STRUKTUR LEWIS DAN TEORI IKATAN VALENSI

Transkripsi

1 Ikatan Kimia STRUKTUR LEWIS DAN TEORI IKATAN VALENSI Disusun oleh : Kelompok 11 Penty Cahyani Diyah Ayu Lestari Ifan Shovi Rombel 2 UNIVERSITAS NEGERI SEMARANG 2013

2 A. LATAR BELAKANG BAB I PENDAHULUAN Pada bagian sebelumnya telah dibahas struktur atom dan beberapa aspek struktur yang harus dipahami umtuk mempelajari ikatan kimia. Bagian ini dan berikutnya akan mencurahkan pada analisis pendahuluan ikatan kovalen. Uraian yang disajikan bisa diperoleh dari sumber lain yang lebih luas dan mendetail. Walaupun demikian, karena pemikiran-pemikiran ini membentuk urutan pembahasan, maka perlu adanya penyajian singkat ikatan kovalen. Dalam bab ini akan dibahas mengenai struktur Lewis dan teori ikatan valensi. B. TUJUAN 1. Menjelaskan langkah-langkah menggambarkan struktur Lewis untuk tiap-tiap atom 2. Menjelaskan konsep dasar dari teori ikatan valensi 3. Menjelaskan persamaan dan perbedaan teori ikatan valensi dengan teori orbital molekul. A. STRUKTUR LEWIS BAB II ISI Langkah pertama yang dilakukan untuk menggambarkan struktur suatu molekul adalah dengan mengkonversikan rumus molekulnya ke dalam struktur Lewis atau rumus Lewisnya. Struktur Lewis ini menggambarkan setiap atom di dalam molekul, bersamaan dengan pasangan elektron terikatnya yang mengikat setiap atom dan pasangan elektron bebasnya. Dalam pembuatan struktur Lewis dikenal istilah aturan oktet, aturan oktet inilah yang menjadi panduan dalam menggambarkan ikatan antar atom. Namun terkadang, terdapat beberapa pengecualian dari aturan oktet yang diterapkan dalam penggambaran bentuk molekul. a. Menggunakan Aturan Oktet Untuk Menulis Struktur Lewis Dalam penulisan struktur Lewis, diperlukan untuk mengerti bahwa kita harus mulai mempelajari ini dari hal yang sangat sederhana, dimulai dengan atom-atom yang berdekatan kemudian membentuk ikatan kimia, sehingga jumlah elektron dari atom itu harus dibagi-bagikan sesuai dengan aturan yang

3 ada yaitu aturan oktet, dimana dalam aturan oktet setiap atom harus memiliki 8 elektron valensi yang mengitarinya, dan pengecualian untuk atom hidrogen yaitu 2 elektron valensi. Struktur Lewis untuk molekul dengan ikatan tunggal Kita dapat menggunakan nitrogen trifluorida (NF 3 ) sebagai contoh dalam pembuatan struktur Lewis. Langkah-langkahnya adalah sebagai berikut : 1. Tempatkan atom-atom berdampingan, tetapi dengan aturan atom yang mempunyai elektron valensi paling kecil menjadi atom pusat. Hal ini dikarenakan semakin sedikit valensinya, maka semakin banyak elektron yang ia perlukan untuk mencapai delapan elektron valensi. Dari hal ini, dapat kita simpulkan bahwa N yang mempunyai lima elektron valensi menjadi atom pusat, karena F mempunyai tujuh elektron valensi. Sebagai tambahan, jika terdapat ikatan dalam satu golongan, maka yang menjadi atom pusat adalah yang periodenya lebih besar. Selain itu, atom H tidak dapat menjadi atom pusat dikarenakan ia hanya mempunyai 1 elektron bebas dan hanya bisa membentuk satu ikatan. 2. Hitung semua elektron valensi yang ada. Sebagai contoh yaitu N mempunyai elektron valensi 5 elektron dan F 7 elektron. [1 x N ( )]+ [3 x F ( )]= + = 26 elektron valensi Tambahan, untuk ion poliatomik, tambahkan pada setiap atom untuk ion yang bermuatan negatif, dan mengurangi untuk ion positif. 3. Selanjutnya, gambarkan ikatan satu diantara N-F dan kurangi dua elektron untuk setiap ikatan tunggal. 3 ikatan N-F X 2 = 6 dan elektron yang tersisa adalah 26-6 = Selanjutnya, bagikan sisa elektron ke masing-masing atom, didahului dengan pembagian elektron kepada atom yang mengitari atom pusat untuk menjadikannya sesuai dengan aturan oktet. Jika terdapat sisa setelah atom yang mengitarinya penuh, maka sisa elektron diberikan kepada atom pusat. 5. Gambar diatas merupakan struktur Lewis NH 3. Pastikan bahwa jumlah elektron yang berada dalam gambar sudah sama dengan perhitungan awal. Gambar diatas sudah menunjukkan bentuk molekul dari NH 3, namun

