Polarisabilitas

Kemudahan suatu molekul untuk membentuk dipol sesaat atau untuk menginduksi (mengimbas) suatu dipol disebut polarisabilitas (keterpolaran). 

Polarisabilitas ini berkaitan dengan massa molekul relatif (Mr) dan bentuk molekul. Pada umumnya, makin banyak jumlah elektron, makin mudah mengalami polarisasi. Karena jumlah elektron berkaitan dengan Mr, maka semakin besar Mr, semakin kuat gaya London. Gaya dispersi London ini termasuk gaya yang relatif lemah, karena interaksi yang terjadi adalah antar molekul nonpolar. Contoh molekul yang mengalami gaya london diantaranya: gas hidrogen, gas nitrogen, metana dan gas-gas mulia.

Gaya London

Gaya London merupakan gaya tarik menarik antara molekul-molekul non polar. Gaya London juga merupakan bagian dari gaya antar molekul yang terjadi antara molekul polar dengan molekul non polar, serta antara molekul polar dengan polar.

Terjadinya Gaya London antara molekul-molekul mono atomik terjadi karena elektron selalu dalam keadaan bergerak maka pada suatu saat yang singkat dapat terjadi polarisasi rapatan elektron. Bentuk awan elektron dianggap mengalami devisiasi dari simentri bola. Molekul dikatakan memiliki dipol sesaat (Instataneous dipol) atau dipol sekejap.

Apabila dua molekul  mono atomik non polar dengan elektron-elektron dalam kedudukan simetris saling mendekati, maka terjadi gaya tarik inti molekul sebelah kanan terhadap elektron-elektron terhadap molekul sebelah kiri sehingga kedudukan elektron pada molekul sebelah kiri tidak lagi simetris dan padanya terjadi dipol sesaat. Pada saat kondisi tersebut awan elektron molekul kiri tidak lagi memiliki simentri bola.

Gambar terjadinya gaya london

Faktor Gaya London

Jumlah elektron dalam suatu molekul berbanding lurus dengan massa molekulnya oleh karena itu kebolehpolaran suatu molekul semakin tinggi dengan bertambahnya massa molekulnya. Kenaikan kebolehpolaran molekul menyebabkan semakin mudahnya molekul tersebut membentuk dipol sesaat dan dipol induksian sehingga Gaya London yang yang terjadi kuat.

Dipol Induksian

Momen dipol sesaat akan hilang tetapi lalu timbul kembali secara terus menerus dan bergantian. Apabila di dekatnya ada molekul non polar maka molekul dengan dipol sesaat ini akan menginduksi molekul tersebut sehingga terjadi dipol induksian (induced dipol). Setelah dua molekul tersebut membentuk dipol sesaat dan dipol induksian, maka keduanya terjadi gaya tarik elektro magnetik yang disebut Gaya London.

Titik Lebur (TL) dan Titik Leleh (TL) Beberapa Zat

Daftar Pustaka

http://nurul.kimia.upi.edu/arsipkuliah/web2011/0800643/vdw.html

http://rahmani8n.blogspot.co.id/2013/11/kimia-gaya-van-der-waals.html

https://rinioktavia19942.wordpress.com/kimia-kelas-xi/semester-i/gaya-antar-molekul/gaya-london/

Gaya Van Der Waals

Gaya van der Waals dalam ilmu kimia merujuk pada jenis gaya antara molekul. Istilah ini pada awalnya merujuk pada jenis gaya antarmolekul, dan hingga saat ini masih digunakan dalam pengertian tersebut, tetapi saat ini lebih umum merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol.

Hal ini mencakup gaya yang timbul dari dipol tetap (gaya Keesom), dipol rotasi atau bebas (gaya Debye) serta pergeseran distribusi awan elektron (gaya London).

Nama gaya ini diambil dari nama kimiawan Belanda Johannes van der Waals, yang pertama kali mencatat jenis gaya ini. Potensial Lennard-Jones sering digunakan sebagai model hampiran untuk gaya van der Waals sebagai fungsi dari waktu.

