Orbital dan peranannya dalam ikatan kovalen: a.Orbital hibridisasi Nitrogen dan oksigen b.Ikatan rangkap terkonjugasi c.Benzena dan resonans

HIBRIDISASI ORBITAL

Dalam kimia, hibridisasi adalah sebuah konsep bersatunya orbital-orbital atom membentuk orbital hibrid yang baru yang sesuai dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom.Orbital atom adalah sebuah fungsi matematika yang menggambarkan perilaku sebuah elektron ataupun sepasang elektron bak-gelombang dalam sebuah atom. Fungsi ini dapat digunakan untuk menghitung probabilitas penemuan elektron dalam sebuah atom pada daerah spesifik mana pun di sekeliling inti atom. Konsep orbital-orbital yang terhibridisasi sangatlah berguna dalam menjelaskan bentuk orbital molekul. Orbital molekul adalah orbital-orbital dari dua atom yang saling tumpang tindih agar dapat menghasilkan ikatan kovalen.

Dengan demikian jika suatu molekul mempunyai orbital ikatan maka molekul tersebut mempunyai orbital anti ikatan. Orbital anti-ikatan biasanya diberi notasi atau tanda asterisk atau bintang (*) pada setiap orbital yang sesuai. Orbital ikatan α orbital anti-ikatannya adalah α*, sedangkan orbital ikatan π orbital anti-ikatannya adalah π*.

Transisi elektronik atau perpindahan elektron dapat terjadi dari orbital ikatan ke orbital anti-ikatan atau dari orbital non-ikatan (nonbonding orbital) ke orbital anti-ikatan. Terjadinya transisi elektronik atau promosi elektron dari orbital ikatan ke orbital antiikatan tidak menyebabkan terjadinya disosiasi atau pemutusan ikatan, karena transisi elektronik terjadi dengan kecepatan yang jauh lebih tinggi dari pada vibrasi inti.

Pada transisi elektronik inti-inti atom dapat dianggap berada pada posisi yang tepat. Hal ini dikenal dengan prinsip Franck-Condon. Disamping itu dalam proses transisi ini tidak semua elektron ikatan terpromosikan ke orbital antiikatan.

Berdasarkan jenis orbital tersebut maka, jenis-jenis transisi elektronik dibedakan menjadi empat macam, yakni:

1) Transisi σ → σ*

2) Transisi π → π*

3) Transisi n → π*

4) Transisi n → σ*

Keterangan

· σ : senyawa-senyawa yang memiliki ikatan tunggal

· π : senyawa-senyawa yang memiliki ikatan rangkap

· n menyatakan orbital non-ikatan: untuk senyawa-senyawa yang memiliki elektron bebas.

· σ* dan π* merupakan orbital yang kosong (tanpa elektron), orbital ini akan terisi elektron ketika telah atau bila terjadi eksitasi elektron atau perpindahan elektron atau promosi elektron dari orbital ikatan.

Konsep ini adalah bagian tak terpisahkan dari teori ikatan valensi. teori ikatan valensi atau teori ikatan valens menjelaskan sifat ikatan kimia dalam suatu molekul dari sudut valensi atom. Teori ini menyimpulkan suatu aturan bahwa atom pusat dalam suatu molekul cenderung untuk membentuk ikatan elektron ganda sesuai dengan batasan geometris seperti kurang lebih ditentukan oleh aturan oktet.

 Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling dalam menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH₄). Secara historis, konsep ini dikembangkan untuk sistem-sistem kimia yang sederhana, namun pendekatan ini selanjutnya diaplikasikan lebih luas, dan sekarang ini dianggap sebagai sebuah heuristik yang efektif untuk merasionalkan struktur senyawa organik.

Teori hibridisasi tidaklah sepraktis teori orbital molekul dalam hal perhitungan kuantitatif. Masalah-masalah pada hibridisasi terlihat jelas pada ikatan yang melibatkan orbital d, seperti yang terdapat pada kimia koordinasi dan kimia organologam. Walaupun skema hibridisasi pada logam transisi dapat digunakan, ia umumnya tidak akurat.

