SISTEM NOMENKLATUR DAN ISOMER STRUKTUR SENYAWA HIDROKARBON

Sistem Nomenklatur

 Tata nama senyawa organik dalam sistim nomenklatur adalah metode sistematis penamaan senyawa kimia organik seperti yang direkomendasikan oleh International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC). Hal ini dijelaskan dalam buku Nomenklatur Kimia Organik (dalam bahasa informal disebut Blue Book). Idealnya, setiap senyawa organik yang mungkin harus memiliki nama yang merupakan rumus struktur yang jelas dan dapat dibuat.

Senyawa karbon merupakan senyawa yang jenis dan jumlahnya sangat banyak. Oleh karena itu, diperlukan cara penamaan senyawa karbon yang sistematis. Nama senyawa karbon dapat memberi informasi tentang rumus molekul dan strukturnya. Pemberian nama senyawa karbon didasarkan pada aturan IUPAC (International Union and Pure Applied Chemistry). 

Dalam senyawa Hidrokarbon             ada bagian penting dalam penamaannya yaitu; prefix, parent dan suffix.

a. Prefix

 Prefix (awalan) berisi identitas, lokasi dan nomor cabang dari senyawa hidrokarbon. Seperti metil, etil, propil, iso propil, dan lain sebagainya.

b. Perent 

Parent berisi mengindikasikan jumlah atom karbon pada rantai utama. Contoh penamaan hidrokarbon berdasarkan jumlah atom karbon:

Jumlah karbon	1	2	3	4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	20	30
Awalan	Met-	Et-	Prop-	But-	Pent-	Heks-	Hept-	Okt-	Non-	Dek-	Undek-	Dodek-	Tridek-	Tetradek-	Pentadek-	Eikos-	Triakont

c. Suffix

Suffix (akhiran)  berisi mengindikasikan gugus yang ada dalam senyawa hidrokarbon tersebut. Seperti alkana, alkena, alkuna, dan lain-lain

Pada reaksi Grignard :

R-Mg-X

R(gugus alkil) berfungsi sebagai Parent

Mg berfungsi sebagai Prefix

X (halida) berfungsi sebagai Sufix

Rumus =          Awalan(Prefix) + Induk(Parent) + Akhiran(suffix)

                                                                                             

 

Isomer struktural

Isomer adalah molekul yang memiliki rumus molekul sama, tetapi memiliki pengaturan yang berbeda dari atom dalam ruang. Dalam isomer struktur, atom diatur dalam urutan yang sama sekali berbeda. Hal ini lebih mudah untuk melihat dengan contoh-contoh spesifik.

Isomer struktural adalah senyawa dari rumus kimia yang sama yang memiliki struktur dan sifat yang berbeda didasarkan pada bagaimana konstituen atom mereka diurut. Ada tiga jenis isomer, yaitu : 

1. Isomer menurut Strukturnya

            isomer yang disebabkan oleh perbedaan susunan rantai karbon. Dalam isomer rantai, Isomer ini muncul karena kemungkinan percabangan rantai karbon. Sebagai contoh, ada dua isomer dari C₄H₁₀ yaitu 1 butana dan 2 metil-propana . Dalam salah satu dari mereka, atom karbon terletak pada “rantai lurus” sedangkan yang lain rantai bercabang. Dari segi sifat fisiknya titik didih butana lebih tinggi dari pada titik didih 2 metil-propana. Dari segi sifat kimianya 2 metil-propana lebih tidak stabil karena halangan sterik nya yang besar sehingga lebih reaktif dibandingkan dengan butana.

2. Isomer menurut posisinya

Pada isomer posisi, kerangka utama karbon tetap tidak berubah. Namun atom-atom yang penting bertukar posisi pada kerangka tersebut. Sebagai contoh, ada dua isomer struktural dengan rumus molekul C₃H₇Cl yaitu 1-kloropropana dan 2-kloropropana . Dalam salah satu dari mereka atom klorin di ujung rantai, sedangkan yang lain itu melekat di tengah. 1-kloropropana lebih tidak stabil sehingga paling mudah bereaksi dan paling mudah tersubstitusi karena atom Cl hanya dekat dengan 2 atom H dikarenakan letak Cl yang berada diujung rantai. Sedangkan pada 2-kloropropana lebih stabil sehingga sukar bereaksi dan sukar tersubstitusi karena atom Cl mempunyai kedekatan dengan atom H yang lebih banyak dikarenakan letak Cl yang berada ditengah. 

