Kontrol Kinetika dan Kontrol Termodinamik Senyawa Organik

Kontrol Kinetika Dan Kontrol Termodinamik Reaksi Senyawa Organik

Beberapa reaksi kimia mempunyai kemampuan untuk menghasilkan lebih dari satu produk. Jumlah relatif dari produk yang dihasilkan lebih sering tergantung pada kondisi reaksi saat reaksi berlangsung. Perubahan pada jumlah reaktan, waktu, temperatur, dan kondisi yang lain dapat memperngaruhi distribusi pembentukan produk dari reaksi kimia tersebut.

Alasannya dapat dimengerti dari dua konsep penting yaitu:

1. Stabilitas relatif secara termodinamik dari produk yang dihasilkan.

2. Kecepatan relatif secara kinetik pada saat produk terbentuk.

Kontrol Kinetik dan Kontrol Termodinamik

Ada banyak hal dalam mana suatu senyawa di bawah kondisi reaksi yang diberikan dapat mengalami reaksi kompotisi menghasilkan produk yang berbeda.

 

Gambar 5.4 memperlihatkan profil energi-bebas untuk suatu reaksi dalam mana B lebih stabil secara termodinamika daripada C (∆G lebih rendah), tapi C terbentuk lebih cepat (∆G ‡ lebih rendah). Jika tidak ada satupun reaksi yang revesibel maka C akan terbentuk lebih banyak karena terbentuk lebih cepat. Produk tersebut dikatakan terkontrol secara kinetik (kinetically controlled). Akan tetapi, jika reaksi adalah reversibel maka hal tersebut tidak menjadi penting. jika proses dihentikan sebelum kesetimbangan tercapai maka reaksi akan dikontrol oleh kinetik karena akan lebih banyak diperoleh produkyang cepat terbentuk. Akan tetapi jika  reaksi dibiarkan sampai mendekati kesetimbangan maka produk yang akan dominan adalah B. di bawah kondisi tersebut, C yang mula-mula terbentuk akan kembali ke A, sementara B yang lebih stabil tidak berkurang banyak. Maka dikatan bahwa produk terkontrol secara termodinamik (thermodynamically controlled). Tentu saja Gambar 5.4 tidak menggambarkan semua reaksi dalam mana senyawa A dapat memberikan dua produk. Di dalam banyak hal, produk yang lebih stabil adalah juga merupakan produk lebih cepat terbentuk. Di dalam hal yang demikian, produk kontrol kinetik adalah juga produk kontrol termodinamika.

A.   Persyaratan Termodinamik untuk Reaksi

  Untuk terjadinya reaksi secara spontan, energi bebas produk harus lebih rendah Dari pada energi bebas reaktan, yakni ∆G harus negatif. Reaksi dapat saja berlangsung melalui jalan lain, tapi tentu saja hanya jika energi bebas ditambahkan. Seperti halnya air di atas permukaan bumi, air hanya mengalir ke bawah dan tidak pernah mengalir ke atas (meskipun air dapat dibawa ke atas atau menggunakan pompa), molekul-molekul mencari energi potensial yang paling rendah mungkin. Energi bebas terbuat dari dua komponen yaitu entalpi H dan entropi S. Kuantitas tersebut dihubungkan dengan persamaan:

∆G = ∆H – T∆S

Perubahan entalpi dalam suatu reaksi terutama adalah perbedaan energi ikat (meliputi energi resonansi, tegangan, dan solvasi) antara reaktan dengan produk. Perubahan entalpi dapat dihitung dengan menjumlahkan semua energi ikatan yang putus, kemudian dikurangi dengan jumlah energi semua ikatan yang terbentuk, dan ditambahkan dengan perubahan energi resonansi, tegangan, atau energi solvasi. Perubahan entropi menyatakan ketidak teraturan atau kebebasan sistem. Semakin tidak teratur suatu sistem maka semakin tinggi entropinya. Kondisi yang lebih disukai di alam adalah entalpi rendah dan entropi tinggi; dan di dalam sistem reaksi, entalpi spontan menurun sedangkan entropi spontan meningkat.

