Ujian Akhir Semester I

Kerjakan Pada Laman Jawaban Yang Tersedia

Tugas 10

10.1 Prediksi geometri spesi berikut menggunakan metode VSEPR:
(a) PCl₃
(b) CHCl₃
(c) SiH₄
(d) TeCl₄.

10.2 Jelaskan geometri masing-masing dari tiga atom disekitar atom pusat dalam molekul CH₃COOH!

10.3 Mengacu pada Tabel 10.3, susun molekul-molekul berikut ini dalam urutan peningkatan momen dipol: H₂O, H₂S, H₂Te, H₂Se.

10.4 Jelaskan skema ikatan molekul AsH₃ dalam hal hibridisasi!

10.5 Orbital hibrida apa yang digunakan oleh atom nitrogen pada spesi berikut?
(a) NH₃
(b) H₂N-NH₂
(c) NO₃⁻

10.6 Jelaskan secara orbital molekul perubahan jarak antarinti H-H  yang terjadi karena molekul H₂ terionisasi pertama kali menjadi H₂⁺ dan kemudian menjadi H₂²⁺.

10.7 Gunakan teori orbital molekul untuk membandingkan kestabilan relatif F₂ dan F₂⁺.

10.8 Etilena (C₂H₄) dan benzena (C₆H₆) mengandung ikatan C=C. Reaktivitas etilen lebih besar daripada benzena. Sebagai contoh, etilena mudah bereaksi dengan molekul bromin, sedangkan benzena biasanya cukup lembam terhadap molekul bromin dan banyak senyawa lainnya. Jelaskan perbedaan reaktivitas ini!

10.9 Jelaskan ikatan dalam ion nitrat NO₃⁻ dalam hal orbital molekul terdelokalisasi!

Latihan 10

Geometri Molekul
10.1 Jelaskan definsi geometri molekul dan mengapa penting mempelajari geometri molekul?
10.2 Buat gambar bentuk molekul triatomik linier, molekul trigonal planar yang mengandung empat atom, molekul tetrahedral, molekul trigonal bipiramida, dan molekul oktahedral. Berikan sudut ikatan di setiap ikatan.
10.3 Berapa banyak atom yang terikat langsung dengan atom pusat dalam molekul tetrahedral, molekul trigonal bipiramida, dan molekul oktahedral?
10.4 Diskusikan ciri-ciri dasar model VSEPR! Jelaskan mengapa besarnya tolakan menurun dalam ikatan berikut: pasangan bebas-pasangan bebas > pasangan bebas-pasangan ikatan > pasangan ikatan-pasangan ikatan.
10.5 Dalam pengaturan trigonal bipiramida, mengapa pasangan bebas menempati posisi ekuator daripada posisi aksial?
10.6 Geometri CH₄ bisa berbentuk bujur sangkar, dengan empat atom H di sudut-sudut bujur sangkar dan atom C di tengah-tengah bujur sangkar. Buat gambar geometri ini dan bandingkan kestabilannya dengan molekul tetrahedral CH₄!

Momen Dipol
10.7 Definisikan momen dipol! Apa satuan dan simbol untuk momen dipol?
10.8 Apa hubungan antara momen dipol dan momen ikatan? Bagaimana kemungkinan suatu molekul memiliki momen ikatan namun menjadi nonpolar?
10.9 Jelaskan mengapa atom tidak dapat memiliki momen dipol permanen!
10.10 Ikatan dalam molekul berilium hidrida (BeH₂) adalah polar, namun momen dipol molekul adalah nol. Jelaskan mengapa!

Teori Ikatan Valensi
10.11 Apa itu teori ikatan valensi? Apa bedanya dengan konsep Lewis tentang ikatan kimia?
10.12 Gunakan teori ikatan valensi untuk menjelaskan ikatan dalam Cl₂ dan HCl. Tunjukkan bagaimana orbital atom tumpang tindih ketika ikatan terbentuk!
10.13 Gambarlah kurva energi potensial untuk pembentukan ikatan dalam F₂!

Hibridisasi
10.14 (a) Apa yang dimaksud hibridisasi orbital atom? Mengapa atom yang terisolasi tidak ada dalam keadaan hibridisasi? (b) Bagaimana perbedaan orbital hibrida dari orbital atom murni? Bisakah dua orbital 2p dari sebuah atom melakukan hibridisasi untuk menghasilkan dua orbital hibridisasi?
10.15 Berapa sudut antara dua orbital hibrida berikut pada atom yang sama? (a) orbital hibrida sp dan sp, (b) orbital hibrida sp² dan sp², (c) orbital hibrida sp³ dan sp³
10.16 Bagaimana Anda membedakan antara ikatan sigma dan ikatan pi?

