.

Lintasan tersebut dalam konfigurasi elektron dikenal sebagai kulit. Bilangan kuantum utama (n) juga dapat digunakan untuk menentukan jari-jari atom, yaitu jarak dari inti atom sampai kulit terluar. Semakin besar nilai n, jari-jari atomnya juga semakin besar.

Tabel 1. Beberapa kulit-kulit berdasarkan bilangan kuantum utamanya.

Nomor kulit	1	2	3	4	…
Bilangan Kuantum Utama (n)	K	L	M	N	…

v Bilangan Kuantum Azimut (l)

Bilangan Kuantum Azimut atau bilangan kuantum momentum sudut merupakan bilangan kuantum yang menentukan bentuk orbital atau bilangan yang menggambarkan subkulit atau subtingkat energi utama yang dinotasikan dengan l.

Hubungan subkulit dengan lambangnya yaitu:

Nilai	0	1	2	3	4	5	…
Bilangan kuantum  Azimut(l)	s	p	d	f	g	h	…

v Bilangan Kuantum Magnetik (m)

Bilangan Kuantum Magnetik merupakan Bilangan kuantum magnetik adalah bilangan yang menyatakan orientasi orbital dalam subkulit yang dinotasikan dengan m. Bilangan magnetik dinyatakan dengan bilangan bulat.

Perhatikan Tabel 3. berikut.

Tabel 3. Bilangan Kuantum Magnetik

Bilangan kuantum utama (n)	Bilangan kuantum azimut (l)	Penanda subkulit	Bilangan kuantum magnetik (m) -l sampai +l	Bilangan orbital dalam subkulit
1	0	1s	0	1
2	0	2s	0	1
	1	2p	-1 0 +1
3	0	3s	0	3 1
	1	3p	-1 0 +1	3 5
	2	3d	-2 -1 0 +1 +2
4	0	4s	0	1
	1	4p	-1 0 +1	3 5
	2	4d	-2 -1 0 +1 +2
	3	4f	-3 -2 -1 0 +1 +2 +3	7
Sumber : Brady, 1999, hlm. 291

Nilai m dapat dirumuskan sebagai berikut.

Nilai m = -l sampai +l

B.     ORBITAL IKATAN DAN ANTI IKATAN

Orbital molecular ikat (bonding) yaitu orbital yang mempunyai kerapatan electron ikat, yang cenderung untuk mendekat pada daerah antara kedua inti atom yang bergabung, dan menghasilkan situasi yang lebih stabil.

Orbital molecular anti ikat (antibonding) yaitu orbital dengan kerapatan electron ikat yang cenderung menjauh dari daerah antara inti atom yang bergabung dan menghasilkan situasi kurang stabil.          

Suatu fungsi gelombang mempunyai daerah beramplitudo positif dan negatif yang disebut cuping (lobes).

Tumpang tindih cuping positif dengan positif atau negatif dengan negatif dalam molekul akan memperkuat satu sama lain membentuk ikatan, tetapi cuping positif dengan negatif akan meniadakan satu sama lain tidak membentuk ikatan. Besarnya efek interferensi ini mempengaruhi besarnya integral tumpang tindih dalam kimia kuantum.

Semakin besar selisih energi orbital ikatan dan anti ikatan, semakin kuat ikatan. Bila tidak ada interaksi ikatan dan anti ikatan antara A dan B, orbital molekul yang dihasilkan adalah orbital non ikatan. Elektron menempati orbital molekul dari energi terendah ke energi yang tertinggi. Orbital molekul terisi dan berenergi tertinggi disebut HOMO (highest occupied molecular orbital) dan orbital molekul kosong berenergi terendah disebut LUMO (lowest unoccupied molecular orbital). Ken’ichi Fukui (pemenang Nobel 1981) menamakan orbital-orbital ini orbital-orbital terdepan (frontier).

C.     ORBITAL HIBRIDA KARBON

hibridisasi adalah sebuah konsep bersatunya orbital-orbital atom membentuk orbital hibrid yang baru yang sesuai dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom.

Teori hibridisasi dapat dikatakan sebagai suatu teori peleburan orbital-orbital dari tingkat energi yang berbeda menjadi orbital-orbital yang setingkat.Secara umum berbagai tipe hibridisasi dan geometri molekulnya dapat dilihat pada tabel 2.2.

Orbital hibrida	Jumlah pasangan ikatan	Geometri molekul	Sudut ikatan	Contoh molekul
sp	2	Linier	1800	BeCl2
sp2	3	Segitiga datar	1200	BCl3
sp3	4	Tetrahedral	109,50	CH4, CCl4
dsp2	4	Segiempat datar	900	Ni(CN)42-
dsp3, sp3d	5	Segitiga bipiramida	1200(equilateral) dan 900 (aksial)	PCl5
d2sp3, sp3d2	6	Oktahedral	900	Fe(CN)63-, SF6

Tabel 2.2.beberapa bentuk geometri molekul menurut teori hibridisasi

Teori hibridisasi sering digunakan dalam kimia organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang terdiri dari atom C, N, dan O (kadang kala juga P dan S).