Bagi kebanyakan reaksi, pengaruh entropi adalah kecil dan entalpi yang paling utama menentukan apakah reaksi dapat terjadi secara spontan. Akan tetapi dalam reaksi jenis tertentu, entropi adalah penting dan dapat mendominasi entalpi. Berikut ini akan dibicarakan beberapa contoh tentang hal tersebut.

1.      Umumnya entropi cairan lebih rendah daripada gas karena molekul gas mempunyai kebebasan dan ketidak-teraturan yang lebih besar. Tentu saja padatan lebih rendah lagi. Suatu reaksi dalam mana semua reaktannya adalah cairan dan satu atau lebih produknya adalah gas, maka secara termodinamika lebih disukai karena entropi yang meningkat; konstanta kesetimbangan reaksi ini akan lebih tinggi daripada reaksi yang produknya tidak ada yang berupa gas.

2.      Di dalam suatu reaksi dalam mana jumlah molekul produk sebanding dengan molekul reaktannya (contoh, A + B → C + D), pengaruh entropi biasanya kecil; tapi jika jumlah molekuknya meningkat (contoh, A → B + C), ada tambahan entropi yang besar karena jika lebih banyak molekul maka lebih banyak pula kemungkinan susunan dalam ruang. Reaksi dalam mana terjadi pemecahan molekul menjadi dua atau lebih bagian maka secara termodinamika lebih disukai karena faktor entropi. Sebaliknya, reaksi dalam mana jumlah molekul produk lebih sedikit daripada molekul reaktannya akan memperlihatkan penurunan entropi, dan dalam hal seperti itu maka harus ada penurunan entalpi yang besar juga untuk mengatasi perubahan entropi yang tidak diinginkan itu.

3      Meskipun reaksi dalam mana terjadi pembelahan molekul menjadi dua atau lebih adalah lebih disukai karena efek entropi, tapi banyak potensi reaksi pembelahan tidak terjadi karena peningkatan entalpi yang sangat besar. Sebagai contoh pembelahan etana menjadi dua radikal metil. Dalam hal ini satu ikatan 79 kkal/mol harus putus, dan tidak ada pembentukan ikatan untuk mengimbangi peningkatan entalpi ini. Akan tetapi etana dapat dipecah pada suhu tinggi, hal sesuai dengan prinsip entropi menjadi lebih penting dengan meningkatnya suhu, seperti yang tampak sangat jelas dari persamaan ∆G = ∆H – T∆S. Suku entalpi tidak  tergantung pada suhu, sedangkan suku entropi berbanding langsung dengan suhu mutlak.

4      Molekul rantai terbuka mempunyai entropi yang lebih besar daripada molekul lingkar karena lebih banyak konformasinya. Pembukaan cincin berarti penambahan entropi dan penutupan berarti pengurangan entropi.

B.     Persyaratan Kinetik Reaksi

Reaksi yang dapat berlangsung tidak hanya karena menpunyai ∆G negatif. ∆G yang negatif memang suatu hal yang penting tapi bukan suatu persyaratan yang cukup untuk berlangsungnya suatu reaksi secara spontan. Sebagai contoh, reaksi antara H2 dengan O2 untuk menghasilkan H2O mempunyai ∆G negatif, tapi campuran H2 dan O2 dapat disimpan pada suhu kamar selama berabad-abad tanpa adanya reaksi yang berarti. Untuk terjadinya reaksi maka variabel energi bebas aktivasi ∆G‡ harus ditambahkan. Situasi ini diilustrasikan dalam Gambar 5.2 yang merupakan profil energi untuk reaksi satu tahap tanpa spesies-antara. Dalam gambar seperti ini, absis menandai kemajuan reaksi. ∆Gf ^‡ adalah energi bebas aktivasi untuk reaksi maju.

Gambar 5.2 Profil energi bebas reaksi tanpa spesies-antara di mana produk energi

bebas produk lebih rendah daripada energi bebas reaktan.