Teori Orbital Molekul
10.17 Jelaskan teori orbital molekul? Apa bedanya dengan teori ikatan valensi?
10.18 Definisikan istilah berikut: ikatan orbital molekul, orbital molekul antiikatan, orbital molekul pi, orbital molekul sigma.
10.19 Buat gambar bentuk-bentuk orbital molekul berikut: 𝜎₁s, 𝜎*₁s, 𝜋₂p, dan 𝜋*₂p. Bagaimana perbandingan energinya?
10.20 Jelaskan signifikansi orde ikatan. Dapatkah orde ikatan digunakan untuk perbandingan kuantitatif dari kekuatan ikatan kimia?

Orbit Molekul yang terdelokalisasi
10.21 Apa perbedaan orbital molekul yang terdelokalisasi dengan orbital molekul seperti yang ditemukan pada H₂ atau C₂H₄? Menurut Anda apa syarat minimum (misalnya, jumlah atom dan jenis orbital) untuk membentuk orbital molekul yang terdelokalisasi?
10.22 Dalam Bab 9 kita melihat bahwa konsep resonansi berguna untuk menjelaskan spesi seperti molekul benzena dan ion karbonat. Bagaimana teori orbital molekul menjelaskan spesi ini?

Kata Kunci

Hibridisasi
Ikatan pi (p bond)
Ikatan sigma (s ikatan)
Kulit valensi
Model tolakan pasangan pasangan elektron valensi-shell (VSPER)
Molekul diatomik homonuklir
Molekul nonpolar
Molekul polar
Momen dipol (m)
Orbital hibrida
Orbital molekul
Orbital molekul anti ikatan
Orbital molekul ikatan
Orbital molekul pi
Orbital molekul sigma
Orbital molekul yang terdelokalisasi
Orde ikatan

Ringkasan Pengetahuan Faktual dan Konseptual

1. Model VSEPR untuk memprediksi geometri molekul didasarkan pada asumsi bahwa pasangan elektron kulit valensi saling tolak dan cenderung berada sejauh mungkin.
2. Menurut model VSEPR, geometri molekul dapat diprediksi dari jumlah pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas. Pasangan elektron bebas menolak pasangan lain lebih kuat dari pasangan ikatan dan dengan demikian mendistorsi sudut ikatan dari geometri yang ideal.
3. Momen dipol adalah ukuran pemisahan muatan dalam molekul-molekul yang mengandung atom-elektronegativitas berbeda. Momen dipol suatu molekul adalah hasil dari momen ikatan apa pun yang ada. Informasi tentang geometri molekul dapat diperoleh dari pengukuran momen dipol.
4. Ada dua penjelasan mekanika kuantum untuk pembentukan ikatan kovalen: teori ikatan valensi dan teori orbital molekul. Dalam teori ikatan valensi, orbital atom hibridisasi dibentuk oleh kombinasi dan penataan ulang orbital dari atom yang sama. Orbital hibridisasi semuanya memiliki energi dan kerapatan elektron yang sama, dan jumlah orbital hibridisasi sama dengan jumlah orbital atom murni yang bergabung.
5. Perluasan kulit valensi dapat dijelaskan dengan mengasumsikan hibridisasi orbital s, p, dan d.
6. Dalam hibridisasi sp, dua orbital hibrida terletak pada garis lurus; dalam hibridisasi sp², tiga orbital hibrida diarahkan ke sudut-sudut segitiga planar; dalam hibridisasi sp³, keempat orbital hibrida diarahkan ke sudut-sudut tetrahedral; dalam hibridisasi sp³d, lima orbital hibrida diarahkan ke sudut-sudut  trigonal ; dalam hibridisasi sp³d², keenam orbital hibrida diarahkan ke sudut oktahedral.
7. Dalam atom hibridisasi sp² (misalnya, karbon), satu orbital p yang tidak terhibridisasi dapat membentuk ikatan pi dengan orbital p lainnya. Ikatan rangkap karbon-karbon terdiri dari ikatan sigma dan ikatan pi. Dalam atom karbon hibridisasi sp, dua orbital p yang tidak terhibridisasi dapat membentuk dua ikatan pi dengan dua orbital p pada atom lain (atau atom). Ikatan rangkap tiga karbon-karbon terdiri dari satu ikatan sigma dan dua ikatan pi.
8. Teori orbital molekul menggambarkan ikatan dalam hal kombinasi dan penataan ulang orbital atom untuk membentuk orbital yang terkait dengan molekul secara keseluruhan.
9. Orbital molekul ikatan meningkatkan kerapatan elektron antara inti dan lebih rendah energinya daripada orbital atom individu. Orbital molekul anti ikatan memiliki wilayah dengan kerapatan nol elektron antara inti, dan tingkat energi lebih tinggi daripada orbital atom individu.
10. Kita menulis konfigurasi elektron untuk orbital molekul seperti yang kita lakukan untuk orbital atom, mengisi elektron dalam urutan peningkatan tingkat energi. Jumlah orbital molekul selalu sama dengan jumlah orbital atom yang digabungkan. Prinsip eksklusi Pauli dan aturan Hund mengatur pengisian orbital molekul.
11. Molekul stabil jika jumlah elektron dalam orbital molekul ikatan lebih besar daripada jumlah yang ada pada orbital molekul anti ikatan.
12. Orbital molekul yang terdelokalisasi, di mana elektron bebas bergerak di sekitar seluruh molekul atau kelompok atom, dibentuk oleh elektron dalam orbital p dari atom yang berdekatan. Orbital molekul yang terdelokalisasi adalah alternatif dari struktur resonansi dalam menjelaskan sifat-sifat molekul yang diamati.

