DAFTAR ISI Halaman Halaman Judul Kata Pengantar Daftar Isi, Tinjauan Mata Kuliah BAB I. Struktur molekul organik BAB II. Alkana dan sikloalakana BAB III. Alkena dan Alkuna BAB IV. Benzena BAB V. Alkil halida BAB VI. Alcohol dan Eter BAB VII. Aldehid dan Keton BAB VIII. Asam karboksilat BAB IX. Amina Daftar Pustaka Jawaban Pertanyaan Kunci Senarai
1
TINJAUAN MATAKULIAH A. Deskripsi Singkat Matakuliah Struktur molekul organik, cara penulisan, tatanama, struktur, sifat fisik, kegunaan, pembuatan dan reaksi-reaksi kimia pada senyawa alkana dan sikloalkana, alkena dan alkuna, senyawa aromatik, senyawa halogen, alkohol, fenol dan eter, aldehid dan keton, asam karboksilat, dan amina. Pembahasan terutama ditekankan pada struktur, sifat fisika dan kimianya. B. Kegunaan Matakuliah Mahasiswa dapat menggambarkan struktur, memberi nama dan menjelaskan reaksi yang terjadi pada molekul organik bergugus fungsi C. Standar Kompetensi Matakuliah Mendiskripsikan stuktur, tata nama, dan reaksi pada senyawa organik bergugus fungsi tunggal D. Susunan Urutan Bahan Ajar I. II. III. IV. V. VI. VII. VIII. IX.
Struktur molekul organik Alkana dan sikloalakana Alkena dan Alkuna Benzena Alkil halida Alcohol dan Eter Aldehid dan Keton Asam karboksilat Amina E. Petunjuk bagi Mahasiswa untuk Mempelajari Bahan Ajar
Bahan ajar ini disusun agar dapat memandu mahasiswa dalam matakuliah Kimia Organik I. Bacalah materi dalam bahan ajar ini sebelum kuliah, sehingga anda akan menemukan bahwa kuliah Kimia Organik itu lebih menarik dan mudah 2
dipahami. Sebagai bahan pengujian pemahaman anda, hendaknya anda mengerjakan soal-soal yang diberikan. Penting sekali untuk menulis jawaban anda daripada hanya merenungkan jawaban itu, karena dapat melatih menulis rumus dan struktur molekul organik sehingga dapat memperkuat pemahaman. Molekul organik bersifat tiga dimensi, sehingga penggunaan model molekul akan sangat membantu penggambaran struktur molekul.
3
BAB I. STRUKTUR MOLEKUL ORGANIK A. Kompetensi Dasar dan Indikator Kompetensi Dasar: Menggambarkan struktur molekul organik berdasarkan perkembangan teori struktur molekul organik Indikator: 1. Mendefinisikan kimia organik 2. Menjelaskan perkembangan teori tentang struktur molekul organik 3. Membedakan jenis ikatan dalam suatu senyawa 4. Menggambarkan struktur molekul organik berdasarkan teori yang telah ada 5. Menjelaskan teori asam basa Bronsted dan Lewis 6. Menerapkan teori resonansi dalam penulisan struktur resonansi molekul organik 7. Menjelaskan gaya tarikan antara molekul B. Deskripsi Singkat Dalam bab ini dijelaskan perbedaan senyawa organik dan anorganik, perkembangan teori struktur molekul organik, jenis ikatan dan gaya tarikan yang terdapat dalam suatu senyawa. Materi pada bab I ini merupakan dasar untuk dapat menggambarkan struktur molekul organik dengan benar. C. Materi A. Pendahuluan Apa itu kimia organik? Kenapa begitu banyak orang mempelajarinya? Dan kenapa anda harus mempelajarinya? Jawaban atas pertanyaan itu semua ada disekeliling anda. Setiap oragnisme hidup terdiri dari kimia organik. Protein yang membentuk rambut, kulit, dan jaringan, DNA yang mengontrol sifat genetik; makanan; pakaian; obat-obatan; semua kimia organik. Kimia organik adalah percabangan studi ilmiah dari ilmu kimia mengenai struktur, sifat, komposisi, reaksi, dan sintesis senyawa organik. Senyawa organik dibangun terutama oleh karbon dan hidrogen, dan dapat mengandung unsur-unsur lain seperti nitrogen, oksigen, fosfor, halogen dan belerang. Definisi asli dari kimia organik ini berasal dari kesalahpahaman bahwa semua senyawa organik pasti berasal dari organisme hidup, namun telah dibuktikan bahwa ada beberapa perkecualian. Bahkan sebenarnya, kehidupan juga sangat bergantung pada kimia anorganik; sebagai contoh, banyak enzim yang mendasarkan kerjanya pada logam transisi seperti besi dan tembaga, juga gigi dan tulang yang komposisinya merupakan campuran dari senyama organik maupun anorganik. Contoh lainnya 4