Jika reaksi antara dua molekul atau lebih telah maju ke titik yang berkaitan dengan puncak kurva maka digunakan istilah keadaan transisi untuk posisi inti dan elektron spesies yang ada pada keadaan ini. Keadaan transisi memiliki geometri yang terbatas dan distribusi muatan tapi tidak memiliki keberadaan yang terbatas. Sistem pada titik ini disebut kompleks teraktivasi. Di dalam teori keadaan transisi, starting material dan kompleks teraktivasi dipertimbangkan ada dalam kesetimbangan dengan tetapan kesetimbangan K‡. Menurut teori ini, semua kompleks teraktivasi terus berubah menjadi produk dengan kecepatan yang sama sehingga tetapan kecepatan reaksi hanya tergantung pada posisi kesetimbangan antara starting material dengan kompleks teraktvasi, yaitu nilai K‡. ∆G‡ dihubungkan ke K‡ dengan persamaan :

            ∆G‡ = -2,3RT log K‡

sehingga suatu nilai ∆G‡ yang lebih tinggi adalah disertai dengan suatu tetapan kecepatan yang lebih kecil. Kecepatan hampir semua reaksi meningkat dengan meningkatnya suhu karena penambahan energi dapat membantu molekul melewati rintangan energi aktivasi. Sejumlah reaksi tidak mempunyai energi bebas aktivasi sama sekali, berarti K‡ tidak terbatas dan hampir semua tumbukan mengarah kepada reaksi. Proses seperti itu dikatakan terkontrol difusi (diffusion-controlled).

Entalpi aktivasi (∆H‡) adalah perbedaan energi ikatan (meliputi energi tegangan, resonansi dan solvasi) antara senyawa starting material dengan keadaan transisi. Di dalam kebanyakan reaksi, ikatan-ikatan telah putus atau putus secara parsial pada sesaat keadaan transisi tercapai; energi yang penting untuk hal ini adalah ∆H‡. Adalah benar bahwa tambahan energi akan disuplai oleh pembentukan ikatan baru, tapi jika hal ini terjadi setelah keadaan transisi maka hal ini hanya dapat berpengaruhi pada ∆H dan bukan ∆H‡.

Entropi aktivasi (∆S‡) yang merupakan perbedaan entropi antara senyawa starting material dengan keadaan transisi menjadi penting jika dua molekul yang bereaksi saling mendekati satu sama lain dalam suatu orientasi spesifik untuk terjadinya reaksi. Sebagai contoh, reaksi antara alkil klorida non-siklik sederhana dengan ion hidroksida menghasilkan alkena terjadi hanya jika dalam keadaan transisi, reaktan berorientasi seperti yang diperlihatkan. Bukan hanya OH- mendekati hidrogen tersebut tetapi hidrogen harus berorientasi anti terhadap klor.

Reaksi karbonil merupakan contoh reaksi yang menarik untuk membahas kontrol reaksi. Hal ini dikarenakan banyaknya produk yang bisa saja terbentuk jika tidak dikontrol secara ketat. Ini berkaitan dengan adanya “diverse reactivity” senyawa karbonil. Di satu sisi dia bisa berperilaku sebagai elektrofil, namun juga bisa bersifat nukleofil pada kondisi tertentu. Satu contoh misalnya pada reaksi Aldol, dengan 2 reaktan (A dan B) yang sama-sama mempunyai hidrogen alfa, maka kemungkinan reaksi yang terjadi: A + A, A + B, B + A, dan B + B. Artinya, selain adanya kondensasi silang, juga terdapat selfcondensation. Belum selesai masalah tersebut jika ternyata senyawa A ata B berupa molekul asimetri sehingga adanya 2 kemungkinan H alfa yang menghasilkan intermediet yang berbeda (regioselektivitas).

Kemoselektivitas adalah memilih untuk dapat mereaksikan salah satu gugus fungsional dari dua gugus yang berada pada satu molekul. Contoh pada senyawa karbonil, yang bisa berperan sebagai nukleofil (sebagai enolat) dan juga elektrofil.