Rumus Penting

𝝻 = 𝚀 𝚡 𝚛 (10.1) Mengekspresikan momen dipol dalam hal muatan (𝚀) dan jarak pemisahan (𝚛) antara muatan

orde ikatan = ½(jumlah elektron dalam MO ikatan - jumlah elektron dalam MO anti ikatan) (10.2)

Bola bucky, apa itu?

Pada tahun 1985 ahli kimia di Rice University di Texas menggunakan laser bertenaga tinggi untuk menguapkan grafit dalam upaya untuk menciptakan molekul yang tidak biasa diyakini ada di ruang antarbintang. Spektrometri massa mengungkapkan bahwa salah satu produknya adalah spesi yang tidak diketahui dengan rumus C₆₀. Karena ukurannya dan fakta bahwa itu adalah karbon murni, molekul ini memiliki bentuk yang eksotis, yang peneliti gunakan dengan menggunakan kertas, gunting, dan selotip. Pengukuran spektroskopi dan X-ray selanjutnya menegaskan bahwa C₆₀ berbentuk seperti bola berongga dengan atom karbon di masing-masing dari 60 simpul. Secara geometris, bola bucky (kependekan dari "buckminsterfullerene") adalah molekul yang paling simetris yang dikenal. Namun, terlepas dari fitur-fiturnya yang unik, skema ikatannya mudah. Setiap karbon adalah hibridisasi sp², dan ada orbital molekul terdelokalisasi yang luas di seluruh struktur.

Geometri bola bucky C₆₀ (kiri) menyerupai bola sepak (kanan). Para ilmuwan tiba di struktur ini dengan menyatukan potongan-potongan kertas hexagon dan pentagon yang cukup untuk menampung 60 atom karbon pada titik-titik di mana mereka berpotongan.

Penemuan bola bucky menghasilkan minat yang luar biasa dalam komunitas ilmiah. Di sini ada alotrop karbon baru dengan geometri yang menarik dan sifat yang tidak diketahui untuk diselidiki. Sejak 1985 ahli kimia telah menciptakan seluruh kelas fullerene, dengan 70, 76, dan bahkan lebih banyak atom karbon. Selain itu, bola bucky telah ditemukan sebagai komponen alami jelaga.

Bola bucky dan anggotanya yang lebih berat mewakili konsep baru dalam arsitektur molekul dengan implikasi yang luas. Misalnya, bola bucky telah disiapkan dengan atom helium yang terperangkap di dalam kandangnya. Bola bucky juga bereaksi dengan kalium untuk menghasilkan K₃C₆₀, yang bertindak sebagai superkonduktor pada 18 K. Juga dimungkinkan untuk menempelkan logam transisi ke bola bucky. Derivatif ini menunjukkan harapan sebagai katalis. Karena bentuknya yang unik, bola bucky dapat digunakan sebagai pelumas.

