KLASIFIKASI SENYAWA ORGANIK

Senyawa organik hanya mewakili satu jenis senyawa kimia, yaitu yang mengandung satu atom karbon atau lebih. Kimia organik barangkali lebih baik didefinisikan sebagai kimia senyawa yang mengandung karbon. Meskipun penggolongan seperti ini agak terbatas, fakta menunjukkan bahwa senyawa yang mengandung atom karbonlah yang banyak terdapat di muka bumi ini. Fakta ini adalah akibat dari kemampuan atom karbon membentuk ikatan dengan atom karbon lain. Senyawa organik sangat banyak jenisnya, sehingga perlu adanya penggolongan senyawa organik. Penggolongan senyawa organik atau senyawa karbon yakni :

·      Senyawa siklik: senyawa yang mempunyai rantai karbon tertutup. Senyawa hidrokarbon siklik adalah senyawa karbon yang rantai C nya melingkar dan lingkaran itu mungkin juga mengikat rantai samping. Golongan ini terbagi lagi menjadi senyawa alisiklik dan aromatik.

a.    Senyawa alisiklik : senyawa siklik yang mempunyai sifat-sifat seperti senyawa alifatik. Senyawa alisiklik yaitu senyawa karbon alifatik yang membentuk rantai tertutup.

b.    Senyawa aromatik : senyawa siklik yang tersusun oleh beberapa atom karbon membentuk segi lima, segi enam secara beraturan dan mempunyai ikatan rangkap yang terkonjugasi dengan ketentuan : tiap atom dalam cincin harus mempunyai orbital p yang tersedia untuk pengikatan, bentuk cincin harus datar, harus terdapat (4n+2) elektron π dalam cincin itu (aturan Huckel). Senyawa aromatik yaitu senyawa karbon yang terdiri dari 6 atom C yang membentuk rantai benzena

·      Senyawa alifatik: senyawa yang mempunyai rantai karbon terbuka. Senyawa hidrokarbon alifatik adalah senyawa karbon yang rantai C nya terbuka dan rantai C itu memungkinkan bercabang. Berdasarkan jumlah ikatannya, senyawa hidrokarbon alifatik terbagi menjadi senyawa alifatik jenuh dan tidak jenuh. Senyawa ini digunakan sebagai inhibitor korosi. Hidrokarbon alkana, alkena dan alkuna adalah senyawa alifatik, seperti asam lemak dan banyak senyawa lainnya. Dengan demikian, senyawa alifatik adalah kebalikan dari senyawa aromatik. Isobutana atau 2-metil-propana Kegunaan industri hidrokarbon alifatik meliputi:

·         Sebagai pelarut

·         Sebagai intermediet kimia

·         Sebagai Senyawa pemadam kebakaran

·         Sebagai pembersih logam

·         Senyawa alifatik juga dikenal sebagai hidrokarbon alifatik atau senyawa non-aromatik.

a.    Senyawa alifatik jenuh adalah senyawa alifatik yang rantai C nya hanya berisi ikatan-ikatan tunggal saja. Golongan ini dinamakan alkana.

Contoh senyawa hidrokarbon alifatik jenuh: 

b.    Senyawa alifatik tak jenuh adalah senyawa alifatik yang rantai C nya terdapat ikatan rangkap dua atau rangkap tiga. Jika memiliki rangkap dua dinamakan alkena dan memiliki rangkap tiga dinamakan alkuna. Contoh senyawa hidrokarbon alifatik tak jenuh:

·      Senyawa homosiklik: senyawa siklik yang atom lingkarnya hanya tersusun oleh atom karbon. Senyawa benzena termasuk dalam golongan senyawa homosiklik

·      Senyawa heterosiklik : senyawa siklik yang atom lingkarnya, selain tersusun dari atom C (karbon) juga tersusun oleh atom lain, misalnya : O, N, dan S.

·      Senyawa polisiklik: senyawa yang mempunyai lebih dari dua struktur lingkar atom karbon.( senyawa aromatik dengan cincin gabungan)

MODEL ATOM LOUIS DE BROGLIE SERTA KETERKAITANNYA DENGAN TEORI MEKANIKA KUANTUM DAN TEORI ORBITAL MOLEKUL

Model atom ERNEST RUTHERFORD (1871-1937) tahun 1911 yang menyatakan bahwa atom terdiri dari inti kecil yang bermuatan positif (tempat konsentrasi seluruh massa atom) dan dikelilingi oleh elektron pada permukaannya. Namun teori ini tidak dapat menerangkan kestabilan atom. Sewaktu mengelilingi proton, elektron mengalami percepatan sentripetal akibat pengaruh gaya sentripetal (Gaya Coulomb).