4 struktur Lewis seharusnya tidak menunjukkan bagaimana bentuk dari suatu molekul, jadi penggambaran yang sesuai adalah: Struktur Lewis untuk molekul dengan ikatan rangkap (rangkap dua atau rangkap tiga) Terkadang langkah-langkah diatas masih menyisakan elektron tunggal pada atom yang mengelilingi atom pusat atau atom pusat yang menyisakan elektron yang masih bisa digunakan. Karena itu ada beberapa langkah lagi yang bisa digunakan untuk menyelesaikan masalah tersebut. Masalah ini dapat diselesaikan dengan cara membuat ikatan lagi dari ikatan yang masih tunggal menjadi ikatan rangkap. Contohnya pada molekul etena (C 2 H 4 ). Jika diurutkan sesuai langkah 1-4, maka akan diperoleh gambar akhir sebagai berikut: Dari gambar diatas didapat bahwa salah satu atom pusat belum memenuhi kaidah oktet. Maka dari itu elektron dari atom C lainnya akan membentuk sebuah ikatan lagi sehingga gambarnya menjadi seperti gambar berikut : B. TEORI IKATAN VALENSI (VALANCE BOND THEORY) Pembentukan ikatan kovalen dapat dijelaskan menggunakan dua teori yaitu teori ikatan valensi dan teori orbital molekul. Berdasarkan teori ikatan valensi, ikatan kovalen dapat terbentuk jika terjadi tumpang tindih orbital valensi dari atom yang berikatan. Orbital valensi merupakan orbital terluar dari suatu atom dan merupakan tempat terletaknya elektron valensi. Orbital valensi inilah yang digunakan pada pembentukan ikatan kimia. Dua atom yang saling mendekati masing-masing memiliki orbital valensi dan satu elektron. Orbital valensi ini saling tumpang tindih sehingga elektron yang terletak pada masing-masing orbital valensi saling berpasangan. Sesuai larangan Pauli maka kedua elektron yang berpasangan tersebut harus memiliki spin yang berlawanan karena berada pada satu orbital. Dua buah elektron ditarik oleh inti masing-masing atom sehingga terbentuk ikatan kovalen. Untuk penjelasan selanjutnya orbital valensi disebut orbital saja. Orbital dari dua buah atom yang saling tumpah tindih harus memiliki tingkat energi yang sama atau perbedaan tingkat energinya.

5 Teori ikatan valensi merupakan teori mekanika kuantum pertama yang muncul pada masa awal penelitian ikatan kimia yang didasarkan pada percobaan W. Heitler dan F. London pada tahun 1927 mengenai pembentukkan ikatan pada molekul hidrogen. Selanjutnya, teori ini kembali diteliti dan dikembangkan oleh Linus Pauling pada tahun 1931 sehingga dipublikasikan dalam jurnal ilmiahnya yang berjudul On the Nature of the Chemical Bond. Dalam jurnal ini dikupas hasil kerja Lewis dan teori ikatan valensi oleh Heitler dan London sehingga menghasilkan teori ikatan valensi yang lebih sempurna dengan beberapa postulat dasarnya, sebagai berikut: 1. Ikatan valensi terjadi karena adanya gaya tarik pada elektron-elektron yang tidak berpasangan pada atom-atom. 2. Elektron - elektron yang berpasangan memiliki arah spin yang berlawanan. 3. Elektron-elektron yang telah berpasangan tidak dapat membentuk ikatan lagi dengan elektron-elektron yang lain. 4. Kombinasi elektron dalam ikatan hanya dapat diwakili oleh satu persamaan gelombang untuk setiap atomnya. 5. Elektron-elektron yang berada pada tingkat energi paling rendah akan membuat pasangan ikatan-ikatan yang paling kuat. 6. Pada dua orbital dari sebuah atom, orbital dengan kemampuan bertumpang tindih paling banyaklah yang akan membentuk ikatan paling kuat dan cenderung berada pada orbital yang terkonsentrasi itu. Pembentukan Ikatan Kovalen Menggunakan Orbital Asli Dua jenis orbital yang digunakan dalam pembentukan ikatan kovalen yaitu orbital asli dan orbital hibridisai.jenis orbital yang digunakan dalam pembentukan ikatan kovalen dapat diramalkan berdasarkan geometri, terutama besar sudut ikatan yang ada disekitar atom pusat. Berikut beberapa molekul yang terbentuk menggunakan orbital asli. Contoh H2S