Interaksi van der Waals teramati pada gas mulia, yang amat stabil dan cenderung tak berinteraksi. Hal ini menjelaskan sulitnya gas mulia untuk mengembun. Tetapi, makin besar ukuran atom gas mulia (makin banyak elektronnya) makin mudah gas tersebut berubah menjadi cairan.

Moment Dipole Permanen dan Terinduksi

 Jika suatu benda mengandung muatan positif dan negatif sehingga titik A dan B dapat dipandang sebagai pusat muatan negatif dan positif. Apabila benda tersebut ditempatkan dalam medan magnet maka benda tersebut cenderung berotasi ke kanan sampai garis persekutuan A dan B sejajar dengan arah medan, dan peristiwa ini akan menimbulkan momen dipole µ sebesar:

d adalah jarak antara A dan B, q adalah resultante muatan negatif.

Situasi yang dilukiskan di atas adalah untuk sebuah benda netral. Di sini dapat terlihat bahwa moment muncul bukan dari muatan netto tetapi dari pemisahan muatan. Selanjutnya, jika titik A dan B serupa maka di sini tidak akan muncul moment. Ion-ion terpolarisasi tetapi tidak dipikirkan sebagai dipol.

Sebuah ikatan dipole dalam sebuah molekul asimetris akan memberikan kepada molekul itu suatu dipole moment yang permanen. Apabila suatu molekul polar atau non polar ditempatkan dalam suatu medan listrik maka elektron-elektronnya akan tertarik dari posisi normal oleh kutub positif eksternal sehingga di dalam molekul muncul suatu dipole yang disebut dipole terinduksi. Kekuatan dipole terinduksi tergantung pada medan F dan kemampuan terpolarisasi α, yaitu kemampuan pemindahan pusat listrik oleh medan ekternal.

Polarisasi molekul oleh medan listrik

Jika suatu molekul dengan sebuah dipole permanen µ dan suatu kemampuan terpolarisasi α ditempatkan dalam suatu medan listrik maka molekul-molekul tersebut akan berotasi sampai persekutuan dipole permanen sejajar dengan medan. Elektronelektron molekul tersebut juga akan bergeser ke kutub positif. Total molar polarisasi adalah:

N adalah bilangan Avogadro, k adalah konstanta Boltzmann, dan T adalah suhu mutlak. P
α tidak tergantung pada suhu, sedangkan Pµ berbanding terbalik dengan suhu.

Untuk menghitung α dan µ dari P dapat dilakukan dengan cara sebagai berikut:

P diukur pada sederetan suhu dan kemudian dibuat grafik P lawan kebalikan suhu absolut. Dari persamaan di atas dapat dilihat slope grafik P lawan 1/T akan memberikan harga 4πNµ2/9k; dengan demikian dapat dihitung. Intersep pada 1/T = 0 memberikan konstanta 4πNα/3; dengan demikian α dapat dihitung.

Suatu hal yang tidak mungkin mengukur moment dipole ikatan secara satu per satu yang ada dalam molekul; yang dapat diukur hanyalah momen dipole total molekul, yaitu jumlah vektor moment ikatan individu. Moment individu sepintas sama dari satu molekul ke molekul yang lain, tapi konsistensi ini tidak berarti bersifat universal. Berdasarkan moment dipole toluena dan p-nitrobenzena maka seharusnya dapat diharapkan bahwa moment dipole p-nitrotoluena adalah 4,36 D. Nilai nyata 4,39 D adalah nilai yang rational. Akan tetapi moment dipole p-kresol (1,57 D) cukup jauh dari yang diperkirakan (1,11 D). Dalam beberapa hal, molekul dapat mempunyai moment ikatan secara substansiil tapi tidak menjadi total moment secara keseluruhan karena moment individu dapat dihapus oleh simetri molekul secara keseluruhan. Beberapa contoh adalah CCl4, trans-1,2-dibromoetana, dan p-nitrotoluena.