Menurut teori mekanika klasik dari Maxwell, yang menyatakan bahwa partikel bermuatan bergerak maka akan memancarkan energi. Maka menurut Maxwell bila elektron bergerak mengelilingi inti juga akan memancarkan energi. Pemancaran energi ini menyebabkan elektron kehilangan energinya, sehingga lintasannya berbentuk spiral dengan jari-jari yang mengecil, laju elektron semakin lambat dan akhirnya dapat tertarik ke inti atom. Jika hal ini terjadi maka atom akan musnah, akan tetapi pada kenyataannya atom stabil.

Pada tahun 1913, NIELS BOHR menggunakan teori kuantum untuk menjelaskan spektrum unsur. Berdasarkan pengamatan, unsur-unsur dapat memancarkan spektrum garis dan tiap unsur mempunyai spektrum yang khas.  Menurut Bohr, Spektrum garis menunjukkan elektron dalam atom hanya dapat beredar pada lintasan-lintasan dengan tingkat energi tertentu. Pada lintasannya elektron dapat beredar tanpa pemancaran atau penyerapan energi. Oleh karena itu, energi elektron tidak berubah sehingga lintasannya tetap. Elektron dapat berpindah dari satu lintasan ke lintasan lain disertai pemancaran atau penyerapan sejumlah energi yang harganya sama dengan selisih kedua tingkat energi tersebut.

ΔE = Ef – Ei

Keterangan:

ΔE = energi yang menyertai perpindahan elektron

Ef = tingkat energi akhir

Ei = tingkat energi awal

Namun teori Bohr ini memiliki kelemahan, yaitu: Bohr hanya dapat menjelaskan spektrum gas hidrogen, tidak dapat menjelaskan spektrum dari unsur yang jumlah elektronnya lebih dari satu.

Kelemahan dari model atom Bohr dapat dijelaskan oleh LOUIS VICTOR DE BROGLIE pada tahun 1924 dengan teori dualisme partikel gelombang. Menurut de Broglie, pada kondisi tertentu, materi yang bergerak memiliki ciri-ciri gelombang.

λ =            h

——–—

                m. ν

dimana :

λ  = panjang gelombang (m)

m = massa partikel (kg)

ν  = kecepatan (ms-1)

h = tetapan Planck (6,626.10-34 Js)

Louis de Broglie merupakan Ilmuwan yang berhasil membuktikan bahwa gelombang dapat berperilaku seperti partikel dan partikel dapat berperilaku seperti gelombang. Dengan kata lain, cahaya dapat memiliki sifat dualisme gelombang-partikel. Menurut Louise de Broglie, semua benda yang bergerak memiliki panjang gelombang tertentu.

Hipotesa ini didukung oleh hasil eksperimen yang dilakukan Davisson dan Germer. Mereka mengarahkan seberkas elektron pada permukaan kristal nikel. Hasil yang diperoleh menunjukkan bahwa ternyata elektron mengalami difraksi. Difraksi elektron tersebut sama dengan difraksi sinar X yang mengenai suatu kristal. Panjang gelombang yang diperlihatkan oleh pola difraksi sesuai dengan prediksi dalam hipotesa de Broglie.

Selanjutnya eksperimen lain yang mendukung hipotesa tersebut adalah percobaan celah ganda oleh Thomas Young. Hasil interferensi celah ganda Young sama dengan hasil interferensi gelombang yang diakibatkan oleh elektron. Selain elektron, terdapat partikel lain yang berperilaku seperti gelombang, contohnya adalah neutron. Neutron merupakan partikel tak bermuatan yang biasa digunakan untuk mempelajari difraksi struktur kristal.

