A. ORBITAL HIBRIDA, NITROGEN DAN OKSIGEN Pembentukan Ikatan Menurut Orbital Hibridisasi Hibridisasi – istilah yang digunakan untuk pencampuran orbital 2 atom dalam 1 atom. 1. Merupakan pencampuran dari sedikitnya 2 orbital atom yang tidak setara. 2. Jumlah orbital hibrida yang dihasilkan sama dengan jumlah orbital atom asli yang terlibat dalam proses hibridisasi. 3. Hibridisasi membutuhkan energi; tetapi sistem memperoleh kembali energi ini, bahkan lebih selama pembentukan ikatan. 4. Ikatan kovalen terbentuk akibat tumpang tindihnya orbital hibrida dengan orbital yang tidak terhibridisasi Berdasarkan konfigurasi di atas, salah tafsir bahwa karbon : hanya membentuk 2 ikatan (orbital 2p yang ½ terisi atau 3 ikatan jika ada beberapa atom yang menyumbangkan 2 elektron pada orbital 2pyang kosong. Kenyataannya Karbon membentuk 4 ikatan tunggal (CH4 atau CCl4). Penyelesaiannya penggabungan 4 orbital atom dari kulit valensi untuk membentuk 4 orbital hibrid yang identik @ 1 eletron valensi maka disebut Orbital Hibrid sp3. (@ memiliki 1 bagian sifat s dan 3 bagian sifat p) Pembentukan Orbital hibrida sp Misal BeCl2 : Be dalam keadaan dasar tidak membentuk ikatan kovalen dengan Cl, karena elektronnya berpasangan dalam orbital 2s. Hibridisasi : Terjadi eksitasi elektron 2s ke orbital 2p. Jika 2 atom Cl bergabung dengan Be dalam keadaan eksitasi, maka 1 atom Cl akan berbagi elektron 2s dan 1 atom Cl lain berbagi elektron 2p > BeCl2 tidak setara. Pembentukan Orbital Hibrida Sp2 Hibridisasi dalam molekul yang mempunyai ikatan rangkap 2 dan ikatan rangkap 3 Setiap atom karbon dalam molekul etilena (c2H4) memiliki 3 orbital hibrida sp2 hijau dan 1 orbital 2pz yang tidak terhibridisasi (abu-abu), tegak lurus dengan bidang orbital hibrida. Dalam kimia, ikatan pi (ikatan π) adalah ikatan kimia kovalen yang dua cuping orbital atom yang berlektron tunggal bertumpang tindih dengan dua cuping orbital atom lainnya yang juga berlektron tunggal. Hanya terdapat satu bidang simpul dari orbital yang melewati dua inti atom. Huruf Yunani π berasal dari nama orbital p karena simetri orbital ikatan pi adalah sama dengan orbital p ketika dilihat dari sumbu ikatan. Orbital p biasanya terlibat dalam ikatan sejenis ini. Orbital d juga dianggap terlibat dalam ikatan pi, namun tidaklah seperlunya benar, walaupun konsep ikatan orbital d sesuai dengan hipervalensi. Ikatan pi biasanya lebih lemah dari ikatan sigma karena rapatan elektronnya lebih jauh dari inti atom yang bermuatan positif, sehingga memerlukan lebih banyak energi. Dari sudut pandang mekanika kuantum, kelemahan ikatan ini dijelaskan oleh ketumpangtindihan yang sangat sedikit di antara orbital p oleh karena orientasinya yang paralel. Walaupun ikatan pi lebih lemah dari ikatan sigma, ikatan pi seringkali merupakan komponen dari ikatan rangkap bersamaan dengan ikatan sigma. Kombinasi dari ikatan sigma dan pi lebih kuat dari ikatan pi dan sigma yang berdiri sendiri. Ket : ikatan phi (π) - kerapatan elektron di atas dan di bawah inti dari ikatan atom Sigma Bond (σ) - kerapatan elektron antar 2 atom Ikatan sigma (σ) dan Ikatan phi (π) Ikatan Tunggal 1 ikatan sigma Ikatan rangkap 1 ikatan sigma dan 1 ikatan phi Ikatan rangkap tiga 1 ikatan sigma dan 2 ikatan phi

A. ORBITAL HIBRIDA, NITROGEN DAN OKSIGEN
Pembentukan Ikatan 

Menurut Orbital Hibridisasi

Hibridisasi – istilah yang digunakan untuk pencampuran orbital 2 atom dalam 1 atom.

1.    Merupakan pencampuran dari sedikitnya 2 orbital atom yang tidak setara.

2.    Jumlah orbital hibrida yang dihasilkan sama dengan jumlah orbital atom asli yang terlibat dalam proses hibridisasi.