Satu penemuan menarik, yang dibuat pada tahun 1991 oleh para ilmuwan Jepang, adalah identifikasi kerabat struktural bola bucky. Molekul-molekul ini panjangnya ratusan nanometer dengan bentuk tubular dan rongga internal berdiameter sekitar 15 nm. Dijuluki "buckytubes" atau "nanotube" (karena ukurannya), molekul-molekul ini memiliki dua struktur yang berbeda. Salah satunya adalah satu lembar grafit yang ditutup pada kedua ujungnya dengan semacam bola bucky yang terpotong. Yang lainnya adalah tabung seperti gulir yang memiliki 2 hingga 30 lapisan seperti grafitel. Nanotube jauh lebih kuat dari kabel baja dengan dimensi yang sama. Banyak aplikasi potensial telah diusulkan untuk mereka, termasuk bahan penghantar dan bahan berkekuatan tinggi, media penyimpanan hidrogen, sensor molekul, perangkat semikonduktor, dan probe molekul. Studi tentang bahan-bahan ini telah menciptakan bidang baru yang disebut nanoteknologi, disebut demikian karena para ilmuwan dapat memanipulasi bahan pada skala molekul untuk menciptakan perangkat yang bermanfaat.

Dalam aplikasi biologis pertama dari bola bucky, ahli kimia di University of California di San Francisco dan Santa Barbara membuat penemuan pada tahun 1993 yang dapat membantu merancang obat untuk mengobati AIDS. Human immunodeficency virus (HIV) yang menyebabkan AIDS bereproduksi dengan mensintesis rantai protein yang panjang, yang dipotong menjadi segmen yang lebih kecil oleh enzim yang disebut HIV-protease. Maka, salah satu cara untuk menghentikan AIDS adalah dengan menonaktifkan enzim. Ketika para ahli kimia mereaksikan turunan bola bucky yang dapat larut dalam air dengan HIV-protease, mereka menemukan bahwa itu mengikat bagian enzim yang biasanya akan membelah protein reproduksi, sehingga mencegah virus HIV untuk bereproduksi. Akibatnya, virus tidak lagi dapat menginfeksi sel manusia yang mereka tanam di laboratorium.

Senyawa bola bucky itu sendiri bukan obat yang cocok untuk digunakan melawan AIDS karena potensi efek samping dan kesulitan persalinan, tetapi senyawa ini memberikan model untuk pengembangan obat-obatan tersebut.

Grafit terdiri dari lapisan-lapisan cincin karbon beranggota enam.

Model yang dihasilkan komputer dari pengikatan turunan bola bucky ke situs HIV-protease yang biasanya menempel pada protein yang dibutuhkan untuk reproduksi HIV. Struktur bola bucky (warna ungu) melekat erat ke situs aktif, sehingga mencegah enzim menjalankan fungsinya.

Struktur tabung bucky yang terdiri dari satu lapisan atom karbon. Perhatikan bahwa "bola bucky" terpotong, yang telah dipisahkan dari bagian tabung bucky lainnya dalam pandangan ini, memiliki struktur yang berbeda dari bagian silinder mirip tabung seperti tabung. Kimiawan telah menemukan cara untuk membuka tutup untuk menempatkan molekul lain di dalam tabung.

Oven microwave - Momen Dipol ketika Bekerja

Dalam 30 tahun terakhir oven microwave telah menjadi alat di mana-mana. Teknologi microwave memungkinkan kita untuk mencairkan dan memasak makanan jauh lebih cepat daripada peralatan konvensional. Bagaimana microwave memanaskan makanan begitu cepat?

Dalam Bab 7 kita melihat bahwa gelombang mikro adalah bentuk radiasi elektromagnetik (lihat Gambar 7.3). Gelombang mikro dihasilkan oleh magnetron, yang ditemukan selama Perang Dunia II ketika teknologi radar sedang dikembangkan. Magnetron adalah silinder berlubang yang terbungkus magnet berbentuk tapal kuda. Di tengah silinder adalah batang katoda. Dinding silinder bertindak sebagai anoda. Saat dipanaskan, katoda memancarkan elektron yang bergerak menuju anoda. Medan magnet memaksa elektron untuk bergerak di jalur melingkar. Gerakan partikel bermuatan ini menghasilkan gelombang mikro, yang disesuaikan dengan frekuensi 2,45 GHz (2,45 x 10⁹ Hz) untuk memasak. "Waveguide" mengarahkan gelombang mikro ke kompartemen memasak. Bilah kipas yang berputar memantulkan gelombang mikro ke semua bagian oven.

