Orbital dan Peranannya dalam Ikatan Kovalen

ORBITAL DAN PERANANNYA DALAM IKATAN KOVALEN

A. SIFAT GELOMBANG

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

Daerah ruang di sekitar inti dengan kebolehjadian untuk mendapatkan elektron disebut orbital. Bentuk dan tingkat energi orbital dirumuskan oleh Erwin Schrodinger.Erwin Schrodinger memecahkan suatu persamaan untuk mendapatkan fungsi gelombang untuk menggambarkan batas kemungkinan ditemukannya elektron dalam tiga dimensi.

Model atom dengan orbital lintasan elektron ini disebut model atom modern atau model atom mekanika kuantum yang berlaku sampai saat ini, seperti terlihat pada gambar berikut ini.

Awan elektron disekitar inti menunjukan tempat kebolehjadian elektron. Orbital menggambarkan tingkat energi elektron. Orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama atau hampir sama akan membentuk sub kulit. Beberapa sub kulit bergabung membentuk kulit.Dengan demikian kulit terdiri dari beberapa sub kulit dan subkulit terdiri dari beberapa orbital. Walaupun posisi kulitnya sama tetapi posisi orbitalnya belum tentu sama.

CIRI KHAS MODEL ATOM MEKANIKA GELOMBANG

1. Gerakan elektron memiliki sifat gelombang, sehingga lintasannya (orbitnya) tidak stasioner seperti model Bohr, tetapi mengikuti penyelesaian kuadrat fungsi gelombang yang disebut orbital (bentuk tiga dimensi darikebolehjadian paling besar ditemukannya elektron dengan keadaan tertentu dalam suatu atom)
2. Bentuk dan ukuran orbital bergantung pada harga dari ketiga bilangan kuantumnya. (Elektron yang menempati orbital dinyatakan dalam bilangan kuantum tersebut)
3. Posisi elektron sejauh 0,529 Amstrong dari inti H menurut Bohr bukannya sesuatu yang pasti, tetapi bolehjadi merupakan peluang terbesar ditemukannya elektron

 Dualisme cahaya diterapkan oleh de Broglie terhadap elektron yang bergerak mengelilingi inti. Sifat gelombang dari elektron ini kemudian mengakibatkan adanya ketaktentuan dari kedudukan elektron sekeliling inti, yang diterangkan berdasarkan Prinsip Ketaktentuan dari Heisenberg.Dengan dasar gerak gelombang dari elektron, Schrodinger kemudian menurunkan persamaan gelombang berdasarkan mekanika gelombang. Dalam penurunan persamaannya, maka koordinat Cartes yang umum digunakan untuk menggambarkan materi dalam tiga dimensi, diubah menjadi koordinat polar. Penyelesaiannya menghasilkan suatu fungsi gelombang yang terdiri dari fungsi sudut dan fungsi radial. Kedua fungsi tersebut mempunyai arti fisik.

Dengan persamaan Schrodinger dapat diturunkan pula tingkat-tingkat energi serta bilangan kuantum bagi elektron. Dengan menggunakan Prinsip Eksklusi dari Pauli, setiap elektron dalam masing-masing tingkat energi dapat diterangkan dengan menggunakan Prinsip Aufbau.Dasar teori kuantum dapat digunakan pula untuk menerangkan struktur dari Susunan Berkala dan demikian pula menerangkan keperiodikan dari sifat fisik dan kimia dari unsur-unsur.Transisi antara tingkat-tingkat energi berlangsung dalam radiasi elektromagnetik dari absorpsi maupun emisi. Aturan transisi ini akan dibahas dalam spektrum atom.

Konsep kebolehjadian dapat diterapkan pada pola difraksi elektron. cincin-cincin difraksi adalah daerah dengan kebolehjadian yang tinggi. Rapat elektron berbanding lurus dengan kuadrat faktor amplitudo yang didapat dari persamaan gelombang. Sifat khas gerak gelombang adalah kemampuannya untuk meneruskan energi dari satu titik ke titik lain tanpa perpindahan permanen dari mediumnya. Gelombang ini disebut gelombang progresif (Sebuah gelombang yang memindahkan energi dari satu bagian dari media lain).

