konten yang saya bagikan di bawah ini  berhubungan dengan bilangan kuantum khususnya pada orbital s, p, d, dan f. semoga bermanfaat.



https://www.youtube.com/watch?v=CP35NuspGlk

ORBITAL DAN PERANANNYA DALAM IKATAN KOVALEN

 a. Orbital hibrida dari hidrogen dan oksigen

 Orbital Hibrida Nitrogen

       Secara elektronika nitrogen sama dengan karbon, dan orbital atom dari nitrogen berhibridisasi menurut cara yang sangat bersamaan dengan karbon. Amonia (NH3) mengandung atom nitrogen sp3 yang terikat pada 3 atom hidrogen. Seperti halnya karbon, nitrogen juga dapat berhibridisasi sp2 dan sp. Perbedaan penting antara nitrogen dan karbon adalah satu orbital dari nitrogen terisi penuh sepasang elektron bebas. Orbital Hibrida Oksigen

       Oksigen berhibridisasi menurut cara yang sama dengan karbon dan nitrogen. Dua dari empat orbital hibrida sp3 dari oksigen sudah terisi sepasang elektron. Alkohol dan eter yang analog dengan air, mengandung atom oksigen terhibridisasi sp3 dan mempunyai 2 pasang elektron valensi menyendiri

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

Latar belakang

 

Konjugasi dapat terjadi dengan keberadaan gugus pendonor orbital p yang berbeda. Furan dianggap memiliki sistem konjugasi oleh karenanya.

      
       Selain ikatan tunggal dan ganda yang bergantian, sistem konjugasi dapat juga terbentuk oleh keberadaan atom yang memiliki orbital-p secara paralel. Sebagai contohnya, furan adalah cincin beranggota lima dengan dua ikatan ganda yang bergantian dan satu atom oksigen pada posisi 1. Oksigen memiliki satu pasangan menyendiri elektron yang terisi pada orbital p, sehingga berkonjugasi dengan orbital p karbon dan membentuk konjugasi cincin beranggota lima. Keberadaan nitrogen pada cincin ataupun gugus α pada cincin seperti gugus karbonil, gugus imina, gugus vinil, dan anion pula dapat menjadi sumber orbital p yang akan membentuk konjugasi.
       Sistem konjugasi memiliki sifat-sifat khas yang menyebabkan molekul tersebut memiliki warna. Banyak pigmen memiliki sistem elektron berkonjugasi. Contohnya adalah beta karoten yang memiliki rantai hidrokarbon berkonjugasi, mengakibatkan warna molekul ini berwarna oranye cerah. Ketika satu elektron dalam sistem tersebut menyerap foton pada panjang gelombang yang tepat, ia dapat dipromosikan ke aras energi yang lebih tinggi. Kebanyakan transisi elektron ini terjadi pada elektron orbital p ke orbital anti-ikat p (π ke π^*), tetapi elektron non-ikatan juga dapat dipromosikan (n ke π^*). Sistem konjugasi dengan ikatan ganda berkonjugasi yang kurang dari delapan hanya dapat menyerap gelombang di sekitar daaerah ultraviolt, sehingga ia akan tampak tak berwarna. Dengan penambahan ikatan ganda, sistem tersebut akan menyerap foton dari gelombang yang lebih panjang, sehingga warna senyawa akan tampak kuning sampai dengan merah. Senyawa yang berwarna biru ataupun hijau umumnya tidak hanya bergantung pada sistem konjugasi untuk menampilkan warna tersebut.
       Penyerapan cahaya pada spektrum ultraviolet dan cahaya tampak dapat dikuantifikasi menggunakan spektroskopi sinar tampak dan sinar ultraviolet. Ini merupakan dasar dari keseluruhan bidang fotokimia.

Struktur kimia beta karoten. Sebelas ikatan ganda yang berkonjugasi ditampakkand dengan warna merah.

Konformasi siklooktatetraena. Ikatan ganda yang bersebelahan tidaklah planar, sehingga tidak ada konjugasi yang cukup kuat di antara mereka.