3.    Hibridisasi membutuhkan energi; tetapi sistem memperoleh kembali energi ini, bahkan lebih selama pembentukan ikatan.

4.    Ikatan kovalen terbentuk akibat tumpang tindihnya orbital hibrida dengan orbital yang tidak terhibridisasi

Berdasarkan konfigurasi di atas, salah tafsir bahwa karbon : hanya membentuk 2 ikatan (orbital 2p yang ½ terisi atau 3 ikatan         jika ada beberapa atom yang menyumbangkan 2 elektron pada orbital 2pyang kosong. Kenyataannya Karbon membentuk 4 ikatan tunggal (CH₄ atau CCl₄). Penyelesaiannya penggabungan 4 orbital atom dari kulit valensi untuk membentuk 4 orbital hibrid yang identik @ 1 eletron valensi maka disebut Orbital Hibrid sp³. (@ memiliki 1 bagian sifat s dan 3 bagian sifat p)

Pembentukan Orbital hibrida sp

Misal BeCl₂ : Be dalam keadaan dasar tidak membentuk ikatan kovalen dengan Cl, karena elektronnya berpasangan dalam orbital 2s. Hibridisasi : Terjadi eksitasi elektron 2s ke orbital 2p. Jika 2 atom Cl bergabung dengan Be dalam keadaan eksitasi, maka 1 atom Cl akan berbagi elektron 2s dan 1 atom Cl lain berbagi elektron 2p > BeCl₂ tidak setara.

Pembentukan Orbital Hibrida Sp²

Hibridisasi  dalam molekul yang mempunyai ikatan rangkap 2 dan ikatan rangkap 3 

Setiap atom karbon dalam molekul etilena (c₂H₄) memiliki 3 orbital hibrida sp² hijau dan 1 orbital 2pz yang tidak terhibridisasi (abu-abu), tegak lurus dengan bidang orbital hibrida.

Dalam kimia, ikatan pi (ikatan π) adalah ikatan kimia kovalen yang dua cuping orbital atom yang berlektron tunggal bertumpang tindih dengan dua cuping orbital atom lainnya yang juga berlektron tunggal. Hanya terdapat satu bidang simpul dari orbital yang melewati dua inti atom.

Huruf Yunani π berasal dari nama orbital p karena simetri orbital ikatan pi adalah sama dengan orbital p ketika dilihat dari sumbu ikatan. Orbital p biasanya terlibat dalam ikatan sejenis ini. Orbital d juga dianggap terlibat dalam ikatan pi, namun tidaklah seperlunya benar, walaupun konsep ikatan orbital d sesuai dengan hipervalensi.

Ikatan pi biasanya lebih lemah dari ikatan sigma karena rapatan elektronnya lebih jauh dari inti atom yang bermuatan positif, sehingga memerlukan lebih banyak energi. Dari sudut pandang mekanika kuantum, kelemahan ikatan ini dijelaskan oleh ketumpangtindihan yang sangat sedikit di antara orbital p oleh karena orientasinya yang paralel.

Walaupun ikatan pi lebih lemah dari ikatan sigma, ikatan pi seringkali merupakan komponen dari ikatan rangkap bersamaan dengan ikatan sigma. Kombinasi dari ikatan sigma dan pi lebih kuat dari ikatan pi dan sigma yang berdiri sendiri.

Ket : ikatan phi (π) -  kerapatan elektron di atas dan di bawah inti dari ikatan atom

          Sigma Bond (σ) -  kerapatan elektron antar 2 atom

Ikatan sigma (σ) dan Ikatan phi (π)

Ikatan Tunggal               1 ikatan sigma

Ikatan rangkap               1 ikatan sigma dan 1 ikatan phi

Ikatan rangkap tiga        1 ikatan sigma dan 2 ikatan phi

Struktur Orbital Molekul N₂

Orde ikatan antar atom adalah separuh dari jumlah elektron yang ada di orbital ikatan dikurangi dengan jumlah yang ada di orbital anti ikatan. Dalam N2, orde ikatannya = (8 – 2)/2= 3 dan nilai ini konsisten dengan struktur Lewisnya

Hibridisasi N₂   =             σ_1s²_, σ*_1s²_, σ_2s²_,σ*_2s²_, σ_2p²_, π_2py²_, π_2pz²

Struktur Orbital Molekul O₂

Konfigurasi ₈O = [He] 2s² 2p⁴Sehingga:

Dari gambar tersebut dapat kita ketahui bahwa selain adanya orbital atom (Samping), ada juga orbital molekul (Tengah). Elektron – elektron pada orbital molekul merupakan jumlah dari elektron – elektron yang terdapat didalam masing – masing orbital kulit valensi unsur penyusunnya.

