Tugas terstruktur 2

TUGAS TERSTRUKTUR
NAMA : SAFITRI TLASIH
NIM :A1C115035

Jelaskan mengapa suatu sikloheksana terdisubtitusi-cis-1,3 lebih stabil dari pada struktur-trans-padanannya?
Tuliskan proyeksi fischer untuk semua konfigurasi yang mungkin dari 2,3,4 pentanatriol. Tunjukkan pasangan-pasangan enantiomernya?


JAWAB:
Terdapat dua bentuk isomer cis- trans , yaitu cis dan trans. Ketika gugus subtituen beroroientasi pada arah yang sama, diastereomer disebut sebagai cis, sedangkan subtituen berorientasi pada arah yag berlawanan,  diastereomersebagai trans. Isomer cis dan trans seringkali memiliki sifat sifat fisika yang berbeda. Perbedaan isomer pada umumnya di sebabkan oleh perbedaan bentuk molekul atau momen dipol secara keseluruhan. Perbedaan isomer cis dan trans juga sangat besar, seperti pada kasus siklooktena. Perbedaan sangat besar antara kedua isomer disebabkan oleh keterikatan cincin yang menyebabkan kurang stabil. Serta titik leleh dan titik didihnya juga mempengaruhi kstabilan pada sikloheksana tersubtitusi 1,3.
Proyeksi fischer adalah sama saja dengan proyeksi ruang wedge line yang diposisikan tegak/vertical. Dapat diputar 180 derajat denga struktur dan konfigurasi absolute yang sama, dengan senyawa asalnya, tetapi bila diputar 90 derajat ata diputar 270 derajat struktur konfigurasi absolutnya akan berbeda dengan senyawa asalnya. Aturan pada proyeksi fischer mengatakan bahwa tangan-tangan yang mendatar(horizontral) berarti diposisikan mengarah/mendekati pengamat. Sedangkan tangan tangan tegak (vertical)terutama yang berada pada ujung molekul, berarti diposisikan menjauh pengamat.

Konfigurasi mutlak dan konfigurasi relatif

Konfigurasi
Konfigurasi didefinisikan sebagai suatu metode untuk menggambarkan susunan ruang tiga dimensi atom atom suatu gugus-gugus pada pusat atom karbon stereogenik (stere; berasal dari bahasa yunani :stereo yang artinya ruang)/ atom C-asimetrik/pusat atom kiral. Untuk itu konfigurasi dibedakan menjadi 2 :
Konfigurasi relatif
Konfigurasi absolute

Konfigurasi relatif
Dikatakan konfigurasi relatif, oleh karena cara penentuannya didasarkan atas perbadingan dengan senyawa pembanding, yaitu D-gliseraldehida dan L-gliseraldehida, untuk senyawa-senyawa golongan karbohidrat/sakarida (OH di sebelah kanan = D dan OH di sebelah kiri), dan D-alanina, untuk senyawa golongan asam amino (NH2 di sebelah kanan = D dan NH2  di sebelah kiri = L). D singkatan dari dextro, dari bahasa latin yang artinya kanan, dan L singkatan dari leuvo juga berasal dari  bahasa latin yang artinya kiri.
Di alam pada umumnya banyak dijumpai asam amino dengan konfigurasi relatif L, sedangka untuk karbohidrat pada umumnya di alam ditemukan dalam bentuk konfigurasi relatif D.

Contoh di atas menunjukkan, bahwa senyawa golongan karbohidrat/sakarida dari kelompok aldosa,yaitu aldopentosa (D-Ribosa dan L-Arabinosa) dan aldoheksosa (D-Glukosa dan L-Mannosa). Berikut ini contoh dari golongan ketosa, yaitu ketopentosa (D-Ribulosa dan D-Ksilulosa) serta contoh asam amino netral (D-Fenilalania dan L-Glutamina), asam amino yang bersifat asam (asam-L-Aspartat) dan asam amoino yang bersifat basa (L-Lisina).
Dalam hal ini karbohidrat/sakarida, maka pusat atom stereogenik yang paling jauh dari gugus aldehida atau gugus karboksilat, itulah yang dibandingkan dengan pusat atom stereogenik dari D- dan L- gliseraldehida. Untukj asam amino rantai terbuka, maka pusat atom karbon stereogenik yang mengandung gugus amina (NH2) dari suatu asam amino, itulah yang dibandingkan dengan D- dan L- alanina.


 konfigurasi absolut
oleh karena adanya keterbatasan dalam penggunaan konfigurasi D dan L, yang hanya dapat diterapkan pada senyawa-senyawa dari golongan karbohidrat dan asam amino saja, sedangkan senyawa organic terdiri dari banyak golongan senyawa, yang tidsak saja mengandung gfugus hidroksi (OH) dan gugus amino (NH2) tetapi juga gugus-gugus yang lain, maka 3 orang ahli kimia, yaitu Chan (dari inggris), ingold (dari Swiss) dan Prelog (juga dari Swiss) mengusulkan cara penentuan konfigurasi atom karbon stereogenik baru, yang didasarkan atas aturan prioritas (priority rule) atau aturan urutan (sequence rule). Aturan tersebut mengatakan bahwa atom-atom utama dari keempat gugus yang terikat langsung dengan pusat atom karbon stereogenik diurutkan atau diprioritaskan berdasarkan nomor atomnya. Atom yang terikat langsung dengan atom karbon stereogenik diberi prioritas sebagai yang paling besar (large =L), berikutnya yang lebih rendah nomor atomnya dari yang L, diberi prioritas sebagai menengah (medium =M), dan yang lebih kecil dari M adalah yang diprioritaskan sebagai kecil (small =S), sedangkan gugus/ atom yang paling kecil diprioritaskan sebagai smallst.
Apabila dalam penentuan prioritas tersebut terdapat atom-atom utama yang mempunyai nomor atom yang sama, maka harus di lakukan penentuan prioritas terhadap atom kedua dan berikutnya yang terikat pada atom utama tersebut (misal OCH, dengan OH, CH3 C2H5 atau  dengan  C3H7, CHO dengan COOH atau dengan COOR atau dengan CONH2), sehingga dapat diperoleh urutan prioritas ; L(1)>M(2)>S(3) dan seterusnya. Aturan tersebut juga memprioritaskan ikatan rangkap 3> ikatan rangkap 2 > ikatan tunggal >pasangan electron bebas, namun demikian atom lebih diprioritaskan dari pada ikatan rangkap tiga atau rangkap dua, seperti misalnya C-O-C lebih diprioritaskan dari pada C=C atau . Selain itu, - CH2 di dalam cincin/lingkar, lebih diprioritaskan dari pada –CH2 atau –CH3 di luar cincin/lingkar untuk menentukan konfigurasi absolut dari suatu senyawa yang bersifat optis aktip, maka ada 2 cara :
Untuk senyawa optic aktip rantai terbuka (asiklis) yag hanya mempunyai sebuah pusat atom karbon stereogenik, maka senyawa oktif aktip tersebut diposisikan memiliki geometri tetrahedral, dimana gugus yang paling kecil diletakkan paling atas, sedangkan gugus atom L(1),M(2) dan S(3), membentuk tangan kanan atau tangan kiri yang dikepalkan dengan ibu jari mengarah keatas. Apabila sekarang diurutkan arah 1(2(3 sesuai dengan arah kepalan tangan kanan (dari pangkal ibu jari kea rah ibu jari yang lain), maka dikatakan senyawa optis aktip tersebut mempunyai konfigurasi absolut R (rectus,dari bahasa yunani yang artinya kanan). Sebaliknya, bila urutan 1(2(3--> tersebut sesuai dengan kepalan tanga kiri, maka senyawa optis tersebut dikatakan mempunyai konfigurasi absolute S (sinister, dari bahasa latin yang artinya kiri).