Oleh karena kecilnya perbedaan elektronegativitas antara karbon dengan hidrogen maka moment dipole alkana sangat kecil, sedemikian kecilnya sehingga sulit untuk diukur. Sebagai contoh, momen dipole isobutana dan propana masing-masing adalah 0,132 D dan 0,085 D. Tentu saja metana dan etana tidak mempunyai momen dipole karena simetri. Hanya sedikit molekul organik yang mempunyai moment dipole lebih besar dari 7 D.

DAFTAR PUSTAKA

https://id.wikipedia.org/wiki/Gaya_van_der_Waals

http://www.ilmukimia.org/2014/06/gaya-van-der-waals.html

http://www.sridianti.com/pengertian-gaya-van-der-waals.html

Tautomeri

Bagi kebanyakan senyawa, semua molekul mempunyai struktur yang sama, apakah struktur tersebut dapat memuaskan atau tidak dinyatakan dengan struktur Lewis. Tetapi ada juga senyawa lain yang ada dalam satu campuran dari dua atau lebih senyawa yang secara struktural berbeda, dan campuran berada dalam kesetimbangan yang cepat. Jika fenomena ini (disebut tautomeri) ada maka ada pergeseran bolak-balik yang cepat antara molekul-molekul yang kesetimbangan tersebut. Di dalam peristiwa ini ada proton yang berpindah dari satu atom dalam satu molekul ke atom yang lain menjadi molekul lain.

Tautomeri keto-enol

Bentuk tautomeri yang paling umum adalah tautomeri antara senyawa karbonil yang mengandung hidrogen-α dengan bentuk enolnya.

Di dalam hal yang sederhana (R” = H, alkil, OR, dst), kesetimbangan terletak di sebelah kiri. Alasan untuk itu dapat diuji melalui energi ikat. Bentuk keto berbeda dari bentuk enol dalam hal pemilikan ikatan C-H, C-C, dan C=O, di mana enol mempunyai ikatan C=C, C-O, dan O-H. Jumlah energi ikat untuk deret tiga ikatan yang pertama di atas adalah 360 kkal/mol dan untuk deret yang kedua adalah 345 kkal/mol. Bentuk keto lebih stabil sekitar 15 kkal/mol. Jika R mengandung ikatan rangkap yang dapat berkonjugasi dengan ikatan rangkap enol, jumlah enol menjadi besar dan bahkan bisa menjadi dominan. Ester mempunyai enol yang lebih banyak daripada keton. Di dalam molekul seperti asetoasetat, enol juga distabilkan oleh ikatan hidrogen internal, yang mana ikatan ini tidak tersedia dalam bentuk keto:

Sering kali jika kandungan enolnya tinggi maka kedua bentuk dapat diisolasi. Bentuk keto ester asetoasetat murni meleleh pada -39oC sedangkan bentuk enolnya adalah cairan dengan titik leleh -78oC. masing-masing dapat disimpan selama beberapa hari jika katalisator seperti asam atau basa benar-benar telah dikeluarkan. Bahkan enol paling sederhana yakni vinil alkohol CH2=CHOH telah dibuat dalam fase gas pada suhu kamar, dan enol ini mempunyai waktu paruh sekitar 30 menit.

Tabel kandungan enol beberapa senyawa karbonil

Keberadaan enol sangat dipengaruhi oleh pelarut, konsentrasi, dan suhu. Ester asetoasetat mempunyai kandungan enol 0,4% dalam air dan 19,8% dalam toluena. Dalam hal ini, air mengurangi konsentrasi enol melalui pembentukan ikatan hidrogen dengan karbonil sehingga gugus tersebut kurang bersedia membentuk ikatan hidrogen internal.

Jika ada basa kuat, kedua bentuk enol dan keto dapat kehilangan proton. Anion yang dihasilkan keduanya adalah sama. Oleh karena 19 dan 20 hanya berbeda dalam hal penempatan elektron maka keduanya bukanlah tautomer, tapi bentuk kanonik. Struktur ion enolat yang sebenarnya adalah hibrida dari 19 dan 20, meskipun 20 lebih banyak berkontribusi karena di dalam bentuk ini muatan negatif ada pada atom yang lebih elektronegatif.