Sangatlah penting untuk dicatat bahwa orbital adalah sebuah model representasi dari tingkah laku elektron-elektron dalam molekul. Dalam kasus hibridisasi yang sederhana, pendekatan ini didasarkan pada orbital-orbital atom hidrogen. Orbital-orbital yang terhibridisasikan diasumsikan sebagai gabungan dari orbital-orbital atom yang bertumpang tindih satu sama lainnya dengan proporsi yang bervariasi. Orbital-orbital hidrogen digunakan sebagai dasar skema hibridisasi karena ia adalah salah satu dari sedikit orbital yang persamaan Schrödingernya memiliki penyelesaian analitis yang diketahui. Orbital-orbital ini kemudian diasumsikan terdistorsi sedikit untuk atom-atom yang lebih berat seperti karbon, nitrogen, dan oksigen. Dengan asumsi-asumsi ini, teori hibridisasi barulah dapat diaplikasikan. Perlu dicatat bahwa kita tidak memerlukan hibridisasi untuk menjelaskan molekul, namun untuk molekul-molekul yang terdiri dari karbon, nitrogen, dan oksigen, teori hibridisasi menjadikan penjelasan strukturnya lebih mudah.

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). Penjelasannya dimulai dari bagaimana sebuah ikatan terorganisasikan dalam metana.

 Konsep ini adalah bagian tak terpisahkan dari teori ikatan valensi. Walaupun kadang-kadang diajarkan bersamaan dengan teori VSEPR, teori ikatan valensi dan hibridisasi sebenarnya tidak ada hubungannya sama sekali dengan teori VSEPR.

Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion: "tolakan pasangan kulit elektron valensi") adalah suatu model kimia yang digunakan untuk menjelaskan bentuk-bentuk molekul kimiawi berdasarkan gaya tolakan elektrostatik antar pasangan elektron.Teori ini juga dinamakan teori Gillespie-Nyholm, dinamai atas dua orang pengembang teori ini. Akronim "VSEPR" diucapkan sebagai "vesper" untuk kemudahan pengucapan.

Premis utama teori VSEPR adalah bahwa pasangan elektron valensi disekitar atom akan saling tolak menolak, sehingga susunan pasangan elektron tersebut akan mengadopsi susunan yang meminimalisasi gaya tolak menolak. Minimalisasi gaya tolakan antar pasangan elektron ini akan menentukan geometri molekul. Jumlah pasangan elektron di sekitar atom disebut sebagai bilangan sterik.

Teori VSEPR biasanya akan dibandingkan dengan teori ikatan valensi yang mengalamatkan bentuk molekul melalui orbital yang secara energetika dapat melakukan ikatan. Teori ikatan valensi berkutat pada pembentukan ikatan sigma dan pi. Teori orbital molekul adalah model lainnya yang digunakan untuk menjelaskan bagaimana atom dan elektron tersusun menjadi molekul dan ion poliatomik.

HIBRIDISASI NITROGEN DAN OKSIGEN

Atom nitrogen dan oksigen dalam struktur organik juga dapat membentuk hibridisasi sp³. Nitrogen memiliki lima elektron valensi di lapisan kedua. Setelah hibridisasi, akan memiliki tiga setengah penuh orbital sp³ dan dapat membentuk tigaikatan. Oksigen memiliki enam elektron valensi. Setelah hibridisasi, akan memiliki dua setengah penuh orbital sp³ dan akan membentuk dua ikatan. 

orbital sp³ untuk kedua atom membentuk susunan tetrahedral dengan satu atau lebih orbital yang ditempati oleh pasangan electron tunggal. Mengingat atom saja, nitrogen membentuk bentuk piramida dimana sudut ikatan yang sedikit kurang dari 109.5^o (c. 107^o) (Gambar.a). Ini kompresi dari sudut ikatan karena orbital yang mengandung pasangan electron tunggal, yang menuntut jumlah ruang yang sedikit lebih besar daripada sebuah ikatan. Oksigen membentuk bentuk miring atau bengkok dimana dua pasang elektron tunggal memampatkan sudut ikatan dari 109.5^o untuk c. 104^o (Gambar.b).

Alkohol, amina, alkil halida, dan eter semuanya mengandung ikatan sigma yang melibatkan nitrogen, atau oksigen. Ikatan antara atom-atom karbon dibentuk oleh tumpang tindih setengah penuh orbital hibridisasi sp³ dari setiap atom. Ikatan yang melibatkan atom hidrogen (misalnya O-H dan N-H) dibentuk oleh tumpang tindih dari setengan penuh orbital 1s dari hidrogen dan setengah penuh orbital sp³ dari oksigen atau nitrogen.