adalah larutan HCl, larutan ini berperan besar dalam proses pencernaan makanan yang hampir seluruh organisme (terutama organisme tingkat tinggi) memakai larutan HCl untuk mencerna makanannya, yang juga digolongkan dalam senyawa anorganik. Mengenai unsur karbon, kimia anorganik biasanya berkaitan dengan senyawa karbon yang sederhana yang tidak mengandung ikatan antar karbon misalnya oksida, garam, asam, karbid, dan mineral. Namun hal ini tidak berarti bahwa tidak ada senyawa karbon tunggal dalam senyawa organik misalnya metan dan turunannya. Aspek utama dari kimia organik adalah: 1. Penentuan struktur; bagaimana menemukan struktur dari senyawa-senyawa baru walaupun senyawa-senyawa tersebut ada hanya dalam jumlah kecil 2. Kimia organik teori; bagaimana untuk memahami struktur senyawa 3. Mekanisme Reaksi; bagaimana menemukan bagaimana senyawa bereaksi dengan yang lain dan bagaimana memperkirakan reaksi senyawa tersebut 4. Sintesis; bagaimana merancang senyawa baru dan kemudian menbuat senyawa tersebut 5. Kimia biologi; bagaimana mencari senyawa di alam, dan bagaimana struktur dari molekul yang aktif secara biologi tersebut dihubungkan pada keberadaannya. B. Teori Struktur Molekul Organik Studi kimia organik harus sampai pada tingkat molekul, karena sifat fisika dan kimia senyawa dijelaskan pada struktur dan ikatan dari molekul. Empat unsur, Hidrogen, Karbon, Oksigen, dan nitrogen merupakan unsur utama dari senyawa organik. Oleh karena itu, pengertian kita tentang kimia organik harus mulai dari struktur elektron dan sifat unsur-unsur ini. Ada tiga teori untuk menggambarkan struktur molekul organik, yaitu : 1. Teori Struktur Molekul Klasik = Teori Struktur Molekul Kekule Friedrich August Kekule von Stradonitz Lahir 7 September 1829 di Darmstadt, Germany, meninggal 13 July 1896 (aged 66) di Bonn, Germany
Struktur molekul kekule berdasarkan pada valensi atom penyusunnya, sehingga model atom dibuat seperti sebagai berikut : H-O-N-Cl -CHuruf menggambarkan atom, Garis menggambarkan valensi, disebut juga garis valensi. Struktur tsb terbentuk karena tumpang tindih garis valensi, yang disebut garis ikatan. ikatan tunggal terjadi jika dua atom diikat oleh 1 garis ikatan, ikatan rangkap dua terjadi jika dua atom diikat oleh 2 garis ikatan, ikatan rangkap tiga terjadi jika dua atom diikat oleh 3 garis ikatan Teori struktur klasik juga menjelaskan gugus fungsi, merupakan posisi kereaktifan kimia. Dua zat atau lebih yang mempunyai sifat kimia yang sama diduga mempunyai gugus fungsi yang sama. Transformasi zat dalam kimia 5
organik ternyata hanya transformasi gugus fungsi satu menjadi gugus fungsi lain. 2. Teori Struktur Lewis Gilbert N. Lewis, lahir 23 Oktober 1875, meninggal 23 Maret 1946 (usia 70 thn) di Berkeley, California
Teori struktur berdasarkan teori oktet. Kereaktifan atom tergantung pada tinggi rendahnya energi elektron. Elektron pada kulit terluar berenergi tinggi, sehingga elektron terluar ini yang menjadi penyebab adanya sifat mengikat dari atom. Elektron terluar = elektron valensi. Lewis memodifikasikan model atom Borh dengan teori struktur Kekule, yaitu: Atom dinyatakan dengan huruf, bulir menggambarkan inti dengan elektron-elektronnya. Elektron-elektron di kulit terluar digambarkan sebagai titik-titik yang mengelilingi bulir. Garis valensi menurut teori struktur kekule mempunyai arti fisik yaitu e tunggal. Teori kekule tidak menyadari adanya konsep pasangan e- yang menyendiri.