6 Dari konfigurasi elektron atom S pada keadaan dasar dapat diketahui bahwa pada orbital 2py dan orbital 2pz masing-masing masih kekurangan satu elektron, demikian pula pada atom H masih kekurangan satu elektron pada orbital 1s. Oleh sebab itu dalam pembentukan H2S, dua elektron yang terletak pada orbital 3p berpasangan dengan dengan dua elektron pada orbital 1s dari dua atom hidrogen. Besarnya sudut ikatan dua buah orbital p adalah 90. Berdasarkan eksperimen diperoleh besarnya sudut ikatan H-S-H sebesar 92. Perbedaan sudut ikatan disebabkan oleh tolakan antara dua inti atom hidrogen yang berdekatan. Karena perbedaan sudut ikatan tidak begitu jauh maka pembentukan ikatan H-S, atom S dianggap menggunakan orbital-orbital asli. Pembentukan Ikatan Kovalen Menggunakan Orbital Hibrida Sebagaian besar molekul dalam pembentukan ikatan kovalen, menggunakan orbital-orbital hibrida yang terbentuk melalui proses hibridisasi yang pertama kali dijelaskan oleh Lewis dan Langmuir. Proses hibridisasi merupakan suatu proses penggabungan orbital-orbital asli yang tingkat energinya berbeda menjadi prbital-orbital baru yang tingkat energtfinya sama. Orbital-orbital baru yang terbentuk disebut orbital hibrida. Sebelum terjadi hibridisasi, didahului dengan terjadinya eksitasi elektron dari keadaan dasar ke keadaan terksitasi, sehingga diperlukan sejumlah energi agar terjadinya eksitasi. Tingkat elektronik pada keadaan tereksitasi lebih tinggi dibandingkan tingkat energi elektronik pada keadaan dasar. Contohnya pembentukan molekul CH4. Berdasarkan eksperimen diperoleh panjang dan sudut semua ikatan sama besar (109,8º). Hal ini membuktikan bahwa semua ikatan C-H dalam molekul CH4 adalah ekivalen. Untuk menjelaskan hal ini maka diperlukan konsep hibridisasi. Berikut konfigurasi elektron atom C pada keadaan dasar. Dari konfigurasi elektron atom karbon pada keadaan dasar diketahui bahwa, jika atom karbon menggunakan orbital asli pada pembentukan ikatan maka hanya terbentuk CH 2, yakni tumpang tindih antara orbital 2px dan 2py dari atom karbon dengan 2 orbital 1s dari 2 atom hidrogen. Namun, pada kenyataannya dijumpai lebih stabil CH 4 dibanding CH 2.

7 Oleh sebab itu, agar 4 atom hidrogen semuanya berikatan kovalen dengan atom karbon, maka diperlukan 4 buah elektron tidak berpasangan dari atom karbon. Hal ini dapat diperoleh melalui proses eksitasi atau promosi elektron dari keadaan dasar menuju keadaan tereksitasi. Konfigurasi elektron setelah tertjadi eksitasi sebagai berikut. Setelah tereksitasi, dilanjutkan dengan proses hibridisasi untuk membentuk orbital-orbital hibrid. Berikut konfigurasi elektron setelah terjadi proses hibridisasi. hibridisasi). Perhatikan, setelah terjadi proses hibridisasi orbital 2s dan 3p dari atom karbon tidak memilki jarak atau pemisahan. Hal ini disebabkan tingkat elektronik kedua orbital tersebut telah setara. Orbital-orbital yang telah mengalami hibridisasi ditulis sebagai 4 orbital hibrida sp3, biasanya hanya disebut sp3. Dengan adanya 4 elektron yang belum berpasangan dari atom karbon, maka CH4 dapat terbentuk melalui tumpang tindih orbital sp3 dengan 4 orbital 1s dari 4 atom H. Molekul CH4 berbentuk tetrahedral. Hal ini disebabkan tumpang tindih 4 orbital hibrida sp3 dari atom C dengan 4 orbital 1s dari 4 atom H mengarah pada pojok-pojok tetrahdral. Perlu diketahui bahwa, bentuk terahedral dari molekul CH4 telah lama diketahui sebelum konsep hibridisasi dikemukakan. C. PERSAMAAN VBT DAN MOT Teori ikatan valensi dan teori orbital molekul memiliki beberapa konsep dasar yang sama, diantaranya adalah: Keduanya sama-sama melibatkan pembagian elektron-elektron yang ada dalam sebuah atom ataupun molekul sehingga memiliki paling banyak dua elektron pada setiap pasangnya.

8 Kedua teori ini menjadikan kombinasi dari elektron-elektron yang ada oleh inti masing-masing atom atau molekul sebagai konsep pembentukkan ikatan Berdasarkan pada kedua teori ini, energi dari orbital-orbital yang saling tumpang tindih merupakan bentuk perbandingan dan memiliki kesamaan pada bentuk simetrinya. D. PERBEDAAN VBT DAN MOT No. Perbedaan VBT MOT Ikatan hanya dibebankan Ikatan dibebankan pada 1. Ikatan pada kedua atom, tidak pada molekul kedua atom dan juga molekul 2. Tokoh pengusung 3. Penerapan Hubungan dengan sifat paramagnetik Oksigen Pendekatan kuantitatif Pertama kali diusulkan oleh W. Heitler dan F. London pada tahun 1927 Menggunakan konsep hibridisasi dan resonansi dalam penerapannya Tidak dapat menjelaskan sifat paramagnetik pada Oksigen Pendekatan dalam perhitungan memiliki langkah yang cukup sederhana Pertama kali diusulkan oleh F. Hund dan R.S. Mulliken pada tahun 1932 Tidak ada ruang bagi penerapan resonansi dalam teori ini Dapat menjelaskan sifat paramagnetik pada Oksigen Pendekatan dalam perhitungan cukup rumit dan membutuhkan ketelitian lebih tinggi BAB III PENUTUP DAFTAR PUSTAKA Jumaeri.2003.Ikatan Kimia.Universitas Negeri Semarang : Semarang