       Konjugasi pada struktur siklik menyebabkan aromatisitas senyawa tersebut.
Adalah penting untuk diperhatikan bahwa kepemilikan ikatan ganda yang berselingan bukanlah satu-satunya kondisi yang diperlukan agar sistem konjugasi dapat cukup kuat terbentuk. Beberapa hidrokarbon siklik seperti siklooktatetraena memiliki ikatan ganda dan tunggal yang berselang-seling, namun karena molekul tersebut tidak memiliki orbital p yang paralel satu sama lainnya, elektron tidak dapat berdelokalisasi dengan mudah. Senyawa tersebut masih dapat dianggap berkonjugasi, namun ia tidaklah termasuk antiaromatik ataupun aromatik. Siklooktatetraena tidak dianggap sebagai antiaromatik karena ia tidaklah planar.

c. Benzena dan resonansi 

       Benzena termasuk senyawa karbosiklik, yaitu senyawa karbon yang mempunyai rantai karbon tertutup. Di antara senyawa karboksiklik, benzena mempunyai struktur dan aroma khas sehingga sering disebut senyawa aromatik. Benzena dapat diperoleh dari penyulingan bertingkat batu bara atau dari minyak bumi. Berdasarkan perbandingan massa atom-atom penyusunnya serta massa molekul relatifnya, benzena mempunyai rumus molekul C6H6.
Sejak benzena ditemukan oleh Michael Faraday, selanjutnya bermunculan teori tentang struktur molekul benzena tersebut. Pada tahun 1865, August Kekule mengemukakan pendapatnya tentang struktur benzena dan masih berlaku sampai sekarang. Menurut Kekule, senyawa benzena berbentuk siklik (rantai tertutup) dan segi enam beraturan (heksagonal) dengan sudut antar atom karbon 120°. Setiap atom C mengikat satu atom C yang lain, sehingga terdapat tiga buah ikatan rangkap dua yang berselang-seling dengan ikatan tunggal. Ikatan rangkap dan ikatan tunggal yang berselang-seling pada benzena itu disebut ikatan rangkap terkonjugasi sebagaimana gambar berikut ini.

Gambar. Struktur Ikatan Rangkap Terkonjugasi pada Benzena

Struktur tersebut dapat digambarkan berupa cincin segi enam tanpa digambarkan atom C dan atom H-nya. Setiap sudut dari segi enam disepakati merupakan atom C sebagai berikut.

Gambar. Struktur Ikatan Rangkap Terkonjugasi pada Benzena tanpa Atom C

Tanda panah dua arah menunjukkan struktur tersebut adalah struktur resonansi. Resonansi merupakan perubahan posisi elektron pada atom-atom dalam suatu senyawa. Kumpulan elektron pada ikatan rangkap akan berpindah ke ikatan tunggal sehingga ikatan tunggal menjadi ikatan rangkap. Hal ini berlangsung terus-menerus secara dinamis sehingga menyulitkan terjadinya reaksi adisi. Adanya struktur yang dinamis dengan letak ikatan rangkap yang setiap saat terus-menerus berpindah pada molekul benzena membuat struktur resonansi dapat digambarkan dalam bentuk segi enam dengan resonansi elektron diwakili oleh bulatan di tengah cincin.

Gambar Struktur Resonansi Benzena

Setiap atom C pada cincin benzena memiliki sifat dan fungsi yang sama. Hal ini dapat disimpulkan berdasarkan panjang ikatan antaratom C. Semua ikatan antaratom C dalam cincin benzena panjangnya sama, yaitu 140 pikometer (140 pm). Ikatan ini lebih pendek daripada ikatan tunggal C-C (154 pm) dan lebih panjang daripada ikatan rangkap dua C=C (133 pm). Semua ikatan antaratom C memiliki panjang yang sama, sehingga karakter dan fungsi setiap atom C dari benzena tersebut juga sama.

