IKATAN KIMIA (ASPEK-ASPEK TAMBAHAN)

C. IKATAN KIMIA (ASPEK-ASPEK TAMBAHAN)

1. METODE IKATAN VALENSI

Pembentukan ikatan kovalen dari aspek pertumpangtindihan orbital atom dinamakan metode ikatan valensi ( valence bond method ). Terciptanya ikatan kovalen dalam metode ikatan valensi biasanya didasarkan pada tumpang tindih orbital terisi setengah, tetapi adakalanya tumpang tindih seperti itu melibatkan orbital terisi penuh pada satu atom dan orbital kosong pada atom lainnya. Metode ikatan valensi memberikan model pengiikatan elektron elektron terlokalisasi. Elektron teras ( core ) dan elektron valensi pasangan bebas mempertahankan lokasi orbital yang sama seperti dalam atom – atom terpisah dan densitas muatan dari elektron terikat terkonsentrasi di kawasan pertumpang tindihan orbital.

Gambar 16. Pengikatan dalam H 2 S

2. HIBRIDASI ORBITAL ATOM

Dalam sebagian besar kasus, penjelasan tentang geometri molekul berdasarkan pertumpangtindihan sederhana orbital atom yang tidak dimodifikasi ternyata tidak cocok dengan hasil pengamatan. Contohnya, berdasarkan konfigurasi elektron keadaan dasar dari kulit valensi karbon adalah

Hidrokarbon paling sederhana yang teramati pada kondisi normal laboratorium adalah metana, CH 4 . Metana adalah molekul stabil yang tidak reaktif dengan rumus molekul yang konsisten dengan aturan oktet dari teori Lewis. Untuk mendapatkan rumus molekul metana melalui metode ikatan valensi, kita memerlukan diagram orbital untuk karbon dengan empat elektron takberpasangan sehingga tumpangtindih orbital menghasilkan empat ikatan C – H. Konfigurasi elektron yang dihasilkan adalah konfigurasi elektron keadaan tereksitasi.

Konfigurasi elektron pada keadaan tereksitasi ini menyiratkan suatu suatu molekul dengan tiga ikatan C – H yang saling tegak lurus. Ikatan keempat akan mengarah ke posisi manapun dalam molekul yang dapat mengakomodasi atom H keempat. Suatu skema pengikatan yang didasarkan pada konfigurasi elektron keadaan tereksitasi kurang dalam menjelaskan sudut ikatan dalam CH. Salah satu cara mengatasi masalah ini adalah dengan memodifikasi orbital atom dari atom –atom terikat. Kombinasi aljabar dari persamaan gelombang satu orbital 2 s dan tiga orbital

2 p atom karbon menghasilkan satu set baru yang terdiri atas empat orbital identik. Orbital baru ini, yang terarah secara tetrahedral, memiliki energi pertengahan antara orbital 2 s dan 2 p . Orbital atom murni dengan orbital atom terformulasi untuk atom terikat dinamakan hibridisasi (hybridization) dan orbital baru disebut orbital

hibrid (hybrid orbital).

Dalam skema hibridisasi, banyaknya orbital hibrid sama dengan total banyaknya orbital atom penyusunnya. Simbol menunjukkan jumlah dan jenis orbital yang terlibat. Jadi, sp 3 menandakan bahwa satu orbital s dan tiga orbital p bergabung. Penggambaran untuk hibridisasi 3 sp dari orbital kulit valensi karbon

adalah

Tujuan skema hibridisasi adalah menjelaskan bentuk molekul berdasarkan fakta dari hasil percobaan. Hibridisasi bukanlah fenomena fisis yang sebenarnya. Untuk beberapa ikatan kovalen tidak ada satu skema hibridisasi yang terbukti baik. Namun, konsep hibridisasi bekerja dengan sangat baik untuk molekul yang mengandung karbon sehingga banyak digunakan dalam kimia organik.

PENGIKATAN DALAM H 2 O DAN NH 3

Ketika diaplikasikan untuk H 2 O dan NH 3 , teori VSEPR menjelaskan geometri gugus elektron tetrahedral untuk empat gugus elektron. Pengikatan dalam NH 3 , contohnya dapat dideskripsikan dari aspek diagram orbital kulit valensi untuk nitrogen sebagai berikut :

sp Berhubung satu dari orbital 3 dihuni oleh sepasang elektron pasangan bebas, hanya tiga orbital sp 3 terisi setengah yang terlibat dalam pembentukan ikatan.

