KIMIA ORGANIK 2 (STKIP Muhammadiyah Sorong 2012)

BAB. I.

KARBON, STRUKTUR DAN IKATAN

1.1.  STRUKTUR ATOM KARBON

1.1.1.      Orbital Atom

Karbon berada di baris 2 dari tabel periodik dan memiliki enam elektron. Ini berarti bahwa ada dua orbital kulit atom untuk elektronnya. Lapisan kulit pertama paling dekat dengan inti memiliki orbital satu s - orbital 1s. Kulit kedua memiliki orbital s tunggal (orbital 2s) dan tiga orbital p (3x2p). Oleh karena itu, ada total lima orbital atom. Orbital s adalah berbentuk bulat dengan orbital 2s yang jauh lebih besar dibanding orbital 1s. Orbital p adalah berbentuk halter dan searah sepanjang sumbu x, y dan z. Oleh karena itu, pada orbital 2p memiliki sub orbital atom 2px 2py dan 2pz (Gambar. 1.1).

 
Gambar. 1.1. Obital Atom

1.1.2.      Tingkat energi

Orbital atom yang dijelaskan di atas tidak memiliki energi yang sama (Gbr. 2). Orbital 1s memiliki energi terendah, berikutnya adalah orbital 2s dan orbital 2p memiliki energi tertinggi. Ketiga orbital 2p memiliki energi yang sama.

 
Gambar. 1.2. Tingkat energi atom

1.1.3.      Konfigurasi elektron

Karbon berada di baris kedua pada tabel periodik dan memiliki enam elektron yang akan mengisi energi orbital atom. Hal ini dikenal sebagai prinsip aufbau. Orbital 1s diisi sebelum orbital 2s, yang diisi sebelum orbital 2p. Prinsip eksklusi Pauli bahwa setiap orbital diperbolehkan maksimal dua elektron dan elektron harus memiliki spin yang berlawanan. Oleh karena itu, empat elektron pertama mengisi orbital 1s dan 2s. Elektron di tiap orbital memiliki spin berlawanan dan ini ditunjukkan dalam Gambar. 3 dengan menggambar panah mengarah ke atas atau bawah. Ada dua elektron kiri untuk masuk ke orbital 2p yang tersisa. Ini masuk ke orbital yang terpisah sehingga ada dua setengah penuh orbital dan satu orbital kosong. Setiap kali ada orbital tingkat energi yang sama elektron hanya akan mulai berpasangan setelah semua orbital terisi setengah penuh. Hal ini dikenal sebagai aturan Hund.

Konfigurasi elektronik untuk karbon 1S² 2s² 2p_x¹ 2p_y¹. Angka-angka dalam  bagian atas adalah jumlah elektron dalam setiap orbital. Sedangkan angka bagian depan huruf adalah menunjukkan lapiasan orbital dan huruf menandakan jenis orbital.

 
Gambar. 1,3. Konfigurasi elektron untuk karbon

1.2.      IKATAN KOVALEN DAN HIBRIDISASI

1.2.1. Ikatan Kovalen

Sebuah ikatan kovalen mengikat dua atom bersama-sama dalam struktur molekul dan terbentuk dengan pola orbital atom saling tumpang tindih untuk menghasilkan orbital molekul - disebut demikian karena orbital milik molekul secara keseluruhan bukan hanya untuk satu atom tertentu. Contoh sederhana adalah pembentukan molekul hidrogen (H₂) dari dua atom hidrogen. Setiap atom hidrogen memiliki setengah penuh orbital atom 1s dan ketika atom-atom saling mendekati, orbital atom berinteraksi untuk menghasilkan dua MOs (jumlah MO yang dihasilkan harus sama dengan jumlah orbital awal atom, Gambar. 1.4). MO adalah singkatan dari Molekul Orbital.