Suatu persamaan gelombang dinyatakan sebagai berikut:

∂²/∂x² = 1/c² ∂²ϕ/∂r²       (2-6)

dimana ϕ = a sin 2π (x/λ – vt), v adalah frekuensi, a adalah nilai maksimum dari amplitudo, c adalah kecepatan perambatan. Persamaan (2-6) adalah linier, maka dengan Prinsip Superposisi dua persamaan dengan ϕ₁ dan ϕ₂ dapat dikombinasi linier. Untuk gelombang ϕ₁ dan ϕ₂:

∂²ϕ₁/∂x² = 1/c² ∂²ϕ₂/∂t² dan ∂²ϕ₂/∂x² = 1/c² ∂²ϕ₂/∂t²

Kombinasi linier menghasilkan:

∂²(a₁ϕ₁ + a₂ϕ₂)/ ∂x² = a₁ ∂²ϕ₁/∂x² + a₂ ∂²ϕ₂/∂x²

= 1/c² {a₁ ∂²ϕ₁/∂t² + a₂ ∂²ϕ₂/∂t²} = 1/c² ∂²(a₁ϕ₁ + a₂ϕ₂)/ ∂x²       (2-7).

Prinsip superposisi ini sekarang digunakan untuk vibrasi tali gitar antara dua titik tertentu atau dua titik mati. Untuk gelombang progresif dari kiri ke kanan persamaan gelombangnya:

ϕ₁ = a sin 2π (x/λ – vt)   (2-8)

setelah mencapai ujung, gelombang direfleksi dan berjalan kembali dari kanan ke kiri dengan persamaan gelombang:

ϕ₂ = a sin 2π (x/λ – vt)   (2-9)

Gerak gelombang total dinyatakan dengan persamaan:

ϕ = ϕ₁ + ϕ₂ = a sin 2π (x/λ – vt) + a sin 2π (x/λ + vt)     (2-10).

Untuk gelombang tegak atau gelombang stasioner, bila ϕ = 0, maka sin 2π x/λ = 0, yaitu bila:

2πx/λ = nπ dan x = nλ/2                        (2-11).

n ialah bilangan bulat.

Gelombang stasioner dapat menggambarkan gerak gelombang dari elektron sekeliling inti dalam atom. Agar terjadi interferensi konstruktif dari gelombang de Broglie dengan elektron dalam lintasan Bohr, maka harus dipenuhi hubungan:

2πr = nλ             (2-12).

Substitusi persamaan (2-3) ke dalam persamaan (2-12) menghasilkan:

Mvr = n h/2π; n = 1, 2, 3, …     (2-13). n ialah bilangan kuantum utama

BENTUK-BENTUK ORBITAL

Setiap subkulit disusun oleh satu atau lebih orbital dan setiap orbital mempunyai bentuk tertentu. Adapun bentuk oebital di tentukan oleh bilangan kuantum azimut.Perhatikan gambar bentuk-bentuk orbital berdasarkan harga l (bilangan kuantum azimut).

Orbital s yang berbentuk bola tidak menunjukan arah ruang tertentu karena kebolehjadian ditemukan elektron dengan bentuk ini berjarak sama jauhnya ke segala arah dari inti atom.

Inti atom terdapat pada pusat bola. Perhatikanlah gambar arah ruang orbital s berikut ini

 

Kebolehjadian terbesar ditemukannya elektron dalam orbital s terdapat pada daerah sekitar bola, yaitu untuk orbital :

a. 1s : terdapat pada kulit bola

b. 2s : terdapat pada awan lapisan kedua

c. 3s : terdapat pada awan lapisan ketiga

Gambaran kebolehjadian ditemukan orbital pada masing-masing kulit :

Subkulit p terdiri dari tiga orbital p. Karena nilai bilangan kuantum magnetiknya ada tiga yaitu –1, 0, dan +1. Ketiga orbital ini mempunyai tingkat energi yang sama tetapi arah ruangnya masing-masing berbeda. Jika digabungkan, ketiga orbital ini saling tegak lurus satu sama lain. Bila digambarkan pada sistem koordinat kartesius yang memiliki sumbu X, Y, dan Z maka orbital p yang terletak pada sumbu X disebut orbital px, sedangkan yang terletak pada sumbu Y disebut orbital py. Begitu pula halnya dengan orbital p yang terletak pada sumbu Z disebut orbital pz, perhatikan gambar berikut ini!