Tata Nama Benzena dan Turunannya

        Semua senyawa yang mengandung cincin benzena digolongkan sebagai senyawa turunan benzena. Penataan nama senyawa turunan benzena sama seperti pada senyawa alifatik, ada tata nama umum (trivial) dan tata nama menurut IUPAC yang didasarkan pada sistem penomoran. Dengan tata nama IUPAC, atom karbon dalam cincin yang mengikat substituen diberi nomor terkecil. Untuk memudahkan penamaan senyawa benzena, maka senyawa ini dibagi menjadi tiga kelas yaitu seperti berikut.

 1. Benzena Monosubstitusi

Benzena monosubstitusi merupakan benzena di mana satu atom H disubstitusi dengan substituen. Tata nama benzena monosubstitusi menurut sistem IUPAC adalah seperti berikut.

Nama Substituen + benzena
 

contoh:

Sejumlah benzena monosubstitusi mempunyai nama trivial. Perhatikan tata nama menurut IUPAC dan nama trivial dari senyawa benzena monosubstitusi berikut.

   2. Benzena Disubstitusi

Pada benzena ini terdapat dua substituen, sehingga untuk struktur senyawanya digunakan awalan orto (o), meta (m), dan para (p). Jika substituen berada pada posisi 1 dan 2 maka diberi awalan orto atau o. Adapun jika substituen berada pada posisi 1 dan 3 maka diberi awalan meta atau m. Dan jika substituen berada pada posisi 1 dan 4 maka diberi awalan para atau p.
Contoh:

Substituen-substituen pada contoh di atas adalah sama. Bagaimana jika subtituennya berbeda? Jika dua substituennya berbeda, maka salah satu dianggap sebagai senyawa utama dan gugus yang lain dianggap sebagai gugus terikat dengan urutan prioritas seperti berikut.
–COOH, –SO₃, –CH₃, –CN, –OH, –NH₂, –R, –NO₂, –X
Contoh:

 3. Benzena Substitusi Lebih dari Dua

       Jika terdapat tiga substituen atau lebih pada sebuah cincin benzena, sistem o–, m–, p– tidak dapat lagi diterapkan. Dalam hal ini harus digunakan angka. Seperti dalam penomoran senyawa apa saja, cincin benzena dinomori sedemikian sehingga nomor-nomor awalan itu serendah mungkin dan nomor 1 diberikan pada gugus yang berprioritas tata nama tertinggi.
Contoh:

ORBITAL DAN PERANANNYA DALAM IKATAN KOVALEN

a.Sifat - sifat gelombang 
1. Dipantulkan (Refleksi)

        Tentunya sahabat sudah sangat mengerti tentang pemantulan ini, jadi secara garis besar saya rasa kita sudah sepaham.

Dalam pemantulan gelombang berlaku hukum pemantulan gelombang, yaitu :

• Besar sudut datangnya gelombang sama dengan sudut pantul gelombang.
• Gelombang datang, gelombang pantul, dan garis normal terletak pada satu bidang datar.

   

2. Dibiaskan (refraksi)

        Pembiasan gelombang adalah pembelokan arah rambat gelombang karena melalui medium yang berbeda kerapatannya.

3. Dipadukan (interferensi)

        Perpaduan gelombang terjadi apabila terdapat gelombang dengan frekuensi dan beda fase saling bertemu. Hasil interferensi gelombang akan ada 2, yaitu konstruktif (saling menguatkan) dan destruktif (saling melemahkan). Interferensi Konstruktif terjadi saat 2 gelombang bertemu pada fase yang sama, sedangkan interferensi destruktif terjadi saat 2 gelombang bertemu pada fase yang berlawanan.

4. Dibelokkan/disebarkan (Difraksi)

        Difraksi gelombang adalah pembelokkan/penyebaran gelombang jika gelombang tersebut melalui celah. Geja difraksi akan semakin tampak jelas apabila celah yang dilewati semakin sempit.

 5. Dispersi Gelombang

        Dispersi adalah penyebaran bentuk gelombang ketika merambat melalui suatu medium. Dispersi tidak akan terjadi pada gelombang bunyi yang merambat melalui udara atau ruang hampa. Medium yang dapat mempertahankan bentuk gelombang tersebut disebut medium nondispersi.