Hybrid orbital dapat dibentuk dengan mencampur karakter orbital atom yang dekat dalam energi. Karakter dari  hibrida orbital tergantung pada orbital atomyang terlibat dan kontribusi persentase mereka. Label yang diberikan kepada hybrid
orbital mencerminkan orbital atom berkontribusi, misalnya sp hibrida memiliki jumlah yang sama dan p karakter orbital.

Hibridisasi dalam Senyawa Karbon

Hibridisasi adalah konsep pencampuran orbital atom menjadi orbital hibrida yang sesuai dengan pasangan elektron untuk membentuk ikatan kimia. Orbital hibrida biasanya mempunyai perbedaan energi dan bentuk. Hibridisasi berguna untuk menjelaskan struktur molekuler ketika teori ikatan valensi gagal untuk menjelaskan.

Karbon merupakan contoh yang baik untuk penjelasan orbital hibrida. Konfigurasi atom karbon dalam keadaan ground state adalah:

Berdasarkan teori ikatan valensi, karbon seharusnya membentuk ikatan kovalen, menghasilkan CH2, karena karbon mempunyai dua elektron tak berpasangan secara konfigurasi elektron. Meskipun demikian, melalui eksperimen dapat ditunjukkan bahwa CH2 bersifat sangat reaktif dan tidak dapat terbentuk setelah akhir reaksi (meskipun hal ini juga tidak menjelaskan bagaimana CH4 dapat terbentuk). Untuk membentuk empat ikatan, konfigurasi karbon harus mempunyai empat elektron tidak berpasangan.

Dengan demikian karbon telah mempunyai empat elektron tidak berpasangan, sehingga mempunyai empat energi ikatan yang sama. Hibridisasi orbital juga lebih disukai karena mempunyai energi yang lebih kecil dibandingkan dengan orbital terpisah. Hal tersebut menghasilkan senyawa yang lebih stabil ketika terjadi hibridisasi dan ikatan yang terbentuk juga lebih baik.

Jenis-jenis Hibridisasi :

1.      Hibridisasi sp3

            Notasi sp3 berarti bahwa satu dan tiga orbital p atom campuran untuk membentuk satu set dari empat orbital hibrida dengan berbeda sifat directional.

Hibridisasi sp3 dapat menjelaskan struktur molekul tetrahedral. Orbital 2s dan tiga orbital 2p melakukan hibridisasi untuk membentuk empat orbital sp, masing-masing terdiri dari 75% karakter p dan 25% karakter s. Cuping depan mensejajarkan diri dan penolakan elektron bersifat lemah.

Hibridisasi satu orbital s dengan tiga orbital p (px, py, dan pz) menghasilkan empat orbital hibrida sp3 yang mempunyai sudut sebesar 109,5º satu sama lain sehingga membentuk geometri tetrahedral

Untuk sebuah karbon yang berkoordinasi secara tetrahedal (seperti metana, CH4), maka karbon haruslah memiliki orbital-orbital yang memiliki simetri yang tepat dengan 4 atom hidrogen. Konfigurasi keadaan dasar karbon adalah 1s2 2s2 2px1 2py1.

Lebih lanjut lagi, orbital-orbital keadaan dasar tidak bisa digunakan untuk berikatan dalam CH4. Walaupun eksitasi elektron 2s ke orbital 2p secara teori mengijinkan empat ikatan dan sesuai dengan teori ikatan valensi, hal ini berarti akan ada beberapa ikatan CH4 yang memiliki energi ikat yang berbeda oleh karena perbedaan arah tumpang tindih orbital. Gagasan ini telah dibuktikan salah secara eksperimen, setiap hidrogen pada CH4 dapat dilepaskan dari karbon dengan energi yang sama.

Proton yang membentuk inti atom hidrogen akan menarik salah satu elektron valensi karbon. Hal ini menyebabkan eksitasi, memindahkan elektron 2s ke orbital 2p. Hal ini meningkatkan pengaruh inti atom terhadap elektron-elektron valensi dengan meningkatkan potensial inti efektif.

Kombinasi gaya-gaya ini membentuk fungsi-fungsi matematika yang baru yang dikenal sebagai orbital hibrid. Dalam kasus atom karbon yang berikatan dengan empat hidrogen, orbital 2s (orbital inti hampir tidak pernah terlibat dalam ikatan) "bergabung" dengan tiga orbital 2p membentuk hibrid sp³.

