Pe nda hu lua nT eo ri Ika tan

Pe

nda

hu

lua

n T

eo

ri

Ika

tan

Ma

ta

Ku

liah

Ika

tan

Kim

ia

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

6/12/2009

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

Ikatan Kimia

Pendahuluan dan Teori Ikatan

Simmetry Molekul

Model ikatan kimia dan geometri molekul

Teori Ikatan Kovalen

Padatan Ionik

Ikatan Logam

Elektro

Elektro

-

-statik

statik

\

\

⊕

⊕

quantum

quantum

mekanika

mekanika

Model

Model

ikatan

ikatan

molekuler

molekuler

Orbital atom

Orbital atom

dan

dan

hibridisasinya

hibridisasinya

,

,

orbital

orbital

molekul

molekul

Struktur

Struktur

resonansi

Tinjauan

Tinjauan klasikklasik tentangtentang atom

atom gagalgagal meramalkanmeramalkan sifat

sifat--sifatsifat atom.atom.

Mekanika

Mekanika kuantumkuantum berhasilberhasil meramalkan

meramalkan semuasemua sifatsifat dari

Kunci dari teori kuantum:

Fase dari interaksi 2 orbital 1s dari atom H

In-phase

good

good σσ bondbond _{bad bad –– wrong symmetry wrong symmetry} No bonding!

No bonding!

Dampak

Dampak

penting

penting

dari

dari

kuantum

kuantum

mekanik

mekanik

Lokasi

Lokasi elektronelektron digambarkandigambarkan oleholeh orbital atomorbital atom Setiap

Setiap orbital orbital hanyahanya dapatdapat menampungmenampung 2 2 elektronelektron ((PauliPauli exclusion principle.)

exclusion principle.)

Setiap

Setiap orbital orbital memilikimemiliki energienergi tertentutertentu dandan elektronelektron akanakan menempati

menempati orbital orbital dengandengan energienergi paling paling rendahrendah terlebihterlebih dahulu

dahulu.. Orb

Orbitital atom al atom padapada atom yang atom yang berbedaberbeda akanakan bergabungbergabung menjadi

menjadi orbital orbital molekulmolekul, , tetapitetapi hanyahanya bilabila simetrisimetri merekamereka sesuai

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

Ikatan σ: simetri pada sumbu internuklir

Ikatan π : memiliki ‘node’ pada sumbu internuklir dan tanda ‘lobe’ melewati sumbu

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

Menurut teori ini, ikatan H-H terbentuk dari

overlaping (tumpangsuh) orbital 1s dari

masing masing atom

H_A 1s1 _H

B 1s1

φ_A (1)

Ψ₁ = φ_A(1) φ_B(2)

Fungsi gelombang pada atom B

VBT menganggap interaksi antara 2 atom yg terpisah ketika mereka

disatukan untuk membentuk molekul.

φ_B (2) elektron

Ψ₂ = φ_A(2) φ_B(1)

Ψ₊ = N (Ψ₁ + Ψ₂) (bonding, H-H)

Ψ_- = N (Ψ₁ - Ψ₂) (anti-bonding)

Ψ₃ = φ_A(1) φ_A(2) (ionic H- _H+₎

Ψ₄ = φ_B(1) φ_B(2) (ionic H+ _H-₎

Ψ_molecule = N [Ψ₁ + Ψ₂] + (C [Ψ₃ + Ψ₄])

Ψ_molecule = N [Ψ_covalent + (C Ψ_ionic)] Mekanika kuantum mengharuskan elektron

dapat dipertukarkan sehinga kita harus

menggunakan kombinasi linier dari Ψ₁ dan Ψ₂.

N is a normalizing coefficient C is a coefficient related to the amount of ionic character

H_A 1s1 _H

B 1s1

φ_A α φ_B β

Ini memberikan ikatan σ 1s-1s di antara kedua atom H

Untuk ikatan valensi, kita abaikan kombinasi anti-bonding dan sumbangan dari ion-ion.

F

2s 2p

F

2s 2p

2p_z 2p_z

Z axis

Ini memberikan ikatan σ di antara 2 atom F.

Ini memberikan ikatan σ 2p-2p

di antara dua atom O. O

2s 2p

O

2s 2p 2p_z 2p_z

Z axis

Z axis

2p_y 2p_y

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

(the choice of 2p_y is arbitrary)

O O

Lewis structure

Ikatan Valensi Untuk H

₂

O

Konfigurasi elektron valensi

O = 2s2 _2p

x2 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 2p_y dan 2p_z saling tegak lurus (90o_),

ikatan σ tsb memiliki sudut 90o _{satu dgn lain}

Æ prediksi: H₂O berbentuk anguler. TAPI sudut ikatan dalam H₂O sebenarnya adalah 104.5o

90o

VB untuk Amoniak (NH

₃

)

N = 2s

2

2p

_x1

2p

_y1

2p

_z1

H = 1s

1

3 ikatan sigma

sudut antara N-H

Teoritis = 90

o

Terukur = 107

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

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

Ψ₁ 1

2

1 2

= φ_s + φ_p

Ψ₂ 1

2

1 2

= φ_s − φ_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.

