Ikatan Kimia Bagian 2. Dr, Yuni K. Krisnandi

Transkripsi

1 Ikatan Kimia Bagian 2 Dr, Yuni K. Krisnandi

2 Ikatan Kimia Bagian 2 Teori Ikatan Valensi Teori Orbital Molekul

3 Orbital atom dan hibridisasinya, orbital molekul Elektrostatik mekanika quantum Model ikatan molekuler Struktur resonansi

4 Tinjauan klasik tentang atom gagal meramalkan sifat-sifat atom. Mekanika kuantum berhasil meramalkan semua sifat dari atom hidrogen

5 Kunci dari teori kuantum: materi mempunyai sifat gelombang

6 Interferensi dalam fenomena gelombang

7 Fase dari interaksi 2 orbital 1s dari atom H In-phase Out of phase

8 Dampak penting dari kuantum mekanik Lokasi elektron digambarkan oleh orbital atom Setiap orbital hanya dapat menampung 2 elektron (Pauli exclusion principle.) Setiap orbital memiliki energi tertentu dan elektron akan menempati orbital dengan energi paling rendah terlebih dahulu. Orbital atom pada atom yang berbeda akan bergabung menjadi orbital molekul, tetapi hanya bila simetri mereka sesuai. bad wrong symmetry good σ bond No bonding!

9 Teori Ikatan Modern Dua metode pendekatan untuk menjelaskan ikatan antar atom: Metode ikatan Valensi: Ikatan terbentuk karena adanya overlaping orbital atom Metode Orbital Molekul: Bila atom atom membentuk molekul/ senyawa, orbital-orbitalnya bergabung dan membentuk orbital baru (orbital molekul)

10 Teori Ikatan Valensi (VBT) Valence bond theory (VBT): pendekatan kuantum mekanik terlokalisasi untuk menjelaskan ikatan dalam molekul. VBT memberikan perhitungan matematis bagi penggambaran Lewis dari pasangan elekton membentuk ikatan antara atom-atom. VBT menyatakan bahwa ps. elektron menempati orbital yg diarahkan terlokalisasi pada atom tertentu. Arah dari orbital ditentukan oleh geometri di sekitar atom yang diperoleh dari perkiraan dengan teori VSEPR Pada VBT, ikatan akan terbentuk bila terjadi tumpangsuh (overlap) dari orbital yg cocok dari dua atom, dan orbital-orbital tsb ditempati oleh 2 elektron secara maximum Ikatan σ: simetri pada sumbu internuklir Ikatan π : memiliki node pada sumbu internuklir dan tanda lobe melewati sumbu

11 Metode Ikatan Valensi Menurut teori ini, ikatan H-H terbentuk dari overlaping (tumpangsuh) orbital 1s dari masing masing atom

12 Penerapan teori ikatan valensi pada ikatan H2 VBT menganggap interaksi antara 2 atom yg terpisah ketika mereka disatukan untuk membentuk molekul. HA 1s1 HB 1s1 φa (1) φb (2) elektron Fungsi gelombang pada atom B Ψ1 = φa(1) φb(2) Ψ2 = φa(2) φb(1) Mekanika kuantum mengharuskan elektron dapat dipertukarkan sehinga kita harus menggunakan kombinasi linier dari Ψ1 dan Ψ2. Ψ+ = N (Ψ1 + Ψ2) (bonding, H-H) Ψ3 = φa(1) φa(2) (ionic H- H+) Ψ- = N (Ψ1 - Ψ2) (anti-bonding) Ψ4 = φb(1) φb(2) (ionic H+ H-) N is a normalizing coefficient C is a coefficient related to the amount of ionic character Ψmolecule = N [Ψ1 + Ψ2] + (C [Ψ3 + Ψ4]) Ψmolecule = N [Ψcovalent + (C Ψionic)]

13 Penerapan teori ikatan valensi pada ikatan dalam H2 dan F2 F HA 1s1 HB 1s1 φa α φb β 2s 2p 2s 2p F Z axis 2pz Ini memberikan ikatan σ 1s1s di antara kedua atom H 2pz Ini memberikan ikatan σ di antara 2 atom F. Untuk ikatan valensi, kita abaikan kombinasi anti-bonding dan sumbangan dari ion-ion.

