Atom Elektron dan Orbital
Sebelum membahas prinsip-prinsip ikatan dalam kimia organik lebih dalam, mari pertama meninjau beberapa hubungan mendasar antara atom dan elektron. Setiap unsur ditandai dengan nomer atom unik berlambang Z, yang sama dengan jumlah proton dalam intinya. Suatu atom netral memiliki proton, yang bermuatan positif, dan elektron yang bermuatan negatif, yang berjumlah sama.
Energi Elektron dalam Atom Hidrogen
Elektron diyakini sebagai partikel dari awal waktu ditemukannya pada tahun 1897 sampai tahun 1924, dimana ketika itu fisikawan perancis, Louis de Broglie mengemukakan bahwa elektron-elektron ternyata juga memiliki sifat sebagai gelombang. Dua tahun kemudian Erwin Schrödinger mengambil langkah berikutnya dan menghitung energi elektron dalam atom hidrogen dengan menggunakan persamaan yang memberlakukan seolah-olah elektron itu adalah gelombang. Alih-alih menghasilkan energi tunggal, Schrödinger memperoleh serangkaian tingkat energi, yang masing-masing berkaitan dengan deskripsi matematika gelombang elektron yang berbeda. Deskripsi matematika ini disebut dengan fungsi gelombang, yang disimbolkan dengan huruf yunani Ψ (psi).
Erwin Schrödinger
Menurut prinsip ketidakpastian energi elektron dalam atom hidrogen, kita tidak bisa tahu persis di mana posisi elektron dalam atom, tapi kita bisa mengatakan dimana posisi yang paling mungkin tempat keberadaan elektron. Probabilitas untuk menemukan sebuah elektron di tempat tertentu relatif terhadap inti atom dirumuskan dengan kuadrat dari fungsi gelombang (Ψ2) di tempat tersebut. Gambar 1 berikut ini menunjukkan probabilitas ditemukannya sebuah elektron di berbagai titik pada energi terendah (paling stabil) atom hidrogen.
Kimia Organik Probabilitas Elektron Hidrogen
Gambar 1. Distribusi probabilitas (Ψ2) untuk satu elektron dalam orbital 1s.
Semakin pekat warna di suatu wilayah, semakin tinggi probabilitasnya. Probabilitas terbesar ditemukannya sebuah elektron pada titik tertentu adalah berada di dekat inti, dan menurun dengan bertambahnya jarak dari inti tetapi tidak kemudian probabilitasnya menjadi nol. Gambar 1 diatas seringkali disebut dengan “awan elektron” untuk menggambarkan sifat dasar probabilitas elektron yang menyebar. Perlu diperhatikan bahwa “awan elektron” dari atom hidrogen, meskipun digambarkan sebagai kumpulan banyak titik, namun sejatinya hanyalah mewakili satu elektron.
Fungsi gelombang disebut juga dengan orbital. Untuk kenyamanan, ahli kimia menggunakan istilah “orbital” dalam beberapa cara berbeda. Gambar seperti gambar 1 diatas sering dikatakan mewakili satu orbital. Selanjutnya, kita juga akan melihat jenis lain dari gambar 1 ini dalam artikel selanjutnya, yang menggunakan kata “orbital” untuk menggambarkan probabilitas elektron.
Orbital dijelaskan melalui ukuran, bentuk, dan sifatnya. Bentuk bulat simetris yang ditunjukkan pada Gambar 1 adalah orbital s. Penulisan huruf s biasanya didahului dengan penulisan jumlah kuantum utama n (n = 1, 2, 3, dll) yang menunjukkan kulit dan berhubungan dengan energi dari orbital. Elektron dalam orbital 1s mungkin akan ditemukan lebih dekat dengan inti, dimana level energinya lebih rendah, dan terikat lebih kuat ke inti daripada elektron dalam orbital 2s.
Daerah dalam suatu orbital tunggal bisa saja dipisahkan dengan suatu titik simpul (node) di mana probabilitas untuk menemukan sebuah elektron adalah nol. Orbital 1s tidak memiliki node sedangkan orbital 2s memiliki satu node. Orbital 1s dan 2s secara bersama dapat disimak pada gambar 2 berikut ini.
kimia organik orbital 1s dan 2s
Gambar 2. (a) gambar orbital 1s dan (b) gambar orbital 2s.