3. Isomer menurut fungsinya

isomer struktur yang memiliki rumus molekul yang sama, namun atom-atomnya terhubung dengan cara lain sehingga membentuk gugus fungsi yang berbeda.  

 

 

PERTANYAAN :

Mengapa sudut ikatan antara H-C-C (121⁰) lebih besar dibandingkan sudut ikatan H-C-H (117⁰)? 

JAWABAN : 

Hal ini dikarenakan senyawa tersebut termasuk kedalam senyawa alkena sehingga atom Karbon akan melakukan hibridisasi sp2 dan orbtial-orbital hibrid hanya akan membentuk ikatan sigma dan satu ikatan pi (π) seperti yang disyaratkan untuk ikatan rangkap dua di antara karbon-karbon.  Dalam hibridisasi sp² , orbital 2s hanya bergabung dengan 2 orbital 2p membentuk 3 orbital sp² dengan satu orbital p tersisa. Dalam etana , dua atom karbon membentuk sebuah ikatan sigma dengan bertumpang tindih dengan dua orbital sp² karbon lainnya dan setiap karbon membentuk dua ikatan kovalen dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp² yang bersudut 121°. Ikatan pi antara atom karbon tegak lurus dengan bidang molekul dan dibentuk oleh tumpang tindih 2p-2p oleh sebab itu besar sudut pada ikatan H-C-C pada etana lebih besar dibandingkan pada ikatan H-C-H. Ditambah lagi panjang ikatan rangkap tiga lebih pendek bila dibandingkan dengan ikatan rangkap dua dan ikatan tunggal, ikatan rangkap dua lebih pendek dari ikatan tunggal. Dan ikatan C dengan H lebih pendek dari ikatan tunggal antara C dengan C. Panjang dan kekuatan suatu ikatan tergantung dari hibridisasi dari atom yang saling berikatan. Semakin besar karakter s dalam orbital yang digunakan atom-atom untuk membentuk ikatan, semakin pendek dan kuat ikatan tersebut.

 

HIBRIDISASI ORBITAL

HIBRIDISASI

Pengertian Hibridisasi dalam kimia 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-teori tentang hibridisasi dijelaskan berdasarkan proses penggabungan orbital-orbital atom yang digunakan elektron yang saling berikatan (teori ikatan valensi).

Hibridisasi  tidak hanya menyangkut tingkat energi, tetapi juga bentuk orbital gambar. Berdasarkan teori Hibridisasi, sebagai contoh C dengan 4 orbital hibrida sp3 (peletakan angka tiga merupakan pangkat dari sp), dapat membentuk 4 ikatan kovalen yang equivalen. Jadi, hibridisasi adalah peleburan orbital-orbital dari tingkat energi yang berbeda menjadi orbital-orbital yang setingkat.

Sejarah perkembangan
Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling dalam menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH4). Secara historis, konsep ini dikembangkan untuk sistem-sistem kimia yang sederhana, namun pendekatan ini selanjutnya diaplikasikan lebih luas, dan sekarang ini dianggap sebagai sebuah heuristik yang efektif untuk merasionalkan struktur senyawa organik.
Sangatlah penting untuk dicatat bahwa orbital adalah sebuah model representasi dari tingkah laku elektron-elektron dalam molekul. Dalam kasus hibridisasi yang sederhana, pendekatan ini didasarkan pada orbital-orbital atom hidrogen. Orbital-orbital yang terhibridisasikan diasumsikan sebagai gabungan dari orbital-orbital atom yang bertumpang tindih satu sama lainnya dengan proporsi yang bervariasi. Orbital-orbital hidrogen digunakan sebagai dasar skema hibridisasi karena ia adalah salah satu dari sedikit orbital yang persamaan Schrödingernya memiliki penyelesaian analitis yang diketahui. Orbital-orbital ini kemudian diasumsikan terdistorsi sedikit untuk atom-atom yang lebih berat seperti karbon, nitrogen, dan oksigen. Dengan asumsi-asumsi ini, teori hibridisasi barulah dapat diaplikasikan. Perlu dicatat bahwa kita tidak memerlukan hibridisasi untuk menjelaskan molekul, namun untuk molekul-molekul yang terdiri dari karbon, nitrogen, dan oksigen, teori hibridisasi menjadikan penjelasan strukturnya lebih mudah.
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.
Pembentukan ikatan dalam senyawa harus sesuai dengan aturan hibridisasi yaitu :
1. Orbital yang bergabung harus mempunyai tingkat energi sama atau hampir sama
2. Orbital hybrid yang terbentuk sama banyaknya dengan orbital yang bergabung.
3. Dalam hibridisasi yang bergabung adalah orbital bukan electron