 

Gambar. 1.4. Orbital molekul pada hidrogen 

MO dengan energi yang berbeda. Salah satunya MO lebih stabil dari orbital awal atom dan disebut MO ikatan. Sedangkan yang lainnya kurang stabil dan disebut MO anti ikatan (antibonding). OM ikatan berbentuk seperti bola rugby dan hasil dari kombinasi orbital atom 1s. Karena ini adalah MO lebih stabil, elektron valensi (satu dari masing-masing hidrogen) memasuki orbit dan berpasangan. OM antibonding adalah energi yang lebih tinggi dan terdiri dari dua bola cacat. OM antibonding tetap kosong. Karena elektron berakhir di MO ikatan yang lebih stabil daripada orbital awal atomnya, energy cenderung mengarah pada energi yang dilepaskan dan pembentukan ikatan. Dalam pembicaraan selanjutnya, hanya berkonsentrasi pada MO ikatan untuk menggambarkan ikatan dan bentuk molekul, tetapi penting untuk menyadari bahwa orbital molekul antibonding juga ada.

1.2.2. Ikatan sigma

Ikatan orbital molekul hidrogen adalah contoh dari ikatan (σ) sigma: σ Ikatan ini penampang melingkar dan dibentuk dengan bulatan lonjong yang tumpang tindih dari dua atom orbital. Ini menandakan interaksi kuat dan ikatan sigma adalah ikatan yang kuat. 

1.2.3. Hibridisasi

Atom-atom dapat membentuk ikatan satu sama lain dengan berbagi elektron tidak berpasangan sehingga ikatan masing-masing berisi dua elektron. Atom karbon memiliki dua elektron tidak berpasangan sehingga diperkirakan karbon membentuk dua ikatan. Namun, karbon membentuk empat ikatan. Ketika sebuah atom karbon membentuk ikatan dan merupakan bagian dari struktur molekul, dapat 'mencampur' orbital s dan p dari lapisan kedua (lapisan valensi). Hal ini dikenal sebagai hibridisasi dan memungkinkan karbon membentuk empat ikatan yang teramati dalam realitas.

Ada tiga cara di mana proses pencampuran dapat terjadi.

● orbital 2s digabung ketiga orbital 2p. Ini dikenal sebagai hibridisasi sp3;

● orbital 2s digabung dengan dua orbital 2p. Hal ini dikenal sebagai hibridisasi sp2;

● orbital 2s digabung dengan salah satu orbital 2p. Hal ini dikenal sebagai hibridisasi sp.

1.3.      HIBRIDISASI SP³

1.3.1. Definisi

Dalam hibridisasi sp³, orbital 2s digabung dengan ketiga orbital 2p untuk memberikan empat set orbital hibrida sp³. (Jumlah orbital hibrida harus sama dengan jumlah orbital awal atom yang digunakan untuk penggabungan.) Orbital hibrida masing-masing akan memiliki energi yang sama tetapi akan berbeda dengan energi dari orbital atom awalnya. Perbedaan energi akan mencerminkan pencampuran masing orbital atom. Energi dari setiap orbital hibrida lebih besar dari orbital awalnya tetapi kurang dari orbital p awal (Gambar. 3.1). 

1.3.2. Elektronik konfigurasi

Elektron valensi pada karbon sekarang dapat dipasang ke orbital hibridisasi sp³ (Gambar. 1.5). Ada total empat elektron di 2s dan orbital 2p awal. Orbital s dipenuhi dan dua orbital p yang setengah penuh. Setelah hibridisasi, ada total empat orbital hibridisasi sp³ semua energi yang sama. Dengan aturan Hund, mereka semua diisi setengah dengan electron, yang berarti ada empat elektron tidak berpasangan. Maka sekarang memungkinkan terjadi empat ikatan.
 

Gambar. 1.5. hibridisasi SP³

1.3.3. Geometri

Setiap orbital hibridisasi sp³ memiliki bentuk yang sama yakni bentuk halter yang tampak agak cacat (Gambar. 1.6). Ini halter cacat lebih mirip sebuah orbital p dibanding dari orbital s sejak orbital p lebih terlibat dalam proses penggabungan.