Pada CH₄, empat orbital hibrid sp³ bertumpang tindih dengan orbital 1s hidrogen, menghasilkan empat ikatan sigma. Empat ikatan ini memiliki panjang dan kuat ikat yang sama, sehingga sesuai dengan pengamatan.

Jika kita menrekombinasi orbital-orbital ini dengan orbital-s 4 hidrogen (4 proton, H⁺) dan mengijinkan pemisahan maksimum antara 4 hidrogen (yakni tetrahedal), maka kita bisa melihat bahwa pada setiap orientasi orbital-orbital p, sebuah hidrogen tunggal akan bertumpang tindih sebesar 25% dengan orbital-s C dan 75% dengan tiga orbital-p C. HaL ini sama dengan persentase relatif antara s dan p dari orbital hibrid sp³ (25% s dan 75% p).

Tahapan pembentukan ikatan dalam molekul CH₄ sebagai berikut.

           

Teori ini menjelaskan adanya promosi satu elektron dari orbital 2s ke orbital 2p_z membentuk empat orbital baru yang setingkat.Orbital tersebut dinamakan orbital hibrida sp³. Kemudian terjadi empat ikatan C-H akibat adanya pertindihan orbital 1s dari hidrogen dengan  orbital sp³ dari karbon membentuk geometri tetrahedral.

          Dari penjelasan tersebut, penentuan geometri molekul menurut teori hibridisasi atau teori ikatan valensi didasarkan bagaimana atom-atom membagi elektron saat terjadinya ikatan. Bila dua atom berikatan secara kovalen, orbital salah satu atom akan mengalami tumpang tindih (overlap) dengan orbital atom lainnya. Pasangan elektron akan dibagi diantara kedua orbital yang tumpang tindih sehingga kepadatan elektron akan terkumpul diantara inti atom-atom yang berikatan.

  

Gambar tumpang tindih antara orbital 1s.

2.      Hibridisasi sp2

Hibridisasi sp2 berguna untuk menjelaskan bentuk struktur molekul trigonal planar.

Senyawa karbon ataupun molekul lainnya dapat dijelaskan seperti yang dijelaskan pada metana. Misalnya etilena (C₂H₄) yang memiliki ikatan rangkap dua di antara karbon-karbonnya. Struktur Kekule metilena akan tampak seperti:

Ethene Lewis Structure. Each C bonded to two hydrogens and one double bond between them.

Karbon akan melakukan hibridisasi sp² karena orbtial-orbital hibrid hanya akan membentuk ikatan sigma dan satu ikatan pi seperti yang disyaratkan untuk ikatan rangkap dua di antara karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang dan kuat ikat yang sama. Hal ini sesuai dengan data percobaan.

Dalam hibridisasi sp², orbital 2s hanya bergabung dengan dua orbital 2p {\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}{\frac {\uparrow \,}{p}}}membentuk 3 orbital sp² dengan satu orbital p tersisa. Dalam etilena, dua atom karbon membentuk sebuah ikatan sigma dengan bertumpang tindih dengan dua orbital sp²karbon lainnya dan setiap karbon membentuk dua ikatan kovalen dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp² yang bersudut 120°. Ikatan pi antara atom karbon tegak lurus dengan bidang molekul dan dibentuk oleh tumpang tindih 2p-2p (namun, ikatan pi boleh terjadi maupun tidak).

 Orbital 2s dan dua orbital 2p melakukan hibridisasi membentuk tiga orbital sp, masing-masing terdiri dari 67% karakter p dan 33% karakter s. Cuping depan mensejajarkan diri membentuk trigonal (segitiga) planar, menghadap sudut segitiga untuk meminimalisasi penolakan elektron.

Hibridisasi satu orbital s dan dua orbital p menghasilkan tiga orbital hibrida sp2 yang berorientasi dengan sudut sebesar 120º satu sama lain sehingga membentuk geometri trigonal (segitiga).

3.      Hibridisasi sp

Ikatan kimia dalam senyawa seperti alkuna dengan ikatan rangkap tiga dijelaskan dengan hibridisasi sp.

Hibridisasi sp dapat digunakan untuk menjelaskan struktur molekul linier. Orbital 2s dan satu orbital 2p melakukan hibridisasi membentuk dua orbital sp, masing-masing terdiri dari 50% karakter p dan 50% karakter s.

Dalam model ini, orbital 2s hanya bergabung dengan satu orbital-p, menghasilkan dua orbital sp dan menyisakan dua orbital p. Ikatan kimia dalam asetilena (etuna) terdiri dari tumpang tindih sp sp antara dua atom karbon membentuk ikatan sigma, dan dua ikatan pi tambahan yang dibentuk oleh tumpang tindih p-p. Setiap karbon juga berikatan dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp bersudut 180°.

Cuping depan berhadapan satu sama lain dan membentuk garis lurus 180º antara dua orbital.