14 Diagram untuk H2

15 Penerapan teori ikatan valensi pada ikatan dalam O2 Z axis 2pz O 2s 2pz Ini memberikan ikatan σ 2p-2p di antara dua atom O. Z axis 2p O 2s 2p O O Lewis structure 2py 2py (the choice of 2py is arbitrary) Ini memberikan ikatan π 2p-2p di antara 2 atom O. Pada VBT, ikatan π diperkirakan lebih lemah daripada ikatan σ karena terjadi hanya sedikit. overlap Double bond: σ bond + π bond Triple bond: σ bond + 2 π bond

16 Ikatan Valensi Untuk H2O Konfigurasi elektron valensi O = 2s2 2px2 2py12pz1 H = 1s1 2 elektron tidak berpasangan di orbital 2p pada O dapat berpasangan dengan elektron pada orbital 1s dari H, dan setiap kombinasi membentuk ikatan σ Karena 2py dan 2pz saling tegak lurus (90o), ikatan σ tsb memiliki sudut 90o satu dgn lain prediksi: H2O berbentuk anguler. TAPI sudut ikatan dalam H2O sebenarnya adalah 104.5o MENGAPA???? 90o

17 VB untuk Amoniak (NH3) N = 2s2 2px1 2py12pz1 H = 1s1 3 ikatan sigma sudut antara N-H Teoritis = 90o Terukur = 107o MENGAPA??? 90o

18 Karbon konfigurasi elektron terluar: 2s2 2px1 2py1 HANYA bisa membentuk 2 ikatan sigma konfigurasi elektron valensinya nampak menunjukkan: bahwa karbon hanya membentuk 2 ikatan sejenis dengan sudut tegak lurus, bukan sudut tetrahedral Kenyataannya, karbon membentuk 4 ikatan yang sejenis : CH4, CH2Cl2, CCl4

19 Hibridisasi Problem dlm menghitung geometri sebenarnya dan arah dari orbital diatasi dengan menggunakan konsep hibridisasi orbital. Orbital hibridisasi adalah campuran dari orbital atom dan dihitung secara matematika sebagai kombinasi linier dari orbital atom s, p dan d yang tepat Linear sp hybrid orbitals A 2s orbital superimposed on a 2px orbital Ψ1= 1 1 φs + φp 2 2 Ψ2 = 1 1 φs φp 2 2 The 1/ 2 are normalization coefficients. The two resultant sp hybrid orbitals that are directed along the X-axis (in this case)

20 KOMBINASI ORBITAL MEMBENTUK HYBRIDA HIBRIDISASI : Kombinasi dua atau lebih orbital atom ASLI native pada suatu atom menghasilkan orbital HIBRIDA ATURAN: Jumlah orbital atom yang berkombinasi harus sama dengan jumlah orbital hibrida yang terbentuk. Semua orbital hibrida yang terbentuk adalah sama.

21 Hibridisasi sp 3 Untuk menjelaskan mengapa karbon membentuk 4 ikatan yng identik, diasumsikan bahwa orbital aslinya akan bergabung/bercampur/ terhibridisasi Tidak terhibridisasi Terhibridisasi

22 Hibridisasi sp3 Untuk kasus karbon dengan 4 ikatan tunggal, maka semua orbital terhibridisasi membentuk orbital hibrida

23 Etana, CH3CH3 Ikatan-σ: dibentuk oleh setiap ujung tumpangsuh Molekul dapat berotasi sekitar sudut ikatan

24 Etana, CH3-CH3 Rotasi ikatan tunggal Rotasi ikatan tunggal

25 Hibridisasi orbital sp2 Hibrididasi ini terbentuk dari kombinasi satu orbital s dan 2 orbital p. Satu orbital p tersisa Tidak terhibridisasi Terhibridisasi

26 Hibridisasi orbital sp2 Orbital p yang tidak terhibridisasi dapat bertumpangsuh (overlap), menghasilkan ikatan ke dua, ikatan π Ikatan-π: tumpangsuh kesamping, terjadi pada bidang atas dan bawah dari molekul Sebagian molekul tidak lagi dapat berotasi.

