Dr. rer. Nat. Agustino Zulys M.Sc.

Pendahuluan Teori Ikatan Mata Kuliah Ikatan Kimia Dr. rer. Nat. Agustino Zulys M.Sc. 1 6/12/2009 Departemen Kimia Fakultas Matematika dan Ilmu Pengetahuan Alam Universitas Indonesia

Ikatan Kimia Dosen : Dr. rer. nat. Agustino Zulys M.Sc. Jadwal kelas: Kamis dan Jum at, 9:15 Buku Text: Chemical Bonding and Molecular Geometry, Gilespie, Popelier, Oxford The Chemical Bond, Murrel, Kettle, Teddel, willey, 2ed Kehadiran 80% Evaluasi UTS 60% UAS 40%

Ikatan Kimia Pendahuluan dan Teori Ikatan Simmetry Molekul Model ikatan kimia dan geometri molekul Teori Ikatan Kovalen Padatan Ionik Ikatan Logam Gaya intermolekuler

Orbital atom dan hibridisasinya, orbital molekul Elektro- statik mekanika Model ikatan molekuler quantum Struktur resonansi

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

Kunci dari teori kuantum: materi mempunyai sifat gelombang

Interferensi dalam fenomena gelombang

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

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. Orbit ital atom pada atom yang berbeda akan bergabung menjadi orbital molekul, tetapi hanya bila simetri mereka sesuai. good σ bond bad wrong symmetry No bonding!

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)

Teori Ikatan Valensi (VBT) Valence bond theory (VBT): pendekatan kuantum mekanik terlokalisasi untuk menjelaskan ikatan dalam molekul. 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

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

Teori ikatan valensi pada ikatan H 2 H A 1s 1 H B 1s 1 φ A (1) φ B (2) elektron VBT menganggap interaksi antara 2 atom yg terpisah ketika mereka disatukan untuk membentuk molekul. Ψ 1 = φ A (1) φ B (2) Ψ 2 = φ A (2) φ B (1) Fungsi gelombang pada atom B Mekanika kuantum mengharuskan elektron dapat dipertukarkan sehinga kita harus menggunakan kombinasi linier dari Ψ 1 dan Ψ 2. Ψ + = N (Ψ 1 + Ψ 2 ) (bonding, H-H) Ψ - = N (Ψ 1 - Ψ 2 ) (anti-bonding) Ψ 3 = φ A (1) φ A (2) (ionic H - H + ) Ψ 4 = φ B (1) φ B (2) (ionic H + H - ) N is a normalizing coefficient C is a coefficient related to the amount of ionic character Ψ molecule = N [Ψ 1 + Ψ 2 ] + (C [Ψ 3 + Ψ 4 ]) Ψ molecule = N [Ψ covalent + (C Ψ ionic )]

Teori ikatan valensi pada ikatan dalam H 2 dan F 2 F 2s 2p H A 1s 1 H B 1s 1 φ A α φ B β F 2s 2p Z axis 2p z 2p z Ini memberikan ikatan σ 1s- 1s di antara kedua atom H Ini memberikan ikatan σ di antara 2 atom F. Untuk ikatan valensi, kita abaikan kombinasi anti-bonding dan sumbangan dari ion-ion.

Diagram untuk H2

Teori ikatan valensi pada ikatan dalam O 2 2p z 2p z Z axis O 2s 2p Ini memberikan ikatan σ 2p-2p di antara dua atom O. O 2s 2p Z axis O O 2p y 2p y (the choice of 2p y 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 Lewis structure Double bond: σ bond + π bond Triple bond: σ bond + 2 π bond

Ikatan Valensi Untuk H 2 O Konfigurasi elektron valensi O = 2s 2 2p x 2 2p y1 2p z 1 H = 1s 1 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 2p y dan 2p z saling tegak lurus (90 o ), ikatan σ tsb memiliki sudut 90 o satu dgn lain prediksi: H 2 O berbentuk anguler. TAPI sudut ikatan dalam H 2 O sebenarnya adalah 104.5 o MENGAPA???? 90 o

VB untuk Amoniak (NH 3 ) N = 2s 2 2p 1 x 2p y1 2p 1 z H = 1s 1 3 ikatan sigma sudut antara N-H Teoritis = 90 o Terukur = 107 o MENGAPA??? 90 o

Karbon konfigurasi elektron terluar: 2s 2 2px 1 2py 1 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 : CH 4, CH 2 Cl 2, CCl 4

Hibridisasi 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 orbital 2s saling bersetangkup dengan orbital 2p x Ψ 1 1 = φs + 2 1 Ψ 2 = φs 2 1 φ 2 1 φ 2 p p The two resultant sp hybrid orbitals that are directed along the X-axis (in this case) 1/ 2 adalah koefisien normaliasi.

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.