Untuk senyawa oktif aktip, baik yang hanya mempunyai sebuah pusat atom karbon stereogenik atau mempunyai lebih dari sebuah pusat atom karbon stereogenik, baik dengan struktur rantai  terbuka (asiklik) maupun dengan struktur rantai lingkar (siklis), maka langkah pertama yang harus dilakukan juga seperti halnya cara 1, yaitu menentukan keempat gugus/atom yag terikat langsung dengan pusat atom karbon stereogenik tersebut, berdasarkan nomor atomnya, massa L,M,S, dan seterusnya. Untuyk menentukan konfigurasi absolutnya,maka gugus atau atom yang diaggap paling kecil. Memegang peranan yang sangat penting,karena posisi pengamat atau orang yang akan menentukan konfigurasi absolut, harus berlawanan posisinya. Selanjutnya pengamat harus membayangkan bahwa di depan senyawa optis aktip yang akan ditentukan konfigurasi absolutnya terdapat jam dinding ata jam tangan. Apabila arah urutan L(M(S sesuai dengan arah putaran jarum jam (clock way), maka arah dikatakan bahwa pusat atom karbon stereogrenik tersebut mempunyai konfigurasi absolut R, dan sebaliknya, apabila arah urutannya L(M(S berlawanan dengan arah perputaran jarum jam, maka dikatakan bahwa pusat atom karbon stereogenik tersebut mempunyai konfigurasi S.

Stereokimia

Stereoisomer adalah molekul-molekul yang mempunyai rumus molekul dan konektivitas sama tetapi berbeda posisi atom-atom penyusunnya atau bentuk tiga dimensi susunannya. Sedangkan Stereokimia adalah studi mengenai molekul-molekul dalam ruang tiga dimensi-yakni bagaimana atom-atom dalam sebuah molekul ditata dalam ruangan satu relatif terhadap yang lain.
 Hidrokarbon jenuh/tersaturasi (alkana) adalah hidrokarbon yang paling sederhana. Hidrokarbon ini seluruhnya terdiri dari ikatan tunggal dan terikat dengan hidrogen. Rumus umum untuk hidrokarbon tersaturasi adalah CnH2n+2. Hidrokarbon jenuh merupakan komposisi utama pada bahan bakar fosil dan ditemukan dalam bentuk rantai lurus maupun bercabang. Hidrokarbon dengan rumus molekul sama tapi rumus strukturnya berbeda dinamakan isomer struktur.
Model tiruan dari molekul metana, CH4. Metana merupakan salah satu contoh hidrokarbon yang masuk dalam kategori alkana, hanya mempunyai 1 jenis ikatan saja.
 Hidrokarbon tak jenuh/tak tersaturasi adalah hidrokarbon yang memiliki satu atau lebih ikatan rangkap, baik rangkap dua maupun rangkap tiga. Hidrokarbon yang mempunyai ikatan rangkap dua disebut dengan alkena, dengan rumus umum CnH2n] Hidrokarbon yang mempunyai ikatan rangkap tiga disebut alkuna, dengan rumus umum CnH2n-2.
Variasi struktur senyawa organik:
Variasi jenis dan jumlah atom penyusun molekul
Variasi urutan atom yang terikat satu sama lain dalam suatu molekul
Variasi penataan atom penyusun molekul dalam ruang 3 dimensi yang dikarenakan ketegarannya (rigidity) dalam molekul
Jenis Jenis Isomer
    Isomer adalah senyawa yang memiliki rumus molekul yang sama, tetapi strukturnya berbeda. Isomer diklasifikasikan menjadi dua, yaitu:
Isomer struktur : isomer rantai, isomer posisi, dan isomer fungsi.
Isomer ruang    : isomer geometri dan isomer optik.
1).   Isomer Rantai
  Isomer rantai adalah isomer zat-zat yang disebabkan oleh perbedaan susunan rantai karbon. Contoh: n-pentana dan 2-metilbutana   CH3 --- CH2 --- CH2 --- CH2 --- CH3                CH3 --- CH --- CH2 --- CH3                                                                                              |                                                                                           CH3

2).  Isomer Posisi        Isomer posisi adalah isomer zat-zat yang disebabkan oleh perbedaan letak gugus fungsi. Contoh: 2-kloropentana dan 3-kloropentana  CH3 --- CH --- CH2 --- CH2 --- CH3                  CH3 --- CH2 --- CH --- CH2 --- CH3                  |                                                                                             |
              Cl                                                                                         Cl

3).   Isomer Fungsi      Isomer fungsi adalah isomer zat-zat yang berbeda golongan. Keisomeran fungsi terjadi karena perbedaan gugus fungsi diantara senyawa yang mempunyai rumus molekul sama. Misalnya, alkohol dengan eter atau aldehida dengan keton atau asam karboksilat dengan ester atau alkuna dengan alkadiena. Contoh: 1-butanol dan etoksietana  CH3 --- CH2 --- CH2 --- CH2 --- OH                  CH3 --- CH2 --- O --- CH2 --- CH3 propanal dan propanon asam butanoat dan etil etanoat

4).   Isomer Geometri     Keisomeran geometri tergolong keisomeran ruang. Senyawa-senyawa yang berisomer ruang mempunyai rumus molekul dan struktur yang sama. Keisomeran tersebut terjadi karena perbedaan konfigurasi molekul (perbedaan susunan ruang atom-atom dalam molekul). Keisomeran geometri terdapat dalam senyawa yang molekulnya mempunyai bagian yang kaku, seperti ikatan rangkap. Keisomeran geometri mempunyai dua bentuk yang dinamai dengan cis dan trans.
Cis (terletak pada sisi yang sama
Trans ( terletak pada sisi yang bersebrangan                       A           A                                 A          B                        \          /                                     \          /                         C = C                                        C = C                        /         \                                      /         \                      B         B                                   B         A                     bentuk cis                                bentuk trans       Jadi, isomer geometri hanya dimiliki oleh ikatan rangkap yang mengikat dua jenis gugus secara simetris. Ada dua bentuk isomer geometri, yaitu sebagai berikut. Contoh:                      CH3      CH3                             CH3      H                        \          /                                     \          /                         C = C                                        C = C                        /         \                                      /         \                      H         H                                  H       CH3                    cis 2-butena                             trans 2-butena
Cis daan trans memiliki orientasi yang berbeda, sehingga dapat dibedakan.
5).   Isomer Optik        Isomer optik hanya dimiliki oleh zat yang mengandung atom C asimetrik atau atom C kiral, yaitu atom C yang mengikat empat jenis gugus berbeda-beda.       Untuk lebih memahami kiralitas, coba lekatkan tangan kananmu ke cermin. Bayangan cermin tangan kiri akan mirip dengan tangan kanan. Jika tangan kanan kamu tadi dihimpitkan dengan bayangan cermin dengan hadapan yang sama, ibu jari akan berhimpit dengan kelingking. Artinya, benda yang tidak dapat dihimpitkan dengan bayangan cerminnya disebut kiral.        Zat-zat yang mengandung atom C asimetrik mempunyai sifat optis-aktif, yaitu dapat memutar bidang cahaya yang terpolarisasi. Ada dua bentuk isomer optik, yaitu: a. bentuk dekstro (d) : memutar ke kanan b. bentuk levo (v)      : memutar ke kiri       Pada beberapa senyawa, atom C asimetris yang dimiliki oleh senyawa itu lebih dari satu. Umumnya, semakin banyak atom C asimetris, semakin aktif secara biologis senyawa itu pada turunan yang sama. Misalnya, senyawa glukosa memiliki empat atom C kiral sehingga glukosa dikenal dengan gula invert.

