1. Pendahuluan 2. Orbital atom 3. Orbital molekul 4. Ikatan sigma 5. Ikatan pi 6. Orbital hibrida 7. Panjang dan kekuatan ikatan

Transkripsi

1

2 1. Pendahuluan 2. Orbital atom 3. Orbital molekul 4. Ikatan sigma 5. Ikatan pi 6. Orbital hibrida 7. Panjang dan kekuatan ikatan

3 TUJUAN INSTRUKSIONAL KHUSUS Setelah mengikuti kuliah pokok bahasan Orbital, mahasiswa dapat memahami dan menjelaskan orbital elektron dalam atom maupun molekul

4 2. ORBITAL ATOM Pada tahun 1923 Lousis de Broglie menyatakan bahwa sifat elektron dalam atom dapat dijelaskan dengan lebih baik dengan memperlakukan elektron sebagai gelombang daripada sebagai materi. Ada 2 macam gelombang: Traveling wave : gelombang air Standing wave : getaran senar gitar Elektron dalam orbital mengalami vibrasi pada daerah tertentu, sehingga elektron dapat dianggap sebagai standing wave.

5 Standing wave: senar gitar yang bergantian bergerak ke atas dan ke bawah

6 ORBITAL S Bentuk gelombang dari orbital 1s adalah seperti senar gitar, kecuali bahwa bentuknya adalah tiga dimensi. Orbital dapat digambarkan dengan wave function,, yang merupakan pernyataan matematis dari bentuk gelombang ketika bervibrasi. Semua gelombang memiliki tanda positif pada saat tertentu, sesaat kemudian menjadi negatif. Densitas elektron pada satu titik dinyatakan dengan 2. Orbital 1s berbentuk bola simetris, sering digambarkan dengan lingkaran atau bola dengan nukleus pada pusatnya dan dengan tanda positif atau negatif untuk menunjukkan tanda sesaat dari wave function.

7 Orbital 1s

8 Untuk elektron dalam orbital 1s: kemungkinan > 90% elektron berada dalam ruangan yang berbentuk bola. Karena jarak rata-rata dari inti atom untuk orbital 2s lebih besar daripada untuk orbital 1s, maka orbital 2s digambarkan dengan bola yang lebih besar. Akibatnya, densitas elektron rata-rata dalam orbital 2s lebih kecil daripada densitas elektron rata-rata dalam orbital 1s.

9 Bentuk tiga dimensi orbital 1s dan 2s

10 Elektron dalam orbital 1s bisa berada dimana saja di dalam bola 1s. Orbital 2s memiliki satu daerah dimana probabilitas untuk menemukan elektron = 0. Ini disebut node, atau tepatnya radial node. Jadi elektron 2s bisa berada dimana saja di dalam bola 2s termasuk di dalam bola 1s kecuali di node.

11 Orbital 2s dengan 1 radial node

12 ORBITAL p Jika kita letakkan jari kita di tengan senar gitar sementara kita memetiknya, maka jari-jari kita mencegah titik tengah tersebut untuk bergerak. Pergeseran (gerakan + atau ) di titik tengah tersebut selalu nol; titik ini disebut node. Sekarang ada dua bagian senar yang bergetar dengan arah getaran yang saling berlawanan. Kedua bagian senar itu disebut out of phase (fasanya tidak sama); ketika yang satu bergerak ke atas, maka yang lain bergerak ke bawah.

13 First harmonic dari senar gitar.

14 First harmonic dari senar gitar menggambarkan orbital 2p. Orbital 2p digambarkan sebagai dua lobe yang terpisahkan oleh satu node (planar node). Kedua lobe orbital p saling out of phase. Jika wave function pada satu lobe bertanda positif, maka pada lobe yang lain bertanda negatif.