6. Dispolarisasi (diserap arah getarnya)

        Polarisasi adalah peristiwa terserapnya sebagian arah getar gelombang sehingga hanya tinggal memiliki satu arah saja. Polarisasi hanya akan terjadi pada gelombang transversal, karena arah gelombang sesuai dengan arah polarisasi, dan sebaliknya, akan terserap jika arah gelombang tidak sesuai dengan arah polarisasi celah tersebut.

 

 

  b. Orbital ikatan dan orbital anti ikatan 

       Menurut teori orbital molekul, orbital molekul dihasilkan dari interaksi antara dua atau lebih orbital atom. Terjadinya tumpang tidih suatu orbital mengarah pada pembentukan dua orbital atom : satu orbital molekul ikatan dan satu orbital molekul antiikatan. Orbital molekul ikatan (bonding molecular orbital) memiliki energi yang lebih rendah dan kestabilan yang lebih besar dibandingkan dengan orbital atom pembentuknya. Orbital molekul antiikatan (antibonding molecular orbital) memiliki energi yang lebih tinggi dan kestabilan yang lebih rendah dibandingkan dengan orbital-orbital atom pembentuknya.

 

c. Orbital hibrita karbon

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 atau lebih mudah dilihat:
${\displaystyle C\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \downarrow }{2s}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p_{x}}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p_{y}}}\;{\frac {\,\,}{2p_{z}}}}$
(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 (lihat pula: karbena), 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 mengizinkan empat ikatan dan sesuai dengan teori ikatan valensi (adalah benar untuk O₂), hal ini berarti akan ada beberapa ikatan CH₄ yang memiliki energi ikat yang berbeda oleh karena perbedaan aras 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:
${\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{2s}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p_{x}}}{\frac {\uparrow \,}{2p_{y}}}{\frac {\uparrow \,}{2p_{z}}}}$
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 (orbital inti hampir tidak pernah terlibat dalam ikatan) "bergabung" dengan tiga orbital 2p membentuk hibrid sp³ (dibaca s-p-tiga) menjadi
${\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}}$
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
Sebuah pandangan alternatifnya adalah dengan memandang karbon sebagai anion C⁴⁻. Dalam kasus ini, semua orbital karbon terisi:
${\displaystyle C^{4-}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \downarrow }{2s}}\;{\frac {\uparrow \downarrow }{2p_{x}}}{\frac {\uparrow \downarrow }{2p_{y}}}{\frac {\uparrow \downarrow }{2p_{z}}}}$
Jika kita menrekombinasi orbital-orbital ini dengan orbital-s 4 hidrogen (4 proton, H⁺) dan mengijinkan pemisahan maksimum antara 4 hidrogen (yakni tetrahedal), maka kita bisa melihat bahwa pada setiap orientasi orbital-orbital p, sebuah hidrogen tunggal akan bertumpang tindih sebesar 25% dengan orbital-s C dan 75% dengan tiga orbital-p C. HaL ini sama dengan persentase relatif antara s dan p dari orbital hibrid sp³ (25% s dan 75% p).
Menurut teori hibridisasi orbital, elektron-elektron valensi metana seharusnya memiliki tingkat energi yang sama, namun spektrum elektonnya menunjukkan bahwa terdapat dua pita, satu pada 12,7 eV (satu pasangan elektron) dan saty 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.

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. Struktur Kekule metilena akan tampak seperti:

Ethene Lewis Structure. Each C bonded to two hydrogens and one double bond between them.

Karbon akan melakukan hibridisasi sp² karena orbtial-orbital hibrid hanya akan membentuk ikatan sigma dan satu ikatan pi seperti yang disyaratkan untuk ikatan rangkap dua di antara karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang dan kuat ikat yang sama. Hal ini sesuai dengan data percobaan.
Dalam hibridisasi sp², orbital 2s hanya bergabung dengan dua orbital 2p:
${\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}{\frac {\uparrow \,}{p}}}$
membentuk 3 orbital sp² dengan satu orbital p tersisa. Dalam etilena, 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 120°. Ikatan pi antara atom karbon tegak lurus dengan bidang molekul dan dibentuk oleh tumpang tindih 2p-2p (namun, ikatan pi boleh terjadi maupun tidak).
Jumlah huruf p tidaklah seperlunya terbatas pada bilangan bulat, yakni hibridisasi seperti sp^2.5 juga dapat terjadi. Dalam kasus ini, geometri orbital terdistorsi dari yang seharusnya. Sebagai contoh, seperti yang dinyatakan dalam Kaidah Bent, sebuah ikatan cenderung untuk memiliki huruf-p yang lebih banyak ketika ditujukan ke substituen yang lebih elektro negatif.