Oksidasi  terdiri dari 3 batasan:
Pengikatan oksigen
Pertambahan bilangan oksidasi atau pelepasan elektron
Pelepasan hydrogen atau kehilangan hidrogen

Isomer struktur senyawa hidrokarbon dan sistem nomenklatur

Sistem nomen klatur
setiap molekul organik dalam penamaannya terdiri:
Prefix, menunjukkan posisi dan jenis substituent untuk cabang
Locant, menunjukkan lokasi gugus fungsi primer
Parent, menunjukkan jumlah karbon  pada rantai terpanjang atom karbon
Suffix, menunjukkan jenis gugus fungsinya

Nama Alkana Berdasarkan Jumlah Atom C

C1H4
Metana

C2H6
Etana

C3H8
Propana

C4H10
Butana

C5H12
Pentana

C6H14
Heksana

C7H16
Heptana

C8H20
Oktana

C9H22
Nonana

C10H24
Dekana

 Penggunaan nama-nama tidak hanya pada Alkana saja, tetapi juga pada Alkil (rantai cabang), Alkena, Alkuna dan gugus fungsi hidrokarbon lainnya. Cabang pada rantai utama suatu Hidrokarbon, disebut Alkil, dan memiliki nama IUPAC menyerupai Alkana, tetapi dengan akhiran '-il', contoh: Metil, Butil, Propil, dll
Nama Alkana Berdasarkan Jumlah Atom C lebih dari 10

C11H24
Andekana

C12H26
Dodekana

C13H28
Tridekana

C14H30
Tetradekana

C15H32
Pentadekana

C16H34
Heksadekana

C17H36
Heptadekana

C18H40
Oktadekana

C19H42
Nonadekana

C20H44
Ikosana

 Contoh Senyawa Alkana dan Penamaannya:


2. Ingat Urutan Penamaan
Urutan penamaan pada alkana ialah mengikuti aturan berikut: yang pertama(paling kiri) menyatakan posisi rantai Cabang, kemudian jenis/nama cabang, diikuti dengan posisi gugus fungsi, setelah itu rantai utamanya, diikuti dengan jenis gugus fungsinya. Berikut keterangannya:

3. Cara Termudah Menentukan Tata Nama Alkana
Untuk rantai karbon sederhana, Ikuti cara berikut ini:
Cari rantai terpanjang dari alkana (rantai utama)
Tentukan cabang dari alkana (alkil group)
Beri Nomor rantai utama dari yang paling dekat dengan cabang
Gunakan Kapital untuk huruf pertama saja.
Tuliskan dengan tanda koma dan hypen(-) sesuai kebutuhan
Isomer struktural
Isomer struktural adalah senyawa dari rumus kimia yang sama yang memiliki struktur dan sifat yang berbeda didasarkan pada bagaimana konstituen atom mereka diurut. Dibedakan berdasarkan sifat fisik dan kimianya
Berdasarkan titik didihnya yang mempunyai titik didih yang  paling tinggi adalah isomer mempunyai rantai yang lurus. Tetapi dalam kstabilannya yang bercabang akan lebih reaktif.
 Isomer structural dapat dibedakan menjadi:
Isomer rantai
Isomer rantai adalah isomer-isomer yang berbeda pada struktur rantai C
Isomer posisi
Isomer posisi adalah isomer-isomer yang mempunyai rantai sama, tetapi berbeda letak pada atom atau substituent.
2) Heksena (C6H12)
CH2= CH - CH2 - CH2 - CH2 -CH3                         1-heksena
CH2- CH= CH2 - CH2 - CH2 -CH3                                2-heksena  


3) Butuna  (C4H6)
CH C-CH2-CH3                           1-butuna
CH3-C C-CH3                              2-butuna


Isomer gugus fungsi
Isomer gugus fungsi adalah isomer-isomer yang berbeda gugus fungsinya.
Contoh:
Etanol (C-C-OH)
Titik didihnya tinggi
Lebih polar
Reaktif
     Dimetil eter
Titik didihnya rendah
Non polar
aktif

Metameri
Metameri adalah isomer-isomer yang berbeda pada gugus alkilnya.

Isomer pada alkana titik didih yang bercabang lebih rendah
Pertanyaan :
Mengapa sudut H-C-C lebih besar di bandingkan H-C-H?
5. Hubungan Hibridisasi dengan Sudut
1. Atom Karbon
a. Hibridisasi sp3
Atom larbon memiliki dua orbital (2s dan 2p) untuk membentuk ikatan, artinya jika bereaksi dengan hidrogen maka akan terbentuk dua ikatan C-H. Faktanya, atom karbon membentuk empat ikatan C-H dan menghasilkan molekul metana dengan bentuk bangun ruang tetrahedron. Linus Pauling (1931) menjelaskan secara matematis bagaimana orbital s dan tiga orbital p berkombinasi atau terhibridisasi membentuk empat orbital atom yang ekuivalen dengan bentuk tetrahedral. Orbital yang berbentuk tetrahedral disebut dengan
hibridisasi sp3.
Pada posisi tereksitasi, karbon memiliki empat elektron tak berpasangan dan dapat membentuk empat ikatan dengan hidrogen. Meskipun membutuhkan energi sebesar 96 kkal/mol untuk mengeksitasi satu elektronnya terlebih dahulu, ikatan yang terbentuk dengan H (pada CH4) jauh lebih stabil dibandingkan ikatan C-H pada
molekul CH2. Ikatan C-H pd metana memiliki kekuatan ikatan 104 kkal/mol dengan panjang ikatan 1.10 A. sudut ikatan H-C-H sebesar 109.5 derajat.