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

Hibridisasi sp 3 Untuk kasus karbon dengan 4 ikatan tunggal, maka semua orbital terhibridisasi membentuk orbital hibrida

Etana, CH 3 CH 3 Ikatan-σ: dibentuk oleh setiap ujung tumpangsuh Molekul dapat berotasi sekitar sudut ikatan

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

Hibridisasi orbital sp 2 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.

Ikatan pada Etena

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

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

Ikatan pada Etuna Ikatan-σ Ikatan-π

Model molekul NH 3 dengan orbital hibridisasi

Hibridisasi lainnya Orbital d juga dapat terhibridiasi Bentuk Hibridisasi sp sp 2 sp 3 sp 3 d sp 3 d 2 Bentuk Molekul Linear Tpl Td Tbp Oktahedral

PCl 5 Satu set orbital hibridisasi dsp 3 pada atom fosfor

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 O 2 bersifat diamagnetik this is wrong! Karena pada kenyataannya O 2 bersifat paramagnetik JALAN KELUARNYA???????????

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: H 2 Dua orbital berkombinasi membentuk dua orbital molekul. Seluruh total energi orbital molekul yang baru setara dengan dua orbital 1s. Tetapi tingkat energinya berbeda.

METODE ORBITAL MOLEKUL

MO yang dibentuk oleh DUA orbital 1s

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

orbital molecular π.

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

Molekul diatomik homonuklir Molekul diatomik sederhana dimana kedua atom adalah unsur yang sama Diagram energi untuk molekul tipe ini mirip dengan diagram energi untuk H 2 Kita dapat membuat diagram energi untuk berbagai jenis molekul atau kemungkinan molekul bila mereka berikatan dan bagaimana bentuk ikatannya.

Diagram tingkat energi H 2+, H 2, H 2 - H 2 + H 2 H 2 -

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 Ne 2 berikut ini:

Diagram MO untuk Ne 2 Setiap atom neon memiliki 8 elektron ([He]2s 2 2p 6 ), 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 Ne 2 akan terbentuk bila elektron ikatan lebih banyak dari elektron anti-ikatan n Orde ikatan = Σ e ikatan - Σ anti ikatan 2

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

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

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

Interaksi σ s dan σ p σ p σ s σ p * σ s *

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

MO untuk C 2 Orde ikatan = 6-2 2 Terjadi Ikatan rangkap 2 = 2

E σ 2p * π 2p * σ 2p * π 2p * 2p σ 2p π 2p 2p 2p π 2p 2p σ 2p σ 2s * σ 2s * 2s 2s 2s 2s σ 2s σ 2s

Molekul Diatomik Baris ke 2 NOTE SWITCH OF LABELS B 2 C 2 N 2 O 2 F 2 σ 2p * π 2p * E σ 2p ATAU π 2p π 2p ATAU σ 2p σ 2s * σ 2s Magnetisme Para- Dia- Dia- Para- Dia- Order Ikatan 1 2 3 2 1 Energi Ikatan. (kj/mol) 290 620 942 495 154 Panjang Ikatan (pm) 159 131 110 121 143

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

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

MO untuk HF

H = 1s 1 F = [He]2s 2 2p 5 HF E 1s H >> 2s F ~ tidak ada interaksi TAPI berdasarkan simetri dan perbedaan energi yg lebih kecil, 1s H interaksi dengan 2 p z F orbital bonding dan antibonding Secara simetri 2p x, 2p y 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

C = [He] 2s 2 2p 2 ; O = [He] 2s 2 2p 4 MO untuk CO Ada 10 elektron valensi Mengikuti pola pada N 2 karena memiliki 10 e - CO, N 2, CN - isoelektronik σ 3 ps e - bebas dr C σ 2 ps e - bebas dr O σ 1 ikatan σ C-O π * unoccupied σ 3 yang terisi (HOMO) dan π * yg kosong (LUMO) adalah penting karena terlibat dalam ikatan dengan berbagai orbital logam transisi LUMO HOMO HOMO = Highest Occupied Molecular Orbital LUMO = Lowest Unoccupied Molecular Orbital

Molekul Poliatomik H 2 O

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

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

Benzena molekul Aromatik

Sistem Pi Untuk Benzena

LATIHAN SOAL 1. Jelaskan orbital atom dengan simetri seperti apa yang dapat membentuk ikatan ketika 2 atom bergabung? gambarkan! 2. Berikan contoh keterbatasan dari teori ikatan valensi! 3. Gambarkan ikatan pada CO 2 berdasarkan ikatan dengan model hibridisasi! 4. Gambarkan diagram tingkat energi untuk spesi O 2+, O 2- dan O 2 2-. Setelah itu tentukan orde ikatan dari masing-masing spesi. 5. Gambarkan orbital molekul dari CN - (spesi ini isoelektronik dengan N 2 ). Tunjukanlah pada orbital mana terletak HOMO dan LUMO, jika ada 6. Gambarkan OM untuk benzena.