 

Regioselektivitas adalah memilih untuk dapat mereaksikan salah satu dari gugus fungsional yang sama pada satu molekul. Contoh keton asimetris, yang memiliki dua atom C alfa yang bisa berperan sebagai nukleofil.

TEORI ASAM BASA

A. MENURUT ARRHENIUS

Menurut teori Arrhenius, zat yang dalam air menghasilkan ion H⁺ disebut asam dan basa adalah zat yang dalam air terionisasi menghasilkan ion OH^- .

HCl --> H⁺ + Cl ^-

NaOH --> Na⁺ + OH ^-

Meskipun teori Arrhenius benar, pengajuan desertasinya mengalami hambatan berat karena profesornya tidak tertarik padanya. Desertasinya dimulai tahun 1880, diajukan pada 1883, meskipun diluluskan teorinya tidak benar. Setelah mendapat bantuan dari Van’ Hoff dan Ostwald pada tahun 1887 diterbitkan karangannya mengenai asam basa. Akhirnya dunia mengakui teori Arrhenius pada tahun 1903 dengan hadiah nobel untuk ilmu pengetahuan.

Sampai sekarang teori Arrhenius masih tetap berguna meskipun hal tersebut merupakan model paling sederhana. Asam dikatakan kuat atau lemah berdasarkan daya hantar listrik molar. Larutan dapat menghantarkan arus listrik kalau mengandung ion, jadi semakin banyak asam yang terionisasi berarti makin kuat asamnya. Asam kuat berupa elektrolit kuat dan asam lemah merupakan elektrolit lemah. Teori Arrhenius memang perlu perbaikan sebab dalam kenyataan pada zaman modern diperlukan penjelasan yang lebih bisa diterima secara logik dan berlaku secara umum. Sifat larutan amoniak diterangkan oleh teori Arrhenius sebagai berikut:

NH 4 OH --> NH 4 ⁺ + OH ^-

Jadi menurut Svante August Arrhenius (1884) asam adalah spesi yang mengandung H ⁺ dan basa adalah spesi yang mengandung OH ^-, dengan asumsi bahwa pelarut tidak berpengaruh terhadap sifat asam dan basa.

Sehingga dapat disimpulkan bahwa: 

Asam ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion H ⁺ .

Basa ialah senyawa yang dalam larutannya dapat menghasilkan ion OH ^- .

Contoh:

1) HCl_(aq) --> H ⁺ _(aq) + Cl ^- _(aq)

2) NaOH_(aq) --> Na ⁺ _(aq) + OH ^- _(aq)

B. MENURUT BRONSTED-LOWRY

Asam ialah proton donor, sedangkan basa adalah proton akseptor.

Teori asam basa dari Arrhenius ternyata tidak dapat berlaku untuk semua pelarut, karena khusus untuk pelarut air. Begitu juga tidak sesuai dengan reaksi penggaraman karena tidak semua garam bersifat netral, tetapi ada juga yang bersifat asam dan ada yang bersifat basa.

Konsep asam basa yang lebih umum diajukan oleh Johannes Bronsted, basa adalah zat yang dapat menerima proton. Ionisasi asam klorida dalam air ditinjau sebagai perpindahan proton dari asam ke basa.

HCl + H2O --> H3O ⁺ + Cl ^–

Demikian pula reaksi antara asam klorida dengan amoniak,  melibatkan perpindahan proton dari HCl ke NH₃ .

HCl + NH 3 ⇄ NH 4 ⁺ + Cl ^– 

 Ionisasi asam lemah dapat digambarkan dengan cara yang sama.

HOAc + H₂O ⇄ H₃O + + OAc - 

Pada tahun 1923 seorang ahli kimia Inggris bernama T.M. Lowry juga mengajukan hal yang sama dengan Bronsted sehingga teori asam basanya disebut Bronsted-Lowry. Perlu diperhatikan disini bahwa H⁺ dari asam bergabung dengan molekul air membentuk ion poliatomik H₃O + disebut ion Hidronium.