Sehingga gambaran orbital p dengan bilangan kuantum azimut l =1 dinyatakan dalam gambar berikut ini!

 

Untuk mengambarkan orbital atom p, ambillah 3 buah balon. Kemudian pilin (putar) pada bagian tengah balon. Lakukan hal ini pada semua balon. Siapkan tali pengikat yang akan digunakan untuk menggabungkan ketiga balon. Balon pertama  diletakkan tegak lurus (vertikal), sedangkan balon kedua diletakkan mendatar (horisontal), dan balon ketiga diletakkan diantara balon pertama dan balon kedua. Bagian balon yang dipilin harus berada di tengah-tengah ikatan dari ketiga balon yang diikat menjadi satu. Pastikan bahwa ketiga balon ini terikat dengan kuat.

Subkulit d terdiri dari 5 orbital d karena nilai bil kuantum magnetiknya –2, -1, 0, +1, +2. Seperti halnya orbital p, orbital d juga memiliki tingkat energi yang sama tetapi arah ruangnya masing-masing berbeda. Bila digambarkan pada sistem koordinat kartesius maka ketiga orbital d menempati ruang antar sumbu pada koordinat kartesius tersebut. Masing-masing orbital dinyatakan sebagai d_XY, d_XZ dan d_YZ, sedangkan dua orbital d lainnya terletak pada sumbu koordinat kartesius yang masing-masing orbital dinyatakan sebagai d_X²_-Y² dan d_Z². Bentuk kelima orbital d dapat digambarkan sebagai berikut:

Orbital d_Z² terletak pada sumbu Z

Orbital d_X²_-Y² terletak pada sumbu X dan Y

Orbital d_XY terletak antara sumbu X dan Y

Orbital d_XZ terletak antara sumbu X dan Z

Orbital d_YZ terletak antara sumbu Y dan Z 

  

Untuk menggambarkan orbital d  yaitu : pada orbital d mempunyai 4 orbital dengan bentuk seperti 2 balon terpilin yaitu dxy, dxz, dyz dan dx²-y²  dengan satu bentuk orbital yang berbeda yaitu orbital dz².

Sedangkan orbital f memiliki 7 obital seperti yang digambarkan sebagai berikut:

 

Dalam pengambaran orbital atom akan semakin rumit, sebagai contoh penggambaran orbital atom pada atom-atom yang no atomnya kecil seperti atom Li, Be, B dan C adalah sebagai berikut :

B. ORBITAL IKATAN DAN ANTI IKATAN

• Orbital ikatan

Teori orbital molekul adalah teori yang menjelaskan ikatan kimia melalui diagram orbital molekul. Sifat magnet dan sifat-sifat molekul dapat dengan mudah dijelaskan dengan menggunakan pendekatan mekanika kuantum lain yang disebut dengan teori orbital molekul. Teori orbital molekul menggambarkan ikatan kovalen melalui istilah orbital molekul yang dihasilkan dari interaksi orbital orbital atom dari atom yang berikatan dengan molekul secara keseluruhan. Seperti halnya untuk menjelaskan sifat-sifat ion kompleks, teori orbital molekul juga dapat dijadikan pendekatan yang baik karena teori orbital molekul dapat menjelaskan fakta bahwa ikatan anatara ion logam dan ligan bukan hanya merupakan ikatan ion yang murni tetapi juga terdapat ikatan kovalen pada ion atau senyawa kompleks. Perkembangan teori orbital molekul pada mulanya dipelopori oleh Robert Sanderson Mulliken dan Friedrich Hund pada tahun 1928.Orbital Molekul Ikatan dan Orbital Molekul Antiikatan 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 anti ikatan

