Radikal Bebas

Radikal bebas adalah suatu atom, molekul, atau ion yang mempunyai elektron tak berpasangan. Elektron yang tak berpasangan ini membuat radikal bebas sangat reaktif terhadap senyawa lain atau terhadap sejenisnya. Molekul-molekul radikal bebas dapat berdimerisasi atau berpolimerisasi secara spontan jika bersentuhan satu sama lain. Radikal bebas stabil hanya jika pada konsentrasi sangat rendah dalam media inert atau hampa.

Contoh radikal bebas sederhana adalah radikal hidroksil (HO•), yaitu senyawa yang mempunyai satu atom hidrogen terikat pada satu atom oksigen. Contoh radikal bebas yang lain adalah karben (:CH₂) yang mempunyai dua elektron tak berpasangan, dan anion superoksida (•O2) yaitu molekul yang kelebihan elektron. Perhatikan radikal bebas oksigen berikut ini. Perlu diketahui bahwa anion hidroksil (HO⁻), kation karbenium (CH⁺³) dan anion oksida (O²⁻) bukan radikal karena ikatan yang terbentuk faktanya diakibatkan oleh adanya penambahan atau pelepasan elektron.

Pembentukan Radikal Bebas

Pembentukan radikal bebas diakibatkan oleh adanya pemeahan ikatan kovalen secara homolitik. Pemecahan homolitik membutuhkan energi yang sangat besar. Sebagai contoh, pemecahan H₂ menjadi 2H· mempunyai ΔH° sebesar +435 kJ/mol dan Cl₂ menjadi 2Cl· membutuhkan +243 kJ/mol. Hal ini dikenal dengan energi disosiasi homolitik yang disingkat dengan DH°. Energi ikatan antara dua atom berikatan kovalen dipengaruhi oleh struktur molekul. Pemecahan homolitik kebanyakan terjadi pada dua atom yang mempunyai elektronegativitas yang hampir sama. Dalam kimia organik, sering terjadi pada ikatan O-O pada peroksida.

intermediet yang sangat reaktif. Reaksi rantai melibatkan radikal bebas yang biasanya dibagi menjadi tiga tahap, meliputi inisiasi, propagasi dan terminasi. Contoh dalam hal ini adalah reaksi klorinasi metana.

Inisiasi

Inisiasi adalah tahap pembentukan awal radikal-radikal bebas. Hal ini menyebabkan jumlah radikal bebas meningkat pesat. Dalam klorinasi metana, tahap inisiasi adalah pemutusan secara homolitik ikatan Cl-Cl.

Cl₂ → Cl• + Cl•

Propagasi

Propagasi adalah reaksi yang melibatkan radikal bebas yang mana jumlah radikal bebas akan tetap sama. Setelah terbentuk, radikal bebas klor akan menjalani sederetan reaksi. Tahap propagasi yang pertama adalah radikal bebas klor yang merebut sebuah atom hidrogen dari dalam molekul metana, menghasilkan radikal bebas metil dan HCl.

Cl• + H:CH₃ + 1 kkal/mol → H:Cl + •CH₃

Radikal bebas metil juga sangat reaktif. Dalam tahap propagasi kedua, radikal bebas metil merebut sebuah atom klor dari dalam molekul Cl₂.

Terminasi

Terminasi adalah reaksi yang berujung pada turunnya jumlah radikal bebas. Umumnya, penurunan ini diakibatkan oleh adanya penggabungan radikal bebas yang masih tersisa.

Cl• + •CH₃ → CH₃ 

 Dibawah ini dapat dilihat mekanisme reaksi senyawa organik membentuk radikal pada reaksi Halogenisasi

 

Bagaimana memusnahkan Radikal metil pada reaksi diatas?

KONTROL TERMODINAMIKA DAN KINETIKA REAKSI SENYAWA ORGANIK

 Kontrol termodinamika dan kinetika untuk kimia organik, sangat penting karena reaksi kimia akan memberikan petunjuk pada struktur molekul. suatu sifat yang penting dari setiap reaksi organik adalah bagaimana pemutusan satu atu lebih ikatan kimia ( pada reaktan) dan pembentukan ikatan kimia yang baru (pada produk). kemudian ditentukan ikatan yang hilang dan ikatan yang terbentuk. jadi kekuatan relarif ikatan kimia dan struktur molekul senyawa dapat ditelusuri dengan kestabilan termodinamika dan kinetika

Termodinamika Kimia

Termodinamika kimia mempelajari hubungan antara reaktan dan hasil reaksi, tidak mempelajari bagaimana suatu reaksi tersebut berlangsung dan dengan kecepatan berapa kesetimbangan reaksi kimia dicapai. Hal ini dipelajari dalam kinetika kimia,sehingga kinetika kimia merupakan pelengkap bagi termodinamika kimia.Termodinamika kimia memberikan 2 hal penting yang diperlukan dalam merancang reaktor, yaitu : panas yang dibebaskan atau panas yang diserap selama reaksi berlangsung dan tingkat reaksi maksimum yang tepat

Kontrol Kinetika  yang mempelajari laju reaksi dan faktor-faktor yang mempengaruhi laju reaksi tersebut.

jadi Kinetika berkaitan kecepatan reaksi, termodinamika berkaitan dengan stabilitas
intermediet atau produk yang terjadi. kontrol ini sangat diperlukan dalam sintesis senyawa senyawa organik seperti reaksi karbonil,

ini adalah contoh suatu reaksi organik yang sederhana.