Reaksi umum yang terjadi bila asam dilarutkan ke dalam air adalah:

HA  + H₂O ⇄   H₃O ⁺     +      A ^-

asam   basa     (asam konjugasi)  (basa konjugasi)

Penyajian ini menampilkan hebatnya peranan molekul air yang polar dalam menarik proton dari asam.

Perhatikanlah bahwa asam konjugasi terbentuk kalau proton masih tinggal setelah asam kehilangan satu proton. Keduanya merupakan pasangan asam basa konjugasi yang terdiri dari dua zat yang berhubungan satu sama lain karena pemberian proton atau penerimaan proton. Namun demikian disosiasi asam basa masih digunakan secara Arrhenius, tetapi arti yang sebenarnya harus kita fahami.

Johannes N. Bronsted dan Thomas M. Lowry membuktikan bahwa tidak semua asam mengandung ion H ⁺ dan tidak semua basa mengandung ion OH ^- .

Bronsted – Lowry mengemukakan teori bahwa asam adalah spesi yang memberi H⁺ ( donor proton ) dan basa adalah spesi yang menerima H⁺ (akseptor proton). Jika suatu asam memberi sebuah H⁺ kepada molekul basa, maka sisanya akan menjadi basa konjugasi dari asam semula. Begitu juga bila basa menerima H⁺ maka sisanya adalah asam konjugasi dari basa semula.

Teori Bronsted – Lowry jelas menunjukkan adanya ion Hidronium (H₃O ⁺ ) secara nyata.

Contoh: 

HF + H₂O ⇄ H₃O ⁺ + F ^- 

Asam basa    (asam konjugasi)  (basa konjugasi)

HF merupakan pasangan dari F^- dan H₂O merupakan pasangan dari H₃O ⁺ .

Air mempunyai sifat ampiprotik karena dapat sebagai basa dan dapat sebagai asam.

HCl + H₂O --> H₃O ⁺ + Cl ^-

Asam  Basa

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄ ⁺ + OH ^- 

Basa   Asam

Hubungan antara teori Lewis dan teori Bronsted-Lowry

Basa Lewis

Hal yang paling mudah untuk melihat hubungan tersebut adalah dengan meninjau dengan tepat mengenai basa Bronsted-Lowry ketika basa Bronsted-Lowry menerima ion hidrogen. Tiga basa Bronsted-Lowry dapat kita lihat pada ion hidroksida, amonia dan air, dan ketianya bersifat khas.

Teori Bronsted-Lowry mengatakan bahwa ketiganya berperilaku sebagai basa karena ketiganya bergabung dengan ion hidrogen. Alasan ketiganya bergabung dengan ion hidrogen adalah karena ketiganya memiliki pasangan elektron mandiri – seperti yang dikatakan oleh Teori Lewis. Keduanya konsisten.

Tetapi bagaimana dengan reaksi yang sama mengenai amonia dan air, sebagai contohnya? Pada teori Lewis, tiap reaksi yang menggunakan amonia dan air menggunakan pasangan elektron mandiri-nya untuk membentuk ikatan koordinasi yang akan terhitung selama keduanya berperilaku sebagai basa.

Berikut ini reaksi yang akan anda temukan pada halaman yang berhubungan dengan ikatan koordinasi. Amonia bereaksi dengan BF₃ melalui penggunaan pasangan elektron mandiri yang dimilikinya untuk membentuk ikatan koordinasi dengan orbital kosong pada boron.

Sepanjang menyangkut amonia, amonia menjadi sama persis seperti ketika amonia bereaksi dengan sebuah ion hidrogen – amonia menggunakan pasangan elektron mandiri-nya untuk membentuk ikatan koordinasi. Jika anda memperlakukannya sebagai basa pada suatu kasus, hal ini akan berlaku juga pada kasus yang lain.

Manfaat dari teori asam basa menurut Bronsted – Lowry adalah sebagai berikut:

1. Aplikasinya tidak terbatas pada pelarut air, melainkan untuk semua pelarut yang mengandunh atom Hidrogen dan bahkan tanpa pelarut.