Tindakan memasak dalam oven microwave dihasilkan dari interaksi antara komponen medan listrik dari radiasi dengan molekul polar — biasanya air — dalam makanan. Semua molekul berputar pada suhu kamar. Jika frekuensi radiasi dan rotasi molekulnya sama, energi dapat ditransfer dari microwave ke molekul polar. Akibatnya, molekul akan berputar lebih cepat. Inilah yang terjadi dalam gas. Dalam keadaan terkondensasi (misalnya, dalam makanan), sebuah molekul tidak dapat melakukan rotasi bebas. Namun demikian, masih mengalami torsi (gaya yang menyebabkan rotasi) yang cenderung menyelaraskan momen dipolnya dengan bidang osilasi dari microwave. Akibatnya, ada gesekan antar molekul, yang muncul sebagai panas dalam makanan.

*Keterangan Gambar: Interaksi antara komponen medan listrik microwave dan molekul polar. (a) Ujung negatif dipol mengikuti rambat gelombang (wilayah positif) dan berputar searah jarum jam. (b) Jika, setelah molekul telah berputar ke posisi baru radiasi juga telah pindah ke siklus berikutnya, ujung positif dari dipol akan pindah ke wilayah negatif gelombang sementara ujung negatif akan didorong ke atas. Dengan demikian, molekul akan berputar lebih cepat. Tidak ada interaksi seperti itu dapat terjadi dengan molekul nonpolar.

Alasan mengapa oven microwave dapat memasak makanan begitu cepat adalah karena radiasi tidak diserap oleh molekul nonpolar dan karenanya dapat mencapai bagian makanan yang berbeda secara bersamaan. (Tergantung pada jumlah molekul air yang ada, gelombang mikro dapat menembus makanan hingga beberapa inci.) Dalam oven konvensional, panas dapat memengaruhi pusat makanan hanya dengan konduksi (yaitu, dengan memindahkan panas dari molekul udara panas ke molekul dingin dalam makanan dengan cara lapis demi lapis), yang merupakan proses yang sangat lambat.

Poin-poin berikut ini relevan untuk pengoperasian oven microwave. Peralatan plastik dan gelas Pyrex tidak mengandung molekul polar dan karenanya tidak terpengaruh oleh radiasi gelombang mikro. (Styrofoam dan plastik tertentu tidak dapat digunakan dalam gelombang mikro karena meleleh dari panas makanan.) Namun, logam memantulkan gelombang mikro, sehingga melindungi makanan dan mungkin mengembalikan energi yang cukup ke penghasil gelombang mikro untuk membebani terlalu banyak. Karena gelombang mikro dapat menyebabkan arus dalam logam, tindakan ini dapat menyebabkan percikan api antara wadah dan bagian bawah atau dinding oven. Akhirnya, meskipun molekul air dalam es terkunci pada posisinya dan karena itu tidak dapat berputar, kita secara rutin mencairkan makanan dalam oven microwave. Alasannya adalah bahwa pada suhu kamar lapisan tipis air cair dengan cepat terbentuk pada permukaan makanan beku dan molekul bergerak dalam lapisan tersebut dapat menyerap radiasi untuk memulai proses pencairan.

Sebuah oven microwave. Gelombang mikro yang dihasilkan oleh magnetron dipantulkan ke semua bagian oven oleh bilah kipas yang berputar.

10.8 Delokalisasi Orbital Molekul

Sejauh ini kita telah membahas ikatan kimia hanya dalam hal pasangan elektron. Namun, sifat-sifat molekul tidak selalu dapat dijelaskan secara akurat oleh struktur tunggal. Contoh kasusnya adalah molekul O₃, yang dibahas pada Bagian 9.8. Di sana kita mengatasi dilema dengan memperkenalkan konsep resonansi. Pada bagian ini kita akan mengatasi masalah dengan cara lain — dengan menerapkan pendekatan orbital molekul. Seperti pada Bagian 9.8, kita akan menggunakan molekul benzena dan ion karbonat sebagai contoh. Perhatikan bahwa dalam membahas ikatan molekul poliatomik atau ion, akan lebih mudah untuk menentukan terlebih dahulu keadaan hibridisasi atom yang ada (pendekatan ikatan valensi), diikuti oleh pembentukan orbital molekul yang sesuai.