 
Gambar. 1.6. orbital hibridisasi SP³

Setiap orbital sp3 akan menempati ruang yang terpisah jauh dari satu sama lain mungkin dengan mengarah ke sudut sebuah tetrahedron (Gambar. 1.7). Di sini, hanya lobus utama dari masing-masing orbital hibridisasi telah ditunjukkan dan sudut antara masing-masing lobus adalah 109.5_. Inilah yang dimaksud dengan bentuk karbon tetrahedral. bentuk karbon tetrahedral tiga dimensi dapat direpresentasikan dengan menggambar garis normal untuk ikatan pada bidang datar.

 
Gambar. 1.7. Tetrahedral bentuk dari karbon hibridisasi sp3

1.3.4. Ikatan sigma

Orbital setengah penuh hibridisasi sp³ dari satu atom karbon dapat digunakan untuk membentuk
ikatan dengan orbital setengah penuh hibridisasi sp³ dari atom karbon lain. Dalam Gambar. 1.8.a,
lobus utama dari dua orbital sp³ tumpang tindih langsung mengarah kuat ke ikatan σ.
Ini adalah kemampuan dari orbital hibridisasi untuk membentuk ikatan σ kuat yang menjelaskan mengapa hibridisasi terjadi di tempat pertama. Bentuk halter cacat memungkinkan orbital tumpang tindih jauh lebih baik dari pada yang diperoleh pada orbital s murni atau orbital p murni. Sebuah ikatan σ antara atom karbon hibridisasi sp3 dan atom hidrogen melibatkan atom karbon menggunakan salah satu dari setengah penuhnya orbital sp³ dan atom hydrogen menggunakan setengah penuhnya orbital 1s (Gambar 1.8.b).

 

Gambar. 1.8.  (a)  Ikatan antara dua karbon hibridisasi sp³. (b) Ikatan hibridisasi sp³ antara karbon dan hidrogen.

1.3.5. Nitrogen, oksigen, dan klorin.

Atom nitrogen, oksigen dan klor 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. Klor memiliki tujuh elektron valensi. Setelah hibridisasi, akan memiliki satu setengah penuh orbital sp³ dan akan membentuk satu ikatan.

Keempat orbital sp³ untuk ketiga 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. 1.9.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. 1.9.b).

Alkohol, amina, alkil halida, dan eter semuanya mengandung ikatan sigma yang melibatkan nitrogen, oksigen, atau klorin. 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. 1.9. (a) Geometri nitrogen hibridisasi sp³, (b) geometri oksigen hibridisasi sp³.

1.4.       HIBRIDISASI SP²

1.4.1. Definisi

Dalam hibridisasi sp2, orbital s digabung dengan dua orbital 2p (misalnya 2px dan 2pz) untuk memberikan tiga energi orbital hibridisasi sp² yang sama. Orbital 2py tersisa tidak terpengaruh. Energi dari setiap orbital hibridisasi lebih besar dari orbital s awal tetapi kurang dari orbital p awal. Yang tersisa orbital 2p (dalam hal ini orbital 2py) tetap pada tingkat energi semula (Gambar. 1.10).

Gambar. 1.10. Hibridisasi SP²

1.4.2. Konfigurasi elektron

Untuk karbon, ada empat elektron valensi untuk masuk ke tiga orbital hibridisasi sp² dan orbital 2p tersisa. Tiga elektron pertama dipasang ke setiap orbital hibridisasi sesuai dengan aturan Hund yakni setengah penuh. Hal ini membuat satu elektron masih di tempat lain. Ada pilihan antara memasangkannya di setengah penuh orbital sp² atau menempatkannya ke orbital 2py yang kosong. Prinsip umum untuk mengisi energi orbital yang sama sebelum pindah ke energi orbital yang lebih tinggi. Namun, jika perbedaan energi antara orbital kecil (seperti di sini) itu adalah mudah bagi elektron untuk masuk ke dalam energi orbital yang lebih tinggi 2py mengakibatkan tiga setengah penuh orbital sp² dan satu setengah penuh orbital p (Gambar. 1.10). Empat ikatan yang mungkin.