Untuk menjelaskan mengapa karbon membentuk

4 ikatan yang identik, diasumsikan bahwa orbital aslinya akan bergabung/bercampur/ terhibridisasi

Tidak terhibridisasi

Terhibridisasi

Untuk kasus karbon dengan 4 ikatan tunggal, maka semua orbital terhibridisasi

membentuk orbital hibrida

Ikatan-σ:

dibentuk oleh setiap ujung tumpangsuh Molekul dapat berotasi

sekitar sudut ikatan

Hibrididasi ini terbentuk dari kombinasi satu orbital s dan 2 orbital p. Satu orbital p tersisa

Terhibridisasi Tidak terhibridisasi

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

Pembentukan ikatan rangkap 3

:

X

membutuhkan dua buah orbital p yang

tidak terhibridisasi

Tidak terhibridisasi

Terhibridisasi

Dua

buah

orbital p membentuk

2

ikatan-π

Hibridisasi

Ikatan pada Etuna

Model molekul NH

3

Hibridisasi lainnya

Orbital d juga dapat terhibridiasi

Bentuk

Hibridisasi

Bentuk Molekul

sp Linear

sp2 _Tpl

sp3 _Td

sp3_{d Tbp}

Satu set orbital hibridisasi dsp3

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 O₂ bersifat diamagnetik –

this is wrong!

Karena pada kenyataannya O₂ bersifat paramagnetik

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

MO yang dibentuk

oleh

DUA orbital

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

orbital molecular

π

Ikatan Ganda melibatkan Interaksi orbital-p, Terdapat di luar garis ikatan

p-π bonding

Menyebar keseluruh molekul

p-π antibonding

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

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

Diagram MO untuk Ne

₂

Setiap atom neon memiliki 8 elektron ([He]2s2_2p6_{), 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

OM dari Ne

₂

Orde

ikatan = 8 - 8

2 = 0

OM dari F

₂

Orde

ikatan = 8 - 6

2 = 1

Terjadi

OM dari O

₂

Orde

ikatan = 8 - 4

2 = 2

Terjadi

Ikatan rangkap 2

2 elektron tidak berpasangan

Interaksi

σ s

dan

σ p

σ p

σ

p

*

σ s

*

Orde

ikatan = 8 - 2

2 = 3

Terjadi

Ikatan rangkap 3

MO untuk C₂

Orde

ikatan = 6 - 2

2 = 2

Terjadi

2s

σ_2s*

2s

σ_2s

E

2p

σ_2p*

2p

σ_2p π_2p π_2p*

2s

σ_2s*

2s

σ_2s σ_2p*

2p

σ_2p π_2p π_2p*

σ_2p*

π_2p*

σ_2p ATAU π_2p

π_2p ATAU σ_2p

σ_2s*

σ_2s

Magnetisme Order Ikatan

Energi Ikatan. (kJ/mol)

Panjang Ikatan (pm)

B₂ Para-1 290 159 C₂ Dia-2 620 131 N₂ Dia-3 942 110 O₂ Para-2 495 121 F₂ Dia-1 154 143 Molekul Diatomik Baris ke 2

E

Molekul Diatomik Heteronuklir

Diagram Orbital Molekul: menjadi lebih

kompleks (rumit) bila ikatan antar 2

atom non-identik dipertimbangkan

Molekul

heterodiatomik

Overlap 2 orbital dari atom yg berbeda

1. Keelektronegatifan mirip

2. Kelektronegatifan berbeda

HF

H = 1s1

F = [He]2s2_2p5

E 1s H >> 2s F Î ~ tidak ada interaksi

TAPI berdasarkan simetri dan perbedaan energi yg lebih kecil, 1s H interaksi dengan 2 p_z F Î orbital bonding dan antibonding Secara simetri 2p_x, 2p_y dari F tidak dapat berinteraksi dgn 1s H

Æ orbital nonbonding

Orde ikatan 1

MO untuk CO

∴ Ada 10 elektron valensi

Mengikuti pola pada N₂ karena memiliki 10 e

-CO, N₂, CN- Î _{isoelektronik}

σ3 Î ps e- bebas dr C

σ₂ Î ps e- _{bebas dr O}

σ₁ Î ikatan σ C-O

π* Î _unoccupied

σ₃yang terisi (HOMO) dan

π* _{yg kosong (LUMO)}

adalah penting

karena terlibat dalam ikatan dengan berbagai orbital logam transisi

HOMO LUMO C = [He] 2s2 _2p2_{; O = [He] 2s}2 _2p4

HOMO = Highest Occupied Molecular Orbital

Molekul Poliatomik – H 2

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 elektron

Benzene adalah contoh delokalisasi

elektron

Diketahui bahwa ikatan antar karbon

Benzena

–

molekul

A

Sistem

Pi Untuk

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 CO₂ berdasarkan ikatan dengan model hibridisasi!

4. Gambarkan diagram tingkat energi untuk spesi O₂+_,

O₂- _{dan O}

22-. Setelah itu tentukan orde ikatan dari

masing-masing spesi.

5. Gambarkan orbital molekul dari CN- _{(spesi ini}

isoelektronik dengan N₂). Tunjukanlah pada orbital mana terletak HOMO dan LUMO, jika ada