Orbital molekul antiikatan (antibonding molecular orbital) memiliki energi yang lebih tinggi dan kestabilan yang lebih rendah dibandingkan dengan orbital-orbital atom pembentuknya.Orbital anti-ikatan selalu ditunjukan dengan tanda bintang pada simbolnya. Perhatikan, ketika orbital ikatan terbentuk, energinya menjadi lebih rendah daripada energi orbital atom asalnya (sebelum berikatan). Energi dilepaskan ketika orbital ikatan terbentuk, dan molekul hidrogen lebih stabil secara energetika daripada atom-atom asalnya. Sedangkan, suatu orbital anti-ikatan adalah kurang stabil secara energetika dibanding atom asalnya. Stabilnya orbital ikatan adalah karena adanya daya tarik-menarik antara inti dan elektron. Dalam orbital anti-ikatan daya tarik-menarik yang ada tidak ekuivalen – sebaliknya, anda akan mendapatkan tolakan. Sehingga peluang menemukan elektron diantara dua inti sangat kecil – bahkan ada bagian yang tidak mungkin ditemukan elektron diantara dua inti tersebut. Sehingga tak ada yang menghalangi dua inti untuk saling menolak satu sama lain. Jadi dalam kasus hidrogen, kedua elektron membentuk orbital ikatan, karena menghasilkan stabilitas yang paling besar – lebih stabil daripada yang dimiliki oleh atom yang terpisah/tak berikatan, dan lebih stabil dari elektron dalam orbital anti-ikatan. Cheap Offers: http://bit.ly/gadgets_cheap

Cheap Offers: http://bit.ly/gadgets_cheap

Berikut gambar yang menunjukkan perbedaan antara orbital ikatan dan anti ikatan.

C. ORBITAL HIBRIDA KARBON

Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling^[2] 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. 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.

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. 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. katan kimia dalam senyawa seperti alkuna dengan ikatan rangkap tiga dijelaskan dengan hibridisasi sp.

Dalam kimia, hibridisasi adalah sebuah konsep bersatunya orbital-orbital atom membentuk orbital hibrid yang baru yang sesuai dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom.

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.

Hibridasi

Perhatikan  konfigurasi elektron Be, B dan C

Be   : 1s2 2s2

B     : 1s2 2s2 2p1

C     : 1s2 2s2 2p2

Berilium dapat membentuk senyawa yang bersifat kovalen seperti BeH2 dan BeCl2. Boron dapat membentuk senyawa dengan perbandingan 1:3 seperti BF3 dan BCl3.

Pada senyawa karbon yang lebih dari sejuta banyaknya dapat dijumpai atom karbon yang terikat melalui empat pasangan elektron ikatan.

Jika ditinjau dari konfigurasi elektron saja, maka dapat diduga bahwa, berilium yang orbitalnya terisi penuh tidak dapat membentuk satu ikatan kovalen, sedangkan karbon hanya dapat membentuk dua ikatan kovalen.

Kontradiksi antara pengamatan eksperimen dan ramalan berdasarkan model atom, menunjukkan bahwa model orbital atom masih jauh dari sempurna untuk menjelaskan ikatan kimia.

Oleh sebab itu, penyusunan elektron dalam orbital setiap bilangan kuantum utama perlu ditata kembali. Penyusunan kembali orbital dalam sebuah atom, untuk membentuk seperangkat orbital yang ekivalen dalam molekul disebut hibridisasi.

  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 :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.

(3)   Dalam hibridisasi, yang bergabungadalah orbital bukan elektron; dan

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

  MACAM HIBRIDISASI

Pada pembentukan ikatan kovalen, dua orbital atom overlap satu dengan yang lain membentuk orbital molekul. Tiap-tiap orbital atom harus berisi satu elektron, karena orbital molekul hanya dapat diisi oleh dua elektron yang spinnya berlawanan. Ini berarti, ikatan yang terbentuk oleh suatu atom, tergantung elektron yang tidak berpasangan. Kovalensi atom-atom biasanya sama dengan jumlah elektron yang tidak berpasangan.  Sebelum membentuk ikatan, orbital 2s dan orbital 2p yang dalam keadaan valensi tereksitasi di atas berubah menjadi orbital baru dengan energi sama. Orbital baru ini disebut orbital hibrida sp3.

Perubahan beberapa jenis orbital menjadi orbital baru yang energinya sama disebut hibridisasi. Dapat juga dikatakan, hibridisasi ialah penggabungan orbital-orbital s, p, dan d dengan jalan menambah atau mengurangi fungsi gelombangnya membentuk fungsi gelombang baru yang menyatakan orbital hibrida.