Molekul Benzena

Benzena (C₆H₆) adalah molekul heksagonal planar dengan atom karbon yang terletak di enam sudut. Semua ikatan karbon-karbon memiliki panjang dan kekuatan yang sama, seperti halnya ikatan karbonhidrogen, dan sudut CCC dan HCC semuanya 120°. Oleh karena itu, setiap atom karbon adalah hibridisasi sp²; hibridisasi membentuk tiga ikatan sigma dengan dua atom karbon yang berdekatan dan atom hidrogen (Gambar 10.28). Susunan ini meninggalkan orbital 2pz yang tidak terhibridisasi pada setiap atom karbon, tegak lurus terhadap bidang molekul benzena, atau cincin benzena, seperti yang sering disebut. Sejauh ini deskripsinya menyerupai konfigurasi etilena (C₂H₄), yang dibahas dalam Bagian 10.5, kecuali bahwa dalam kasus ini ada enam orbital 2pz yang tidak dihibridisasi dalam pengaturan siklik.

Gambar 10.28 Kerangka ikatan sigma dalam molekul benzena. Setiap atom karbon adalah hibridisasi sp² dan membentuk ikatan sigma dengan dua atom karbon yang berdekatan dan ikatan sigma lainnya dengan atom hidrogen.

Karena bentuk dan orientasinya yang serupa, masing-masing orbital 2pz tumpang tindih dengan dua lainnya, satu pada setiap atom karbon yang berdekatan. Menurut aturan yang tercantum pada bagian 10.7, interaksi enam orbital 2pz mengarah pada pembentukan enam orbital molekul pi, yang tiga di antaranya orbital ikatan dan tiga lainnya anti ikatan. Molekul benzena dalam keadaan dasar memiliki enam elektron dalam tiga orbital molekul ikatan pi, dua elektron pasangan berpasangan di setiap orbital (Gambar 10.29).

Gambar 10.29 (a) Enam orbital 2pz pada atom karbon dalam benzena. (b) Orbital molekul terdelokalisasi dibentuk oleh tumpang tindih orbital 2pz. Orbital molekul yang terdelokalisasi memiliki simetri pi dan terletak di atas dan di bawah bidang cincin benzena. Sebenarnya, orbital 2pz ini dapat bergabung dalam enam cara berbeda untuk menghasilkan tiga orbital molekul ikatan dan tiga orbital molekul anti ikatan. Yang ditunjukkan di sini adalah yang paling stabil.

Tidak seperti orbital molekul ikatan pi dalam etilena, orbital-orbital dalam benzena membentuk orbital molekul terdelokalisasi, yang tidak dibatasi antara dua atom ikatan yang berdekatan, tetapi sebenarnya memperpanjang lebih dari tiga atau lebih atom. Karena itu, elektron yang berada di salah satu orbital ini bebas bergerak di sekitar cincin benzena. Karena alasan ini, struktur benzena kadang-kadang direpresentasikan sebagai berikut

di mana lingkaran menunjukkan bahwa ikatan pi antara atom karbon tidak terbatas pada pasangan atom individu; melainkan, densitas pi elektron terdistribusi secara merata ke seluruh molekul benzena. Atom karbon dan hidrogen tidak diperlihatkan dalam diagram yang disederhanakan.

Kita sekarang dapat menyatakan bahwa setiap hubungan karbon-ke-karbon dalam benzena mengandung ikatan sigma dan ikatan pi "parsial". Karenanya ikatan antara dua atom karbon yang berdekatan adalah antara 1 dan 2. Dengan demikian, teori orbital molekul menawarkan alternatif untuk pendekatan resonansi, yang didasarkan pada teori ikatan valensi.