1.4.3.      Geometri

Orbital 2py memiliki bentuk halter biasa. Setiap orbital hibridisasi sp²  memiliki bentuk halter cacat mirip dengan orbital hibridisasi sp³. Namun,  perbedaan antara ukuran dari lobus besar dan kecil akan lebih besar untuk orbital hibridisasi sp².

Orbital hibridisasi dan orbital 2py menempati ruang yang terpisah jauh dari satu sama lain. Lobus dari orbital 2py menempati ruang di atas dan di bawah bidang sumbu x dan z (Gambar 1.11.a). Ketiga orbital sp² (lobus utama yang ditunjukkan saja) kemudian akan menempati ruang yang tersisa sehingga mereka jauh terpisah dari orbital 2py dan dari satu sama lain. Akibatnya, mereka semua ditempatkan di bidang x-z mengarah ke sudut segitiga (bentuk trigonal planar; Gambar 1.11.b.). Sudut antara masing-masing lobus adalah 120^o.

Gambar 1.11. (a) Geometri orbital 2py, (b) geometri dari orbital 2 py dan orbital hibridisasi sp².

1.4.4.      Alkena

Hasil hibridisasi sp² dalam tiga setengah penuh orbital hibridisasi sp² yang membentuk bentuk trigonal planar. Penggunaan ketiga orbital dalam ikatan menjelaskan bentuk alkena, misalnya etena (H₂C=CH₂). Sejauh ikatan C-H bersangkutan, atom hidrogen menggunakan 1s setengah penuh orbit kuat untuk membentuk ikatan σ dengan setengah diisi orbital sp² dari karbon (Gambar 1.12.a). Ikatan σ kuat ini juga memungkinkan antara dua atom karbon dari etena karena tumpang tindih orbital hibridisasi sp² dari masing-masing karbon (Gambar 1.12.b).

Gambar 1.12. (a) Pembentukan ikatan σ C-H; (b) Pembentukan ikatan σ C-C.

Diagram ikatan σ penuh untuk etena ditunjukkan pada Gambar. 1.13. a dan dapat disederhanakan sebagai ditunjukkan pada Gambar. 1.13.b. Etena adalah molekul yang datar kaku di mana karbon masing-masing membentuk trigonal planar.

Kita telah melihat bagaimana hibridisasi sp² menjelaskan karbon trigonal planar tetapi kita belum menjelaskan mengapa molekul kaku dan planar. Jika ikatan σ adalah ikatan hanya ada dalam etena, molekul tidak akan tetap planar melainkan bisa berbentuk lain, rotasi dapat terjadi putaran ikatan σ C-C (Gambar. 1.14). Oleh karena itu, harus ada ikatan yang 'menyebabkan' alkena menjadi bentuk planar. Ikatan ini melibatkan setengah penuh orbital tersisa 2py pada karbon masing-masing yang tumpang tindih untuk menghasilkan ikatan pi (π), dengan satu lobus atas dan satu lobus bawah bidang molekul (Gambar. 6). Ikatan π ini mencegah rotasi putaran ikatan C-C karena ikatan π harus dipecah untuk memungkinkan rotasi. Sebuah ikatan π lebih lemah dari tumpang tindih ikatan σ orbital 2py, sehingga tumpang tindih lemah. Kehadiran ikatan π juga menjelaskan mengapa alkena lebih reaktif dibanding alkana, karena ikatan π adalah lebih mudah patah dan lebih mungkin untuk mengambil bagian dalam reaksi.

Gambar. 1.14. (a) Diagram ikatan σ untuk etena, (b) Representasi sederhana dari ikatan σ untuk etena.