Hibridasisasi ini dapat terjadi antara orbital s dan p atau s, p dan d. Contohnya pembentukan orbital hibrida untuk atom C

Atom

1s

2s

2px

2py

2pz


Ada tiga cara di mana proses pencampuran dapat terjadi.
● orbital 2s digabung ketiga orbital 2p. Ini dikenal sebagai hibridisasi sp3;
● orbital 2s digabung dengan dua orbital 2p. Hal ini dikenal sebagai hibridisasi sp2;
● orbital 2s digabung dengan salah satu orbital 2p. Hal ini dikenal sebagai hibridisasi sp.

1.Hibridisasi sp atau linear

Gabungan orbital s dan p, membentuk orbital baru yaitu orbital hibrida sp yang co-linear. Orbital yang besar diperoleh dengan penambahan, yang kecil dengan pengurangan dari fungsi gelombangnya. Berikut ini adalah pembentukan orbital hibrida sp

2.Hibridisasi sp2 atau trigonal planar

Kombinasi satu orbital s dan dua orbital p membentuk orbital hibrida sp2 yang bentuknya trigonal planar dengan sudut antara 1200. Ikatan dengan orbital sp2 lebih kuat daripada ikatan dengan orbital s atau orbital p. Berikut ini adalah pembentukan orbital hibrida sp2

3.Hibridisasi sp3 atau tetrahedral

Hibridisasi satu orbital s dan tiga orbital p, membentuk orbital hibrida sp3 yang strukturnya tetrahedral.


KONJUGASI
Pengaturan kembali electron melalui orbital π, terutama dalam system konjugasi atau senyawa organic yang atom-atomnya secara kovalen berikatan tunggal dan ganda secara bergantian (C=C-C=C-C) dan mempengaruhi satu sama lainnya membentuk daerah delokalisasi electron disebut dengan konjugasi. Elektron-elektron pada daerah delokalisasi ini bukanlah milik salah satu atom, melainkan milik keseluruhan system konjugasi ini.

Contoh:

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

HIPERKONJUGASI

Merupakan delokalisasi yang melibatkan elektron σ. Hiperkonjugasi di atas dapat dipandang sebagai overlap antara orbital σ ikatan C-H dengan orbital π ikatan C=C, analog dengan overlap π-π. Hiperkonjugasi disebut juga resonansi tanpa ikatan. Secara singkat efek hiperkonjugasi merupakan perubahan dari suatu ikatan C-H menjadi ikatan C=C atau C≡C oleh Hα. Hiperkonjugasi dapat meningkatakan kestabilan molekul dengan semakin banyaknya Hα maka suatu molekul tersebut akan semakin stabil.

Contoh:

Jika suatu karbon yang mengikat atom hydrogen dan terikat pada atom tak jenuh atau pada satu atom yang mempunyai orbital bukan ikatan maka untuknya dapat dituliskan bentuk kanonik seperti diatas. Di dalam bentuk kanonik seperti itu sama sekali tidak ada ikatan antara karbon dengan ion hidrogen, dan resonansi seperti itu disebut resonansi tanpa ikatan. Hidrogen tidak pergi (karena resonansi tersebut bukanlah suatu hal yang nyata melainkan hanya bentuk kanonik yang berkontribusi ke struktur molekul nyata). Efek struktur diatas pada molekul nyata adalah elektron dalam C-H lebih dekat ke karbon daripada jika struktur diatas  tidak berkontribusi

SENYAWA AROMATIK (BENZENA)

Senyawa aromatik terdiri dari kelas hidrokarbon yang mencakup enam anggota dan memiliki cincin karbon tak jenuh di mana elektron valensi ikatan pi terdelokalisasi atau terkonjugasi.

Senyawa ini bersifat stabil dan melimpah baik dalam bentuk alami maupun sintetisnya. Nama aromatik diambil berdasarkan pada aroma kuat yang dihasilkannya. Struktur molekul senyawa ini berbentuk siklik dan datar. Menurut aturan Huckel setiap atom siklik harus memiliki orbital p yang tegak lurus bidang cincin.
Yang termasuk senyawa aromatis adalah Senyawa benzena dan Senyawa kimia dengan sifat kimia seperti benzena.