15 Orbital 2p

16 Bentuk tiga dimensi orbital 2p

17 3. ORBITAL MOLEKUL Bagaimana atom-atom bergabung dalam suatu ikatan kovalen untuk membentuk satu molekul? Model Lewis menggambarkan bagaimana atom memperoleh konfigurasi oktet dengan cara berbagi elektron. Drawback: model Lewis hanya memperlakukan elektron sebagai partikel, dan tidak memperhitungkan sifat elektron sebagai gelombang.

18 Teori orbital molekul menggabungkan kecenderungan atom untuk mengisi konfigurasi oktet dengan cara berbagi elektron (model Lewis) dengan sifat elektron sebagai gelombang. Menurut teori orbital molekul, ikatan kovalen terbentuk akibat penggabungan orbital-orbital atom menjadi orbital molekul yaitu orbital yang dimiliki oleh molekul, bukan oleh individu atom. Orbital molekul menggambarkan volume ruangan/ space yang melingkupi molekul dimana probabilitas untuk menemukan elektron sangat besar. Orbital molekul memiliki ukuran, bentuk, dan energi tertentu.

19 Stabilitas ikatan kovalen disebabkan oleh adanya densitas elektron yang besar di bonding region. Di daerah ini elektron berada dekat dengan kedua inti atom, sehingga menurunkan keseluruhan energi. Bonding electron tersebut juga menghalangi kedua inti atom yang bermuatan positif sehingga keduanya tidak saling menolak. Desnitas elektron di bonding region

20 Jika kedua inti berjarak terlalu jauh, maka gaya tarik dengan bonding elektron menjadi sangat kecil atau bahkan hilang. Jika keduanya terlalu dekat, maka gaya tolak elektrostatik akan menyebabkan keduanya saling menjauh. Jadi ada jarak antar nukleus yang optimum dari suatu ikatan kovalen, dimana gaya tarik seimbang dengan gaya tolak. Pada jarak optimum, energi senyawa yang terbentuk minimum (ikatan terkuat). Jarak optimum ini disebut panjang ikatan.

21 Perhatikan ikatan yang terjadi dalam molekul H 2. Jika kedua atom saling mendekat, maka kedua fungsi gelombang 1s dapat bergabung secara konstruktif sehingga keduanya saling menguatkan ketika terjadi overlap dan dihasilkan bonding molecular orbital (bonding MO). Ikatan yang dihasilkan memiliki elektron yang terkonsentrasi di sepanjang garis penghubung kedua inti atom. Ikatan type ini disebut ikatan simetris silinder atau ikatan sigma ( ).

22 Pembentukan orbital molekular dengan ikatan

23 Jika kedua orbital 1s dari kedua atom yang overlap saling out of phase, maka akan dihasilkan antibonding molecular orbital. Kedua fungsi gelombang 1s tersebut memiliki tanda yang berlawanan, sehingga akan saling melemahkan ketika overlap. Yang dihasilkan adalah node (nodal plane) yang memisahkan kedua atom. Keberadaan node yang memisahkan dua nukleus biasanya menunjukkan bahwa orbital tersebut adalah antibonding *.

24

25

26 Pada pembentukan ikatan, jika dua orbital mulai saling overlap, energi dilepaskan, karena elektron di tiap atom bukan hanya ditarik oleh intinya masing-masing, tetapi juga ditarik oleh inti yang bermuatan positif dari atom kedua. Jadi yang membuat kedua atom terikat menjadi satu adalah gaya tarik antara elektron yang bermuatan negatif dengan inti yang bermuatan positif. Semakin banyak overlap, semakin berkurang energinya sampai kedua atom cukup dekat sehingga kedua inti atom yang bermuatan positif mulai saling tolak. Stabilitas maksimum (energi minimum) dicapai jika kedua inti terpisah oleh jarak tertentu, yang disebut panjang ikatan.

27

28 Overlap ujung-dengan-ujung antara 2 orbital p membentuk satu bonding molecular orbital dan satu * antibonding molecular orbital.