Gambar. 1.15. Rotasi ikatan sekitar ikatan σ.

Gambar. 1.16. Formasi sebuah ikatan π.

1.4.5.      Golongan karbonil

Teori yang sama menjelaskan ikatan dalam gugus karbonil (C=O) di mana kedua atom karbon dan oksigen adalah hibridisasi sp². Diagram tingkat energi berikut (Gambar. 1.17) menunjukkan bagaimana elektron valensi oksigen disusun setelah hibridisasi sp². Dua dari orbital hibridisasi sp2 dipenuhi dengan pasangan dari elektron tunggal, yang meninggalkan dua setengah penuh orbital tersedia untuk ikatan. Orbital sp² dapat digunakan untuk membentuk ikatan σ kuat, sementara orbital 2py dapat digunakan untuk ikatan π lemah. Gambar 1.18. menunjukkan bagaimana ikatan σ dan π terbentuk dalam gugus karbonil dan menjelaskan mengapa gugus karbonil adalah planar dengan atom karbon memiliki bentuk trigonal planar. Ini juga menjelaskan reaktivitas kelompok karbonil karena ikatan π adalahn ikat lebih lemah dari ikatan σ dan lebih mungkin untuk menjadi terlibat dalam reaksi.

Gambar. 1.17. Diagram level energy pada hibridisasi oksigen.

Gambar. 1.18. (a) Formasi ikatan σ karbonil; (b) Formasi ikatan π karbonil

1.1.3.      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. 1.19.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 1.19.b).

Gambar. 1.19. (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 1.10.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 1.10.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 1.11.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. 1.11.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 1.10. (a). Diagram ikatan sigma untuk benzena; (b). Diagram ikatan phi untuk benzena.

Gambar. 11. Ikatan orbital molekul untuk benzena, (b). Representasi dari benzena untuk menggambarkan delokalisasi.

1.1.4.      Sistem konjugasi

Cincin aromatik tidak hanya di mana struktur delokalisasi elektron π sistem dapat terjadi. Delokalisasi terjadi pada sistem terkonjugasi dimana ada ikatan tunggal dan ganda (misalnya 1,3-butadiena) bolak-balik. Keempat karbon dalam 1,3-butadiena adalah hibridisasi sp² dan masing-masing karbon memiliki waktu paruh yang dipenuhi orbital p yang dapat berinteraksi untuk memberikan dua ikatan π (Gambar 1.12.a). Namun, sejumlah tumpang tindih juga antara orbital p dari dua atom karbon tengah dan ikatan yang menghubungkan dua alkena memiliki beberapa karakter ikatan rangkap (Gambar 1.12.b) – Berdasarkan pengamatan bahwa ikatan ini lebih pendek dari khas ikatan tunggal. Delokalisasi ini juga menghasilkan peningkatan stabilitas. Namun, penting untuk menyadari bahwa konjugasi dalam alkena terkonyugasi tidak sebesar seperti pada sistem aromatik. Dalam sistem yang terakhir, elektron π benar-benar terdelokalisasi mengikuti putaran cincin dan seluruh ikatan adalah sama panjangnya. Pada 1,3-butadiena, elektron π tidak sepenuhnya terdelokalisasi dan lebih mungkin ditemukan di ikatan C-C terminal. Meskipun ada sejumlah karakter π dalam ikatan tengah, yang terakhir ini lebih mirip ikatan tunggal dari satu ikatan rangkap. Contoh lain dari sistem terkonjugasi meliputi α, β-tak jenuh keton dan α, β-tidak jenuh ester (Gambar. 1.13). Ini juga telah meningkatkan stabilitas karena konjugasi.

Gambar. 12. (a) π Bonding pada 1,3-butadiena (b) delokalisasi dalam 1,3-butadiena.

Gambar. 13. (a) α, β-tidak jenuh keton, (b) α, β-tidak jenuh ester.