Sekalipun skema hibridisasi 3 sp tampaknya bekerja sangat baik untuk H

2 O dan NH 3 , ada bukti teoritis dan percobaan (spektroskopis) yang mengarah pada diskripsi berdasarkan orbital p yang tidak terhibridisasi dari atom pusat.

ORBITAL HIBRID sp 2

Tetangga golongan 13 karbon yaitu boron mempunyai empat orbital tetapi hanya mempunyai tiga elektron dalam kulit valensinya. Untuk kebanyakan senyawa boron, skema hibridisasi yang layak menggabungkan satu orbital 2 s dan

dua orbital 2 2 p menjadi tiga orbital hibrid sp dan meninggalkan satu orbital p yang sp tidak terhibridisasi. Skema hibridisasi 2 berkaitan dengan geometri gugus

elektron planar trigonal. Dalam skema hibridisasi dari teori ikatan valensi, banyaknya orbital terkekalkan, artinya dalam atom yang berhibridisasi sp 2 masih ada empat orbital, tiga hibrid sp 2 dan satu orbital p yang tidak terhibridisasi.

Gambar 17. Skema hibridisasi sp 2

ORBITAL HIBRID sp

Tetangga boron di golongan dua, berilium, memiliki empat orbital dan hanya dua elektron dalam kulit valensinya. Dalam skema hibridisasi yang terbaik menjelaskan senyawa gas berilium tertentu, orbital 2 s dan satu orbital 2 p . Be Tetangga boron di golongan dua, berilium, memiliki empat orbital dan hanya dua elektron dalam kulit valensinya. Dalam skema hibridisasi yang terbaik menjelaskan senyawa gas berilium tertentu, orbital 2 s dan satu orbital 2 p . Be

ORBITAL HIBRID sp 3 d DAN sp 3 d 2

Untuk menjelaskan skema hibridisasi yang berhubungan dengan geometri gugus 5 elektron dan 6 elektron dari teori VSEPR, perlu melangkah lebih jauh dari subkulit s dan p pada kulit valensi dan ini berarti melibatkan kontribusi orbital d . Tercapainya lima orbital fosforus terisi setengah untuk menjelaskan lima ikatan P – Cl dalam PCl 5 dan geometri molekul bipiramida trigonalnya melalui hibridisasi satu orbital s , tiga orbital p dan satu orbital d pada kulit valensi menjadi lima orbital hibrid sp 3 d .

Tercapainya enam orbital sulfur terisi setengah untuk menjelaskan enam ikatan S –

F dalam SF 6 dan geometri molekul oktahedralnya melalui hibridisasi satu orbital s ,

3 tiga orbital 2 p , dan dua orbital d pada kulit valensi menjadi enam orbital hibrid sp d .

ORBITAL HIBRID DAN TEORI TOLAKAN PASANGAN ELEKTRON KULIT VALENSI (VSEPR)

Pada tahun 1931, Linus Pauling mengenalkan konsep hibridisasi orbital untuk menjelaskan geometri CH 4 ,H 2 O, dan NH 3 . N.V. Sidgwick dan H.E. Powell adalah yang pertama kali menyarankan bahwa geometri molekul ditentukan oleh susunan pasangan elektron dalam kulit valensi dan selanjutnya dikembangkan ke dalam seperangkat aturan yang dikenal sebagai VSEPR oleh Ronald Gillespie dan

Ronald Nyholm pada tahun 1957. Keuntungan VSEPR adalah bahwa teori ini memiliki kemampuan prediksi berdasarkan struktur Lewis, sementara skema hibridisasi memerlukan pengetahuan awal mengenai geometri molekul. Skema hibridisasi yang mungkin untuk atom pusat dalam struktur dalam metode ikatan valensi dapat dipilih dengan:

 Menuliskan struktur Lewis yang masuk akal untuk spesies yang diamati  Menggunakan teori VSEPR untuk memprediksi geometri gugus elektron

atom pusat yang mungkin  Menyeleksi skema hibridisasi yang berhubungan dengan geometri gugus

elektron.

3. IKATAN KOVALEN GANDA

Dua jenis tumpang tindih orbital terjadi bila ikatan ganda dideskripsikan dengan metode ikatan valensi. Contoh spesifik ikatan rangkap dua karbon ke karbon dalam etilena, C 2 H 4 , dan ikatan rangkap tiga karbon ke karbon dalam asetilena, C 2 H 2 .