b. Hibridisasi sp2; Orbital dan Struktur Etilen
Ketika kita membentuk orbital hibridisasi sp3 untuk menjelaskan ikatan dalam metana, pertama kali yang dilakukan adalah mempromosikan satu elektron dari orbital 2s ke excited state menghasilkan empat elektron tak berpasangan. Hibridisasi sp2 terjadijika satu elektron tereksitasi ke orbital p. Akibatnya, atom karbon yang terhibridisasi sp2 hanya dapat membentuk tiga ikatan sigma dan satu ikatan pi. Ikatan pi terjadi sebagai akibat dari tumpang tindih elektron pada orbital 2p-2p. Dua atom karbon sp2 dapat saling membentuk ikatan yang kuat, mereka membentuk ikatan sigma melalui overlap orbital sp2-sp2. Kombinasi ikatan sigma sp2-sp2 dan ikatan pi 2p-2p menghasilkan bentuk ikatan rangkap karbon-karbon. Bentuk bangun ruang dari
ikatan atom karbon yang terhibridisasi sp2 adalah trigonal planar.

c. Hibridisasi sp
Atom karbon memiliki kemampuan membentuk tiga macam ikatan, yaitu ikatan tunggal, rangkap dua dan rangkap tiga. Asetilena, C2H2, contoh paling sederhana dari ikatan karbon-karbon rangkap tiga. Di samping dapat berkombinasi dengan dua atau tiga orbital p, hibrida orbital 2s juga dapat berkombinasi dengan satu orbital p. Orbital sp memiliki bangun ruang linear dengan sudut ikatan HC-C sebesar 180 derajat yang telah terverifikasi dari hasil eksperimental. Panjang ikatan hidrogen-karbon sebesar 1.06A dan panjang ikatan
karbon-karbon adalah 1.20 A.

2. Atom Nitrogen
Ikatan kovalen tidak hanya terbentuk dalam senyawa karbon, tetapi juga dapat dibentuk oleh atom-atrom lain. Semua ikatan kovalen yang dibentuk oleh unsur-unsur dalam tabel periodik dapat dijelaskan dengan orbital hibrida. Secara prinsip, pembentukan hibrida sama dengan pada atom karbon. Sudut ikatan yang terbentuk adalah 107.3 derajat, mendekati sudut tetrahedral (109.5 derajat). Nitrogen memiliki lima elektron pada kulit terluarnya.

3. Atom Oksigen
Elektron pada ground-state atom oksigen memiliki konfigurasi:
1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1, dan oksigen merupakan atom divalen. Dengan melihat konfigurasi elektronnya, dapat diprediksi bahwa oksigen mampu membentuk dua ikatan sigma karena pada kulit terluarnya terdapat dua elektron tak berpasangan (2py dan 2pz). Air adalah contoh senyawa yang mengandung oksigen sp3.
sudut ikatan yang terbentuk sebesar 104.5 derajat diperkirakan bahwa orbital dengan pasangan elektron bebas menekan sudut ikatan H-O-H, sehingga sudut yang terbentuk lebih kecil dari sudut ideal (109.5derajat ), seperti halnya pasangan elektron bebas dalam ammonia menekan sudut ikatan H-N-H.

4. Ikatan Alkena
dengan bahasa ikatan valensi, atom karbon terhibridisasi sp2 dan memiliki tiga orbital hibrid yang ekuivalen. Sudut ikatan yang terbentuk adalah 120 derajat satu terhadap yang lainnya. Kedua, dengan bahasa orbital molekul, interaksi antara orbital p memicu pembentukan satu orbital ikatan dan satu orbital anti ikatan pi.

5. Ikatan Alkuna
Ikatan rangkap tiga dihasilkan dari interaksi karbon-karbon yang terhibridisasi sp. Ketika dua atom karbon yang terhibridisasi sp saling berinteraksi maka akan terbentuk satu ikatan σ dan dua ikatan π. Telah diketahui bahwa sudut ikatan pada karbon yang terhibridisasi sp adalah 180 derajat, dengan demikian, asetilena C2H2, adalah molekul linear dengan sudut ikatan H-C-C sebesar 180 derajat.

KLASIFIKASI SENYAWA ORGANIK

Hidrokarbon adalah sebuah senyawa yang terdiri dari unsur karbon (C) dan hidrogen (H). Seluruh hidrokarbon memiliki rantai karbon dan atom-atom hidrogen yang berikatan dengan rantai tersebut.

Jenis hidrokarbon

·         Hidrokarbon aromatik, mempunyai setidaknya satu cincin aromatik

·         Hidrokarbon alisiklik, hidrokarbon ini membentuk rantai c tertutup (lingkar)

·         Hidrokarbon alifatik, hidrokarbon ini membentuk rantai C terbuka, dan yang masuk dalam hal ini adalah alkana, alkena dan alkuna

·         Hidrokarbon jenuh, juga disebut alkana, yang tidak memiliki ikatan rangkap atau aromatik.

·         Hidrokarbon tak jenuh, yang memiliki satu atau lebih ikatan rangkap antara atom-atom karbon, yang dibagi menjadi:

Ø  Alkena

Ø  Alkuna

1.       Alkana (parafin) CnH2n+2

Senyawa alkana merupakan senyawa hidrokarbon yang hanya mengandung ikatan tunggal (ikatan sigma) sehingga jumlah atom H nya maksimal. Senyawa jenis ini pada umumnya stabil, kereaktifanya rendah affinitas kecil (sedikit gaya gabung) Sukar bereaksi sehingga di sebut parafin. Termasuk kedalam hibridisasi sp³ memiliki bangun molekol tetrahedral. Di dalam senyawa alkana, ikatan kimianya adalah kovalen murni sehingga ada pusat yang kaya atau kekurangan elekron, maka semua reaksinya hanya melalui reaksi substitusi radikal bebas. Senyawa alkana adalah senyawa yang susah di putus ikatannya, hanya bisa diputuskan dan di radikalisasi dengan peroksida dan halogen.

Ø  Sifat-sifat Alkana

·         Bentuk Alkana dengan rantai C1 – C4 pada suhu kamar adalah gas, C4 – C17  pada suhu adalah cair dan > C18  pada suhu kamar adalah padat

·          Titik didih makin tinggi bila unsur C nya bertambah...dan bila jumlah atom C sama maka yang bercabang mempunyai titik didih yang lebih rendah

·         Sifat kelarutan : mudah larut dalam pelarut non polar

·         Massa jenisnya naik seiring dengan penambahan jumlah unsur C

·          Merupakan sumber utama gas alam dan petrolium (minyak bumi)

Sifat-sifat deret homolog alkana :

o Mempunyai sifat kimia yang mirip

o Mempunyai rumus umum yang sama

o Perbedaan Mr antara 2 suku berturutannya sebesar 14

o Makin panjang rantai karbon, makin tinggi titik didihnya

n    Rumus                     Nama

1.     CH4                      =   metana

2 .    C2H6                    =   etana

3 .     C3H8                   =   propana

4.      C4H10                 =   butana

5.      C5H12                 =   pentana

6.      C6H14                 =   heksana

7.      C7H16                 =   heptana

8.      C8H18                 =   oktana

9.      C9H20                 =   nonana

10.    C10H22               =   dekana

11.    C11H24               =   undekana

12.    C12H26               =   dodekana

Kegunaan alkana, sebagai :

• Bahan bakar

• Pelarut

• Sumber hidrogen

• Pelumas

• Bahan baku untuk senyawa organik lain

·         Bahan baku industri

2.       Alkena (Olefin) CnH2n

merupakan senyawa hidrokarbon tak jenuh yang memiliki 1 ikatan rangkap 2 (-C=C-). Senyawa alkena mempunyai kekurangan atom C dan H, jika dibandingkan dengan hidrokarbon (alkana). Bila 2 atom membentuk 2 ikatan kovalen satu sama lain , dengan masing-masing memberikan sepasang elektro yang di pergunakan bersama-sama,maka akan terjadi ikatan rangkap 2. Yang terdiri dari sebuah ikatan sigma dan sebuah ikatan π.