Ion Karbonat

Senyawa siklik seperti benzena bukan satu-satunya dengan orbital molekul yang terdelokalisasi. Mari kita lihat ikatan pada ion karbonat (CO₃²⁻). VSEPR memprediksi geometri trigonal planar untuk ion karbonat, seperti itu untuk BF₃. Struktur planar ion karbonat dapat dijelaskan dengan mengasumsikan bahwa atom karbon adalah hibridisasi sp². Atom C membentuk ikatan sigma dengan tiga atom O. Dengan demikian, orbital 2pz atom C yang tidak terkendali dapat secara bersamaan tumpang tindih orbital 2pz dari ketiga atom O (Gambar 10.30). Hasilnya adalah orbital molekul yang terdelokalisasi yang memanjang di atas keempat inti sedemikian rupa sehingga kerapatan elektron (dan karenanya perintah ikatan) dalam ikatan karbon-ke-oksigen semuanya sama. Teori orbital molekul memberikan penjelasan alternatif yang dapat diterima tentang sifat-sifat ion karbonat dibandingkan dengan struktur resonansi ion.

Kita harus mencatat bahwa molekul dengan orbital molekul yang terdelokalisasi umumnya lebih stabil daripada yang mengandung orbital molekul yang hanya memanjang di atas dua atom. Misalnya, molekul benzena, yang mengandung orbital molekul terdelokalisasi, secara kimia kurang reaktif (dan karenanya lebih stabil) daripada molekul yang mengandung ikatan C=C "lokal", seperti etilena.

Gambar 10.30 Ikatan pada ion karbonat. Atom karbon membentuk tiga ikatan sigma dengan tiga atom oksigen. Selain itu, orbital 2pz atom karbon dan oksigen tumpang tindih membentuk orbital molekul terdelokalisasi, sehingga ada juga ikatan pi parsial antara atom karbon dan masing-masing dari tiga atom oksigen.

Ulasan Konsep

Jelaskan ikatan dalam ion nitrat (NO₃⁻) dalam hal struktur resonansi dan orbital molekul yang terdelokalisasi.

10.7 Konfigurasi Orbital Molekul

Untuk memahami sifat-sifat molekul, kita harus tahu bagaimana elektron didistribusikan di antara orbital molekul. Prosedur untuk menentukan konfigurasi elektron dari sebuah molekul adalah analog dengan prosedur yang kita gunakan untuk menentukan konfigurasi elektron dari sebuah atom (lihat Bagian 7.8).

Aturan Konfigurasi Elektron dan Stabilitas Molekul

Untuk menulis konfigurasi elektron suatu molekul, pertama-tama kita harus mengatur orbital molekul pada tingkat energi. Kemudian kita dapat menggunakan pedoman berikut untuk mengisi orbital molekul dengan elektron. Aturan ini juga membantu kita memahami kestabilan orbital molekul.

1. Jumlah orbital molekul yang terbentuk selalu sama dengan jumlah orbital atom yang digabungkan.
2. Semakin stabil orbital molekul ikatan, semakin tidak stabil orbital molekul anti ikatan.
3. Pengisian orbital molekul berasal dari energi rendah ke energi tinggi. Dalam molekul yang stabil, jumlah elektron dalam orbital molekul ikatan selalu lebih banyak dari pada orbital molekul anti ikatan karena kita menempatkan elektron pertama pada orbital molekul ikatan berenergi lebih rendah.
4. Seperti halnya orbital atom, setiap orbital molekul dapat menampung hingga dua elektron dengan putaran berlawanan sesuai dengan prinsip eksklusi Pauli.
5. Ketika elektron ditambahkan ke orbital molekul dari energi yang sama, pengaturan paling stabil diprediksi oleh aturan Hund; yaitu, elektron memasuki orbital molekul ini dengan spin paralel.
6. Jumlah elektron dalam orbital molekul sama dengan jumlah semua elektron pada atom ikatan.

Molekul Hidrogen dan Helium

Nanti di bagian ini kita akan mempelajari molekul yang dibentuk oleh atom-atom unsur periode kedua. Sebelum kita melakukannya, akan berguna untuk memprediksi kestabilan relatif spesi sederhana H₂⁺, H₂, He₂⁺, dan He₂, menggunakan diagram tingkat energi yang ditunjukkan pada Gambar 10.25. Orbital 𝛔1s dan 𝛔*1s dapat menampung maksimum empat elektron. Jumlah total elektron meningkat dari satu untuk H₂⁺ menjadi empat untuk He₂. Prinsip eksklusi Pauli menetapkan bahwa setiap orbital molekul dapat menampung maksimum dua elektron dengan putaran berlawanan. Kita hanya memperhatikan konfigurasi elektron keadaan dasar dalam kasus ini.