Orbital s akan membentuk ikatan sigma dan orbital p akan membentuk ikatan pi. Orbital dengan tanda asterik (*) berarti merupakan orbital anti pengikatan yang menyebabkan molekul menjadi tidak stabil. Semakin banyak elektron pada orbital anti pengikatan, suatu molekul akan semakin tidak stabil. Dari gambar tersebut dapat kita ketahui bahwa gas O₂merupakan gas paramagnetik karena elektron tidak mengisi orbital π^*_px dan π^*_py secara penuh.

Sehingga konfigurasi elektron valensi molekul O₂ adalah:

(σ_2s)² (σ^*_2s)² (σ_2pz)² (π_2px)² (π_2py)² (π^*_2px)¹(π^*_2py)¹ atau (σ_2s)² (σ^*_2s)² (σ_2p)² (π_2p)⁴ (π^*_2p)²

B.  IKATAN RANGKAP TERKONJUGASI

Ikatan rangkap konjugasi adalah ikatan rangkap selang seling dengan ikatan tunggal atau disebut juga elektronnya dapat terdelokalisasi. ikatan rangkap memiliki energi yang lebih rendah, sehingga mudah diputuskan, sebaliknya ikatan tunggal memiliki energi yang tinggi sehingga susah untuk diputuskan. Konjugasi juga bisa disebut kestabilan struktur

CINCIN AROMATIC

Semua karbon dalam cincin aromatik adalah hibridisasi sp2 yang berarti bahwa setiap
karbon dapat membentuk tiga σ ikatan dan satu ikatan π. Dalam Gambar.a, semua ikatan tunggal adalah σ sementara setiap ikatan rangkap terdiri dari satu ikatan σ dan satu ikatan π. Namun, ini merupakan penyederhanaan yang berlebihan dari cincin aromatik. Sebagai contoh, ikatan ganda adalah lebih pendek dari ikatan tunggal dan jika benzena memiliki struktur yang tepat, cincin itu akan menjadi cacat akibat perbedaan antara ikatan tunggal dari ikatan ganda (Gambar b).

Gambar. (a) Representasi dari cincin aromatik, (b) 'cacat' yang dihasilkan dari struktur tetap
ikatan.

Bahkan, ikatan C-C di benzena semua panjang yang sama. Untuk memahami ini, kita perlu melihat lebih dekat pada ikatan yang terjadi. Gambar.a menunjukkan benzena dengan semua ikatannya σ dan diambil seperti yang kita cari ke dalam bidang dari cincin benzena. Karena semua karbon adalah hibridisasi sp2, ada orbital 2py tersisa pada setiap karbon yang dapat tumpang tindih dengan orbital 2py di kedua sisinya itu (Gambar b). Dari sini, jelas bahwa setiap orbital 2py dapat tumpang tindih dengan tetangganya jika bentuk cincin benar benar bulat. Hal ini menyebabkan orbital molekul yang melibatkan semua orbital 2py yang mana lobus atas dan bawah bergabung untuk memberikan dua lingkaran seperti lobus di atas dan di bawah bidang cincin (Gambar.a). Orbital molekul simetris dan enam elektron π dikatakan terdelokalisasi di sekitar cincin aromatik sejak mereka tidak terlokalisasi antara dua atom karbon tertentu. Cincin aromatik sering direpresentasikan sebagai ditunjukkan pada Gambar.b untuk mewakili delokalisasi dari elektron π. Delokalisasi meningkatkan stabilitas dari cincin aromatik seperti mereka kurang reaktif dari alkena (yaitu membutuhkan lebih banyak energi untuk mengganggu sistem π terdelokalisasi inti aromatis daripada yang dilakukannya untuk mematahkan ikatan π terisolasi dari alkena).

  Gambar. (a). Diagram ikatan sigma untuk benzena; (b). Diagram ikatan phi untuk benzena.

Gambar. (a) Ikatan orbital molekul untuk benzena, (b). Representasi dari benzena untuk menggambarkan delokalisasi.

C. BENZENA DAN RESONASI

Benzene

Benzena merupakan senyawa siklik dimana elektronnya berkonjugasi. Benzene pertama kali ditemukan olehMichael Faraday dan penelitian tersebut dilanjutkan oleh Eilhard Mitscherlich yang berhasil membuat benzena melalui distilasi asam benzoat dan kapur. Mitscherlich memberi nama senyawa tersebut dengan sebutan benzin. Benzene merupakan suatu senyawa aromatic dengan rumus molekul C₆H_6.Di sebut senyawa aromatic karena beberapa derivate atau turunan benzene yang banyak digunakan berbau harum. mengenai struktur yang tepat untuk benzena selama beberapa waktu setelah benzena ditemukan rumus kimia C6H6 tidak sesuai dengan kesepakatan ilmuwan bahwa atom C dapat mengikat 4 atom dan atom H mengikat 1 atom. Masalah ini akhirnya sedikit terpecahkan setelah menunggu selama 40 tahun. Ilmuwan Jerman, Friedrich August Kekule mengusulkan agar struktur benzena berupa cincin heksagonal.