Pengikatan Dalam C 2 H 4

Etilena mempunyai ikatan rangkap dua karbon ke karbon dalam struktur Lewisnya.

Etilena adalah molekul planar dengan sudut ikatan H – C – H dan H – C – C sebesar 1200. Teori VSEPR memperlakukan setiap atom C dikelilingi oleh tiga gugus elektron dalam susuunan planar trigonal. Salah satu ikatan diantara dua atom

karbon dihasilkan dari tumpang tindih orbital hibrid 2 sp dari setiap atom. Tumpang tindih ini terjadi di sepanjang garis yang menghubungkan inti kedua atom tersebut.

Orbital – orbital yang bertumpang tindih dengan cara ujung ke ujung ini menghasilkan ikatan sigma, dilambangkan d engan σ. Ikatan kedua diantara kedua atom C dihasilkan dari tumpang tindih orbital p yang tidak berhibridisasi. Dalam ikatan ini, ada kawasan dengan densitas muatan elektron yang tinggi di atas dan di bawah bidang dari atom karbon dan atom hidrogen. Ikatan yang dihasilkan dengan

cara tumpang tindih sisi ke sisi dari dua orbital paralel dinamakan ikatan π.

Gambar 18. Pengikatan σ dan π dalam C 2 H 4

Model bola dan tongkat mengilustrasikan pengikatan dalam etilena. Model ini menunjukkan bahwa:

 Bentuk molekul ditentukan hanya oleh orbital yang membentuk ikatan σ  Rotasi pada ikatan rangkap dua sangat terbatas. Pada model bola dan

tongkat atom H terminal mudah memuntir dan merotasi pada ikatan s yang menghubungkannya dengan atom C. Namun, untuk memelintir satu gugus

-CH 2 ke luar bidang lainnya akan mengurangi banyaknya orbital p yang

bertumpang tindih dan melemahkan ikatan π. Ikatan rangkap dua adalah ikatan yang kaku dan molekul C 2 H 4 adalah planar.

Model bola dan tongkat etilena, C 2 H 4

Pengikatan Dalam C 2 H 2

Pengikatan dalam asetilena, C 2 H 2 , serupa dengan yang ada di C 2 H 2 tetapi dengan perbedaan berikut. Struktur Lewis C 2 H 2 menampilkan ikatan kovalen rangkap tiga. Molekul ini liniear. Skema hibridisasi untuk menghasilkan orbital hibrid dalam orientasi liniear adalah sp . Diagram orbital kulit valensi yang menyatakan

hibridisasi sp adalah pada ikatan rangkap tiga dalam C 2 H 2 , salah satu dari ikatan karbon ke karbon adalah ikatan σ dan dua lainnya adalah ikatan π.

Gambar 19. Pengikatan σ dan π dalam C 2 H 2

4. TEORI ORBITAL MOLEKUL

Teori orbital molekul ( molecular orbital theory ), dimulai dengan gambar sederhana molekul tetapi dengan cepat menjadi rumit pada rinciannya. Teori ini menempatkan elektron – elektron dalam sebuah molekul ke dalam satu seri orbital yang dimiliki oleh molekul tersebut secara keseluruhan. Orbital molekul yang terbentuk oleh interferensi destruktif (pengurangan) dua orbital 1 s mengakibatkan berkurangnya probabilitas elektron di antara inti – inti. Ini menghasilkan orbital molekul anti ikatan (antibonding molecular orbital), dilambangkan dengan superskrip (*) sebab interferensi destruktif menempatkan densitas muatan elektron yang sangat rendah di antara kedua inti. Probabilitas elektron atau densitas muatan

elektron dalam orbital 2 σ

1 s adalah (1 s A –1 s B ) . Dengan densitas muatan elektron yang rendah diantara inti – inti atom, inti tidak terhalang dari inti lainnya, maka terjadilah tolakan kuat dan ikatan melemah (sehingga diberi istilah anti ikatan).

Orbital molekul anti ikatan ini dilambangkan dengan σ* 1 s dan berada pada energi yang lebih tinggi dibandingkan orbital atom 1 s .

Gambar 20. Interaksi dua atom Hidrogen menurut Teori Molekul