Sifat-sifat Alkena

·         Hidrokarbon tak jenuh ikatan rangkap dua

·          Alkena disebut juga olefin (pembentuk minyak)

·           Sifat fisiologis lebih aktif (sbg obat tidur --> 2-metil-2-butena)

·           Sifat sama dengan Alkana, tapi lebih reaktif

·         Sifat-sifat : gas tak berwarna, dapat dibakar, bau yang khas, eksplosif dalam udara (pada konsentrasi 3 – 34 %)

·         Terdapat dalam gas batu bara biasa pada proses “cracking”

·          

Kegunaan Alkena sebagai :

·         Dapat digunakan sebagai obat bius (dicampur dengan O2)

·         Untuk memasakkan buah-buahan

·         bahan baku industri plastik, karet sintetik, dan alkohol.

3.       Alkuna CnH2n-2

merupakan senyawa hidrokarbon tak jenuh yang memiliki 1 ikatan rangkap 3  (–C≡C–). Sifat-nya sama dengan Alkena namun lebih reaktif dan lebih bersifat asam. Senyawa ini terdiri dari sebuah ikatan sigma dan dua buah ikatan π.

Kegunaan Alkuna sebagai  :

·         etuna (asetilena = C2H2) digunakan untuk mengelas besi dan baja

·           untuk penerangan

·         Sintesis senyawa lain.

Safitri tlasih

TUGAS TERSTRUKTUR KIMIA ORGANIK
NAMA : SAFITRI TLASIH
NIM : A1C115035
Menurut Louis De Broglie bahwa elektron mempunyai sifat gelombang sekaligus juga partikel. Jelaskan keterkaitannya dengan teori mekanika kuantum dan teori orbital molekul
Bila absorpsi sinar UV oleh ikatan rangkap menghasilkan promosi elektron ke orbital yang berenergi lebih tinggi. Transisi elektron manakah memerlukan energi terkecil bila sikloheksena berpindah ke tingkat tereksitasi