Hibrid sp

      Ikatan kimia dalam senyawa seperti alkuna dengan ikatan rangkap tiga dijelaskan dengan hibridisasi sp.
${\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp}}{\frac {\uparrow \,}{p}}{\frac {\uparrow \,}{p}}}$
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°.

Hibridisasi dan bentuk molekul 

       Hibridisasi membantuk kita dalam menjelaskan bentuk molekul:

Jenis molekul	Utama kelompok	Logam transisi
AX2	Linear (180°) hibridisasi sp E.g., CO2	Tekuk (90°) hibridisasi sd E.g., VO2+
AX3	Datar trigonal (120°) hibridisasi sp2 E.g., BCl3	Piramida trigonal (90°) hibridisasi sd2 E.g., CrO3
AX4	Tetrahedral (109.5°) hibridisasi sp3 E.g., CCl4	Tetrahedral (109.5°) hibridisasi sd3 E.g., MnO4−
AX5	-	Piramida persegi (73°, 123°) hibridisasi sd4 E.g., Ta(CH3)5
AX6	-	Prisma trigonal (63.5°, 116.5°) hibridisasi sd5 E.g., W(CH3)6

Secara umum, untuk sebuah atom dengan orbital s dan p yang membentuk hibrid h_i dengan sudut ${\displaystyle \theta }$, maka berlaku: 1 + ${\displaystyle \lambda }$_i${\displaystyle \lambda }$_j cos(${\displaystyle \theta }$) = 0. Rasio p/s untuk hibrid i adalah ${\displaystyle \lambda }$_i², dan untuk hibrid j ${\displaystyle \lambda }$_j². Dalam kasus khusus hibrdid dengan atom yang sama, dengan sudut ${\displaystyle \theta }$, persamaan tersebut akan tereduksi menjadi 1 + ${\displaystyle \lambda }$² cos(${\displaystyle \theta }$) = 0. Sebagai contoh, BH₃ memiliki geometri datar trigonal, sudut ikat 120^o, dan tiga hibrid yang setara. Maka 1 + ${\displaystyle \lambda }$² cos(${\displaystyle \theta }$) = 0 menjadi 1 + ${\displaystyle \lambda }$² cos(120^o) = 0, berlaku juga ${\displaystyle \lambda }$² = 2 untuk rasio p/s. Dengan kata lain terdapat hibrid sp² seperti yang diperkirakan dari daftar di atas.

molekul hipervalen (Resonansi)
Jenis molekul	Utama kelompok	Logam transisi
AX2	-	Linear (180°)
AX3	-	Datar trigonal (120°)
AX4	-	Tetrahedral (109.5°)
		Datar persegi (90°)
AX5	Bipiramida trigonal (90°, 120°)	Bipiramida trigonal, Piramida persegi[7]
AX6	Oktahedral (90°)	Oktahedral (90°)
AX7	Bipiramida pentagonal (90°, 72°)	Bipiramida pentagonal, oktahedral dengan sudut tambahan, Piramida persegi dengan sudut tambahan[8]

Tinjauan Ulang Tentang Atom dan Molekul Dalam Kimia Organik

A. Struktur Elektron dari Atom

       Dalam Kimia Organik ada 4 unsur yang harus dimengerti atau dipahami diantaranaya adalah C (carbon), H (Hidrogen), O (Oksigen) dan N (Nitrogen). Keempat unsur ini ada di kedua periode pertama dari susunan dan elektronnya terdapat dalam dua kulit elektron yang paling dekat dengan inti.