Meskipun semua partikel yang bergerak memiliki panjang gelombang de Broglie, tetapi efek panjang gelombangnya hanya dapat diamati untuk partikel yang massanya sangat kecil, seperti elektron atau neutron. Kecepatan elektron jauh lebih kecil dibandingkan kecepatan cahaya, sehingga kita bisa abaikan efek relativitas dengan menyatakan nilai momentum sebagai hasil perkalian massa dan kecepatan. Hipotesis tersebut terbukti benar dengan ditemukannya sifat gelombang dari elektron. Elektron mempunyai sifat difraksi, maka lintasan elektron yang dikemukakan Bohr tidak dibenarkan. Gelombang tidak bergerak melalui suatu garis, melainkan menyebar pada daerah tertentu.

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.

Pada tahun 1927, WERNER HEISENBERG mengemukakan bahwa posisi atau lokasi suatu elektron dalam atom tidak dapat ditentukan dengan pasti. Heisenberg berusaha menentukan sifat-sifat subatomik dan variabel yang digunakan untuk menentukan sifat atom. Sifat ini adalah kedudukan partikel (x) dan momentum (p).

Kesimpulan dari hipotesisnya adalah bahwa pengukuran subatomik selalu terdapat ketidakpastian dan dirumuskan sebagai hasil kali antara ketidakpastian kedudukan (Δx) dengan ketidak pastian momentum (Δp)

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. Dengan Teori Kuantum, kita dapat mengetahui besarnya radiasi yang dipancarkan maupun yang diserap. Selain itu, Teori Kuantum juga bisa digunakan untuk menjelaskan terjadinya spektrum atom.

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.

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.  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). Kemungkinan (kebolehjadian) menemukan elektron pada suatu titik pada jarak tertentu dari intinya disebut sebagai Prinsip Ketidakpastian Heisenberg. Artinya gerakan lintasan elektron beserta kedudukannya tidak dapat diketahui dengan tepat.

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.

ABSORBSI SINAR UV OLEH IKATAN RANGKAP SERTA TRANSISI ELEKTRON SIKLOHEKSENA KE TINGKAT TEREKSITASI

Untuk keperluan penentuan struktur, spektroskopi ultra violet memiliki kemampuan untuk mengukur jumlah ikatan rangkap atau konyugasi aromatik didalam suatu molekul. Daerah panjang gelombang dari spektrum ultra violet berkisar 200 - 400 nm. Penyerapan sinar ultra violet oleh suatu molekul akan menghasilkan transisi diantara tingkat energi elektronik molekul tersebut. Transisi tersebut terjadi pada orbital ikatan atau pasangan elektron bebas dengan orbital anti ikatan. Sistem (gugus atom) yang menyebabkan terjadinya absorbsi cahaya disebut kromofor.

Energi transisi spectrum UV berbanding terbalik dengan panjang gelombang. Penyerapan dari spectrum UV akan bergeser ke panjang gelombang yang lebih panjang jika energy transisi yang diperlukan untuk transisi electron makin rendah. Bila suatu molekul mempunyai system konyugasi maka energy yang diperlukan untuk transisi electron makin rendah, akibatnya penyerapan akan bergeser kepanjang gelombang yang lebih panjang.

Daerah sinar tampak pada spektrum (sinar yang tampak oleh mata manusia) berada pada panjang gelombang 400-800 nm sedangkan daerah sinar UV berada pada panjang gelombang yang lebih pendek yaitu sekitar 200-400 nm (Achmadi, 2003). Prinsip dasar dari spektrofotometer UV adalah penyerapan sinar tampak atau ultra violet oleh suatu molekul yang dapat menyebabkan terjadinya eksitasi molekul tersebut dari tingkat energi dasar ke tingkat yang lebih tinggi. Absorbsi radiasi oleh sampel diukur detektor pada berbagai panjang gelombang dan diinformasikan ke perekam untuk menghasilkan spektrum. Spektrum ini akan memberikan informasi penting untuk identifikasi adanya gugus kromofor.

Penyerapan sinar uv dan sinar tampak oleh molekul, melalui 3 proses yaitu : 

a. Penyerapan oleh transisi electron ikatan dan electron anti ikatan.

b. Penyerapan oleh transisi electron d dan f dari molekul kompleks

c. Penyerapan oleh  perpindahan muatan.