 Struktur benzena yang diusulkan Kekule tidak mengandung ikatan rangkap karena benzena tidak bereaksi seperti halnya senyawa hidrokarbon yang memiliki ikatan rangkap. Namun, struktur benzena ini menimbulkan masalah karena atom C tidak taat asas. Berdasarkan kesepakatan, 1 atom C seharusnya mengikat 4 atom, sedangkan pada struktur yang diusulkan Kekule atom C hanya mengikat 3 atom.

Berdasarkan hasil penelitian, diketahui bahwa setiap atom C pada cincin benzena memiliki sifat yang sama. Hal ini ditentukan setelah para ilmuwan mengetahui bahwa semua ikatan antaratom C memiliki panjang yang sama, yakni 140 pm (pikometer). Oleh karena semua atom C memiliki fungsi yang sama, ikatan rangkap senantiasa berubah-ubah.

Tanda ↔ menyatakan bahwa senyawa benzena mengalami resonansi

Sifat fisik dan kimia benzene :

Sifat fisik	Sifat kimia
a. Benzena merupakan senyawa yang tidak berwarna. b. Benzena berwujud cair pada suhu ruang (270C). c. Titik didih benzena : 80,10C, Titik leleh benzena : -5,50C d. Benzena tidak dapat larut air tetapi larut dalam pelarut nonpolar e. Benzena merupakan cairan yang mudah terbakar	a. Benzena merupakan cairan yang mudah terbakar b. Benzena lebih mudah mengalami reaksi substitusi daripadaadisi c. Halogenasi d. Bersifat racun

Reaksi pada senyawa Benzena

Reaksi benzena umumnya melalui reaksi substitusi, walaupun ada sebagian reaksi yang melalui reaksi adisi. Macam-macam substitusi benzena di antaranya halogenasi benzena, nitrasi benzena, dan  reaksi riedel-crafts.

·                      Halogenasi

Dengan adanya katalis besi (III) klorida atau alumunium klorida, benzena dapat bereaksi dengan klorin ataupun bromin membentuk senyawa halobenzena pada suhu kamar.

·                      Nitrasi Benzena

Campuran asam nitrat pekat dan asam sulfat pekat dengan volume sama dikenal sebagai campuran nitrasi. Jika campuran ini ditambahkan ke dalam benzena, akan terjadi reaksi eksotermal. Jika suhu dikendalikan pada 55°C maka hasil reaksi utama adalah nitrobenzena, suatu cairan berwarna kuning pucat

                 Alkilasi Benzena

Penambahan katalis AlCl3  anhidrat dalam reaksi benzena dan haloalkana atau asam klorida akan terjadi reaksi sangat eksotermis. Jenis reaksi ini dinamakan reaksi Friedel-crafts.

·                     Sulfonasi
Sulfonasi merupakan reaksi substitusi atom H pada benzena oleh gugus sulfonat. Reaksi ini terjadi apabila benzena dipanaskan dengan asam sulfat pekat sebagai pereaksi

          Resonansi

Berdasarkan hasil analisis sinar-X maka diusulkan bahwa ikatan rangkap pada molekul benzena tidak terlokalisasi pada karbon tertentu melainkan dapat berpindah-pindah (terdelokalisasi). Resonansi terjadi karena adanya delokalisasi elektron dari ikatan rangkap ke ikatan tunggal.

Bila suatu struktur molekul dapat digambarkan oleh dua tau lebih rumus ikatan valensi yang berbeda hanya dalam kedudukan electron (biasanya electron pi), tak ada dari rumus ini yang sesuai sempurna dengan sifat kimia dan fisik senyawanya. Bila berbagai struktur resonansi dapat ditulis untuk suatu senyawa, maka dapat diandaikan adanya delokalisasi dari rapat electron. Pernyataan ini bener tentang semua struktur aromatic, maupun untuk beberapa struktur lain yang akan disebut secara singkat.

Hal yang harus diperhatikan adalah, bahwa lambang resonasi bukan struktur nyata dari suatu senyawa, tetapi merupakan struktur khayalan. Sedangkan struktur nyatanya merupakan gabungan dari semua struktur resonansinya

    Teori resonansi dapat menerangkan mengapa benzena sukar diadisi.Sebab, ikatan rangkap dua karbon-karbon dalam benzena terdelokalisasi dan membentuk semacam cincin yang kokoh terhadap serangan kimia, sehingga tidak mudah diganggu. Oleh karena itulah reaksi yang umum pada benzena adalah reaksi substitusi terhadap atom H tanpa mengganggu cincin karbonnya.