Fungsi Gelombang dalam Orbital
Perubahan fungsi gelombang dalam orbital 2s ditandai dengan dua permukaan antara node seperti yang ditunjukkan gambar 2 dengan lambang plus (+) Dan minus (-). Tidak perlu bingung perbedaan simbol plus minus ini dengan simbol muatan listrik. Simbol tersebut tidak ada hubungannya dengan elektron atau muatan inti, juga harus perhatikan bahwa gambar orbital tersebut sesungguhnya representasi dari probabilitas atau Ψ2 (yang harus angka positif), sedangkan + dan – mengacu sebagai tanda untuk fungsi gelombangnya sendiri Ψ. Hal ini tampak sebagai awal yang membingungkan, namun dalam prakteknya tidak akan rumit. Memang, Kita tidak selalu harus menuliskan lambang + dan – dalam gambar orbital, tapi itu kadangkala diperlukan untuk memahami konsep tertentu.
Distribusi Probabilitas
Kimia Organik. Alih-alih menggunakan distribusi probabilitas, orbital lebih umum direpresentasikan dengan permukaannya saja, sebagaimana ditunjukkan pada gambar berikut untuk orbital 1s dan 2s:
kimia organik orbital 1s dan 2s permukaannya saja
Gambar 3. Visualisasi orbital dari bentuk permukaannya saja.
Permukaan orbital melingkupi daerah dimana didalamnya probabilitas ditemukan sebuah elektron, tinggi, sekitar 90-95%.
Atom hidrogen (Z = 1) memiliki satu elektron, sedangkan atom helium (Z = 2) memiliki dua elektron. Satu elektron atom hidrogen mengisi satu orbital 1s, juga demikian pada dua elektron atom helium. Konfigurasi elektronnya dijelaskan sebagai berikut:
Hydrogen: 1s1 Helium: 1s2
Selain bermuatan negatif, elektron memiliki ciri spin (putaran). Bilangan kuantum spin suatu elektron memiliki nilai + \frac{1}{2} atau – \frac{1}{2}. Menurut prinsip eksklusi Pauli, dua elektron dapat menempati orbital yang sama hanya ketika mereka memiliki spin berlawanan, atau “berpasangan”. Oleh karena itu, tidak ada orbital yang berisi lebih dari dua elektron. Ketika dua elektron telah mengisi orbital 1s, maka elektron ketiga lithium (Z = 3) harus menempati orbital dengan tingkat energi yang lebih tinggi. Setelah 1s, orbital selanjutnya dengan tingkat energi lebih tinggi adalah orbital 2s. Elektron lithium ketiga mengisi orbital 2s, dan konfigurasi elektronnya adalah:
Lithium: 1s2 2s1
Periode (baris) dalam tabel periodik unsur menunjukkan bilangan kuantum utama dari orbital level energi tertinggi yang terisi elektron (n = 1 merupakan hidrogen dan helium). Hidrogen dan Helium berada pada baris pertama; lithium (n = 2) berada di baris kedua. kimia organik
Berilium (Z = 4), orbital 2s terisi, dan unsur lainnya di baris kedua berada pada orbital 2px, 2py, dan 2pz. Orbital-orbital ini diilustrasikan pada gambar 4 dibawah, memiliki bentuk seperti barbel (alat angkat berat). Setiap orbital tersusun atas dua lobus, yakni gelembung yang agak pipih saling terhubung satu sama lain sepanjang sumbu yang melewati inti. Orbital 2px, 2py, dan 2pz berada pada tingkat energi yang sama dan saling tegak lurus. kimia organik
Konfigurasi Elektron
Konfigurasi elektron 12 unsur pertama, hidrogen hingga magnesium, ditunjukkan pada tabel satu dibawah. Dalam pengisian orbital-orbital 2p, perlu diperhatikan bahwa masing-masing terisi satu-satu terlebih dahulu baru selanjutnya terisi berpasangan. Ini merupakan aturan umum untuk orbital dengan level energi yang sama, disebut dengan aturan hund. Senyawa organik yang tak terhitung jumlahnya, bisa mengandung nitrogen, oksigen ataupun keduanya, selain juga mengandung karbon, unsur utama pada kimia organik. Kebanyakan dari mereka selain itu juga mengandung hidrogen. kimia organik
Tabel 1. Konfigurasi elektron 12 unsur pertama dalam tabel periodik