27 ETENA

28 Ikatan pada Etena

29 Ikatan pada etena

30 Hibridisasi orbital sp Pembentukan ikatan rangkap 3: membutuhkan dua buah orbital p yang tidak terhibridisasi Tidak terhibridisasi Terhibridisasi

31 Hibridisasi orbital sp Dua buah orbital p membentuk 2 ikatan-π

32 ETUNA

33 Ikatan pada Etuna Ikatan-σ Ikatan-π

34 Ikatan pada Etuna

35 Model molekul NH3 dengan orbital hibridisasi

36 Hibridisasi lainnya Orbital d juga dapat terhibridiasi Jenis Hibridisasi Bentuk Geometri

37 PCl5 Satu set orbital hibridisasi dsp3 pada atom fosfor

38 KELEMAHAN DARI TEORI IKATAN VALENSI DAN PENDEKATAN LEWIS????? Ketidakmapuan menjelaskan kemampuan suatu atom membentuk ikatan sejumlah elektron valensi Diatasi dengan hibridisasi Pendekatan Lewis dan Teori ikatan valensi meramalkan bawa O2 bersifat diamagnetik this is wrong! Karena pada kenyataannya O2 bersifat paramagnetik JALAN KELUARNYA???????????

39 METODE ORBITAL MOLEKUL Bila orbital atom berkombinasi membentuk orbital molekul, maka secara matematis jumlah orbital molekul yang terbentuk harus sama dengan orbital atom yang berkombinasi Contoh: H2 Dua orbital berkombinasi membentuk dua orbital molekul. Seluruh total energi orbital molekul yang baru setara dengan dua orbital 1s. Tetapi tingkat energinya berbeda.

40

41 MO yang dibentuk oleh DUA orbital 1s

42 Orbital Molekul Ketika dua orbital atom bergabung, tiga tipe orbital molekul terbentuk: Orbital ikatan σ atau π Energi orbital ikatan lebih rendah dari orbital atom dan kerapatan elektron overlap Orbital anti ikatan σ* atau π* Energi orbital anti ikatan lebih tinggi daripada orbital atom dan kerapatan elektron tidak overlap Orbital non ikatan, n Pasangan elektron tidak terlibat dalam berikatan

43 orbital molecular π.

44 Ikatan Ganda melibatkan Interaksi orbital-p, Terdapat di luar garis ikatan p-π bonding Menyebar keseluruh molekul p-π antibonding p-π non-bonding

45 Molekul diatomik homonuklir Molekul diatomik sederhana dimana kedua atom adalah unsur yang sama Diagram energi untuk molekul tipe ini mirip dengan diagram energi untuk H2 Kita dapat membuat diagram energi untuk berbagai jenis molekul atau kemungkinan molekul bila mereka berikatan dan bagaimana bentuk ikatannya.

46 Diagram tingkat energi H2+, H2, H2H2+ H2 H2-

47 Ikatan pada Orbital Molekular Untuk membentuk molekul yang stabil maka elektron di dalam orbital ikatan harus lebih banyak dibandingkan di dalam orbital anti-ikatan Ikatan yang terbentuk akan berada pada energi yang lebih rendah, sehingga menjadi lebih stabil Orbital ikatan dan anti-ikatan untuk ikatan-σ dan ikatan-π harus dipertimbangkan Perhatikan diagram MO untuk Ne2 berikut ini:

48 Diagram MO untuk Ne2 Setiap atom neon memiliki 8 elektron ([He]2s22p6), sehingga total elektron 16 Ke 16 elektron tersebut didistribusikan ke dalam orbital molekul (MO) Ingat persyaratan pengisian elektron. Elektron berpasangan terlebih dahulu mengisi energi orbital yang lebih rendah, sebelum mengisi orbital yang energinya lebih tinggi Ne2 akan terbentuk bila elektron ikatan lebih banyak dari elektron anti-ikatan norde ikatan = Σ e ikatan - Σ anti ikatan 2