29 Ikatan pi ( ) terbentuk karena adanya overlap antara 2 orbital p dengan orientasi tegak lurus garis penghubung kedua nukleus. Kedua orbital yang sejajar ini overlap sisi-dengan sisi, densitas elektronnya terpusat di atas dan di bawah garis penghubung kedua nukleus. Overlap ini paralel, bukan linier (sebagaimana pada ikatan sigma), sehingga orbital molekular pi tidak simetris silinder.

30 Overlap sisi-dengan-sisi antara 2 orbital p membentuk satu bonding molecular orbital dan satu * antibonding molecular orbital.

31 Hibridisasi orbital (L. Pauling) Kombinasi dari dua atau lebih orbital atomik membentuk serangkaian orbital atomik baru, disebut orbital hibrida Ada 3 tipe orbital hibrida sp 3 (satu orbital s + tiga orbital p) sp 2 (satu orbital s + dua orbital p) sp (satu orbital s + satu orbital p)

32 ORBITAL HIBRIDA sp 3 Bagaimana bentuk orbital sp 3? Seperti halnya orbital p, orbital sp 3 berbentuk lobe. Orbital s akan memperbesar satu lobe dari orbital p, tapi akan memperkecil satu lobe lainnya (yang fasanya berlawanan), sehingga ukuran kedua lobe orbital sp 3 menjadi tidak sama. Orbital sp 3 lebih stabil daripada orbital p, tapi kurang stabil dibandingkan sorbital s. Lobe orbital sp 3 yang lebih besar digunakan dalam pembentukan ikatan kovalen.

33 Orbital s Orbital s memperbesar lobe orbital p Orbital p Orbital s memperkecil lobe orbital p hibridisasi

34 Orbital hibrida sp 3 terjadi karena adanya penggabungan 1orbital s dan 3 orbital p, sehingga orbital hibrida yang dihasilkan berjumlah 4. Ujung dari keempat orbital hibrida sp 3 akan saling menjauh dan akan mengarah ke sudut-sudut tetrahedron beraturan dengan sudut 109,5.

35 IKATAN DALAM METANA Metana memiliki 4 ikatan kovalen. Ke-4 ikatan memiliki panjang dan sudut yang sama Ke-4 ikatan identik. 109,5 ball-and-stick model of methane space-filling model of methane electrostatic potential map for methane

36 Bagaimana pembentukan ikatan dalam CH 4? Struktur elektron karbon: 1s 2 2s 2 2p x 1 2p y 1 berarti hanya ada 2 elektron yang tidak berpasangan yang dapat di-share dengan hidrogen, bukan 4! Supaya jelas, digunakan notasi electrons-in-boxes. Hanya elektron level 2 yang digambar, karena elektron 1s 2 letaknya terlalu dalam untuk bisa terlibat dalam pembentukan ikatan. Elektron yang tersedia untuk sharing adalah elektron 2p. Mengapa metana bukan CH 2?

37 Pada saat ikatan terbentuk, energi dilepaskan dan sistem menjadi lebih stabil. Jika karbon membentuk 2 ikatan, energi yang dilepaskan adalah 210 kkal/mol. Hanya ada sedikit beda energi antara orbital 2s and 2p, sehingga karbon hanya memerlukan sedikit energi (96 kkal/mol) untuk meningkatkan (promote) satu elektron dari 2s ke tempat kosong di 2p sehingga dihasilkan 4 elektron yang tak berpasangan. Energi yang dilepas pada saat pembentukan 4 ikatan = 420 kkal/mol. Dengan hanya menggunakan 96 kkal/mol, energi yang dilepaskan bertambah 210 kkal/mol.

38 Dalam senyawa metana, semua ikatan karbon-hidrogen identik, tapi elektron kita berada dalam 2 orbital yang berbeda ( 2s dan 2p) masalah!!! Elektron mengatur lagi dirinya dalam satu proses yang disebut hibridisasi. Proses ini akan mengatur kembali elektron-elektron menjadi 4 orbital hibrida yang identik yang disebut hibrida sp 3. Setiap orbital sp 3 memiliki 25% karakter s dan 75% karakter p. Keempat orbital sp3 memiliki energi yang sama.