Tautomeri pergeseran proton yang lain

Di dalam semua hal, anion hasil dari pelepasan sebuah proton dari masing-masing tautomer adalah sama karena resonansi. Beberapa contoh adalah:

1. Tautomeri fenol-keto.

Bagi fenol yang paling sederhana, di dalam setimbangan ini terletak pada sisi fenol karena hanya pada sisi ini terdapat kearomatikan. Bagi fenol sendiri, tidak ada fakta untuk keberadaan bentuk keto. Meskipun demikian, bentuk keto menjadi penting dan mungkin dominan apabila: (1) adanya gugus tertentu, seperti gugus OH kedua atau gugus N=O, (2) dalam sistem aromatik yang dipadukan, dan (3) di dalam sistem heterosiklik. Bagi kebanyakan senyawa heterosiklik dalam fase cair atau dalam larutan, bentuk keto adalah bentuk yang lebih stabil; meskipun di dalam fase uap, posisi kesetimbangan menjadi berbalik. Sebagai contoh, di dalam kesetimbangan antara 4- pidone 21 dengan 4-hidroksipiridin 22, hanya bentuk 21 yang terdeteksi jika dalam larutan etanol, sedangkan 22 dominan dalam fase uap.

2. Tautomeri nitroso-oksim.

Letak kesetimbangan ini jauh ke kanan; dan sebagai aturan, senyawa nitroso stabil hanya jika ada ikatan hidrogen-α.

3. Senyawa nitro alifatik berada dalam kesetimbangan dengan bentuk aci.

Bentuk nitro jauh lebih stabil daripada bentuk aci, hal ini sangat bertentangan dengan tautomeri nitroso-oksim karena tidak disangsikan lagi bentuk nitro mempunyai resonansi yang tidak ditemukan dalam tautomeri nitroso.

4. Tautomeri imina-enamina.

Enamina secara normal stabil hanya jika tidak ada hidrogen pada nitrogen (R2C=CR-NR2). Kalau tidak demikian maka bentuk imina yang dominan.

Daftar Pustaka

Firdaus. 2009. Modul Kimia Organik Fisis I. Makassar: Unhas Press.

Efek Induksi

Dalam suatu ikatan kovalen tunggal dari atom yang tak sejenis, pasangan electron yang membentuk ikatan sigma, tidak pernah terbagi secara merata di antara kedua atom. Electron memiliki kecenderungan untuk tertarik sedikit ataupun banyak kea rah atom yang lebih elektronegatif dari keduanya. Misalnya dalam suatu alkil klorida, kerapatan electron cenderung lebih besar pada daerah didekat atom Cl daripada atom C. sebagai penunjuk bahwa atom yang satu lebih elektronegatif, secara umum dituliskan sebagai berikut:

Jika atom karbon terikat pada klorin dan ia sendiri berikatan pada atom karbon selanjutnya, efek induksi dapat diteruskan pada karbon tetangganya.

Akibat dari pengaruh atom klorin, electron pada ikatan karbon klorin didermakan sebagian ke klorin, sehingga menyebabkan C1 sedikit kekurangan electron. Keadaan C1 ini menyebabkan C2 mesti mendermakan juga sebagian elektronnya pada ikatan C2 dengan C1 agar menutupi kekurangan electron di C1. Begitu seterusnya. Namun, efek ini dapat hilang pada suatu ikatan jenuh (ikatan rangkap), efek induktif ini juga semakin mengecil jika melewati C2. Pengaruh distribusi electron pada ikatan sigma ini dikenal sebagai efek induksi.

Sebagai perbandingan relatifitas efek induksi, kita memilih atom hydrogen sebagai molekul standarnya, misalnya CR₃-H.