JAWABAN:
Hipotesis Louis de Broglie dan azas ketidakpastian dari Heisenberg merupakan dasar dari model Mekanika Kuantum (Gelombang) yang dikemukakan oleh ERWIN SCHRODINGER pada tahun1927, yang mengajukan konsep orbital untuk menyatakan kedudukan elektron dalam atom. Orbital menyatakan suatu daerah dimana elektron paling mungkin (peluang terbesar) untuk ditemukan. Schrodinger sependapat dengan Heisenberg bahwa kedudukan elektron dalam atom tidak dapat ditentukan secara pasti, namun yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron pada suatu titik pada jarak tertentu dari intinya. Ruangan yang memiliki kebolehjadian terbesar ditemukannya elektron disebut Orbital. Dalam mekanika kuantum, model orbital atom digambarkan menyerupai “awan”. Beberapa orbital bergabung membentuk kelompok yang disebut Subkulit.Persamaan gelombang ( Ψ= psi) dari Erwin Schrodinger menghasilkan tiga bilangan gelombang (bilangan kuantum) untuk menyatakan kedudukan (tingkat energi, bentuk, serta orientasi) suatu orbital, yaitu: bilangan kuantum utama (n), bilangan kuantum azimut (l) dan bilangan kuantum magnetik (m). Pada tahun 1924, Louis de Broglie, seorang ahli fisika dari prancis mengemukakan hipotesis tentang gelombang materi. Gagasan ini adalah timbal balik daripada gagasan partikel cahaya yang dikemukakan Max Planck. Louis de Broglie meneliti keberadaan gelombang melalui eksperimen difraksi berkas elektron. Dari hasil penelitiannya inilah diusulkan “materi mempunyai sifat gelombang di samping 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. Pertikel yang bergerak memiliki sifat gelombang. Fakta yang mendukung teori ini adalah petir dan kilat. Kilat akan lebih dulu terjadi daripada petir. Kilat menunjukan sifat gelombang berbentuk cahaya, sedangkan petir menunjukan sifat pertikel berbentuk suara.Louis Victor de Broglie : menyatakan bahwa materi mempunyai dualisme sifat yaitu sebagai materi dan sebagaigelombangPada tahun 1924, Louis de Broglie, menjelaskan bahwa cahaya dapat berada dalam suasana tertentu yang terdiri dari partikel-partikel, kemungkinan berbentuk partikel pada suatu waktu sehingga untuk menghitung panjang gelombang.  Hipotesis de Broglie terbukti benar dengan ditemukannya sifat gelombang dari elektron. Elektron mempunyai sifat difraksi seperti halnya sinar–X. Sebagai akibat dari dualisme sifat elektron sebagai materi dan sebagai gelombang, maka lintasan elektron yang dikemukakan Bohr tidak dapat dibenarkan. Gelombang  tidak bergerak menurut suatu garis, melainkan menyebar pada suatu daerah tertentu. Partikel yang bergerak memiliki sifat gelombang. Fakta yang mendukung teori ini adalah petir dan kilat. Kilat akan lebih dulu terjadi daripada petir. Kilat menunjukan sifat gelombang berbentuk cahaya, sedangkan petir menunjukan sifat pertikel berbentuk suara. Hipotesis de Broglie dibuktikan oleh C. Davidson an LH Giermer (Amerika Serikat) dan GP Thomas (Inggris). Berkaitan dengan dualisme sifat elektron, Werner Heisenberg menyimpulkan suatu keterbatasan dalam menentukan posisi dan momentum elektron dalam atom, yang dikenal sebagai Asas Ketidakpastian (Uncertainty Principle) pada tahun 1927. Heisenberg merumuskan Asas Ketidakpastian di Institut Niels Bohr di Copenhagen, sambil berpikir membuat fondasi matematika untuk Teori Atom Mekanika Kuantum. Saat pengajaran di Chicago, Heisenberg merumuskan teorinya sebagai berikut.
Δ x . Δ p  ≥ h   Menurut Heisenberg, tidaklah mungkin menentukan posisi dan momentum elektron secara bersamaan dengan ketelitian tinggi. Jika suatu  eksperimen dirancang untuk menentukan posisi  elektron, maka ketidakpastian momentum elektron akan semakin besar (penentuan momentum menjadi tidak akurat). Jika suatu eksperimen dirancang untuk menentukan momentum elektron, maka ketidakpastian posisi elektron akan semakin besar (penentuan posisi menjadi tidak akurat). Hal ini dapat diatasi jika pengamatan dilakukan oleh 2 orang secara bersamaan.  Orang pertama merancang eksperimen untuk menentukan posisi elektron, dan orang kedua merancang eksperimen untuk menentukan momentum elektron yang sama.Teori atom mengalami perkembangan mulai dari teori atom John Dalton, Joseph John Thomson, Ernest Rutherford, dan Niels Henrik David Bohr. Perkembangan teori atom menunjukkan adanya perubahan konsep susunan atom dan reaksi kimia antaratom.  Kelemahan model atom yang dikemukakan Rutherford disempurnakan oleh Niels Henrik David Bohr. Bohr mengemukakan gagasannya tentang penggunaan tingkat energi elektron pada struktur atom. Model ini kemudian dikenal dengan model atom Rutherford-Bohr. Tingkat energy elektron digunakan untuk menerangkan terjadinya spektrum atom yang dihasilkan oleh atom yang mengeluarkan energi berupa radiasi cahaya. Penjelasan mengenai radiasi cahaya juga telah dikemukakan oleh Max Planck pada tahun 1900. Ia mengemukakan teori kuantum yang menyatakan bahwa atom dapat memancarkan atau menyerap energi hanya dalam jumlah tertentu (kuanta). Jumlah energi yang dipancarkan atau diserap dalam bentuk radiasi elektromagnetik disebut kuantum. Dengan Teori Kuantum, kita dapat mengetahui besarnya radiasi yang dipancarkan maupun yang diserap. Selain itu, Teori Kuantum juga bisa digunakan Salah satu alasan atom hidrogen digunakan sebagai model atom Bohr adalah karena hidrogen mempunyai struktur atom yang paling sederhana (satu proton dan satu elektron) dan menghasilkan spektrum paling sederhana. Model atom hidrogen ini disebut solar system (sistem tata surya), di mana electron dalam atom mengelilingi inti pada suatu orbit dengan bentuk, ukuran, dan energi yang tetap. Semakin besar ukuran suatu orbit, semakin besar pula energi elektronnya. Keadaan ini dipengaruhi oleh adanya gaya tarik-menarik antara proton dan elektron. Pada atom hidrogen, elektron berada pada orbit energi terendah (n = 1). Jika atom bereaksi, elektron akan bergerak menuju orbit dengan energy yang lebih tinggi (n = 2, 3, atau 4). Pada saat atom berada pada orbit dengan energi yang lebih tinggi, atom mempunyai sifat tidak stabil yang menyebabkan elektron jatuh ke orbit yang memiliki energi lebih rendah. Perpindahan tersebut menjadikan electron mengubah energinya dalam jumlah tertentu. Besar energi tersebut sama dengan perbedaan energi antarkedua orbit yang dilepaskan dalam bentuk foton dengan frekuensi tertentu. Meskipun teori atom Niels Bohr mampu menerangkan spektrum gas hidrogen dan spektrum atom berelektron tunggal (seperti He+ dan Li2+), tetapi tidak mampu menerangkan spektrum atom berelektron lebih dari satu. Oleh karena itu, dibutuhkan penjelasan lebih lanjut mengenai gerak partikel (atom). Pada tahun 1924, ahli fisika dari Perancis bernama Louis de Broglie mengemukakan bahwa partikel juga bersifat sebagai gelombangBerdasarkan persamaan de Broglie, diketahui bahwa teori atom Bohr memiliki kelemahan. Kelemahan itu ada pada pernyataan Bohr yang menyebutkan bahwa elektron bergerak mengelilingi inti atom pada lintasan tertentu berbentuk lingkaran. Padahal, elektron yang bergerak mengelilingi inti atom juga melakukan gerak gelombang. Gelombang tersebut tidak bergerak sesuai garis, tetapi menyebar pada suatu daerah tertentu. Selanjutnya, pada tahun 1927, Werner H        eisenberg menyatakan bahwa kedudukan elektron tidak dapat diketahui dengan tepat. Oleh karena itu, ia menganalisis kedudukan elektron (x) dengan momentum electron (p) untuk mengetahui kedudukan elektron.  Hasil analisis Heisenberg, yaitu selalu terdapat ketidakpastian dalam menentukan kedudukan elektron yang dirumuskan sebagai hasil kali ketidakpastian kedudukan x dengan momentum p. Satu hal yang perlu diingat adalah hasil kali keduanya harus sama atau lebih besar dari tetapan PlanckSelain Werner Heisenberg, ada juga ilmuwan yang menunjukkan kelemahan teori atom Bohr.  Pada tahun 1927, Erwin Schrodinger menyempurnakan teori atom yang disampaikan oleh Bohr. Dari penyelidikan terhadap gelombang atom hidrogen, Schrodinger menyatakan bahwa elektron dapat dianggap sebagai gelombang materi dengan gerakan menyerupai gerakan gelombang. Teori ini lebih dikenal dengan mekanika gelombang (mekanika kuantum). Teori model atom Schrodinger memiliki persamaan dengan model atom Bohr berkaitan dengan adanya tingkat energi dalam atom. Perbedaannya yaitu model atom Bohr memiliki lintasan elektron yang pasti. Sedangkan pada model atom Schrodinger, lintasan elektronnya tidak pasti karena menyerupai gelombang yang memenuhi ruang (tiga dimensi). Fungsi matematik untuk persamaan gelombang dinyatakan sebagai fungsi gelombang [ dibaca psi (bahasa Yunani)] yang menunjukkan bentuk dan ener gi gelombang elektron. Berdasarkan teori yang disampaikan oleh Schrodinger, diketahui bahwa elektron menempati lintasan yang tidak pasti sehingga electron berada pada berbagai jarak dari inti atom dan berbagai arah dalam ruang. Jadi, daerah pada inti atom dengan kemungkinan terbesar ditemukannya elektron dikenal sebagai orbital.
2. Energi yang dimiliki sinar UV mampu menyebabkan perpindahan elektron (promosi elektron) atau yang disebut transisi elektronik. Transisi elektronik dapat diartikan sebagai perpindahan elektron dari satu orbital ke orbital yang lain. Disebut transisi elektronik karena elektron yang menempati satu orbital dengan energi terendah dapat berpindah ke orbital lain yang memiliki energi lebih tinggi jika menyerap energi, begitupun sebaliknya elektron dapatberpindah dari orbital yang memiliki energi lebih rendah jika melepaskan energi. Energi yang diterima atau diserap berupa radiasi elektromagnetik. Berdasarkan mekanika kuantum transisi elektronik yang dibolehkan atau tidak dibolehkan (terlarang) disebut kaidah seleksi. Berdasarkan kaidah seleksi, suatu transisi elektronik termasuk:
1. Transisi diperbolehkan bila nilai ε sebesar 103 sampai 106.
2. Transisi terlarang bila nilai ε sebesar 10-3 sampai 103.
Selain dengan melihat harga ε kaidah seleksi dapat dapat dinyatakan dengan simetri dan spin. Berdasarkan simetri dan spin suatu transisi elektronik diperbolehkan bila:
1. Berlangsung antara orbital-orbital dalam bidang yang sama.
2. Selama transisi orientasi spin harus tetap.
Dalam satu molekul terdapat dua jenis orbital yakni Orbital Ikatan (bonding orbital) dan Orbital Anti-ikatan (antibonding orbital). Orbital ikatan di bagi menjadi beberapa jenis yakni orbital ikatan sigma (σ, = ikatan tunggal) dan orbital phi (π, = ikatan rangkap), sedangkan orbital nonikatan berupa elektron bebas yang biasanya dilambangkan dengan n. Orbital nonikatan umumnya terdapat pada molekul-molekul yang mengandung atom nitrogen, oksigen, sulfur dan halogen. Orbital ikatan sigam (σ) dan orbital phi (π) terbentuk karena terjadinya tumpang tindih dua orbital atom atau orbital-orbital hibrida. Dari dua orbital atom dapat dibentuk dua orbital molekul yakni orbital ikatan dan orbital anti ikatan.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. Energi yang diperlukan untuk menyebabkan terjadinya transisi berbeda antara transisi satu dengan transisi yang lain. Transisi σ ke σ* memerlukan energi paling besar, sedangkan energi terkecil diperlukan untuk transisi dari n ke π. Untuk memberikan gambaran dan memudahkan pemahaman tentang jenis transisi beserta perbandingan energi yang diperlukan dapat dilihat pada gambar berikut:


Pada gambar di atas transisi dari σ ke π* sebenarnya tidak ada. Transisi demikian dapat pula terjadi tapi sangat kecil sehingga tidak dapat diamati pada spektrum atau spektra. Karena bertolak belakang dengan kaidah seleksi.Pada setiap jenis transisi elektronik yang terjadi, terdapat karakter dan melibatkan energi yang berbeda. Suatu kromofor dengan pasangan elektron bebas (n) dapat menjalani transisi dari orbital non-ikatan (n) ke orbital anti-ikatan, baik pada obital sigma bintang (α*) maupun phi bintang(π*). Sedangkan, kromofor dengan elektron ikatan rangap (menghuni orbital phi) akan menjalani transisi dari orbital π ke orbital π*. Demikian seterusnya untuk jenis transisi yang lain.Dalam penentuan struktur molekul, tansisi σ → σ* tidak begitu penting karena puncak absorbsi berada pada daerah ultraviolet vakum yang berarti tidak terukur oleh peralatan atau instrumen pada umumnya. Walaupun transisi π→π* pada ikatan ganda terisolasi mempunyai puncak absorbsi di daerah UV vakum tetapi transisi π→π* tergantung pada konjugasi ikatan ganda dengan suatu gugus fungsi substituen. Akibatnya transisi π→π* pada ikatan ganda terkonjugasi mempunyai puncak absorbsi pada daerah ultraviolet dekat, dengan panjang gelombang lebih besar dari 200 nm. Dengan demikian transisi yang penting dalam penentuan struktur molekul adalah transisi π→π* serta beberapa transisi n→π* dan n→σ*.Anaslisis menggunakan spektrofotometer UV, senyawa-senyawa dengan kromofor yang sama, misalnya sama-sama ada ikatan rangkap atau ada elektron bebas, maka akan memberikan spektrum yang sama atau hampir sama walaupun strkturnya molekulnya berbeda. Contoh dapat di lihat pada Gambar berikut.

Pola pita absorpsi UV untuk dua senyawa dengan kromofor yang samaSesuai dengan uraian tentang transisi π→π* pengaruh adanya ikatan konjugasi pada suatu struktur yang mempunyai ikatan π adalah menggesar lmaks ke nilai yang lebih besar atau pergeseran batokromat.
Hal ini dapat dilihat pada lmaks etana dan beberapa poliena pada tabel:



Senyawa
lmaks (nm)

Etena
1,3-butadiena
1,3,5-heksatriena
1,3,5,7-oktatriena
165
217
251
304




Perpanjangan ikatan rangkap tekonjugasi menggeser λmaks ke arah makin besar karena makin mudah menjalani terjadinya transisi π→π* sehingga transisi ini hanya memerlukan energi yang kecil (panjang gelombang besar). Terjadinya pergeseran lmaks karena orbital π masing-masing ikatan π berinteraksi membentuk seperangkat orbital ikatan dan anti ikatan yang baru. Orbital-orbital baru tersebut mempunyai tingkat energi yang berbeda dengan orbital dalam ikatan ganda yang terisolasi.
Diagram skematik perbedaan pola transisi π→ π*pada satu ikatan rangkap C=C dan ikatan rangkap C=C terkonjugasi ditunjukan pada Gambar berikut.

Gambar Pola transisi elektronik suatu diena dan diena terkonjugasi
Bila sistem konjugasi semakin panjang atau jumlah ikatan rangkap terkonjugasi semakin banyak maka perbedaan energi antara keadaan dasar dengan keadaan tereksitasi yang melibatkan transisi π→π* akan semakin kecil. Dengan demikian sistem konjugasi bertambah panjang maka energi yang diperlukan untuk transisi π→π* semakin kecil, sehingga puncak absorbsi akan terjadi pada panjang gelombang yang semakin besar.
Konjugasi yang cukup panjang dapat menggeser puncak absorbsi sampai ke panjang gelombang pada daerah sinar tampak sehingga suatu senyawa menjadi berwarna. Sebagai contoh likopena yang menyebabkan tomat berwarna merah. Dalam struktur likopena mempunyai sebelas ikatan rangkap terkonjugasi dengan lmaks 505 nm. Struktur likopena dapar dilihat pada Gambar.

Gambar Struktur Likopena, zat pemberi warna merah pada beberapa sayuran dan buah-buahan seperti tomat
Perlu ditekankan, makin panjang konjugasi makin tidak “aktif” daerah UV, tetapi makin aktif pada daerah Visible. Misalnya, untuk delapan atau lebih ikatan rangkap terkonjugasi, maka absorpsi maksimum pada poliena yang demikian mengabsorpsi secara kuat di daerah spektrum visible.Selain dengan perpanjangan sistem ikatan π, adanya substituen tertentu yang juga dapat menggeser lmaks ke panjang gelombang yang lebih besar atau menyebabkan geseran batokromat. Substituen tersebut dapat berupa gugus atau atom, misalnya gugus metil atau atom halogen. Khusus untuk konjugasi oleh metil dikenal sebagai hiperkonjugasi.

hibridisasi orbital dan peranannya

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

Tahap-tahap proses hibridisasi berlangsung:

·         Elektron mengalami promosi ke orbital yang tingkat energinya lebih tinggi. Misalnya pada Be : dari 2s ke 2p)

·         Orbital-orbital bercampur atau berhibridisasi membentuk orbital hibrida yang ekivalen.

·         Dalam hibridisasi, yang bergabung adalah orbital bukan elektron; dan

·         Sebagian besar orbital hibrid bentuknya mirip tetapi tidak selalu identik.

Hibridisasi sp terjadi pada senyawa yang mempunyai ikatan rangkap 3, mempunyai 2 ikatan pi ) dan 1 Ikatan sigma (σ), hibridisasi sp² terjadi pada senyawa yang mempunyai ikatan rangkap 2 serta mempunyai 1 ikatan pi (π) dan 1 Ikatan sigma (σ), dan hibridisasi sp³ mempunyai ikatan rangkap 1 mempunyai 1 Ikatan sigma (σ) dan tidak mempunyai ikatan pi).