Pembentukan orbital hybrid melalui proses ibridisasi adalah sebagai berikut :

1.   Salah satu electron yang berpasangan berpromosi ke orbital yang lebih tinggi tingkat energinya sehingga jumlah electron yang tidak berpasangan sama dengan jumlah ikatan yang akan terbentuk. Atom yang sedemikian disebut dalam keadaan tereksitasi. Promosi yang mungkin adalah dari ns ken p dan ns ke ns ke nd atau (n-1)d
2. Penggabungan orbital mengakibatkan kerapatan electron lebih besar di daera orbital hybrid. 
3. Terjadi tumpang tindih orbital hybrid dengan orbital atom lain sehingga membentuk ikatan kovalen atau kovalen koordinasi. 

PROSES HIBRIDISASI

Proses hibridisasi berlangsung dalam tahap-tahap berikut :

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

(2)     Orbital-orbital bercampur atau berhibridisasi membentuk orbital hibrida yang ekivalen.

Contoh 1      : Be mempunyai konfigurasi elektron 1s² 2s². Satu elektron dari 2s mengalami promosi menghasilkan konfigurasi 1s² 2s¹ 2p¹x. Orbital 2s dan 2p¹x berhibridisasi membentuk dua orbital hibrida sp yang ekivalen berbentuk garis lurus.

Contoh 2      : B mempunyai konfigurasi elektron terluar 2s² 2p¹. Suatu elektron dari 2s mengalami promosi menghasilkan konfigurasi elektron 2s¹ 2p¹x 2p¹y. Orbital 2s 2p_x dan 2p_y berhibridisasi membentuk tiga orbital hibrida sp2 yang ekivalen berbentuk segitiga datar.

Contoh 3      : C mempunyai konfigurasi elektron terluar 2s2 2p2. Satu elektron dari 2s mengalami promosi menghasilkan konfigurasi elektron 2s1 2p1x 2p1y 2p1z. Orbital 2s. 2px. 2py dan 2pz berhibridisasi membentuk 4 orbital hibrida sp3 yang ekivalen berbentuk tetrahedral.

Contoh 4      : P mengalami konfigurasi elektron terluar 3s2 3p3. Satu elektron dari 3s mengalami promosi menghasilkan konfigurasi elektron 3s1 3p1x 3p1y 3p1z 3d1. Orbital 3s, 3px, 3py, 3pz dan 3d1z membentuk 5 orbital hibrida sp3d yang ekivalen berbentuk trigonal bipiramida.

Contoh 5      : S mempunyai konfigurasi elektron terluar 3s2 3p4. Satu elektron dari 3s dan satu elektron dari 3p mengalami promosi menghasilkan konfigurasi elektron 3s¹ 3p²x 3p¹y 3p¹z 3d¹ 3d¹_x2-y2. Keenam orbitak diatas berhibridisasi membentuk 6 orbital hibrida sp3d2 yang ekivalen dengan bentuk oktahedral.

Proses hibridisasi pada pembentukan BeCl2, BCl3, CH4, PCl5 dan SF6 dapat dilihat pada bagan-bagan berikut :

a. Proses hibridisasi pada pembentukan BeCl2

b. Proses hibridisasi pada pembentukan BCl3

c. Proses hibridisasi pada pembentukan CH4

d. Proses hibridisasi pada pembentukan PCl5

e. Proses hibridisasi pada pembentukan SF6

(3)   Dalam hibridisasi, yang bergabung adalah orbital bukan elektron

(4)   Sebagian besar orbital hibrid bentuknya mirip tetapi tidak selalu identik.