Seringkali kita membahas tentang elektron valensi suatu atom. Elektron valensi adalah elektron terluar suatu atom, elektron yang mengalami ikatan kimia dan reaksi. Unsur baris kedua memiliki elektron valensi di orbital 2s dan 2p, karena ke empat orbital (2s, 2px, 2py, 2pz) ikut masuk dalam elektron valensi, makan jumlah maksimum elektron valensi pada baris kedua adalah 8 elektron. Neon memiliki orbital 2s dan 2p yang terisi penuh, yakni 8 elektron dan menjadi penghujung unsur baris kedua dalam tabel periodik. kimia organik
Neon berada di periode kedua, dan argon, di periode ketiga, sama memiliki 8 elektron di kulit terluarnya. Hal ini menunjukkan oktet elektron terpenuhi. Helium, neon, dan argon termasuk dalam golongan yang disebut gas mulia. Gas mulia memiliki sifat konfigurasi elektron sangat stabil dan sulit bereaksi. kimia organik
IKATAN ION
Sebelum masuk lebih dalam materi kimia organik, terlebih dahulu akan dibahas ikatan ion. Atom saling berikatan satu sama lain untuk membentuk senyawa yang memiliki sifat yang berbeda dari sifat atom penyusunnya. Gaya tarik antar atom dalam senyawa disebut dengan ikatan kimia. Ikatan ion merupakan salah satu jenis ikatan kimia, yakni gaya tarik antar spesies yang berbeda muatannya (disebut ion), sebagaimana diilustrasikan gambar 1 berikut. Ion yang bermuatan positif disebut kation, sedangkan yang bermuatan negatif disebut anion.
Anion
Apakah suatu unsur dalam ikatan ion merupakan sumber kation ataupun anion, tergantung pada beberapa faktor, dimana tabel periodik dapat digunakan sebagai panduannya. Dalam membentuk senyawa ionik, unsur di sebelah kiri tabel periodik biasanya kehilangan elektron, membentuk kation yang memiliki konfigurasi elektron sama dengan gas mulia terdekat. Sebagai contoh, Natrium yang kehilangan satu elektron, menghasilkan Na+, yang memiliki konfigurasi elektron sama dengan neon. kimia organik.
Na(g) → Na+(g) + e–
Atom natrium: 1s2 2s2 2p6 3s1
Ion natrium: 1s2 2s2 2p6
(g) menunjukkan fase gas
Sejumlah besar energi, disebut dengan energi ionisasi, harus diserap oleh atom agar satu elektronnya bisa terlepas. Sebagai contoh, natrium memiliki energi ionisasi sebesar 496 kJ/mol (119 kcal/mol). Proses menyerap energi disebut dengan endotermik. Bila dibandingkan dengan unsur lainnya, natrium dan unsur lainnya dalam golongan IA memiliki energi ionisasi yang rendah. Secara umum dapat dikatakan bahwa dalam tabel periodik, energi ionisasi meningkat dari kiri kekanan. kimia organik
Unsur-unsur yang berada disebelah kanan tabel periodik cenderung menambah elektron untuk mencapai konfigurasi elektron seperti gas mulia. Sebagai contoh, penambahan elektron pada klorin, menghasilkan anion Cl–, yang memiliki konfigurasi hampir sama dengan gas mulia, yakni argon. kimia organik.
Cl(g) + e– → Cl–(g)
Atom klorin: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Ion klorida: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Energi dilepaskan ketika atom klorin menangkap elektron. Reaksi yang melepas energi disebut dengan eksotermik, dan perubahan energi selama proses eksotermik memiliki tanda negatif. Perubahan energi setelah penambahan elektron ke suatu atom disebut afinitas elektron dan pada klorin nilainya adalah -349 kJ/mol (-83,4 kcal/mol). kimia organik.
Energi Ionisasi
Transfer elektron dari atom natrium ke atom klorin menghasilkan kation natrium dan anion klorin, keduanya telah memiliki konfigurasi elektron seperti gas mulia. kimia organik.
Na(g) + Cl(g) → Na+Cl–(g)
Energi ionisasi natrium (496 kJ/mol) dan afinitas elektron klorin (-349 kJ/mol), sehingga proses keseluruhannya merupakan proses endotermik dengan ΔHo = +147 kJ/mol. Energi yang dibebaskan dengan menambahkan elektron ke klorin tidak cukup untuk mengganti energi yang dibutuhkan untuk melepaskan sebuah elektron pada natrium.