Senyawa hidrokarbon aromatik pada umumnya bersifat non polar  seperti halnya senyawa hidrokarbon alifatik dan alisiklik. Karena bersifat non polar, maka senyawa ini tidak dapat larut dalam air. Benzena sendiri merupakan molekul aromatik paling sederhana juga sering dijadikan pelarut organik. Keistimewaan benzena yaitu dapat membentuk azeotrop dengan air.
Senyawa benzena dapat disubstitusi oleh gugs lain sehingga dapat mengalami isomerisasi pada strukturnya. Hal ini dikarenakan adanya perbedaan urutan penempatan substituen pada struktur cincinnya.
Isomer yang dapat dibentuk yaitu isomer orto (o-), para (p-), dan meta (m-). Isomer para akan memiliki titik leleh yang lebih tinggi dibandingkan dengan isomer lainnya, karena lebih simetris. Dengan demikian, maka isomer ini dapat membentuk kisi kristal yang sifatnya lebih teratur dan lebih kuat.

a. Gugus Pengarah Orto, Para (Aktivator)

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).

Pada reaksi nitrasi pada toluena, dapat dilihat bahwa ion nitronium dapat mneyerang karbon cincin yang yang posisinya orto, meta, atau para terhadap gugus meta.

Pada salah satu dari ketiga penyumbang resonansi pada ion benzenonium antar (intermediet) untuk substitusi orto atau para, muatan positif berada pada karbon pembawa metil. Penyumbang resonansi itu ialah karbokation tersier dan lebih stabil daripada penyumbang lainnya, yang merupakan karbokation sekunder. Sebaliknya, dengan serangan meta, semua penyumbang adalah karbokation sekunder, muatan positif pada ion benzenonium intermediet tidak pernah bersebelahan substituen metil. Dengan demikian, gugus metal ialah pengarah orto, para, karena reaksi ini dapat berlangsung melalui karbokation intermediet yang paling stabil. Sama halnya, semua gugus alkil adalah orto, para.

Pada gugus –F, -OH, dan -NH2 memiliki pasangan elektron bebas, pasangan elektron bebas inilah yang dapat menstabilkan muatan positif di sebelahnya

Baik dalam serangan orto atau para, salah satu penyumbang pada ion benzenonium intermediet menempatkan muatan positif pada karbon hidroksil. Pergeseran pasangan elektron bebas dari oksigen ke karbon positif menyebabkan muatan positif terdelokalisasi lebih jauh, yaitu ke oksigen. Tidak mungkin ada struktur seperti ini pada serangan meta. Dengan demikian hidroksil adalah pengarah orto, para.

Pada turunan senyawa aromatik yang lain seperti pada anilina juga termasuk sebagai activator, yaitu gugus pengarah orto, para. (hal 478 fessenden)

Akibat stabilisasi resonansi anilina ialah bahwa cincin menjadi negative sebagian dan sangat menarik bagi elektrofilik yang masuk. Semua posisi orto, meta, dan para pada cincin anilina teraktifkan terhadap substitusi elektrofilik, namun posisi orto, para lebih teraktifkan dari pada posisi meta. Struktur resonansi terpaparkan di atas menunjukkan bahwa posisi-posisi orto dan para mengemban muatan negative parsial, sedangkan posisi meta tidak.

Gugus amino dalam anilina mengaktifkan cincin benzena terhadap substitusi sedemikian jauh sehingga tidak perlu katalis asam Lewis, dan sangat sukar untuk memperoleh monobromoanilina. Anilina beraksi dengan cepat membentuk 2,4,6-tribromoanilina (kedua posisi orto dan posisi para terbrominasikan).

Jadi dapat disimpulkan bahwa semua gugus dengan elektron bebas pada atom yang melekat pada cincin ialah pengarah orto dan para.

b. Gugus Pengarah Meta

Suatu 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.

Pada nitrobenzena, nitrogen memiliki muatan formal +1, sebagaimana ditunjukkan pada strukturnya. Persamaan untuk pembentukan ion benzenonium intermediet ialah

Salah satu penyumbang pada hybrid resonansi intermediet untuk substitusi orto atau para memiliki dua macam positif yang bersebelahan, yaitu susunan yang sangat tidak diinginkan, sebab muatan yang sama saling tolak-menolak. Tidak ada intermediet seperti ini pada meta, karena alasan inilah substitusi meta lebih disukai. Setiap gugus pengarah meta dihubungkan ke cincin aromatik oleh suatu atom yang merupakan bagian dari ikatan rangkap atau ikatan rangkap tiga, dengan ujung lainnya ialah atom yan lebih elektronegatif daripada karbon seperti atom oksigen dan nitrogen. Dalam hal ini, atom yang langsung melekat pada cincin benzena akan membawa muatan positif parsial seperti nitrogen pada gugus nitro. Ini karena penyumbang resonansi.

seperti Semua gugus yang serupa itu akan menjadi pengarah meta karena alasan yang sama seperti gugus nitro yang bersifat meta, untuk menghindari adanya dua muatan positif yang bersebelahan dalam ion benzenonium intermedietnya. 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.