-         Jika ketika atom H dalam molekul ini diganti dengan Z (atom ataupun gugus), kemudian kerapatan electron pada bagian CR₃ pada molekul ini berkurang daripadadalam CR₃-H, maka Z dapat dikatakan memiliki suatu efek – I (efek penarik electron / electron-withdrawing / electron-attracting). Contoh gugus dan atom yang memiliki efek – I: NO₂, F, Cl, Br, I, OH, C₆H₅^-.

-         Jika kerapatan electron dalam CR₃ bertambah besar dari pada dalam CR₃-H, maka Z dikatakan memiliki efek + I (efek pendorong electron / electron-repelling / electron-releasing). Contoh gugus dan atom yang memiliki efek + I: (CH₃)₃C-, (CH₃)₂CH-, CH₃CH₂-, CH₃-.

Ikatan C-C dalam etana adalah nonpolar sempurna karena ikatan tersebut menghubungkan dua atom yang ekuivalen. Akan tetapi ikatan C-C dalam kloroetana terpolarisasi oleh adanya atom klor elektronegatif. Polarisasi ini sebenarnya adalah jumlah dari dua efek. Pertama, atom C-1 telah kekurangan sejumlah kerapatan elektronnya oleh elektronegativitas Cl yang lebih besar, diganti secara parsial oleh ikatan C-C yang ada didekatnya mengakibatkan polarisasi ikatan ini dan suatu muatan positif kecil pada atom C-2. Polarisasi satu ikatan yang disebabkan oleh polarisasi ikatan tetangga disebut efek induksi. Efek ini tidak hanya dirasakan oleh ikatan tetangga, namun dapat pula berpengaruh sampai ikatan yang lebih jauh. Efek ini berkurang dengan bertambahnya jarak. Polarisasi ikatan C-C menyebabkan pula sedikit polarisasi tiga ikatan C-H metil.

Resonasi dan induksi tidak perlu bekerjanya dalam arah yang sama. Di dalam keadaan dasar (ground state) efek-efek ini bekerja secara permanen dan dapat nyata dalam sejumlah sifat-sifat molekul. Salah hal yang paling ideal yang berhubungan dengan efek induksi adalah kecepatan solvolisis 4-(4-alkilbisiklo[2.2.2]oktan-1-ilbrosilat dalam asam asetat pada 75oC. Kecepatan relatif diberikan sebagai berikut:

Gugus fungsi dapat dikelompokkan sebagai gugus penarik elektron (-I) dan gugus pendorong elektron (+I) relatif terhadap atom hidrogen. Sebagai contoh gugus nitro adalah suatu gugus –I, gugus ini lebih kuat menarik elektron ke dirinya daripada atom hidrogen.

Di dalam α-nitrotoluena, elektron di dalam ikatan C-N lebih jauh dari atom karbon daripada elektron di dalam ikatan H-C toluena. Hal yang serupa, elektron ikatan C-Ph lebih jauh dari cincin daripada di dalam toluena. Dengan digunakan atom hidrogen sebagai pembanding, gugus NO2 adalah gugus penarik elektron (-I) dan gugus O- adalah gugus pendorong elektron (+I). Meskipun demikian, tidak ada pemberian atau penarikan yang benar-benar terjadi, hanya karena ini istilah ini nyaman digunakan; di sini hanya terjadi perbedaan posisi elektron yang disebabkan oleh perbedaan elektronegativitas antara H dengan NO2 atau antara H dengan O-.

Tabel berikut memuat sejumlah gugus –I dan +I yang paling umum, dan terlihat bahwa dibandingkan dengan hidrogen, kebanyakan gugus adalah penarik elektron. Gugus yang bersifat pendorong elektron hanya gugus dengan muatan formal negatif (tidak semuanya demikian), atom-atom berlektronegatif rendah seperti Si, Mg, dan sebagainya, dan kemungkinan juga gugus alkil. Gugus alkil biasanya dipandang sebagai gugus pendorong elektron, tapi akhir-akhir ini sejumlah contoh yang ditemukan mengarah pada kesimpulan bahwa gugus bersifat penarik elektron dibanding dengan hidrogen.