Setiap kulit elektron berhubungan dengan sejumlah energi tertentu. Elektron yang paling dekat dengan inti lebih tertarik oleh proton dalam inti daripada elektron yang lebih jauh kedudukannya. Karena itu, semakin dekat elektron terdapat ke inti, semakin rendah energinya, dan elektron ini sukar berpindah dalam reaksi kimia. Kulit elektron yang terdekat ke inti adalah kulit yang terendah energinya, dan elektron dalam kulit ini dikatakan berada pada tingkatan energi pertama. Elektron dalam kulit kedua, yaitupada tingkat energi kedua mempunyai energi yang lebih tinggi daripada elektron dalam tingkat pertama, dan elektron dalam tingkat ketiga atau pada tingkat energi ketiga, mempunyai energi yang lebih tinggi lagi.

Orbital Atom

       Orbital atom merupakan bagian dari ruang di mana kebolehjadian ditemukannya sebuah elektron dengan kadar energi yang khas (90% - 95%). Rapat elektron adalah istilah lain yang digunakan untuk menggambarkan kebolehjadian ditemukannya sebuah elektron pada titik tertentu; rapat elektron yang lebih tinggi, berarti kebolehjadiannya lebih tinggi,  sedangkan rapat elektron yang lebih rendah berarti kebolehjadiannya juga rendah.

Kulit elektron pertama hanya mengandung orbital bulat 1s. Kebolehjadian untuk menemukan elektron 1s adalah tertinggi dalam bulatan ini. Kulit kedua, yang agak berjauhan dari inti daripadakulit pertama, mengandung satu orbital 2s dan tiga orbital 2p. Orbital 2s seperti orbital 1s, adalah bulat.

B. Jari-Jari Atom dan Keelektronegatifan     

       Jari-jari atom merupakan jarak elaktron terluar ke inti atom dan menunjukan ukuran suatu atom. Jari-jari atom sukar diukur sehingga pengukuran jari-jari atom dilakukan dengan cara mengukur jarak inti antar dua atom yang berikatan sesamanya.

Dalam suatu golongan, jari-jari atom semakin ke atas cenderung semakin kecil. Hal ini terjadi karena semakin ke atas, kulit elektron semakin kecil. Dalam suatu periode, semakin ke kanan jari-jari atom cenderung semakin kecil. Hal ini terjadi karena semakin ke kanan jumlah proton dan jumlah elektron semakin banyak, sedangkan jumlah kulit terluar yang terisi elekteron tetap sama sehingga tarikan inti terhadap elektron terluar semakin kuat.

       Kelektronegatifan adalah kemampuan suatu atom untuk menarik elektron dari atom lain. Faktor yang mempengaruhi keelektronegatifan adalahgaya tarik dari inti terhadap elektron dan jari-jari atom.

Unsur-unsur yang segolongan : keelektronegatifan makin ke bawah makin kecil, karena gaya taik-menarik inti makin lemah. Unsur-unsur bagian bawah dalam sistem periodik cenderung melepaskan elektron.

Unsur-unsur yang seperiode : keelektronegatifan makin kekanan makin besar.keelektronegatifan terbesar pada setiap periode dimiliki oleh golongan VII A (unsur-unsur halogen). Harga kelektronegatifan terbesar terdapat pada flour (F) yakni 4,0, dan harga terkecil terdapat pada fransium (Fr) yakni 0,7.

       Harga keelektronegatifan penting untuk menentukan bilangan oksidasi ( biloks ) unsur dalam sutu senyawa. Jika harga kelektronegatifan besar, berati unsur yang bersangkutan cenderung menerim elektron dan membentuk bilangan oksidasi negatif. Jika harga keelektronegatifan kecil, unsur cenderung melepaskan elektron dan membentuk bilangan oksidasi positif. Jumlah atom yang diikat bergantung pada elektron valensinya.

C. Panjang Ikatan dan Sudut Ikatan

 

Benzen
Sudut 120derajat

 

C6H12
Sudut 109,471 derajat

 

C6 pada C yang berikatan biasa bentuknya berbeda dengan bentuk C yang saling berikatan pada benzen.