39 Keempat orbital hibrida sp 3 mengatur dirinya dalam ruangan sedemikian rupa sehingga masing-masing berjarak sejauh mungkin. Kita dapat menggambar inti atom sebagai pusat dari satu tetrahedron (piramid dengan alas segitiga) dengan orbital yang mengarah ke sudut-sudut tetrahedron. Keempat ikatan dalam metana terbentuk akibat overlap orbital sp 3 dari C dengan orbital s dari H.

40 IKATAN DALAM ETANA Kedua atom karbon dalam etana adalah tetrahedral. Tiap karbon menggunakan 4 orbital sp 3 untuk membentuk 4 ikatan kovalen: H H H C C H H H Satu orbital sp 3 dari atom satu C overlap dengan orbital sp 3 dari atom C yang lain membentuk ikatan C C (ikatan ). Ketiga orbital sp 3 yang lain dari masing 2 atom C overlap dengan orbital s dari atom H membentuk ikatan C H (ikatan ).

41 Gambar orbital dari etana. Ikatan C C terbentuk karena overlap sp 3 sp 3, dan tiap ikatan C H terbentuk karena overlap sp 3 s

42 Semua ikatan dalam metana dan etana adalah ikatan sigma ( ) karena semuanya terbentuk akibat overlap orbital atomik ujung-dengan-ujung Semua ikatan tunggal dalam senyawa organik adalah ikatan sigma.

43 ORBITAL HIBRIDA sp 2 Bagaimana bentuk orbital sp 3? s p p p hibridisasi p sp 2 sp 2 sp 2 Tiga orbital yang mengalami hibridisasi orbital hibrida Untuk meminimalkan gaya tolak elektron, ketiga orbital harus saling menjauh. Sumbu ketiga orbital terletak pada satu bidang datar, mengarah ke ujung-ujung segitiga samasisi dengan atom C sebagai pusatnya. Hal ini berarti bahwa sudut ikatan mendekati 120.

44 Sumbu dari tiga orbital hibrida sp 2 terletak pada satu bidang datar dan mengarah ke sudut-sudut segitiga sama kaki. Orbital 2p yang tak terhibridisasi terletak tegak lurus pada bidang datar tersebut

45 Karena atom C yang terhibridisasi terikat pada tiga atom yang membentuk bidang datar, maka atom C tersebut dinamakan trigonal planar carbon. Orbital p yang tak terhibridisasi tegak lurus terhadap bidang yang terbentuk oleh ketiga orbital. sp 2 p sp sp 2 Pandangan samping Pandangan atas

46 IKATAN DALAM ETENA Tiap atom karbon dalam etena membentuk 4 ikatan, tapi masing-masing hanya terikat dengan 3 atom. H H C = C H H Agar terikat pada 3 atom, tiap atom karbon menghibridisasi 3 orbital atomiknya terbentuk orbital hibrida sp 2. Setelah hibridisasi, masing-masing atom C memiliki 3 orbital hibrida sp 2 dan satu orbital p.

47 Ikatan karena overlap sp 2 s Ikatan C C H H C C H H Ikatan karena overlap sp 2 sp 2 Ikatan Ikatan Ikatan

48 Kedua orbital p yang overlap untuk membentuk ikatan harus saling sejajar agar terjadi overlap maksimum. Ini akan mendorong segitiga yang terbentuk oleh 1 C dan 2 H terletak pada bidang datar yang sama dengan segitiga lain yang terbentuk oleh 1 C dan 2 H. Keenam atom pada senyawa etena terletak pada satu bidang datar, dan elektron pada orbital p menempati ruangan di atas dan di bawah bidang datar tsb. Electrostatic potential map untuk etene menunjukkan bahwa etena merupakan senyawa nonpolar dengan akumulasi muatan negatif (daerah berwarna orange) berada di atas kedua atom C.