 

A. Hibrid Sp
Salah satu contoh orbital sp terjadi pada Berilium diklorida. Berilium mempunyai 4 orbital dan 2 elektron pada kulit terluar. Pada hibridisasi Berilium dijelaskan bahwa orbital 2s dan satu orbital 2p pada Be terhibridisasi menjadi 2 orbital hibrida sp dan orbital 2p yang tidak tribridisasi. Diagram hibridisasinya sebagai berikut :

Hibridisasi sp membentuk geometri linear dengan sudut 180°. Terjadi pada BeH2 dan BeCl2

B. Hibrid sp2
Salah satu contoh orbital hirbid sp2 diasumsikan terjadi pada Boron trifluorida. Boron mempunyai 4 orbital tapi hanya 3 eletron pada kulit terluar. Hibridisasi boron mengkombinasikan 2s dan 2 orbital 2p menjadi 3 orbital hybrid sp2 dan 1 orbital yang tidak mengalami hibridisasi. Skema hibridisasi Boron adalah sebagai berikut :

Orbital hybrid sp2 menjadi bentuk trigonal planar dengan sudut ikatan120°.

C. 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 2px1 2py1 atau lebih mudah dilihat:

(Perhatikan bahwa orbital 1s memiliki energi lebih rendah dari orbital 2s, dan orbital 2s berenergi sedikit lebih rendah dari orbital-orbital 2p)
 

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, sehingga teori ikatan valensi saja tidak cukup untuk menjelaskan keberadaan CH4.
Lebih lanjut lagi, orbital-orbital keadaan dasar tidak bisa digunakan untuk berikatan dalam CH4. Walaupun eksitasi elektron 2s ke orbital 2p secara teori mengijinkan empat ikatan dan sesuai dengan teori ikatan valensi, hal ini berarti akan ada beberapa ikatan CH4 yang memiliki energi ikat yang berbeda oleh karena perbedaan arah tumpang tindih orbital. Gagasan ini telah dibuktikan salah secara eksperimen, setiap hidrogen pada CH4 dapat dilepaskan dari karbon dengan energi yang sama.
Untuk menjelaskan keberadaan molekul CH4 ini, maka teori hibridisasi digunakan. Langkah awal hibridisasi adalah eksitasi dari satu (atau lebih) elektron:

Proton yang membentuk inti atom hidrogen akan menarik salah satu elektron valensi karbon. Hal ini menyebabkan eksitasi, memindahkan elektron 2s ke orbital 2p. Hal ini meningkatkan pengaruh inti atom terhadap elektron-elektron valensi dengan meningkatkan potensial inti efektif.
Kombinasi gaya-gaya ini membentuk fungsi-fungsi matematika yang baru yang dikenal sebagai orbital hibrid. Dalam kasus atom karbon yang berikatan dengan empat hidrogen, orbital 2s dengan tiga orbital 2p membentuk hibrid sp3 menjadi

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.

sama dengan

Menurut teori hibridisasi orbital, elektron-elektron valensi metana seharusnya memiliki tingkat energi yang sama, namun spektrum fotoelekronnya menunjukkan bahwa terdapat dua pita, satu pada 12,7 eV (satu pasangan elektron) dan satu pada 23 eV (tiga pasangan elektron). Ketidakkonsistenan ini dapat dijelaskan apabila kita menganggap adanya penggabungan orbital tambahan yang terjadi ketika orbital-orbital sp3 bergabung dengan 4 orbital hidrogen.

D. Orbital hibrida sp3d dan sp3d2
Hibridisasi sp3d pada PC15. Pada PCl5, atom pusat Pospor dengan nomor atom P mempunyai konfigurasi electron valensi ls22s22p63s23p3. Pada PC15 terdapat 5 ikatan kovalen, jadi Phospor harus mempunyai 5 orbital yang setengah penuh. Dengan menerima energy, konfigurasi Phospor pada keadaan tereksitasi menjadi ls22s22p63s13p33d1 . oleh karena itu terdapat 1 orbital s, 3 orbital p dan 1 orbital d yang akan berhibridisasi membentuk 5 orbital hibrida sp3d. geometri yang terbentuk dari orbital ini adalah trigonal piramida dengan sudut 120°.