Perbedaan ikatan sigma dan ikatan pi adalah:

·         Ikatan sigma (ikatan σ)

ü  Ikatan kovalen yang dibentuk oleh tumpang tindih orbital atom sepanjang sumbu antar inti.

ü  Orbital tumpang tindih berorientasi sepanjang sumbu antar inti.

ü   ikatan adalah berotasi simetris sekitar sumbu antar inti

ü  Orbital p dapat membentuk jenis ikatan.

ü  Hal ini lebih kuat dari ikatan pi

·         Ikatan pi (Ikatan π)

ü  Ikatan kovalen yang dibentuk oleh tumpang tindih lateral dua orbital p yang saling paralel tetapi berorientasi tegak lurus terhadap sumbu antar inti.

ü  Orbital tumpang tindih berorientasi tegak lurus terhadap sumbu antar inti.

ü   Ikatan ini tidak berotasi simetris sekitar sumbu antar inti.

ü   Hanya p orbital yang dapat membentuk ikatan ini.

ü   Hal ini lebih lemah dari ikatan sigma.

ü  Ikatan pi menyebabkan ikatan sigma tidak stabil.

ü  Ikatan pi menyebabkan pergeseran tempat sehingga yang tidak berpasangan akan  mempunyai energy yang lebih tinggi di bandingkan yang tidak berpasangan.

Sistem konjugasi terjadi dalam senyawa organik yang atom-atomnya secara kovalen berikatan tunggal dan ganda secara bergantian (C=C-C=C-C) dan memengaruhi satu sama lainnya membentuk daerah delokalisasi elektron. Elektron-elektron pada daerah delokalisasi ini bukanlah milik salah satu atom, melainkan milik keseluruhan sistem konjugasi ini. Contohnya, fenol (C6H5OH memiliki sistem 6 elektron di atas dan di bawah cincin planarnya sekaligus di sekitar gugus hidroksil. Sistem konjugasi secara umumnya akan menyebabkan delokalisasi elektron di sepanjang orbital p yang paralel satu dengan sama lainnya. Hal ini akan meningkatkan stabilitas dan menurunkan energi molekul secara keseluruhan. Senyawa yang terkonjugasi adalah senyawa yang mempunyai ikatan rangkap.

Pada reaksi ozonolisis (ikatan bisa terputus) ikatan C-C menjadi C-O, maka C-O lebih kuat karena O mempunyai keelektronegatifan yang lebih besar dan afinitas elektronnya besar dan jumlah elektronnya pun lebih banyak.

Isomerisasi cis dan trans

           

                        Cis-2-butena                                        Trans-2-butena

·         Dari segi titik didihnya cis mempunyai titik didih yang lebih tinggi, tetapi yang mudah mendidih adalah trans karena titik didihnya rendah. Isomer cis memiliki titik didih lebih tinggi dibandingkan dengan isomer trans. Alasan untuk ini adalah gaya antarmolekul kuat dalam isomer cis.

·         Dari segi strukturnya trans lebih stabil dibandingkan cis

·         Dan yang lebih mudah mencair adalah cis karena cis mempunyai titik didih yang lebih tinggi dibandingkan trans isomer trans memiliki titik lebur yang lebih tinggi. Jadi energi yang lebih tinggi diperlukan untuk mencairkan molekul yang memberikan titik lebur yang lebih tinggi.

·         Kerapatan electron atau keboleh jadian menemukan electron lebih banyak cis dibandingkan trans.

·         Trans ikatannya lebih mudah diputus

·         Cis intensitas ikatannya lebih tinggi dibandingkan trans .

Persyaratan Senyawa Aromatik:

1.      Molekul harus siklik dan datar .

2.      memiliki orbital p yang tegak lurus pada bidang cincin (memungkinkan terjadinya delokalisasi elektron pi).

3.      memiliki orbital p yang tegak lurus pada bidang cincin (memungkinkan terjadinya delokalisasi elektron pi)

siklooktatetraena  tidak aromatik 8 elektron pi.

 Aturan Huckel

            Dalam tahun 1931 seorang ahli kimia Jerman Erich Huckel,mengusulkan bahwa untuk menjadi aromatik suatu senyawa datar,monosiklik (satu cincin) harus memilki elketron pi sebanyak 4n + 2,dengan n adalah sebuahn bilangan bulat. Menurut aturan Huckel,suatu cincin dengan elektron pi sebanyak 2,6,10 atau 14 dapat bersifat aromatik,tetapi cincin dengan 8 atau 12 elektron pi,tidak dapat. Siklooktatetraena (dengan 8 elektron pi) tidak memnuhi aturan Huckel untuk aromatisitas.

Mengapa dengan 6 atau 10 elektron pi bersifat aromatik,sedangkan 8 elektron pi tidak ?

Agar bersifat aromatik, semua elektron pi harus berpasangan,sehingga dimungkinkan overlapping (tumpang tindih) yang optimal sehingga terjadi delokalisasi sempurna.

            Seandainya siklooktatetraena datar dan memiliki sistem pi yang serupa dengan sistem pi benzena,maka orbital π1,π2, dan π3 akan terisi dengan enam elektron pi.Dua elektron pi sisanya masing-masing akan menempati orbital berdegenerasi π4 dan π5 (aturan Hund).Maka tidak semua elektron pi akan berpasangan dan tumpang tindih tidak akan maksimal.Jadi sikooktatetraena tidak akan bersifat aromatik. Senyawa aromatis harus memenuhi kriteria:

—   siklis

—   mengandung awan elektron p yang terdelokalisasi di bawah dan di atas bidang molekul

—   ikatan rangkap berseling dengan ikatan tunggal

—   mempunyai total elektron p sejumlah 4n+2, dimana n harus bilangan bulisal: bila jumlah elektron p suatu cincin siklik = 12, maka n=2,5 maka bukan senyawa aromatis

Pada senyawa aromatik lebih dominan serangan elektrofilik dari pada nukloefil karena senyawa aromatik umumnya bertindak sebagai parsial negative. Gugus yang melekat pada senyawa aromatik akan menjadi pengarah serangan elektrofilik tersebut, yang nantinya akan mempengaruhi laju dan posisi serangan. Ada tiga macam pengarah dalam serangan elektrofilik,yaitu pengarah orto, pengarah meta, dan pengarah para.

Jika laju reaksi bergantung pada serangan elektrofilik pada cincin aromatik, maka substituen yang bersifat pendonasi elektron ke cincin akan meningkatkan rapatan elektronnya, dan dengan demikian mempercepat reaksi, inilah yang disebut sebagai pengarah orto (activator). Sedangkan substituen yang bersifat menarik elektron dari cincin akan menurunkan rapatan elektron dalam cincin dan dengan begitu memperlambat reaksi (pengarah meta/ deactivator). Khusus untuk senyawa halogen, unsure-unsurnya merupakan pengarah orto, para tetapi sebagai deactivator. Hal ini disebabkan karena unsure halogen memiliki pasangan elektron bebas, pasangan elektron bebas inilah yang dapat menstabilkan muatan positif di sebelahnya sehingga halogen pengarah orto, para, tetapi karena sifat halogen sebagai penarik elektron dikatakan halogen sebagaipendeaktivator