3. Teori Struktur Linus Pauling Linus Pauling , Lahir 28 February 1901 di Portland, Oregon, USA Meninggal 19 August 1994 (usia 93) di Big Sur, California, USA
Teori ini berdasarkan pada mekanika kuantum. Dari teori ini lahir konsep orbital, yaitu ruang disekitar inti yang kebolehjadian menemukan elektron besar. Energi kinetik elektron tsb tergantung pada : n = bilangan kuantum utama ; n = 1,2,3,… l = bilangan kuantum azimut ; m = 0,1,… (n-1) m = bilangan kuantum magnetik ; m = -1,0,+1 Contoh : n=1 l=0 terdapat 1 tingkat energi, yaitu orbital S n=2 l=0, m=0 1 orbital S l=1, m= -1,0,+1 3 orbital P (Px, Py, Pz) n=3 l=0, m=0 1 orbital S l=1, m= -1,0,+1 3 orbital P (Px, Py, Pz) l=2, m= -2,-1,0,+1,+2 5 orbital d 6
Dari nilai tsb maka : Nilai n menentukan tingkat energi atau besar orbital Nilai l menentukan bentuk orbital (s,p atau d) Nilai m menentukan arah dan jumlah orbital. Hibridisasi merupakan suatu konsep dari campuran orbital atom untuk membentuk orbital hibrida baru yang sesuai untuk gambaran kualitatif sifat-sifat ikatan atom. Orbital hibrida sangat berguna dalam menjelaskan bentuk orbital molekul suatu molekul. Bentuk atom tidak terhibridisasi (ground state): Orbital kosong, Orbital terisi satu, dan Orbital terisi dua. Bentuk atom tsb tidak dapat menerangkan struktur metana dan struktur berikatan rangkap, maka disusun konsep atom terhibridisasi, yaitu : a. Konsep Hibridisasi sp3 untuk menjelaskan struktur ikatan tunggal pada karbon. b. Konsep Hibridisasi sp2 untuk menjelaskan struktur ikatan rangkap dua pada karbon. c. Konsep Hibridisasi sp untuk menjelaskan struktur ikatan rangkap tiga pada karbon.
Empat orbital sp3 Tiga orbital sp2 Contoh dalam pembentukan metana, CH4. Karbon memiliki 4 orbital dengan simetri yang benar terhadap 4 atom hydrogen. Masalahnya adalah konfigurasi Karbon dalam keadaan dasar : 1s2 2s2 2px1 2py1 atau
Tahap pertama dalam hibridisasi adalah eksitasi satu elektron (atau lebih):
Gabungan dari gaya ini menciptakan fungsi matematika baru sebagai orbital terhibridisasi. Dalam kasus karbon berikatan dengan empat Hidrogen, maka 4 orbital diperlukan. Oleh karena itu orbital 2s dicampur dengan 3 orbital 2p untuk membentuk 4 hibrida sp3.
7
Dalam CH4, 4 orbital terhibridisasi sp3 tumpang tindih dengan orbital 1s hydrogen, menghasilkan 4 ikatan sigma (4 ikatan kovalen tunggal). Empat ikatan sama panjang dan dengan kekuatan yang sama.
dirubah dalam bentuk
Tabel 1. Contoh beberapa senyawa yang digambarkan dalam rumus Lewis dan rumus Kekule: Nama umum Rumus Molekul Rumus Lewis Rumus Kekulé
8
Metana CH4
Ammonia NH3 Etana C2H6 Metil Alkohol CH4O Etilena C2H4 Formaldehid CH2O
9
C. Bentuk Molekul Bentuk molekul adalah gambaran tentang susunan atom-atom dalam molekul berdasarkan susunan ruang pasangan elektron atom dalam pusat dalam molekul, pasangan elektron ini baik yang berikatan maupun yang bebas. Perlu untuk menggambarkan rumus struktur senyawa organik karena banyak kasus suatu rumus molekul tidak unik mewakili ikatan tunggal. (1) Rumus Molekul Rumus molekul dapat dengan sederhana memeberi tahu jumlah dan jenis atom pada suatu molekul, namun tidak menjelaskan bagaimana mereka bergabung. Rumus molekul sangat jarang digunakan dalam kimia organik, karena tidak bisa menginformasikan tentang ikatan dalam molekul. Satu-satunya tempat anda dapat menemuinya adalah dalam persamaan reaksi dari hidrokarbon sederhana. Sebagai contoh: Dalam kasus seperti ini, ikatan dalam molekul organik tidak begitu penting. (2) Rumus Struktur Rumus Struktur menjelaskan bagaimana berbagai atom berikatan. Ada banyak cara dalalm penulisannya dan anda perlu untuk mengenalnya. a. Rumus gambar Rumus gambar memperlihatkan semua ikatan pada molekul sebagai garis. Anda harus ingat bahwa tiap garis mewakili sepasang elektron bagian (shared elektron). Sebagai contoh, di bawah ini adalah model dari metana dan formula gambarnya:
Perhatikan cara metana digambar tidak sama sedikitpun dengan bentuk aslinya. Metana tidak datar dengan sudut 90°. Kesalahpahaman antara yang anda gambar dan bentuk sebenarnya ini bisa membawa ke masalah jika anda tidak berhati-hati. b. Cara umum untuk menggambar rumus struktur Untuk semua selain molekul yang paling sederhana, menggambar rumus struktur sangat merepotkan terutama pada ikatan karbon-hidrogen. Anda dapat menyederhanakan bagian dari formula tersebut dengan CH3 atau CH2 daripada menggambar seluruh ikatan. Sebagai contoh, asam etanoat dapat digambarkan dalam bentuk penuh dan bentuk sederhana sebagai:
Anda bahkan dapat menyederhanakan sampai dengan CH3COOH, dan mungkin anda akan memerlukannya saat menuliskan reaksi kimia yang berhubungan dengan sama etanoat. Tentu saja anda akan kehilangan sesuatu jika menggunakan cara ini, anda tidak dapat melihat secara langsung semua ikatan dan kerjanya. 10
c. Rumus struktur dalam 3 Dimensi Ada saat dimana sangat peting untuk menggambar struktur 3D dari bagian sebuah molekul. Untuk melakukan hal ini Ikatan ditampilkan menggunakan simbolsimbol konvensional:
Metana
ammonia
air
Dengan memakai Notasi ikatan konvensional, anda dapat menggambarnya, sebagai contoh: d. Rumus Skeletal (Rumus rangka) Pada rumus skeletal, semua atom hidrogen dihilangkan dari rantai karbon, meninggalkan rangka karbon dengan gugus fungsi terikat padanya. Contoh: butan-2-ol. Struktur normal dan struktur rangka terlihat seperti ini:
sikloheksana, C6H12,
D. Resonansi Rumus struktur Kekule merupakan aturan yang penting untuk memahami kimia organik. Walaupun demikian, struktur beberapa senyawa dan ion tidak dapat diwakili oleh satu rumus. Contohnya SO2 dan HNO3 bisa digambarkan oleh dua rumus yang ekivalen. 1) sulfur dioxida
2) asam nitrat
11
Jika hanya satu rumus untuk SO2 yang benar dan akurat, maka ikatan rangkap ke oksigen akan lebih pendek dan lebih kuat daripada ikatan tunggal. Dari percobaan menunjukkan bahwa molekul ini mempunyai sudut ikatan 120º dan mempunyai panjang ikatan S-O yang sama (1.432 Å), satu rumus adalah tidak mungkin, dan stukturnya adalah rata-rata dari 2 rumus tersebut. Distribusi elektron pada 2 atau lebih struktur yang paling mungkin untuk menghasilkan struktur elektronik hybrid disebut Resonansi. Struktur asam nitrat yang digambarkan terbaik sebagai hybrid resonansi dari dua struktur. Panah dua arah menggambarkan simbol resonansi. 3) formaldehyde Faktor-faktor berikut penting dalam mengevaluasi konstribusi masing-masing struktur kanonik menjadi struktur molekul aktual. 1. Jumlah ikatan kovalen dalam suatu struktur. (semakin besar ikatan, struktur sumbangan lebih penting dan stabil) 2. Pemisahan muatan formal. (pemisahan muatan menurunkan kestabilan dan kepentingan struktur sumbangan) 3. Elektronegativitas atom yang membawa muatan dan kerapatan muatan. (kerapatan muatan tinggi adalah destabilisasi. Muatan positive diakomodasi terbaik terhadap atom-atom dengan elektronegativitas rendah, dan muatan negatif pada atom elektronegativitas tinggi. Kestabilan hybrid resonansi selalu lebih besar daripada kestabilan stuktur kanonik lain. 4) karbon monoksida
E. Orbital Atom dan Orbital Molekul Model lebih detail dari ikatan kovalen membutuhkan kulit valensi dari orbital atom. Untuk unsur perioda kedua seperti C, N, dan O, orbital-orbital ini disusun atas 2s, 2px, 2py & 2pz. Distribusi spasial dari elektron-elektron yang menempati masing-masing orbital ini dilihat dalam gambar berikut:
12
Gambar 1. bentuk orbital atom Orbital Hibrida Untuk menjelaskan struktur metana (CH4), orbital 2s dan tiga orbital 2p harus dirubah ke empat orbital atom hibrida yang ekivalen, masing-masing memiliki 25% karakter s dan 75% karakter p, dan tersusun dalam sp3. Orbital hibrida ini memiliki orientasi spesifik, dan empat orbital tersebut terorientasi dalam bentuk tetrahedral.
Gambar 2. Pembentukan orbital hibrida sp3 Orbital Molekul Hanya elektron valensi dari atom-atom yang menempati orbital atom (AO), pasangan electron terbagi dari atom yang terikat secara kovalen diperkirakan sebagai orbital molekul (MO). Orbital molekul terbentuk dari gabungan 2 atau lebih orbital atom. Secara umum, gabungan orbital atom n selalu memberikan orbital molekul n. Molekul hydrogen merupakan contoh sederhana pembentukan orbital molekul. Dua orbital atom 1s bergabung untuk memberikan satu orbital molekul bonding sigma (σ) berenergy rendah dan 1 orbital molekul berenergi lebih tingi sebagai orbital antibonding. Orbital molekul bonding ditempati oleh 2 elektron dengan spin berlawanan, hasil dari ikatan kovalen.