Gambar. (a) Geometri nitrogen hibridisasi sp³, (b) geometri oksigen hibridisasi sp³.

 IKATAN RANGKAP TERKONJUGASI

Ikatan rangkap konjugasi adalah ikatan rangkap selang seling dengan ikatan tunggal atau disebut juga elektronnya dapat terdelokalisasi. ikatan rangkap memiliki energi yang lebih rendah, sehingga mudah diputuskan, sebaliknya ikatan tunggal memiliki energi yang tinggi sehingga susah untuk diputuskan. Konjugasi juga bisa disebut kestabilan struktur

CINCIN AROMATIC

Semua karbon dalam cincin aromatik adalah hibridisasi sp2 yang berarti bahwa setiap
karbon dapat membentuk tiga σ ikatan dan satu ikatan π. Dalam Gambar.a, semua ikatan tunggal adalah σ sementara setiap ikatan rangkap terdiri dari satu ikatan σ dan satu ikatan π. Namun, ini merupakan penyederhanaan yang berlebihan dari cincin aromatik. Sebagai contoh, ikatan ganda adalah lebih pendek dari ikatan tunggal dan jika benzena memiliki struktur yang tepat, cincin itu akan menjadi cacat akibat perbedaan antara ikatan tunggal dari ikatan ganda (Gambar b).

Gambar. (a) Representasi dari cincin aromatik, (b) 'cacat' yang dihasilkan dari struktur tetap
ikatan.

Bahkan, ikatan C-C di benzena semua panjang yang sama. Untuk memahami ini, kita perlu melihat lebih dekat pada ikatan yang terjadi. Gambar.a menunjukkan benzena dengan semua ikatannya σ dan diambil seperti yang kita cari ke dalam bidang dari cincin benzena. Karena semua karbon adalah hibridisasi sp2, ada orbital 2py tersisa pada setiap karbon yang dapat tumpang tindih dengan orbital 2py di kedua sisinya itu (Gambar b). Dari sini, jelas bahwa setiap orbital 2py dapat tumpang tindih dengan tetangganya jika bentuk cincin benar benar bulat. Hal ini menyebabkan orbital molekul yang melibatkan semua orbital 2py yang mana lobus atas dan bawah bergabung untuk memberikan dua lingkaran seperti lobus di atas dan di bawah bidang cincin (Gambar.a). Orbital molekul simetris dan enam elektron π dikatakan terdelokalisasi di sekitar cincin aromatik sejak mereka tidak terlokalisasi antara dua atom karbon tertentu. Cincin aromatik sering direpresentasikan sebagai ditunjukkan pada Gambar.b untuk mewakili delokalisasi dari elektron π. Delokalisasi meningkatkan stabilitas dari cincin aromatik seperti mereka kurang reaktif dari alkena (yaitu membutuhkan lebih banyak energi untuk mengganggu sistem π terdelokalisasi inti aromatis daripada yang dilakukannya untuk mematahkan ikatan π terisolasi dari alkena).

  Gambar. (a). Diagram ikatan sigma untuk benzena; (b). Diagram ikatan phi untuk benzena.

Gambar. (a) Ikatan orbital molekul untuk benzena, (b). Representasi dari benzena untuk menggambarkan delokalisasi.

STRUKTUR RESONANSI BENZENA:

Resonansi terjadi karena adanya delokalisasi elektron dari ikatan rangkap ke ikatan tunggal. Delokalisasi elektron yang terjadi pada benzena pada struktur resonansi adalah sebagai berikut:

Hal yang harus diperhatikan adalah, bahwa lambang resonasi bukan struktur nyata dari suatu senyawa, tetapi merupakan struktur khayalan. Sedangkan struktur nyatanya merupakan gabungan dari semua struktur resonansinya. Hal ini pun berlaku dalam struktur resonansi benzena, sehingga benzena lebih sering digambarkan sebagai berikut:

Teori resonansi dapat menerangkan mengapa benzena sukar diadisi. Sebab, ikatan rangkap dua karbon-karbon dalam benzena terdelokalisasi dan membentuk semacam cincin yang kokoh terhadap serangan kimia, sehingga tidak mudah diganggu. Oleh karena itulah reaksi yang umum pada benzena adalah reaksi substitusi terhadap atom H tanpa mengganggu cincin karbonnya.

Gambar dimensi Struktur Benzena		Gambar Molimod Struktur Benzena