Interaksi antara energy cahaya dan molekul dapat digambarkan sbb : 

E = hv

Dimana , E = energy (joule/second)

    h = tetapan plank

    v = frekuensi foton

Semua senyawa organik mampu mengabsorbsi cahaya sebab semua senyawa organik mengandung elektron valensi yang dapat dieksitasi ke tingkat energi yang lebih besar / tinggi. Oleh karena itu penyelidikan untuk senyawa organik dilakukan pada UV lebih besar 185 nm. Hal ini disebabkan apabila <185 nm  komponen-komponen atmosfer akan mengabsorbsi secara kuat.

1.             Interaksi elektron π, σ dan n dengan radiasi elektromagnetik (REM)

Ada tiga macam distribusi elektron didalam suatu senyawa organik secara umum, yang selanjutnya dikenal sebagi orbital elektron pi (π) , sigma (σ) dan elektron tidak berpasangan (n). Ketiga orbital elektron tersebut ada pada senyawa formaldehid berikut :

Apabila pada molekul tersebut dikenakan radiasi elektromagnet maka akan terjadi eksitasi elektron ke tingkat energi yng lebih tinggi yang dikenal sebagai orbital elektron “anti bonding”. Diagram tingkat energi elektronik :

Eksitasi elektron (σ – σ*) memberikan energi yang terbesar dan terjadi pada daerah ultra violet jauh yang diberikan oleh ikatan tunggal sebagi contoh pada alkana. Sedangkan eksitasi elektron (π – π*) di berikan oleh ikatan rangkap dan rangkap tiga (alkena & alkuna) terjadi pada daerah ultraviolet jauh.

Pada gugus karbonil (dimetil keton & asetetaldehid) akan terjadi eksitasi elektron (π → σ*) yang terjadi pada daerah ultraviolet jauh. Disamping itu gugus karbonil juga memberikan eksitasi elektron (σ → π*) yang terjadi pada panjang gelombang 280 – 290 nm. Tapi eksitasinya terlarang karena memberikan harga E maksimum  12 – 16 (>1000).

Semua gugus dan gugusan atom yang mengabsorbsi radiasi UV-Vis disebut sebagai kromofor. Pada senyawa organik dikenal pula gugus Ausokrom, yaitu gugus gugus fungsional yang mempunyai elektron bebas seperti –OH, O-NH₂ dan O-CH₃ yang memberikan transisi (n – σ*).

2.             Pemilihan pelarut

Spektrofotometri UV-Vis dapat melakukan penentuan terhadap sampel yang berupa larutan, gas, atau uap. Untuk sampel yang berupa larutan perlu diperhatikan beberpa persyaratan pelarut yang dipakai, diantara lain :

ü Pelarut yang dipakai tidak boleh mengandung sistem ikatan rangkap terkonyugasi pada struktur molekulnya dan tidak berwarna.

ü Tidak terjadi interksi dengan molekul senyawa yang dianalisis.

ü Kemurninnya harus tinggi atau derajat untuk analisis.

Pada umumnya pelarut yang sering dipakai dalam analisis spektrofotometri UV-vis adalah air, etanol, sikloheksana dan isopropanol. Absorbsi pelarut yang dipakai pada daerah UV-vis (penagal UV = UV cut OFF). Hal yang perlu diperhatikan adalah polaritas pelarut yag dipakai. Karena akan sangat mempengaruhi terhadap pergeseran spektrum molekul yang dianalisis.

Kaidah franks dan Cordon beranggapan bahwa selama elektron dalam keadaan tereksitasi, molekut tersebut dalam keadaan diam hanya terjadi pergeseran elektronnya saja. Selanjutnya elektron suatu molekul yang tereksitasi maupun tidak akan berasosiasi dengan pelarut sehingga terjadi penurunan tingkat energi ∆E untuk π₁ - π ₁* < π – π* dan n₁ – π₁* > n – π* . Pengaruh polaritas pelarut terhadap eksitasi elektron dalam spektrofotometer UV-vis.

Dari kaidah Franks dan Cordon tersebut dapat ditarik kesimpulan sebagai berikut : Kenaikan polaritas pelarut untuk elektron yang bertransisi n₁ – π₁* akan memberikan pergeseran biru (hipokromik). Hal ini disebabkan ikatan hidrogen dengan keadaan dasar elektron n yang lebih mantap dibandingkan dengan keadaan π* yang turun energinya menjadi π₁* (dalam keadaan polar).