Gambar 3. Pembentukan orbital molekul H2 13
Gambar 4. A. pembentukan orbital molekul σ dari 2 orbital p, B. Pembentukan orbital molekul σ dari 2 orbital sp3 Jenis lain dari orbital molekul (orbital π) bisa dibentuk dari dua orbital p dari overlap berdampingan, terlihat pada gambar 5A. karena ikatan yang terdiri dari orbital π (ikatan π) adalh lebih lemah dari ikatan sigma, ikatan π antara 2 atom terjadi hanya jika ikatan sigma sudah ada. Oleh karena itu, ikatan π umumnya ditemukan hanya sebagai suatu komponen ikatan kovalen rangkap 2 dan rangkap 3. Campuran orbital 2s dengan dua orbital 2p memberikan tiga orbital hibrida, dan meninggalkan satu orbital p yang tidak digunakan. Dua atom karbon terhibridisasi sp2 kemudian digabungkan bersama dengan ikatan sigma dan ikatan pi (sebagai ikatan rangkap 2), seperti terlihat pada gambar 5B.
Gambar 5. A. pembentukan orbital π dari dua orbital p, B. Pembentukan orbital molekul σ dan π dari dua atom karbon yang terhibridisasi sp2 14
F. Distribusi Muatan Jika pasangan electron dalam ikatan kovalen didonorkan dan dibagi secara mutlak sehingga tidak aka nada muatan local yang tetap dalam molekul. Muatan formal merupakan salah satu konsep dari teori lewis yang masih digunakan. Dengan konsep ini orang dapat menentukan apakah suatu zat yang stabil itu ion atau molekul netral, dapat dilihat pada senyawa berikut:
Muatan formal = (banyak e- valensi pada atom netral) – ½ (banyak e- dalam ikatan) - (banyak e-menyendiri) G. Ikatan kimia 1. Ikatan ion Ikatan ion (atau ikatan elektrokovalen) adalah jenis ikatan kimia yang dapat terbentuk antara ion-ion logam dengan non-logam (atau ion poliatomik seperti amonium) melalui gaya tarik-menarik elektrostatik. Dengan kata lain, ikatan ion terbentuk dari gaya tarik-menarik antara dua ion yang berbeda muatan. Misalnya pada garam meja (natrium klorida). Ketika natrium (Na) dan klor (Cl) bergabung, atom-atom natrium kehilangan elektron, membentuk kation (Na+), sedangkan atom-atom klor menerima elektron untuk membentuk anion (Cl-). Ion-ion ini kemudian saling tarik-menarik dalam rasio 1:1 untuk membentuk natrium klorida. Na + Cl → Na+ + Cl- → NaCl 2. Ikatan kovalen Ikatan kovalen adalah sejenis ikatan kimia yang dikarakterisasikan oleh pasangan elektron yang saling terbagi (kongsi elektron) di antara atom-atom yang berikatan. Singkatnya, stabilitas tarikan dan tolakan yang terbentuk di antara atom-atom ketika mereka berbagi elektron dikenal sebagai ikatan kovalen. Ikatan kovalen merangkumi banyak jenis interaksi, yaitu ikatan sigma, ikatan pi, ikatan logam-logam, interaksi agostik, dan ikatan tiga pusat dua elektron. Istilah bahasa Inggris untuk ikatan kovalen, covalent bond, pertama kali muncul pada tahun 1939. Awalan co- berarti bersama-sama, berasosiasi dalam sebuah aksi, berkolega, dll.; sehingga "co-valent bond" artinya adalah atom-atom yang saling berbagi "valensi", seperti yang dibahas oleh teori ikatan valensi. Pada molekul H2, atom hidrogen berbagi dua elektron via ikatan kovalen. Kovalensi yang sangat kuat terjadi di antara atom-atom yang memiliki elektronegativitas yang mirip. Oleh karena itu, ikatan kovalen adalah ikatan antara dua atom yang 15
berunsur sama, melainkan hanya pada elektronegativitas mereka. Oleh karena ikatan kovalen adalah saling berbagi elektron, maka elektron-elektron tersebut perlu ter-delokalisasi. Lebih jauh lagi, berbeda dengan interaksi elektrostatik ("ikatan ion"), kekuatan ikatan kovalen bergantung pada relasi sudut antara atomatom pada molekul poliatomik.