49 OM dari Ne2 Orde 8-8 =0 ikatan = 2 Tidak terjadi ikatan!!

50 OM dari F2 Orde 8-6 =1 ikatan = 2 Terjadi Ikatan tunggal!!

51 OM dari O2 Orde ikatan = 8-4 =2 2 Terjadi Ikatan rangkap 2 2 elektron tidak berpasangan O2 paramagnetik

52 Interaksi σs dan σp σp σs σp* σs*

53 MO untuk N2 Orde ikatan = 8-2 =3 2 Terjadi Ikatan rangkap 3

54 MO untuk C2 Orde ikatan = Terjadi Ikatan rangkap 2 =2

55 tabel

56 kurva

57 E 2p σ2p* σ2p* π2p* σ2p π2p π2p* 2p 2p σ2s* 2s σ2s 2p σ2p σ2s* 2s π2p 2s 2s σ2s

58 Molekul Diatomik Baris ke 2 NOTE SWITCH OF LABELS B2 C2 N2 O2 F2 Para- Dia- Dia- Para- Dia σ2p* π2p* E σ2p ATAU π2p π2p ATAU σ2p σ2s* σ2s Magnetisme Order Ikatan Energi Ikatan. (kj/mol) Panjang Ikatan (pm)

59 Molekul Diatomik Heteronuklir Diagram Orbital Molekul: menjadi lebih kompleks (rumit) bila ikatan antar 2 atom non-identik dipertimbangkan Tingkat energi atomik tidak sama dan terdapat perbedaan jumlah elektron

60 Molekul heterodiatomik 2. Kelektronegatifan berbeda Overlap 2 orbital dari atom yg berbeda 1. Keelektronegatifan mirip 3. Kelektronegatifan jauh berbeda : ionik

61 MO untuk HF

62 H = 1s1 F = [He]2s22p5 HF E 1s H >> 2s F ~ tidak ada interaksi TAPI berdasarkan simetri dan perbedaan energi yg lebih kecil, 1s H interaksi dengan 2 pz F orbital bonding dan antibonding Secara simetri 2px, 2py dari F tidak dapat berinteraksi dgn 1s H orbital nonbonding Orde ikatan 1 Elektron non-bonding dari F sangat dominan, Menunjukkan muatan parsial negatif berada di F

63 C = [He] 2s2 2p2; O = [He] 2s2 2p4 MO untuk CO Ada 10 elektron valensi Mengikuti pola pada N2 karena memiliki 10 eco, N2, CN- isoelektronik σ3 ps e- bebas dr C σ2 ps e- bebas dr O σ1 ikatan σ C-O π* unoccupied σ3 yang terisi (HOMO) dan π* yg kosong (LUMO) adalah penting karena terlibat dalam ikatan dengan berbagai orbital logam transisi HOMO = Highest Occupied Molecular Orbital LUMO = Lowest Unoccupied Molecular Orbital LUMO HOMO

64 Molekul Poliatomik H2O

65 Delokalisasi Elektron Diagram MO untuk spesi poly-atom sering disederhanakan dengan assumsi bahwa semua orbital-σ dan beberapa orbital -π terlokalisasi dipakai bersama antar atom yang spesifik/tertentu. Struktur resonansi membutuhkan bahwa elektron dalam beberapa orbital -π digambarkan sebagai ter-delokalisasi Delokalisasi:-bebas bergerak disekitar tiga atau lebih atom

66

67 Delokalisasi elektron Benzene adalah contoh delokalisasi elektron Diketahui bahwa ikatan antar karbon mempunyai order 1,5., dan semua ikatannya setara

68 Benzena molekul Aromatik

69

70 Sistem Pi Untuk Benzena

71 LATIHAN SOAL Jelaskan orbital atom dengan simetri seperti apa yang dapat membentuk ikatan ketika 2 atom bergabung? gambarkan! Berikan contoh keterbatasan dari teori ikatan valensi! Gambarkan ikatan pada CO2 berdasarkan ikatan dengan model hibridisasi! Gambarkan diagram tingkat energi untuk spesi O2+, O2dan O22-. Setelah itu tentukan orde ikatan dari masingmasing spesi. Gambarkan orbital molekul dari CN- (spesi ini isoelektronik dengan N2). Tunjukanlah pada orbital mana terletak HOMO dan LUMO, jika ada Gambarkan OM untuk benzena.