49 ball-and-stick model space-filling model electrostatic potential map Empat elektron mengikat 2 atom karbon dengan ikatan rangkap C-C, sedangkan dua elektron mengikat 2 atom karbon dengan ikatan tunggal C-C. Ikatan rangkap lebih kuat (152 kkal/mol) daripada ikatan tunggal (88 kkal/mol). Ikatan rangkap lebih pendek (1,33 Å) daripada ikatan tunggal (1,54 Å).

50 ORBITAL HIBRIDA sp s p p p hibridisasi p p sp 2 sp 2 Dua orbital yang mengalami hibridisasi orbital hibrida p sp sp p

51 Dua lobe yang ukurannya tidak sama pada sudut 180 orbital 2p yang tak terhibridisasi saling tegak lurus dan tegak lurus pada garis yang terbentuk oleh sumbusumbu dari dua orbital hibrida sp

52 IKATAN DALAM ETHYNE Tiap atom karbon dalam ethyne (acetylene) hanya terikat dengan 2 atom: H dan C lainnya. H C C H Karena tiap atom karbon membentuk ikatan kovalen dengan 2 atom, maka hanya ada 2 orbital (satu s dan satu p) yang terhibridisasi menjadi 2 orbital hibrida. Jadi tiap atom karbon dalam senyawa ethyne memiliki 2 orbital hibrida sp dan 2 orbital p tak terhibridisasi.

53 Satu orbital sp dari satu atom karbon overlap dengan satu orbital sp dari atom karbon yang lain membentuk ikatan karbon karbon. Orbital sp yang lain dari masing-masing atom karbon overlap dengan orbital s dari atom hidrogen membentuk ikatan. Untuk meminimumkan gaya tolak antara elektron, kedua orbital sp mengarah pada 2 arah yang berlawanan membentuk sudut 180. Kedua orbital p yang tak terhibridisasi saling tegak lurus, dan masing-masing juga tegak lurus dengan orbital sp. Masing-masing orbital p yang tak terhibridisasi overlap sisi-dengan-sisi dengan orbital p yang sejajar dari atom lainnya, sehingga dihasilkan 2 ikatan. Hasil secara keseluruhan adalah ikatan rangkap 3.

54 + 180 Ikatan karena overlap sp s H C C Ikatan karena overlap sp ps H H C C H H C C H

55 Ikatan rangkap 3 terdiri dari 1 ikatan dan 2 ikatan. Karena kedua orbital p yang tak terhibridisasi saling tegak lurus, maka ada daerah dengan densitas elek-tron yang besar di atas dan bawah, serta di depan dan belakang sumbu molekul (internuclear axis). Potential map untuk ethyne menunjukkan bahwa muatan negatif terakumulasi pada silinder yang membungkus molekul yang berbentuk telur. Karena 2 atom karbon dalam suatu ikatan rangkap 3 diikat oleh 6 elektron, maka ikatan rangkap 3 lebih kuat (220 kkal/mol) dan lebih pendek (1,2 Å) daripada ikatan rangkap 2.

56 ball-and-stick model space-filling model electrostatic potential map

57 ORBITAL HIBRIDA Group s Bond ed to Carbon Orb ital Hybridization Predicted Bond Angles Types of Bonds to Carbon Examp le Name H H 4 sp sigma bonds H-C-C-H Ethan e H H 2 sp sigma bonds and 1 pi bond H C H H C H Ethylene 2 sp sigma bonds and 2 pi bonds H-C C-H Acetylene

58 7. PANJANG DAN KEKUATAN IKATAN COVALENT RADIUS Covalent radius, r cov, adalah ukuran atom yang membentuk ikatan kovalen. Satuannya picometer (pm) atau Ångströms (Å), dengan 1 Å = 100 pm. Pada dasarnya, jumlah dua covalent radii = panjang ikatan antara dua atom. Polar covalent bonds cenderung lebih pendek daripada yang diperkirakan.