Gambar 1. Ikatan kovalen pada molekul metana
H. Gaya antarmolekul Gaya antarmolekul adalah gaya elektromagnetik yang terjadi antara molekul atau antara bagian yang terpisah jauh dari suatu makromolekul. Gaya-gaya ini dapat berupa kohesi antara molekul serupa, seperti contohnya pada tegangan permukaan, atau adhesi antara molekul tak serupa, contohnya pada kapilaritas. Gaya-gaya ini, dimulai dari yang paling kuat, terdiri dari: interaksi ionik, ikatan hidrogen, interaksi dwikutub (dipole), dan gaya Van der Waals. 1. Ikatan hydrogen Dalam kimia, ikatan hidrogen adalah sejenis gaya tarik antarmolekul yang terjadi antara dua muatan listrik parsial dengan polaritas yang berlawanan. 16
Walaupun lebih kuat dari kebanyakan gaya antarmolekul, ikatan hidrogen jauh lebih lemah dari ikatan kovalen dan ikatan ion. Dalam makromolekul seperti protein dan asam nukleat, ikatan ini dapat terjadi antara dua bagian dari molekul yang sama. dan berperan sebagai penentu bentuk molekul keseluruhan yang penting. Ikatan hidrogen terjadi ketika sebuah molekul memiliki atom N, O, atau F yang mempunyai pasangan elektron bebas (lone pair electron). Hidrogen dari molekul lain akan berinteraksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi mulai dari yang lemah (1-2 kJ mol-1) hingga tinggi (>155 kJ mol-1). Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh perbedaan elektronegativitas antara atom-atom dalam molekul tersebut. Semakin besar perbedaannya, semakin besar ikatan hidrogen yang terbentuk. Ikatan hidrogen mempengaruhi titik didih suatu senyawa. Semakin banyak ikatan hidrogennya, semakin tinggi titik didihnya. Namun, khusus pada air (H2O), terjadi dua ikatan hidrogen pada tiap molekulnya. Akibatnya jumlah total ikatan hidrogennya lebih besar daripada asam florida (HF) yang seharusnya memiliki ikatan hidrogen terbesar (karena paling tinggi perbedaan elektronegativitasnya) sehingga titik didih air lebih tinggi daripada asam florida.
Gambar 6. Ikatan hidrogen dalam senyawa organik 17
Tabel 2. Titik didih beberapa senyawa organik Senyawa
Rumus molekul
Berat molekul
Titik Didih
Titik Leleh
dimetil eter
CH3OCH3
46
–24ºC
–138ºC
etanol
CH3CH2OH
46
78ºC
–130ºC
propanol
CH3(CH2)2OH
60
98ºC
–127ºC
dietil eter
(CH3CH2)2O
74
34ºC
–116ºC
propil amina
CH3(CH2)2NH2
59
48ºC
–83ºC
metilaminoetana
CH3CH2NHCH3
59
37ºC
trimetilamina
(CH3)3N
59
3ºC
–117ºC
etilene glicol
HOCH2CH2OH
62
197ºC
–13ºC
Asam asetat
CH3CO2H
60
118ºC
17ºC
etilena diamina
H2NCH2CH2NH2
60
118ºC
8.5ºC
Tabel 3. Titik didih senyawa alkana Senyawa
Rumus Molekul
pentane
CH3(CH2)3CH3
36ºC
–130ºC
hexane
CH3(CH2)4CH3
69ºC
–95ºC
heptane
CH3(CH2)5CH3
98ºC
–91ºC
octane
CH3(CH2)6CH3
126ºC
–57ºC
nonane
CH3(CH2)7CH3
151ºC
–54ºC
decane
CH3(CH2)8CH3
174ºC
–30ºC
106ºC
+100ºC
tetramethylbutane (CH3)3C-C(CH3)3
Titik Didih Titik Leleh
2. Gaya van der walls Gaya van der Waals dalam ilmu kimia merujuk pada jenis tertentu gaya antar molekul. Istilah ini pada awalnya merujuk pada semua jenis gaya antar molekul, dan hingga saat ini masih kadang digunakan dalam pengertian tersebut, tetapi saat ini lebih umum merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol. Hal ini mencakup gaya yang timbul dari dipol tetap (gaya Keesom), dipol rotasi atau bebas (gaya Debye) serta pergeseran distribusi awan elektron (gaya London). Nama gaya ini diambil dari nama kimiawan Belanda Johannes van der Waals, yang pertama kali mencatat jenis gaya ini. Potensial Lennard-Jones sering digunakan sebagai model hampiran untuk gaya van der Waals sebagai fungsi dari waktu. Interaksi van der Waals teramati pada gas mulia, yang amat stabil dan cenderung tak berinteraksi. Hal ini menjelaskan sulitnya gas mulia untuk 18
mengembun. Tetapi, makin besar ukuran atom gas mulia (makin banyak elektronnya) makin mudah gas tersebut berubah menjadi cairan. 3. Gaya Tarik Dipol – dipol Molekul yang mempunyai momen dipol permanen dikatakan sebagai polar. Seperti gambar 6.