Sebalinya untuk transisi elektron π₁ - π ₁* polaritas pelarut akan menimbulkan pergeseran merah (hatokromik). Hal ini disebabkan pelarut yang polar akan lebih memantapkan keadaan  π* sehingga ∆E untuk π₁ - π ₁* < π – π*.

A.           Orbital Hibrida Dari Nitrogen dan Oksigen

a.              Atom Nitrogen

Ikatan kovalen tidak hanya terbentuk dalam senyawa karbon, tetapi juga dapat dibentuk oleh atom-atom 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. Amonia, NH3, salah satu contoh molekul yang mengandung ikatan kovalen yang melibatkan atom nitrogen. Atom nitrogen memiliki konfigurasi ground-state: 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1, dan memungkinkan atom nitrogen berikatan dengan tiga atom hidrogen.

Ketika terdapat tiga elektron tak berpasangan mengisi orbital 2p, ini memungkinkan orbital 1s dari hidrogen untuk overlap dengan orbital 2p tersebut membentuk ikatan sigma. Sudut ikatan yang terbentuk adalah 107.30, mendekati sudut tetrahedral (109.50). Nitrogen memiliki lima elektron pada kulit terluarnya. Pada hibridisasi sp3, satu orbital sp3 diisi oleh dua elektron dan tiga orbital sp3 diisi masing-masing satu elektron.

Nitrogen memiliki tiga elektron tak berpasangan pada orbital hibrid sp3, ketika satu elektron dalam orbital hibrida tersebuttereksitasi ke orbital p maka terbentuk hibrida baru, yaitu sp2. Elektron pada orbital p digunakan untuk membentuk ikatan pi. Jadi, atom nitrogen yang terhibridisasi sp2 memiliki satu ikatan pi yang digunakan untuk membentuk ikatan rangkap dua, mirip dengan molekul etena. Apabila elektron yang tereksitasi ke orbital p ada dua maka nitrogen memiliki kemampuan membentuk dua ikatan pi atau satu ikatan rangkap tiga (hibridisasi sp).

b.             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).

Oksigen juga dapat terhibridisasi sp2, yaitu dengan mempromosikan satu elektronnya ke orbital p.

B.            Ikatan Rangkap Terkonjugasi

Ikatan rangkap terkonjugasi 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. 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.

Contoh: Fenol (C₆H₅OH) memiliki sistem 6 elektron di atas dan di bawah cincin planarnya sekaligus di sekitas gugus hidroksil. Sistem konjugasi secara umumnya akan menyebabkan delokalisasi electron disepanjang orbital p yang parallel satu dengan lainnya. Hal ini akan meningkatkan stabilitas dan menurunkan energi molekul secara keseluruhan. Konjugasi dapat terjadi dengan keberadaan gugus pendonor orbital p yang berbeda. Selain ikatan tunggal dan ganda yang bergantian, sisten konjugasi dapat juga terbentuk oleh keberadaan atom yang memiliki orbital p secara parallel. Contoh, furan.

C.           Benzena dan Resonansi

Kebanyakan struktur kimia dapat digambarkan dengan mudah menggunakan struktur Lewis maupun Kekule, akan tetapi masalah menarik akan muncul berhubungan dengan penggambaran strukturresonansi. Mari kita lihat struktur nitrometana.

Dengan menggambarkan struktur Lewis dari nitrometana, kita membutuhkan ikatan rangkap pada satu oksigen dan ikatan tunggal pada oksigen yang lainnya. Nitrometana memiliki dua atom oksigen yang berbeda apabila kita menggambarkannya dengan struktur Lewis, padahal hasil eksperimen membuktikan bahwa kedua oksigen tersebut adalah ekuivalen. Kedua ikatan nitrogen-oksigen memiliki panjang ikatan yang sama, yaitu 122 pm, padahal panjang ikatan tunggal antara nitrogen-oksigen adalah 130 pm dan nitrogen-oksigen rangkap dua adalah 116 pm.

Dengan kata lain, kedua struktur Lewis di atas adalah benar secara individual, tetapi struktur yang lebih tepat adalah intermediet dari keduanya. Bentuk intermediet tersebut dinamakan hibrida resonan. Masalah yang kemudian muncul adalah bahwa struktur Lewis dan struktur garis-ikatan tidak dapat menggambarkan

dengan tepat bentuk dari hibrida resonan. Kedua bentuk struktur Lewis secara individual disebut bentuk resonan, dan lambang dari resonansi adalah tanda panah dengan mata panah di kedua ujungnya.