59 Covalent radius untuk beberapa atom Z Simbol r (Å) 1 H 0,31 2 He 0,28 3 Li 1,28 4 Be 0,96 5 B 0,84 6 C (sp 3 ) 0,76 C (sp 2 ) 0,73 C (sp) 0,69 7 N 0,71 8 O 0,66 9 F 0,57

60 Panjang dan kekuatan ikatan pada beberapa senyawa Name Formula Bond Orb ital Overlap Bond Length (pm) Bon d Strength [k J (k cal)/mol] Ethan e H H H-C-C-H H H C-C C-H sp 3 -sp 3 sp 3-1s (90) 422 (101) Ethylene H C H H C H C-C C-H sp 2 -sp 2, 2p-2p sp 2-1s (174) 464(111) Acetylene H-C C-H C-C C-H sp-sp, tw o 2p-2p sp-1s (231) 556 (133) 1 pm = 1 picometer = 10-2 Å

61 8. EFEK INDUKTIF Dalam suatu ikatan kovalen antara 2 atom yang berbeda, elektron dalam ikatan tidak terbagi sama. Elektron lebih tertarik pada atom yang elektronegativitasnya lebih besar. Ini diwakili dengan tanda panah. Polaritas overall suatu molekul ditentukan oleh polaritas masingmasing ikatan, formal charge, dan kontribusi lone pair, yang kesemuanya dapat diwakili dengan pengukuran dipole moment (μ). Semakin besar dipole moment, semakin polar senyawa tersebut.

62

63 Dalam suatu ikatan kovalen antara 2 atom yang berbeda, elektron dalam ikatan tidak terbagi sama. Elektron lebih tertarik pada atom yang elektronegativitasnya lebih besar. Ini diwakili dengan tanda panah. Polaritas overall suatu molekul ditentukan oleh polaritas masingmasing ikatan, formal charge, dan kontribusi lone pair, yang kesemuanya dapat diwakili dengan pengukuran dipole moment (μ). Semakin besar dipole moment, semakin polar senyawa tersebut.

64 9. HIPERKONJUGASI Suatu ikatan σ dapat menstabilkan karbokation di dekatnya dengan cara mendonasikan elektron ke orbital p yang kosong. Muatan positif berpindah atau menyebar. Efek menstabilkan ini disebut resonansi. Elektron dalam ikatan σ menghabiskan sebagian waktunya dalam orbital p yang kosong.

65 10. EFEK MESOMERIK Elektron dapat bergerak melalui jaringan ikatan π. Ikatan π dapat menstabilkan muatan negatif, muatan positf, sepasang non-bonding electron (lone pair), atau ikatan di dekatnya melalui mekanisme resonansi. Tanda anak panah panah melengkung digunakan sebagai simbol perpindahan elektron pada ikatan π atau lone pair sehingga dihasilkan resonansi bentuk lain. Hanya elektron, bukan nukleus, yang berpidah dalam resonansi.

66 EFEK MOSOMERIK POSITIF Jika suatu sistem π mendonasikan elektron, maka sistem π tersebut memiliki efek mesomerik positif, +M. Jika satu lone pair didonasikan, maka gugus yang mendonasikan tersebut memiliki efek mesomerik positif, +M.

67 EFEK MOSOMERIK NEGATIF Jika suatu sistem π menerima elektron, maka sistem π tersebut memiliki efek mesomerik negatif, M.

68 Struktur sebenarnya dari kation dan anion adalah antara kedua bentuk resonansi di atas. Semua bentuk resonansi harus memiliki muatan overall yang sama dan mengikuti aturan valensi yang sama.

69 Dalam senyawa netral, selalu ada gugus +M dan M : satu gugus mendonasikan elektron (+M) dan gugus yang lain menerima elektron ( M). Tidak semua bentuk resonansi berada pada tingkat energi yang sama. Dalam fenol, yang dominan adalah resonansi dengan cincin benzena aromatik.