Daftar Pustaka

Firdaus. 2009. Modul Kimia Organik Fisis I. Makassar: Unhas Press. 
Efek Induksi dan Mesomeri | ChemiPharm

Gugus Fungsi

Gugus fungsi adalah kelompok gugus khusus pada atom dalam molekul, yang berperan dalam memberi karakteristik reaksi kimia pada molekul tersebut. Senyawa yang bergugus fungsional sama memiliki reaksi kimia yang sama atau mirip.

Beberapa Gugus Fungsi Senyawa Organik

Tata Nama Senyawa Organik

1. Haloalkana

Penamaan haloalkana sesuai dengan penamaan alkana, letak atom halogen dituliskan sesuai letak nomor atom C yang mengikatnya.

2. Alkanol (Alkohol)

Penamaan alkohol dengan cara mengganti akhiran a pada induk alkana (rantai terpanjang) dengan akhiran ol.

3. Alkoksilalkana (Eter)

Senyawa eter sering diberi nama dengan nama umum, yaitu dengan menyebutkan nama gugus-gugus alkil yang diikat oleh atom O diikuti kata eter.  Jika dua gugus alkilnya sama, sering diawali dengan kata di (terkadang tidak dengan awalan di). Dalam sistem IUPAC, eter diberi nama sebagai alkoksialkana.

4. Alkanal (Aldehida)

Nama IUPAC      : mengganti akhiran a pada induk alkana (rantai terpanjang) dengan akhiran al.

Nama trivial        : menggunakan akhiran aldehida.

Karena gugus aldehida selalu di ujung, tidak diperlukan angka yang menunjukkan posisi gugus fungsi aldehida. Jika ada gugus substituen, gugus aldehida dianggap menempati posisi nomor 1.

5. Alkanon (Keton)

Nama IUPAC  : akhiran a pada induk alkana (rantai terpanjang) diganti dengan akhiran on.

Nama trivial : menyebutkan nama gugus-gugus alkil yang diikat oleh gugus karbonil diikuti kata keton.

6. Alkanoat (Asam Karboksilat)

Nama IUPAC : akhiran a pada induk alkana (rantai terpanjang) diganti dengan akhiran oat.

Nomor urut atom karbon dimulai dari gugus karboksilat (bernomor atom 1).

Kebanyakan asam karboksilat disebut sebagai nama umum (trivial).

7. Alkil Alkanoat (Ester)

Nama IUPAC : akhiran a pada induk alkana (rantai terpanjang) diganti dengan akhiran oat. Nomor urut atom karbon dimulai dari gugus karboksilat (bernomor atom 1). Kebanyakan asam karboksilat disebut sebagai nama umum (trivial).

8. Amida

Nama IUPAC : akhiran a pada induk alkana (rantai terpanjang) diganti dengan akhiran oat. Nomor urut atom karbon dimulai dari gugus karboksilat (bernomor atom 1). Kebanyakan asam karboksilat disebut sebagai nama umum (trivial).

 9. Amina
Nama IUPAC : diberikan akhiran “-amin”  yang dimana  gugus alkil terikat pada atom N.

DAFTAR PUSTAKA

http://mygugusfungsi.blogspot.co.id/2015/08/macam-macam-gugus-fungsi

https://amaldoft.wordpress.com/2015/10/26/gugus-fungsi-dan-senyawa-turunan-alkana-turunan-alkana/

https://id.wikipedia.org/wiki/Gugus_fungsional

Regangan Ruang Struktur Molekul Organik

Regangan Ruang Struktur Molekul Organik

Regangan ruang adalah besarnya regangan pada struktur senyawa kimia berbentuk siklik untuk menunjukkan seberapa besarnya regangan ruang dari cicin siklik tersebut. Dimana tabel data mengenai regangan ruang dapat dilihat pada tabel berikut :

“teori regangan Baeyer” (Baeyer’s strain theory). Menurut teori ini, senyawa siklik seperti halnya sikloalkana membentuk cincin datar. Bila sudut-sudut ikatan dalam senyawa siklik menyimpang dari sudut ikatan tetrahedral (109,50) maka molekulnya mengalami Regangan.