Perbedaan bentuk resonan haya terdapat pada letak ikatan π dan pasangan elektron bebasnya. Atomatom itu sendiri tidak mengalami perubahan posisi. Contoh lain yang menggambarkan dengan jelas mengenai resonansi adalah struktur benzen. Benzen memiliki enam atom karbon ekovalen dan membentuk sutau cincin aromatis.

Masing-masing struktur benzen di atas adalah benar, tetapi akan lebih tepat digambarkan bentuk hibridanya, yaitu:

Aturan penggambaran bentuk resonansi Untuk menggambarkan bentuk resonansi dengan benar, kita harus mematuhi beberapa aturan berikut ini:

a. Masing-masing bentuk resonan adalah imajiner, tidak nyata. Bentuk yang nyata adalah bentuk hibrid.

b. Bentuk resonan hanya berbeda pada posisi ikatan π dan pasangan elektron bebas.

Dalam struktur resonansi tidak terjadi perubahan posisi atom. Lihat resonansi nitrometana, hanya posisi ikatan π dalam ikatan N=O dan pasangan elektron bebas dari O - saja yang berbeda satu sama lain.

Hal yang sama juga terjadi dengan benzena. Elektron π dalam ikatan rangkap berpindah sebagaimana yang diperlihatkan dengan anak panah. Akan tetapi, atom karbon dan hydrogen tetap pada posisi masing-masing

c. Bentuk resonan yang berbeda dari satu senyawa tidak memiliki ekivalensi

Contohnya adalah aseton yang direaksikan dengan suatu basa kuat. Hasilnya adalah anion aseton dan memiliki dua bentuk resonan. Yang satu memiliki ikatan rangkap C=O dengan muatan negatif pada salah satu karbon, sedangkan bentuk keduanya memiliki ikatan rangkap C=C dan muatan negatif pada atom oksigen. Kedua bentuk resonan tersebut tidak ekivalen, karenanya tidak memiliki bentuk hibrid dari kedua resonansi tersebut.

d. Bentuk resonansi harus valid berdasarkan struktur Lewis, dan mematuhi aturan valensi normal

Struktur resonansi seperti halnya struktur senyawa lain, harus memenuhi aturan oktet. Salah satu contohnya adalah satu dari resonan ion asetat tidak valid karena atom karbonnya memiliki lima ikatan dan sepuluh elektron ikatan

e. Bentuk hibrida resonan lebih stabil dibandingkan bentuk resonan secara individual.

Dengan kata lain, resonansi akan mengarahkan pada stabilitas. Semakin banyak bentuk resonannya maka senyawa tersebut semakin stabil.

1.            Sifat gelombang dari elektron berdasarkan teori atom modern

Model atom mekanika kuantum dikembangkan oleh Erwin Schrodinger (1926). Sebelum Erwin Schrodinger, seorang ahli dari Jerman Werner Heisenberg mengembangkan teori mekanika kuantum yang dikenal dengan prinsip ketidakpastian yaitu “Tidak mungkin dapat ditentukan kedudukan dan momentum suatu benda secara seksama pada saat bersamaan, yang dapat ditentukan adalah kebolehjadian menemukan elektron pada jarak tertentu dari inti atom”.

Daerah ruang di sekitar inti dengan kebolehjadian untuk mendapatkan elektron disebut orbital. Orbital menggambarkan tingkat energi elektron. Orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama atau hampir sama akan membentuk subkulit. Beberapa subkulit bergabung membentuk kulit. Dengan demikian, kulit terdiri atas beberapa subkulit dan subkulit terdiri atas beberapa orbital.  Schrodinger memecahkan suatu persamaan untuk mendapatkan fungsi gelombang untuk menggambarkan batas kemungkinan ditemukannya elektron dalam tiga dimensi.