1.2.       HIBRIDISASI SP

1.5.1. Definisi.

           Dalam hibridisasi sp, orbital 2s digabung dengan salah satu orbital 2p (misalnya 2px) untuk
memberikan energi dua orbital hibrida sp yang sama. Hal ini membuat dua orbital 2p terpengaruh (2py dan 2pz) dengan energi sedikit lebih tinggi dari orbital hibridisasi (Gambar 1.14).

Gambar. 1.14. Hibrisasi sp karbon.

1.5.2. Konfigurasi electron.

Untuk karbon, dua elektron yang pertama masuk ke dalam setiap orbital sp menurut aturan Hund sehingga masing-masing orbital elektron tidak berpasangan memiliki electron tunggal. Hal ini membuat dua elektron yang dapat dipasangkan pada setengah penuh orbital sp atau ditempatkan di orbital 2py yang dan 2pz kosong. Perbedaan energi antara orbital kecil dan sehingga lebih mudah elektron untuk masuk ke orbital energi yang lebih tinggi daripada untuk berpasangan. Hal ini menyebabkan dua setengah penuh orbital sp dan dua orbital 2p setengah penuh (Gambar 1.14.), dan empat ikatan yang memungkinkan.

1.2.3.       Geometri.

Orbital 2p yang bentuk dumbbell di bentuk sementara orbital hibridisasi sp adalah cacat dumb bell dengan satu lobus jauh lebih besar dari yang lain. Orbital 2py dan 2pz yang tegak lurus satu sama lain (Gambar 1.15.a). hibridisasi orbital sp menempati ruang yang tersisa dan berada di sumbu x megarah ke arah yang berlawanan (Hanya lobus utama dari orbital sp ditampilkan dengan warna hitam; Gambar. 1.15.b.).

Gambar. 1.15. (a). Orbital 2p dan 2p pada hibridisasi sp karbon; (b) orbital 2p,2p dan hibridisasi pada hibridisasi karbon.

1.2.4.      Alkuna

Mari kita perhatikan ikatan di etuna (Gambar. 1.16) di mana karbon setiap hibridisasi sp. ikatan C- H ikatan kuat σ di mana setiap atom hidrogen menggunakan setengah penuh
orbital 1s untuk ikatan dengan setengah penuh orbital sp pada karbon. orbital Sp tersisa pada karbon masing-masing digunakan untuk membentuk ikatan karbon-karbon kuat σ. Diagram ikatan σ penuh untuk etuna linear (Gambar 1.17.a) dan dapat disederhanakan seperti ditunjukkan (Gambar 1.17.b).

Selanjutnya ikatan ini dimungkinkan karena karbon masing-masing memiliki setengah penuh orbital p. Dengan demikian, orbital 2py dan 2pz dari setiap atom karbon dapat tumpang tindih bersentuhan sisi untuk membentuk dua ikatan π (Gambar. 1.18). Ikatan π dibentuk oleh tumpang tindih orbital 2py digambarkan dalam warna abu-abu gelap. Ikatan π dihasilkan dari tumpang tindih orbital 2pz digambarkan dalam cahaya abu-abu. Alkuna adalah molekul linear dan reaktif karena π ikatan relatif lemah.

Gambar. 1.16. Etuna

Gambar. 1.17. (a). Ikatan sigma pada etuna. (b). Representasi ikatan sigma.

1.2.5.      Golongan Nitril

Teori yang sama tepat dapat digunakan untuk menjelaskan ikatan dalam suatu golongan nitril (C=N) dimana kedua karbon dan nitrogen adalah hibridisasi sp. Diagram tingkat energi yang pada Gambar. 1.17. menunjukkan bagaimana elektron valensi nitrogen diatur setelah hibridisasi sp. Sepasang elektron tunggal menempati salah satu orbital sp, tetapi orbital sp lainnya dapat digunakan untuk ikatan σ kuat. Orbital 2py dan 2pz dapat digunakan untuk dua ikatan π. Gambar. 1.18 merupakan ikatan σ HCN digambarkan sebagai garis dan bagaimana orbital 2p yang tersisa digunakan untuk membentuk dua ikatan π.