Hibridisasi sp3d2 pada SF6. Molekul SF6 mempunyai atom pusat S dengan nomor atom 16 dan mempunyai konfigurasi electron [Ne]3s23p4 pada keadaan dasar. SF6 mempunyai 6 ikatan kovalen yang mengindikasikan 6 orbital yang terisi penuh. Dengan menerima energy, konfigurasi electron sulfur pada keadaan tereksitasi adalah [Ne] 3s13p33d2. Pada keadaan tereksitasi sulfur mempunyai 6 orbital yang terisi setengah penuh pada orbital terluarnya yaitu 1 orbital 2, 3 orbital p dan 2 orbital d yang akan mengalami hibridisasi membentuk orbital hibrida sp3d2 dengan geometri octahedral. 6 orbital tersebut overlap dengan 6 ikatan sigma S-F yang ditunjukkan sebagai berikut :

Keterbatasan konsep hibridisasi
Konsep hibridisasi berhasil meramal struktur molekul senyawa kovalen bila atom pusat berikatan tunggal dengan substituent (atom) yang sama. Jika tidak demikian, akan terjadi penyimpangan yaitu bila :
a. Atom pusat mempunyai pasangan electron bebas seperti NH3
b. Terdapat ikatan rangkap antara ion pusat dengan atom lain seperti HCN
c. Atom-atom yang terikat pada atom pusat berbeda keelektronegatifannya seperti H2CClF
d. Atom-atom yang terikat pada atom pusat berbeda ukurannya seperti H3CCl dan H2CClF

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. Adanya ikatan tunggal menyebabkan ketidakstabilan pada ikatan rangkap sehingga senyawa tersebut terdelokasi  agar mencapai kestabilan struktur.

            Ikatan antar C-O lebih stabil daripada ikatan antar C-C karena pada ikatan C-O, Atom O memiliki jumlah electron yang banyak untuk disumbangkan ke atom C sehingga memiliki afinitas electron yang lebih tinggi. Hal ini berbeda pada ikatan C-C yang memiliki jumlah electron yang sama .

Isomer Cis-Trans

Terdapat dua bentuk isomer cis-trans, yakni cis dan trans. Cis mengandung pengertian bahwa substituen terletak pada bidang yang sama. Sedangkan trans mengandung pengertian bahwa substituen terletak pada bidang yang berseberangan. Trans memiliki struktur yang lebih stabil dari pada cis karena cis memiliki halangan rintangan sterik yang lebih rumit.

Isomer cis-trans memiliki sifat fisis yang berbeda . Isomer cis memiliki titik didih yang lebih tinggi dibandingkan dengan isomer trans. Sehingga isomer trans lebih cepat mendidih  karena kerapatan electron trans lebih kecil dan kebolehjadian terbentuknya ikatran trans lebih rendah sehingga ikatan mudah diputuskan.

Isomer Trans memiliki titik leleh yang lebih tinggi dari pada isomer cis. Sehingga isomer cis lebih cepat meleleh cis memiliki halangan sterik yang rumit, energy kinetic cis yang besar dan struktur cis yang lebih dekat.

Pengarah Orto, Para, Dan Meta

Gugus Pengarah Orto dan Para

Semua pengarah orto,para adalah elekton donor, baik karena resonansi atau karena pengaruh induksi . Gugus pada cincin akan mengarahkan substituen yang baru masuk pada posisi orto, para atau meta sesuai dengan gugus mulanya. Gugus mula tersebut yang disebut sebagai penentu orientasi. Gugus yang merupakan activator kuat adalah gugus pengarah orto, para (adisi elektrofilik mengambil tempat pada posisi orto dan para bergantung pada activator). Orientasi ini terutama disebabkan oleh kemampuan substituen pengaktif kuat untuk melepaskan elektron (gugus amino dan gugus hidoksil merupakan gugus activator yang baik). dapat disimpulkan bahwa semua gugus dengan elektron bebas pada atom yang melekat pada cincin ialah pengarah orto dan para..

Gugus Pengarah Meta

Pengarah meta mempunyai atom bermuatan positif atau sebagian positif yang terikat pada cincin benzena. Dalam reaksi nitrobenzena, gugus nitronya tidak menambah kesetabilan intermedietnya. Malahan intermediet substitusi orto, atau para dan keadaan transisinya kurang stabil (karena energy yang tinggi), karena sebuah struktur resonansi mengandung muatan positif pada atom berdekatan. Oleh karena itu, substitusi terjadi lebih banyak pada tempat meta, sebab keadaan transisi dan intermediatnya pada tempat yang berdekatan mengandung muatan positif. Dapat disimpulkan semua gugus dengan atom yang langsung melekat pada cincin aromatik bermuatan positif atau merupakan bagian dari ikatan majemuk dengan unsure yang lebih elektronegatif ialah pengarah meta.

Oleh karena itu, substitusi terjadi lebih banyak pada tempat meta, sebab keadaan transisi dan intermediatnya pada tempat yang berdekatan mengandung muatan positif.