Persamaan Schrodinger

Suatu elektron dalam atom digambarkan sebagai suatu gelombang. Dengan demikian, elektron dalam atom tidak mempunyai lintasan yang pasti seperti gambaran Rutherford-Bohr. Elektron berkedudukan dalam ruang yang dinyatakan dengan gelombang. Oleh karena lintasan elektron tidak jelas, disebut dengan kebolehjdian untuk menemukan elektron pada berbagai jarak dari inti dan pada berbaai gerak dalam ruang. Menurut Schrödinger elektron yang terikat pada inti atom dapat dianggap memiliki sifat sama seperti “standing wave”, anda bisa membayangkan gelombang standing wave ini seperti senar pada gitar. Ciri standing wave ini ujung-ujungnya harus memiliki simpul sehingga ½ gelombang yang dihasilkan berjumlah bilangan bulat.

Hal yang sama dapat diterapkan apabila kita menganggap elektron dalam atom hydrogen sebagai “standing wave”. Hanya orbit dengan dengan jumlah ½ gelombang tertentu saja yang diizinkan, orbit dengan jumlah ½ gelombang yang bukan merupakan bilangan bulat tidak diizinkan. Hal inilah penjelasan yang rasional mengapa energi dalam atom hydrogen terkuantisasi. 

Karena kebolehjadian menemukan elektron dalam orbital molekul sebanding dengan kuadrat fungsi gelombang, peta elektron nampak seperti fungsi gelombang. Suatu fungsi gelombang mempunyai daerah beramplitudo positif dan negatif yang disebut cuping (lobes). Tumpang tindih cuping positif dengan positif atau negatif dengan negatif dalam molekul akan memperkuat satu sama lain membentuk ikatan, tetapi cuping positif dengan negatif akan meniadakan satu sama lain tidak membentuk ikatan. Besarnya efek interferensi ini mempengaruhi besarnya integral tumpang tindih dalam kimia kuantum.

Ciri khas model atom mekanika gelombang yaitu :

1.    Gerakan elektron memiliki sifat gelombang, sehingga lintasannya (orbitnya) tidak stasioner seperti model Bohr, tetapi mengikuti penyelesaian kuadrat fungsi gelombang yang disebut orbital (bentuk tiga dimensi dari kebolehjadian paling besar ditemukannya elektron dengan keadaan tertentu dalam suatu atom)

2.    Bentuk dan ukuran orbital bergantung pada harga dari ketiga bilangan kuantumnya. (Elektron yang menempati orbital dinyatakan dalam bilangan kuantum tersebut)

3.    Posisi elektron sejauh 0,529 Amstrong dari inti H menurut Bohr bukannya sesuatu yang pasti, tetapi boleh jadi merupakan peluang terbesar ditemukannya elektron 

Dalam pembentukan molekul, orbital atom bertumpang tindih menghasilkan orbital molekul yakni fungsi gelombang elektron dalam molekul. Jumlah orbital molekul adalah jumlah atom dan orbital molekul ini diklasifikasikan menjadi orbital molekul ikatan, non-ikatan, atau antiikatan sesuai dengan besarnya partisipasi orbital itu dalam ikatan antar atom.

2.            Orbital ikatan dan anti ikatan

Orbital molekul adalah orbital-orbital dari dua atom yang saling tumpang tindih agar dapat menghasilkan ikatan kovalen. Teori orbital molekul menggambarkan ikatan kovalen melalui istilah orbital molekul yang dihasilkan dari interaksi orbital-orbital atom dari atom-atom yang berikatan dan yang terkait dengan molekul secara keseluruhan . Konstruksi orbital molekul dari orbital atom, bagian dalam pembentukan molekul.

Sebagian dari orbital molekul mempunyai energi yang lebih besar daripada energi orbital atom. Hal tersebut dikarenakan terbentuknya orbital dari orbital molekul pengikatan (bonding) dan orbital molekul antiikatan (antibonding). Pada bagian dalam elektron yang tidak diambil disebut elektron tidak berikatan (nonbonding) dan elektron tersebut mempunyai energi yan sama dengan energi yang dimiliki oleh atom-atom yang terpisah. Setiap jenis orbital secara umum mempunyai energi-energi yang relatif.

Orbital molecular ikat (bonding) yaitu orbital dengan rapatan electron ikat terpusat mendekat pada daerah antara kedua inti atom yang bergabung dan dengan demikian menghasilkan situasi yang lebih stabil. Orbital molecular antiikat (antibonding) yaitu orbital dengan rapatan electron ikat terpusat menjauh dari daerah antara inti atom yang bergabung dan menghasilkan situasi kurang stabil.