Sikloalkana

Makin besar penyimpangannya terhadap sudut ikatan tetrahedral, molekulnya makin regang, dan berakibat molekul tersebut makin reaktif.

Sikloalkana memiliki kereaktifan yang sangat mirip dengan alkana, kecuali untuk sikloalkana yang sangat kecil – khususnya siklopropana.

Siklopropana

Besarnya harga regangan pada siklopropana tersebut disebabkan oleh adanya regangan sudut dan regangan sterik. Makin besar penyimpangannya dari sudut tetrahedral, makin besar pula regangan sudutnya.

Cincin Regangan di Sikloalkana

Sudut ikatan CCC di siklopropana (60 ^o) yang jauh berbeda dari sudut ikatan ideal 109,5 ^o . Sudut ikatan ini menyebabkan siklopropana memiliki strain cincin yang tinggi. Molekul seperti sikloheksana dan siklopentana, akan memiliki regangan cincin jauh lebih rendah karena sudut ikatan antara karbon lebih dekat ke 109,5 ^o.

Konformasi Sikloalkana

Dalam usaha mengurangi regangan agar diperoleh kestabilan, molekul sikloalkana mengalami konformasi.

Konformasi Sikloheksana

Salah satu dari konformasi pada sikloheksana dinamakan konformasi kursi, yang ditandai oleh adanya dua macam orientasi ikatan C-H, yaitu enam buah ikatan C-H aksial dan enam buah ikatan C-H ekuatorial. 

DAFTAR PUSTAKA

http://hermalizasarah06.blogspot.co.id/2016/10/stereokimia.html

http://salsabila-ravina.blogspot.co.id/2013/01/strain-energy-sikloalkana.html

https://www.academia.edu/24631611/Tegangan_Cincin_Pada_Sikloalkana_dan_Siloalkena

Kimia Organik Fisik

Secara umum, Kimia Organik Fisik adalah sebuah pembelajaran mengenai reaksi-reaksi fisik yang terjadi dalam suatu senyawa organik. Berikut beberapa konsep yang terdapat dalam kimia organik fisik:

1. Elektronegativitas

Elektronegativitas atau keelektronegatifan (Simbol: χ) adalah sebuah sifat kimia yang menjelaskan kemampuan sebuah atom (atau lebih jarangnya sebuahgugus fungsi) untuk menarik elektron (atau rapatan elektron) menuju dirinya sendiri pada ikatan kovalen.Konsep elektronegativitas pertama kali diperkenalkan oleh Linus Pauling pada tahun 1932 sebagai bagian dari perkembangan teori ikatan valensi. Elektronegativitas tidak bisa dihitung secara langsung, melainkan harus dikalkulasi dari sifat-sifat atom dan molekul lainnya. Beberapa metode kalkulasi telah diajukan. Walaupun pada setiap metode terdapat perbedaan yang kecil dalam nilai numeris elektronegativitasnya, semua metode memiliki tren periode yang sama di antara unsur-unsur. Elektronegativitas merupakan salah satu sifat periodisitas unsur, selain afinitas elektron, jari-jari atom, dan energi ionisasi.

Metode yang umumnya sering digunakan adalah metode Pauling. Hasil perhitungan ini menghasilkan nilai yang tidak berdimensi dan biasanya dirujuk sebagaiskala Pauling dengan skala relatif yang berkisar dari 0,7 sampai dengan 4,0 (hidrogen = 2,2). Bila metode perhitungan lainnya digunakan, terdapat sebuah konvensi (walaupun tidak diharuskan) untuk menggunakan rentang skala yang sama dengan skala Pauling: hal ini dikenal sebagai elektronegativitas dalamsatuan Pauling.

Elektronegativitas bukanlah bagian dari sifat atom, melainkan hanya merupakan sifat atom pada molekul. Sifat pada atom tunggal yang setara dengan elektronegativitas adalah afinitas elektron. Elektronegativitas pada sebuah unsur akan bervariasi tergantung pada lingkungan kimiawi, namun biasanya dianggap sebagai sifat yang terpindahkan, yaitu sebuah nilai elektronegativitas dianggap akan berlaku pada berbagai situasi yang bervariasi.