Gambar 7. Molekul diatom kovalen polar Perhatikan bahwa anak panah yang menyatakan kepolaran digambar dari muatan positif parsial ke muatan negatif parsial. Perhatikan pada gambar.
Gambar 8. Molekul tri atom polar dan non polar Arah vektor menuju ke atom yang lebih elektronegatif ujung plus menunjukkan ke atom yang kurang elektronegatif. Gaya tarik antar dua molekul polar disebut Gaya tarik dipol-dipol. Tarikan ini lebih kuat dari pada tarikan antara molekul-molekul non polar. H. Reaktivitas Kimia Beberapa istilah yang harus dipahami: Reaksi kimia: transformasi yang menghasilkan perubahan komposisi, kedudukan dan atau konfigurasi suatu senyawa. Reaktan atau Substrat; senyawa organik yang mengalami perubahan dalam reaksi kimia. Reaktan sering (tetapi tidak selalu) lebih besar dan lebih kompleks dalam system reaksi. Reagen: partner dari reaktan dalam reaksi kimia. Reagen bias organik, anorganik; kecil atau besar; gas liquid atau padat. 19
Produk: hasil akhir dari reaksi. Kondisi Reaksi: kondisi lingkungan reaksi yang terjadi secara optimal, seperti temperature, tekanan, katalis dan pelarut. Reaksi kimia umumnya ditulis dengan persamaan: Reagen
Reaktan
Produk
Kondisi reaksi Klasifikasi Reaksi Kimia Organik 1. Klasifikasi berdasarkan perubahan struktur Ada 4 kelompok reaksi: Reaksi Adisi
Reaksi Eliminasi
Reaksi Substitusi
Reaksi Penataan ulang
2. Klasifikasi berdasarkan jenis reaksi a. Keasaman dan Kebasaan Reaksi asam basa paling sederhana dikenali dan dipahami Beberapa kelompok senyawa organik mempunyai sifat sebagai asam atau basa, sehingga kita perlu mengidentifikasi aspek kimianya Banyak reaksi oragnik dikatalisis oleh asam dan atau basa. Ada 2 teori asam –basa; Brønsted theory dan Lewis theory. (1) Brønsted Asam adalah donor proton, Basa adalah aseptor proton. Dalam reaksi asam basa, masing-masing sisi kesetimbangan mempunyai reaktan asam dan basa atau produk, dan bias sebagai spesi netral atau berupa ion. H-A + B:(–) A:(–) + B-H (asam1) (basa1) (basa2) (asam2) Pasangan asam-basa yang berhubungan secara struktur, seperti {H-A dan A:(–)} atau {B:(–) dan B-H} disebut pasangan konyugasi. Senyawa yang bisa bertindak sebagai asam dan basa seperti air, disebut ampoter. Cl:(–) + H3O(+) (basa) (asam)
H-Cl + H2O (asam) (basa) 20
NH4(+) + HO(–) (asam) (basa)
H3N: + H2O (basa) (asam) Kekuatan relatif gugus asam atau basa
H3O(+) + A:(–)
H-A + H2O
Asam kuat mempunyai basa konyugasi lemah, Asam lemah mempunyai basa konyugasi kuat Tabel 4. Contoh kesetimbangan asam basa Brønsted : Reaksi asam basa
Asam konyugasi
Basa konyugasi
Ka
pKa
HBr H3O(+)
Br(–) H2O
105
-5
HBr + H2O
H3O(+) Br(–)
CH3CO2H H2O
H3O(+) + CH3CO2(–)
CH3CO2H H3O(+)
CH3CO2(–) H2O
1.77*10-5
4.75
H3O(+) + C2H5O(–)
C2H5OH H3O(+)
C2H5O(–) H2O
10-16
16
H3O(+) NH2(–)
NH3 H3O(+)
NH2(–) H2O
10-34
34
C2H5OH H2O
+ +
NH3 + H2O
+
+
Tabel 5. Kebasaan; pKa + pKb = 14. Reaksi Asam Basa
Asam konyugasi
Basa konyugasi
K
pK
Kb = -5 1.8*10
pKb = 4.74
NH3 + H2O
NH4(+) OH(–)
+
NH4(+) H2O
NH3 OH(–)
NH4(+) H2O
H3O(+) NH3
+
NH4(+) H3O(+)
NH3 H2O
+
Ka = 5.5*10 10
pKa = 9.25
(2) Lewis Asam adalah aseptor pasangan electron, dan basa adalah donor pasangan elektron. Basa Lewis juga Basa Brønsted; meskipun banyak asam lewis seperti BF3, AlCl3 dan Mg2+, bukan asam Lewis. Produk reaksi asam basa Lewis adalah netral, 21