Berikut adalah perbedaan orbital molekul bonding dan antibonding:

A. Orbital Molekul Bonding
1. Dibentuk oleh penambahan tumpang tindih
2. Lebih stabil
3. Energi lebih kecil
4. Kepadatan elektron antara inti terikat lebih tinggi

B. Orbital Molekul antibonding
1. Dibentuk oleh pengurangan tumpang tindih
2. Kurang stabil
3. Energi lebih besar
4. Kepadatan elektron antara inti terikat lebih rendah

Syarat pembentukan orbital molekul ikatan yaitu :
(1) Cuping orbital atom penyusunnya cocok untuk tumpang tindih.
(2) Tanda positif atau negatif cuping yang bertumpang tindih sama.
(3) Tingkat energi orbital-orbital atomnya dekat.

"Orbital molekul, seperti orbital atom, dapat berisi dua elektron, satu dengan spin keatas dan yang lain dengan spin kebawah. Dalam orbital moleku pengikatan, pengikatan kovalen terjadi karena pemakaian bersama elektron-elektron (yang paling sering adalah pasangan elektron dengan spin yang berlawanan). Kerapatan elektron rata-rata yang terbesar berada di antara nukleinya dan cenderung untuk menarik nukleinya bersama-sama. Pemakaian bersama elektron itu sendiri tidaklah mencukupi untuk terjadinya ikatan kimia. Elektron yang dipakai pada orbital molekul antipengikatan secara bersama-sama cenderung untuk memaksa inti atau nekleinya berpisah, sehingga kekuatan ikatan tersebut menurun".

Misalnya, lima orbital molekul dalam hidrogen fluorida, HF, dibentuk dari orbital 1s hidrogen dan orbital 2s dan 2p fluor. Orbital ikatan 1σ mempunyai karakter fluorin, dan orbital 3σ anti ikatan memiliki karakter 1s hidrogen. Karena hidrogen hanya memiliki satu orbital 1s, tumpang tindih dengan orbital 2p fluor dengan karakter π tidak efektif, dan orbital 2p fluor menjadi orbital nonikatan. Karena HF memiliki delapan elektron valensi, orbital nonikatan ini menjadi homo.

3.            Orbital hibrida karbon

Hibridisasi adalah sebuah konsep bersatunya orbital-orbital atom membentuk orbital hibrid yang baru yang sesuai dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom. Konsep orbital-orbital yang terhibridisasi sangatlah berguna dalam menjelaskan bentuk orbital molekul dari sebuah molekul. 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.

Ø Jenis-jenis Hibridisasi

a. Hibrid sp³

Hibridisasi menjelaskan atom-atom yang berikatan dari sudut pandang sebuah atom. Untuk sebuah karbon yang berkoordinasi secara tetrahedal (seperti metana, CH₄), maka karbon haruslah memiliki orbital-orbital yang memiliki simetri yang tepat dengan 4 atom hidrogen. Konfigurasi keadaan dasar karbon adalah 1s² 2s² 2p_x¹ 2p_y¹ .Teori ikatan valensi memprediksikan, berdasarkan pada keberadaan dua orbital p yang terisi setengah, bahwa C akan membentuk dua ikatan kovalen, yaitu CH₂. Namun, metilena adalah molekul yang sangat reaktif (lihat pula:karbena), sehingga teori ikatan valensi saja tidak cukup untuk menjelaskan keberadaan CH₄. Pada CH₄, empat orbital hibrid sp³ bertumpang tindih dengan orbital 1s hidrogen, menghasilkan empat ikatan sigma. Empat ikatan ini memiliki panjang dan kuat ikat yang sama, sehingga sesuai dengan pengamatan.

b. Hibrid sp²

Senyawa karbon ataupun molekul lainnya dapat dijelaskan seperti yang dijelaskan pada metana. Misalnya etilena(C₂H₄) yang memiliki ikatan rangkap dua di antara karbon-karbonnya. Karbon akan melakukan hibridisasi sp² karena orbtial-orbital hibrid hanya akan membentuk ikatan sigma dan satuikatan pi seperti yang disyaratkan untuk ikatan rangkap dua di antara karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang dan kuat ikat yang sama. 

c. Hibrid sp

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