Namun analisis tersebut, belum memasukkan gaya tarik antar ion dengan muatan yang berlawanan, yang melebihi 500 kJ/mol dan lebih dari cukup untuk terjadinya keseluruhan proses eksotermik. Gaya tarik antar ion dengan muatan berbeda ini disebut dengan gaya elektrostatik atau coulomb yang merupakan ikatan ionik antar atom. kimia organik.
Ikatan ionik sangat umum keberadaannya dalam senyawa anorganik, namun jarang ditemui pada senyawa organik. energi ionisasi karbon sangatlah besar dan afinitas elektronnya terlalu kecil, sehingga tidak mungkin membentuk ion C4+ atau C4-. Lalu ikatan apa yang menghubungkan karbon dengan unsur lainnya dalam miliaran senyawa organik yang ada ? Diluar aspek penambahan dan pelepasan elektron, yang terjadi adalah karbon berbagi elektron dengan atom-atom lainnya (termasuk juga antar atom karbon) yang disebut dengan ikatan kovalen. kimia organik.
Ikatan Kovalen
Kimia organik banyak berkaitan dengan ikatan kovalen. Ikatan Kovalen, atau saling berbagi pasangan elektron, merupakan model ikatan kimia yang pertama di kemukakan oleh G.N. Lewis dari Universitas California pada tahun 1916. Lewis mengusulkan bahwa saling berbagi pasangan elektron dalam dua atom hidrogen memungkinkan masing-masing atom memiliki konfigurasi elektron yang stabil sebagaimana konfigurasi atom helium :
Kimia Organik Ikatan Kovalen Molekul Hidrogen
Rumus struktur seperti diatas dimana elektron dilambangkan bentuk titik disebut struktur Lewis.
Jumlah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan molekul hidrogen (H2) menjadi dua atom hidrogen terpisah disebut energi disosiasi ikatan (atau energi ikatan). Nilai energi ikatan untuk H2 cukup besar, yakni 435 kJ/mol (104 kcal/mol). Penyebab utama kuatnya ikatan kovalen H2 adalah meningkatnya kekuatan ikatan yang diberikan oleh kedua elektronnya. Setiap elektron dalam H2 mendapat tarikan dari dua inti hidrogen. Kimia organik
Ikatan kovalen dalam F2 memberikan 8 elektron pada masing-masing kulit valensi atom florin dan konfigurasi elektron yang sama dengan gas mulia, neon :
Model Lewis untuk unsur periode kedua (Li, Be, B, C, N, O, F, Ne) maksimal terisi 8 elektron (pasangan elektron bebas ditambah elektron ikatan) pada kulit valensinya, sedangkan hidrogen maksimal terisi dua elektron pada kulit valensinya. Sebagian besar unsur dalam tabel periodik mematuhi aturan oktet :
Dalam pembentukan senyawa unsur-unsur menambah, melepas, atau saling berbagi elektron agar menghasilkan konfigurasi elektron yang stabil, ditandai dengan adanya delapan elektron dalam kulit terluarnya.
Aturan Oktet
Ketika aturan oktet diterapkan pada karbon, nitrogen, oksigen, dan fluorin, maka akan terbentuk konfigurasi elektron seperti unsur gas mulia, yakni neon. Kimia organik
Selanjutnya mari menerapkan model Lewis pada senyawa metana dan karbon tetrafluorida :
Gabungkan satu 
dan empat 
untuk membuat struktur Lewis metana 
dan empat untuk membuat struktur Lewis metana
Gabungkan satu dan empat 
untuk membuat struktur Lewis karbon tetrafluorida 
dan empat untuk membuat struktur Lewis karbon tetrafluorida
Karbon memiliki 8 elektron dalam kulit terluarnya, baik pada molekul metana ataupun karbon tetrafluorida. Dengan membentuk ikatan kovalen dengan empat atom lainnya, karbon mencapai konfigurasi elektron stabil sama seperti neon, unsur gas mulia. Setiap ikatan kovalen dalam molekul metana dan karbon tetrafluorida lebih kuat bila dibandinkan dengan ikatan antar atom hidrogen dalam molekul H2. Kimia organik
Dengan menggambarkan pasangan elektron ikatan kovalen dengan garis (—), maka struktur Lewis untuk hidrogen florida, fluorin, metana dan karbon tetraflorida menjadi :
Bagikan
Ikatan Kovalen dan Orbital Elektron
4/
5
Oleh
Metal