2. Polarizabilitas

Polarizabilitas adalah pergerakan elektron yang mengakibatkan dipol sesaat dalam suatu molekul Polarisabilitas ini berkaitan dengan massa molekul relatif (Mr) dan bentuk molekul. Pada umumnya, makin banyak jumlah elektron, makin mudah mengalami polarisasi. Karena jumlah elektron berkaitan dengan Mr, maka semakin besar Mr, semakin kuat gaya London. Gaya dispersi London ini termasuk gaya yang relatif lemah, karena interaksi yang terjadi adalah antar molekul nonpolar. Contoh molekul yang mengalami gaya london diantaranya: gas hidrogen, gas nitrogen, metana dan gas-gas mulia. 

3. Ikatan Hidrogen

Ikatan hidrogen adalah gaya tarik menarik yang lemah antara atom elektronegatif (seperti atom fluor, oksigen, atau nitrogen, dan atom hidrogen) terikat pada atom elektronegatif lain. Ikatan hidrogen bertanggung jawab atas sifat yang dimiliki air dan banyak molekul biologis lainnya.

4. Gaya Van der Waals

Gaya Van Der Waals merupakan gaya tarik menarik listrik yang relatif lemah akibat kepolaran molekul yang permanen atau terinduksi (tidak permanen). Kepolaran permanen terjadi akibat kepolaran ikatan dalam molekulnya, sedangkan kepolaran tidak permanen terjadi akibat molekulnya terinduksi oleh partikel lain yang bermuatan sehingga molekul bersifat polar sesaat secara spontan. Gaya Van Der Waals dapat terjadi antara partikel yang sama atau berbeda. Karena Ikatan Van Der Waals muncul akibat adanya kepolaran, maka semakin kecil kepolaran molekulnya maka gaya Van Der Waalsnya juga akan makin kecil.

5. Gugus Fungsi

Gugus fungsi adalah atom atau kelompok atom yang paling menentukan sifat suatu senyawa

a. Gugus Fungsi – OH ( Alkohol )

b. Gugus Fungsi – O – ( Eter )

Mempunyai struktur R – O – R , Salah satu eter yaitu dietil eter ( C2Hs – O – C2Hs ). Digunakan sebagai obat bius. Penggunaan lain dari eter adalah sebagai pelarut.

c. Gugus fungsi – C – H atau – CHO ( Aldehida )

Contohnya adalah metanol atau formaldehida tang terdapat dalam formalin. Bahan yang digunakan untuk mengawetkan preparat biologi atau mayat

d. Gugus Fungsi – CO – ( Keton )

Contohnya adalah aseton, suatu cairan yang biasa digunakan para wanita untuk membersihkan cat kuku

e. Gugus Fungsi – COOH ( Asam karboksilat )

Contohnya adalah asam asetat ( CH3CooH ) yang terdapat dalam cuka makan.

f. Gugus Fungsi – CooR ( Ester )

Yang banyak digunakan sebagai essen, lemak dan minyak juga tergolong Es

g. Gugus Fungsi – X ( Halogen )

Disebut juga Haloalkana. Gugus X adalah atom Halogen yaitu F, Cl, Br atau I. Monohaloalkana di sebut juga alkil Halida. Haloalkana di gunakan sebagai bahan dasar pembuatan plastik dan sebagai pelarut. Contoh, Freon yang digunakan sebagai fluida kerja dalam mesin pendingin.

 
DAFTAR PUSTAKA

http://fungsi.web.id/2015/10/pengertian-ikatan-hidrogen.html

https://dsupardi.wordpress.com/kimia-xii-2/sentawa-organik/

https://id.wikipedia.org/wiki/Elektronegativitas

http://nurul.kimia.upi.edu/arsipkuliah/web2011/0800643/vdw.html