2. Asam dan basa tidak hanya berwujud molekul, tetapi juga dapat berupa anion dan kation.

Contoh lain:

1) HAc_(aq) + H₂O_(l) --> H₃O⁺_(aq) + Ac ^-

     asam-1    basa-2        asam-2_(aq)    basa-1

HAc dengan Ac - merupakan pasangan asam-basa konjugasi.

H 3 O+ dengan H 2 O merupakan pasangan asam-basa konjugasi.

2) H₂O_(l) + NH_{3 (aq)} --> NH₄ ⁺ _(aq) + OH ^- _(aq)

    asam-1     basa-2         asam-2         basa-1

H ₂O dengan OH^- merupakan pasangan asam-basa konjugasi.

NH4⁺ dengan NH3 merupakan pasangan asam-basa konjugasi.

Pada contoh di atas terlihat bahwa air dapat bersifat sebagai asam (proton donor) dan sebagai basa (proton akseptor). Zat atau ion atau spesi seperti ini bersifat ampiprotik (amfoter).

C. MENURUT G.N.LEWIS

Di tahun 1923 ketika Bronsted dan Lowry mengusulkan teori asam-basanya, Lewis juga mengusulkan teori asam basa baru juga. Lewis, yang juga mengusulkan teori oktet, memikirkan bahwa teori asam basa sebagai masalah dasar yang harus diselesaikan berlandaskan teori struktur atom, bukan berdasarkan hasil percobaan.

Teori asam basa Lewis Asam: zat yang dapat menerima pasangan elektron. Basa: zat yang dapat mendonorkan pasangan elektron.

Semua zat yang didefinisikan sebagai asam dalam teori Arrhenius juga merupakan asam dalam kerangka teori Lewis karena proton adalah akseptor pasangan elektron . Dalam reaksi netralisasi proton membentuk ikatan koordinat dengan ion hidroksida.

      H⁺ + OH^- → H₂O 

Situasi ini sama dengan reaksi fasa gas yang pertama diterima sebagai reaksi asam basa dalam kerangka teori Bronsted dan Lowry.

     HCl(g) + NH₃(g) → NH₄Cl(s)

Dalam reaksi ini, proton dari HCl membentuk ikatan koordinat dengan pasangan elektron bebas atom nitrogen.

Keuntungan utama teori asam basa Lewis terletak pada fakta bahwa beberapa reaksi yang tidak dianggap sebagai reaksi asam basa dalam kerangka teori Arrhenius dan Bronsted Lowry terbukti sebagai reaksi asam basa dalam teori Lewis. Sebagai contoh reaksi antara boron trifluorida BF₃ dan ion fluorida F^-.

      BF₃ + F^-  –> BF₄^-

Reaksi ini melibatkan koordinasi boron trifluorida pada pasangan elektron bebas ion fluorida. Menurut teori asam basa Lewis, BF₃ adalah asam. Untuk membedakan asam semacam BF₃ dari asam protik (yang melepas proton, dengan kata lain, asam dalam kerangka teori Arrhenius dan Bronsted Lowry), asam ini disebut dengan asam Lewis. Boron membentuk senyawa yang tidak memenuhi aturan oktet, dan dengan demikian adalah contoh khas unsur yang membentuk asam Lewis.

Karena semua basa Bonsted Lowry mendonasikan pasangan elektronnya pada proton, basa ini juga merupakan basa Lewis. Namun, tidak semua asam Lewis adalah asam Bronsted Lowry sebagaimana dinyatakan dalam contoh di atas.

Dari ketiga definisi asam basa di atas, definisi Arrhenius yang paling terbatas. Teori Lewis meliputi asam basa yang paling luas. Sepanjang yang dibahas adalah reaksi di larutan dalam air, teori Bronsted Lowry paling mudah digunakan, tetapi teori Lewis lah yang paling tepat bila reaksi asam basa melibatkan senyawa tanpa proton.