 

Panjang ikatan rangkap tiga (C dengan C) : 1,2
Panjang ikatan rangkap dua (C dengan C): 1,34
Panjang ikatan tunggal (C dengan C): 1,52
Panjang iktan antara C dengan H : 1,08

        Dari data panjang ikatan diatas, dapat disimpulkan 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 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.

D. Energi Disosiasi 

       Energi disosiasi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan salah satu ikatan 1 mol suatu molekul gas menjadi gugus – gugus molekul gas.

Contoh :

CH₄(g) → CH₃(g) + H(g)       ∆H = +425 kJ/mol

CH₃(g) → CH₂(g) + H(g)       ∆H = +480 kJ/mol

       Reaksi tersebut menunjukan bahwa untuk memutuskan sebuah ikatan C – H dari molekul CH₄ menjadi gugus CH₃ dan atom gas H diperlukan energi sebesar 425 kJ/mol, tetapi pada pemutusan C – H pada gugus CH₃ menjadi gugus CH₂ dan sebuah atom gas H diperlukan energi yang lebih besar, yaitu 480 kJ/mol. Jadi meskipun jenis ikatannya sama tetapi dari gugus yang berbeda diperlukan energi yang berbeda pula.

 

 E. Konsep Asam dan Basa dalam Kimia Organik

Menurut Brownstead - Lowry

 

        Menurut Brownstead – Lowry, asam adalah senyawa yang mendonorkan proton (H⁺) sedangkan basa adalah senyawa yang menerima donor proton (H⁺) dari asam. Konsep ini banyak digunakan dalam reaksi - reaksi senyawa organik karena cocok untuk senyawa yang tidak memiliki H+ dan OH- dan juga tidak larut dalam air.

Menurut Lewis

 

        Menurut Lewis, asam adalah senyawa yang menerima pasangan elektron dari basa, sedangkan basa adalah senyawa yang mendonorkan pasangan elektron kepada asam. Konsep ini dikembangkan oleh Lewis berdasarkan struktur ikatan kimia, dimana setiap atom dapat membentuk ikatan kimia berdasarkan valensi yang dimilikinya. Valensi adalah jumlah ikatan maksimum yang dapat dibentuk oleh suatu atom.Contoh asam menurut Lewis adalah AlCl₃ dan HCl sedangkan contoh basa menurut Lewis adalah NH3.

       Dalam konsep asam dan basa, dikenal senyawa amfoter yaitu senyawa yang dapat bertindak sebagai asam namun dapat juga bertindak sebagai basa. Contoh senyawa amfoter adalah air (H2O), Asam Amino, Asam Borat (H3BO3), dan Alumunium Hidroksida (Al(OH)3).

Sifat Kimia Asam 

       Menurut penjelasan Arrhennius, jelas bahwa asam akan melepaskan kation Hidrogen (H+) jika terurai di dalam air, sedangkan menurut Brownstead - Lowry asam merupakan zat yang di dalam reaksinya akan mendonorkan proton (dalam hal ini akan mendonorkan kation). Sedangkan menurut Lewis, asam akan menerima pasangan elektron bebas yang diberikan oleh basa. Nah selain sifat - sifat di atas, asam juga dapat merubah warna lakmus biru menjadi merah dan merubah warna indikator pH seperti indikator PP dari merah (basa) menjadi tak berwarna (asam). Larutan asam apabila dicek menggunakan pH universal atau pH meter akan menunjukkan angka < 7, dimana semakin mendekati 0 maka konsentrasi dan kekuatan asam semakin kuat.

Sifat Kimia Basa  

       Bisa dibilang basa adalah kebalikan dari asam. Basa, menurut Arrhennius, adalah zat yang akan membebaskan anion Hidroksida (OH-) jika dilarutkan di dalam air. Sedangkan menurut Brownstead - Lowry, basa adalah zat yang akan menerima donor proton (H+) dari asam, dan menurut Lewis basa akan mendonorkan pasangan elektron bebas kepada asam. Basa dapat menetralkan asam membentuk garam dan air. Larutan basa dapat merubah warna lakmus merah menjadi biru dan dapat merubah warna indikator PP dari tak berwarna (asam) menjadi merah (basa).