Struktur Benzena

Ikatan rangkap pada benzena berbeda dengan ikatan rangkap pada alkena.  Ikatan rangkap pada alkena dapat mengalami reaksi adisi, sedangkan ikatan rangkap pada benzena tidak dapat diadisi, tetapi benzena dapat bereaksi secara substitusi. Contoh:
Reaksi adisi                 : C2H4 + Cl2 --> C2H4Cl2
Reaksi substitusi         : C6H6 + Cl2 --> C6H5Cl  + HCl

Menurut Friedrich August Kekule, keenam atom karbon pada benzena tersusun secara siklik membentuk segienam beraturan dengan sudut ikatan masing-masing 120°. Ikatan antaratom karbon adalah ikatan rangkap dua dan tunggal bergantian (terkonjugasi).
 Analisis sinar-X terhadap struktur benzena menunjukkan bahwa panjang ikatan antaratom karbon dalam benzena sama, yaitu 0,139 nm. Adapun panjang ikatan rangkap dua C=C adalah 0,134 nm dan panjang ikatan tunggal C–C adalah 0,154 nm. Jadi, ikatan karbon-karbon pada molekul benzena berada di antara ikatan rangkap dua dan ikatan tunggal. Hal ini menggugurkan struktur dari Kekule.

Kekulé menggambarkan struktur benzena dengan atom-atom karbon dihubungkan satu dengan yang lain membentuk suatu cincin.

• August Kekulé pada tahun 1865 : Struktur tersebut menggambarkan bahwa ßstruktur benzena tersusun  3 ikatan rangkap di dalam cincin 6 anggota.
•     Ketiga ikatan rangkap tersebut  dapat bergeser dan kembali dengan cepat sedemikian sehingga 2 bentuk yang mungkin tersebut tidak dapat dipisahkan.

Orbital benzena
Setiap karbon pada benzena mengikat 3 atom lain menggunakan orbital hibridisasi sp2 membentuk molekul yang planar.
Benzena merupakan molekul simetris, berbentuk heksagonal dengan sudut ikatan 120o
Setiap atom C mempunyai orbital ke empat yaitu orbital p. Orbital p akan mengalami tumpang suh (overlapping) membentuk awan elektron sebagai sumber elektron.

Senyawa aromatis harus memenuhi kriteria:
—   siklis
—   mengandung awan elektron p yang terdelokalisasi di bawah dan di atas bidang molekul
—   ikatan rangkap berseling dengan ikatan tunggal
—   mempunyai total elektron p sejumlah 4n+2, dimana n harus bilangan bulisal: bila jumlah elektron p suatu cincin siklik = 12, maka n=2,5 maka bukan senyawa aromatis

DAFTAR PUSTAKA

https://windipujiwati.wordpress.com/2016/09/10/teori-atom-mekanika-kuantum/
http://nitasarii.blogspot.co.id/2016/09/orbital-dan-peranannya-dalam-ikatan.html
http://bozzkaf.blogspot.co.id/2013/08/bentuk-bentuk-orbital-s-p-d-dan-f.html
https://www.google.com/search?q=BENTUK-BENTUK+ORBITAL&client=firefox-b-ab&source=lnms&tbm=isch&sa=X&ved=0ahUKEwjdrc7JtuXVAhVGYo8KHcguAWUQ_AUICigB&biw=1366&bih=639#imgrc=fDXQerF652v7XM:
http://id.termwiki.com/ID/progressive_wave
http://chemistry35.blogspot.co.id/2011/04/orbital-ikatan-dan-anti-ikatan-dalam.html
http://imelledis.blogspot.co.id/2016/09/orbital-hibridisasi.html

Permasalahan : Mengapa bentuk orbital ditentukan oleh bilangan kuantum azimut?