Gambar. 1.17. Hibridisasi SP dari nitrogen

Gambar. 1.18. Ikatan π pada HCN

1.3.      IKATAN DAN PUSAT HIBRIDISASI

1.6.1. Ikatan sigma dan phi

Mengidentifikasi ikatan σ dan π dalam molekul (Gambar. 1.19) cukup mudah, cukup ingat aturan berikut:

● seluruh ikatan dalam struktur organik baik sigma ikatan (σ) atau pi (π);

● semua ikatan tunggal adalah ikatan σ;

● semua ikatan rangkap yang terdiri dari satu ikatan σ dan satu ikatan π;

● semua ikatan rangkap tiga yang terdiri dari satu ikatan σ dan dua ikatan π.

Gambar. 1.19.  Contoh - semua ikatan yang ditampilkan adalah sigma ikatan kecuali yang diberi label phi.

1.6.2. Pusat hibridisasi

Semua atom dalam struktur organik (kecuali hidrogen) dapat terjadi hibridisasi sp, sp² atau sp³ (Gambar 1.20). Identifikasi sp, sp2 dan sp3 pusat sederhana cukup dengan ingat aturan berikut:

a.       semua atom dihubungkan oleh ikatan tunggal hibridisasi sp³ (kecuali hidrogen).

b.      kedua atom karbon yang terlibat dalam ikatan ganda dari alkena (C=C) harus hibridisasi sp².

c.       baik karbon atau oksigen dari gugus karbonil (C=O) harus hibridisasi sp².

d.      semua karbon aromatik harus hibridisasi sp².

e.       kedua atom yang terlibat dalam ikatan rangkap tiga harus hibridisasi sp.

f.       hidrogen menggunakan orbital 1s untuk ikatan dan tidak hibridisasi.

 

 Gambar. 1.20. Contoh pusat hibridisasi sp,sp2 dan sp3

            Atom Hidrogen tidak dapat hibridisasi. Mereka hanya dapat ikatan dengan menggunakan orbital s karena ada orbital p ada di lapisan elektron pertama. Karena itu tidak mungkin untuk
hidrogen untuk mengambil bagian dalam ikatan phi. Oksigen, nitrogen dan halogen di sisi tangan lain dapat membentuk orbital hibridisasi yang baik untuk terlibat dalam ikatan atau
memegang pasangan elektron tunggal.

1.3.3.      Bentuk

Bentuk molekul organik dan gugus fungsional adalah  ditentukan oleh hibridisasi dari atom ini. Sebagai contoh, fungsional golongan yang mengandung trigonal planar sp² pusat adalah planar sementara gugus fungsional mengandung sp pusat adalah linear:

a.       Gugus fungsional planar - aldehida, keton, alkena, asam karboksilat, asam  klorida, anhidrida asam, ester, amida, aromatik.

b.      Gugus fungsional linear - alkuna, nitril.

c.       Gugus fungsional dengan karbon tetrahedral - alkohol, eter, alkil halida.

1.6.4. Reaktivitas

Gugus fungsional yang mengandung ikatan π adalah reaktif karena ikatan π lebih lemah
dari ikatan σ dan dapat rusak dengan lebih mudah. Gugus Fungsional kelompok umum yang
mengandung ikatan π adalah cincin aromatik, alkena, alkuna, aldehid, keton, karboksilat asam, ester, amida, asam klorida, anhidrida asam, dan nitril.

Refrensi:

Patrick, G.L, (2005.) “Instan Notes Organic Chemistry Second Edition”, Department of Chemistry and Chemical Engineering, Paisley University, Paisley, Scotland , Bios Scientific Publisher Taylor and Francis Group London and New York, ISBN 0-203-44168-0