CH₃Br + OH ^- --> CH₃ OH + Br ^-  

 coba tentukan "RATE" second order rate kinetic??

kimia organik fisik ( TEORI ASAM BASA)

Konsep Asam Basa

1. Teori Asam Basa Arrhenius

Pada 1808, Humphry Davy menemukan fenomena lain, yaitu HCl dalam air dapat bersifat asam, tetapi tidak mengandung oksigen. Fakta ini memicu Arrhenius untuk mengajukan teori asam basa

Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang dapat melepaskan ion H+ di dalam air sehingga konsentrasi ion H+ dalam air meningkat. Basa adalah zat yang dapat melepaskan ion OH– di dalam air sehingga konsentrasi ion OH– dalam air meningkat.

Contoh senyawa yang tergolong asam dan basa menurut teori Arrhenius adalah sebagai berikut:

a. Asam: HCl, HNO3, dan H2SO4. Senyawa ini jika dilarutkan dalam air akan terurai membentuk ion H+ dan ion negatif sisa asam.

--> HCI(g)          H⁺ (aq) + CI^–(aq)

H2SO4 (aq)   -->    2H+(aq) + SO42–(aq)

b. Basa: NaOH, KOH, Ca(OH)2, dan dan Al(OH)3. Senyawa ini jikadilarutkan dalam air akan terurai membentuk ion OH– dan ion positifsisa basa.

NaOH(aq) →Na⁺(aq) + OH–(aq)

Ca(OH)2(aq) →Ca2⁺(aq) + 2OH–(aq)

Menurut teori Arrhenius, rumus kimia asam harus mengandung atom hidrogen(–H) dan rumus kimia basa harus mengandung gugus hidroksil (–OH).

Teori asam basa Arrhenius berhasil menjelaskan beberapa senyawa asam atau basa, tetapi teori tersebut masih memiliki keterbatasan, di antaranya senyawa asam dan basa hanya berlaku di dalam pelarut air, pembentukan ion H+ atau OH– adalah ciri khas asam basa. Jika dalam suatu reaksi tidak membentuk ion H+ atau OH–, reaksi tersebut tidakdapat dikatakan sebagai reaksi asam atau basa.

2.  Teori Asam Basa Bronsted-Lowry

Fakta menunjukkan, banyak reaksi asam basa yang tidak melalui pembentukan ion H+ atau OH–, misalnya reaksi antara HCl(g) danNH3(g). Persamaannya:

HCl(g) + NH3(g) -->         NH4Cl(s)

Menurut Arrhenius, reaksi HCl dan NH3 dalam fasa gas tidak dapat dikategorikan sebagai reaksi asam basa karena tidak membentuk ion H+ dan OH–, padahal kedua senyawa itu adalah asam dan basa. Akibat keterbatasan teori Arrhenius, pada 1923, Johanes Bronsted dan Thomas Lowry mengemukakan teori asam basa berdasarkan transfer proton (ion H+).

Menurut Bronsted-Lowry, dalam reaksi yang melibatkan transfer proton,asam adalah spesi yang bertindak sebagai donor proton, sedangkan basa adalah spesi yang bertindak sebagai akseptor proton.

Proton (ion H+) dalam air tidak berdiri sendiri melainkan terikat pada molekul air karena atom O pada molekul H2O memiliki pasangan elektron bebas yang dapat digunakan untuk berikatan kovalen koordinasi dengan proton membentuk ion hidronium, H3O+. Persamaan reaksinya:

H2O(l) + H⁺(aq)     --->    H3O⁺(aq)

Teori asam-basa Bronsted-Lowry dapat diterapkan terhadap reaksi HCl dan NH3. Dalam fasa gas, HCl dan NH3 tidak terionisasi karena keduanya molekul kovalen yang tergolong reaksi asam basa.

3. Teori Asam Basa Lewis

Beberapa reaksi tertentu mempunyai sifat reaksi asam-basa, tetapi tidak cocok dengan teori Bronsted-Lowry maupun teori Arrhenius. Misalnya, reaksi antara oksida basa Na2O dan oksida asam SO3 membentuk garam Na2SO4. Persamaannya:

Na2O(s) + SO3(g)       -->   Na2SO4(s)

Menurut Lewis, konsep asam dan basa secara umum mencakup reaksi oksida asam dan oksida basa, termasuk reaksi transfer proton.

Menurut Lewis, asam adalah spesi yang bertindak sebagai akseptor pasangan elektron bebas dari spesi lain membentuk ikatan kovalen koordinasi. Basa adalah spesi yang bertindak sebagai donor pasangan elektron bebas kepada spesi lain membentuk ikatan kovalen koordinat.  

Mengapa konsep arhenius ditolak oleh konsep bronsted lowry dan jelaskan kenapa asam karboksilat  besifat asam jelaskan menurut teori bronnsted lowry?