dipolar atau kompleks bermuatan. Contoh kesetimbangan asam basa Lewis adalah:
Asam-Basa Lewis banyak digunakan dalam Kimia Organik. Elektrofil berhubungan dengan asam Lewis, Nukleofil berhubungan dengan Basa Lewis. Elektrofil adalah atom yang kekurangan electron, ion atau molekul yang memiliki afinitas terhadap pasangan electron, dan akan berikatan ke basa atau nukleofil Nukleofil adalah atom, ion, atau molekul yang memiliki pasangan electron yang bisa didonorkan dalam ikatan ke suatu elektrofil (atau suatu asam Lewis). b. Reaksi Oksidasi dan Reduksi Atom C memiliki tingkat oksidasi -4 (misal pada CH4) sampai +4 (misal pada CO2) tergantung pada senyawanya. Tetapi kita tidak perlu menentukan tingkat oksidasi absolute masing-masing atom karbon dalam molekul, tetapi hanya perubahan tingkat oksidasi dari atom C yang terlibat dalam transfromasi kimia. Untuk menentukan apakah atom C mengalami perubahan redoks selama reaksi kita hanya mencatat perubahan jumlah ikatan ke Hidrogen dan jumlah ikatan ke atom yang lebih elektronegatif seperti O, N, F, Cl, Br, I, & S. Ikatan ke atom C lain diabaikan: 1. Jika jumlah atom H yang terikat ke atom C bertambah, dan atau jika jumlah ikatan ke atom yang lebih elektronegatif berkurang, C direduksi. 2. Jika jumlah atom H yang terikat ke atom C berkurang, dan atau jika jumlah ikatan ke atom yang lebih elektronegatif bertambah, C dioksidasi 22
3. Jika tidak ada perubahan dalam jumah ikatan, atom C tidak berubah tingkat oksidasinya. Contoh pada reaksi adisi sikloheksana. Atom C warna biru tereduksi, Atom C warna merah dioksidasi.
3. Klasifikasi berdasarkan gugus fungsi Gugus fungsi adalah atom-atom atau kelompok kecil atom-atom (biasanya 24) yang memperlihatkan reaktivitas spesifik jika diperlakukan dengan reagen tertentu. Tabel 6. Gugus Fungsi: Rumus gugus Nama kelompok Contoh spesifik Nama IUPAC Nama umum Alkene
H2C=CH2
Ethene
Ethylene
Alkyne
HC≡CH
Ethyne
Acetylene
Arene
C6H6
Benzene
Benzene
23
Rumus
Tabel 8. Gugus fungsi dengan ikatan rangkap ke heteroatom Nama gugus kelompok Contoh spesifik Nama IUPAC Nama umum Nitril
H3C-CN
Etananitril
Asetonitril
Aldehid
H3CCHO
Etanal
Asetaldehyd
Keton
H3CCOCH3
Propanon
Aseton
Asam karboksilat
H3CCO2H
Asam Ethanoat
Asam Asetat
Ester
H3CCO2CH2CH3 Etil etanoat
Asam Halida H3CCOCl
Etanoyl khlorida
Etil asetat
Asetil khlorida
Amida
N,NN,NH3CCON(CH3)2 Dimetiletanam Dimetilasetamida ida
Asam anhidrida
(H3CCO)2O
24
Etanoat anhydrida
Asetat anhydrida
Tabel 7. Gugus fungsi dengan ikatan tunggal ke heteroatom: Rumus gugus Nama kelompok Contoh spesifik Nama IUPAC Nama umum Halide
H3C-I
Iodomethane
Methyl iodide
Alcohol
CH3CH2OH
Ethanol
Ethyl alcohol
Ether
CH3CH2OCH2CH3 Diethyl ether
Amine
H3C-NH2
Aminomethane Methylamine
Nitro Compound
H3C-NO2
Nitromethane
Thiol
H3C-SH
Methanethiol
Sulfide
H3C-S-CH3
Dimethyl sulfide
25
Ether
Methyl mercaptan
D. Daftar Bacaan Tambahan 1. Fessenden, R.J., and J S Fessenden, 1997, Kimia Organik, Alih Bahasa A.H Pudjaatmaja, Jilid 2, Edisi ketiga, Jakarta: Erlangga 2. Paul R Young, 2000, Organic Chemistry On Line, University of Illinois Chicago 3. Solomons, 2000, Organic Chemistry, 6th edition, Wiley and sons E. Pertanyaan Kunci (pertanyaan singkat untuk menguji mahasiswa apakah indikator sudah tercapai) F. Soal
G. Tugas
26