Gambar 10.25 Level energi orbital molekul ikatan dan anti ikatan dalam H₂⁺, H₂, He₂⁺, dan He₂. Pada semua spesi ini, orbital molekul dibentuk oleh interaksi dua orbital 1s.

Untuk mengevaluasi kestabilan spesi ini kita menentukan orde ikatannya, didefinisikan sebagai

orde ikatan = ½(jumlah elektron dalam MO ikatan - jumlah elektron dalam MO anti ikatan)

Orde ikatan menunjukkan perkiraan kekuatan suatu ikatan. Misalnya, jika ada dua elektron dalam orbital molekul ikatan dan tidak ada dalam orbital molekul anti ikatan, orde ikatan adalah satu, yang berarti bahwa ada satu ikatan kovalen dan bahwa molekulnya stabil. Perhatikan bahwa orde ikatan dapat berupa pecahan, tetapi orde ikatan nol (atau nilai negatif) berarti ikatan tidak memiliki stabilitas dan molekul seperti itu tidak dapat eksis. Orde ikatan hanya dapat digunakan secara kualitatif untuk tujuan perbandingan. Sebagai contoh, orbital molekul ikatan sigma dengan dua elektron dan orbital molekul iaktan pi dengan dua elektron masing-masing akan memiliki orde ikatan satu. Namun, kedua ikatan ini harus berbeda dalam kekuatan ikatan (dan panjang ikatan) karena perbedaan tingkat tumpang tindih orbital atom.

Kita siap sekarang untuk membuat prediksi tentang stabilitas H₂⁺, H₂, He₂⁺, dan He₂ (lihat Gambar 10.25). Ion molekul H₂⁺ hanya memiliki satu elektron di orbital 𝛔1s. Karena ikatan kovalen terdiri dari dua elektron dalam orbital molekul ikatan, H₂⁺ hanya memiliki setengah dari satu ikatan, atau orde ikatan ½. Jadi, kita memperkirakan bahwa molekul H₂⁺ mungkin spesi yang stabil. Konfigurasi elektron H₂⁺ ditulis sebagai (𝛔1s)¹.

Molekul H₂ memiliki dua elektron, keduanya dalam orbital 𝛔1s. Menurut skema, dua elektron sama dengan satu ikatan penuh; oleh karena itu, molekul H₂ memiliki orde ikatan satu, atau satu ikatan kovalen penuh. Konfigurasi elektron H₂ adalah (𝛔1s)².

Adapun ion molekul He₂⁺, kita menempatkan dua elektron pertama di orbital 𝛔1s dan elektron ketiga di orbital 𝛔*1s. Karena orbital molekul anti ikatan mengalami destabilisasi, kita harapkan He₂⁺ menjadi kurang stabil daripada H₂. Secara kasar, ketidakstabilan yang dihasilkan dari elektron dalam orbital 𝛔*1s diseimbangkan oleh salah satu elektron 𝛔1s. Orde ikatan adalah ½(2-1) = ½ dan stabilitas keseluruhan He₂⁺ mirip dengan molekul He₂⁺. Konfigurasi elektron He₂⁺ adalah (𝛔1s)² (𝛔*1s)¹.

Dalam He₂ akan ada dua elektron dalam orbital 𝛔1s dan dua elektron dalam orbital 𝛔*1s, sehingga molekul akan memiliki orde ikatan nol dan tidak ada stabilitas bersih. Konfigurasi elektron He₂ adalah (𝛔1s)² (𝛔*1s)².

Untuk meringkas, kita dapat mengatur contoh dalam rangka penurunan stabilitas:

H₂ > H₂⁺,  He₂⁺ > He₂

Kita tahu bahwa molekul hidrogen adalah spesi yang stabil. Metode orbital molekul sederhana kita memprediksi bahwa H₂⁺ dan He₂⁺ juga memiliki stabilitas, karena keduanya memiliki orde ikatan ½. Memang, keberadaan mereka telah dikacaukan oleh eksperimen. Ternyata H₂⁺ agak lebih stabil daripada He₂⁺, karena hanya ada satu elektron dalam ion molekul hidrogen dan karenanya tidak memiliki tolakan elektron-elektron. Selain itu, H₂⁺ juga memiliki tolakan inti lebih sedikit daripada He₂⁺. Prediksi kita tentang He₂ adalah bahwa ia tidak akan memiliki stabilitas, tetapi pada tahun 1993 gas He₂ ditemukan ada. "Molekul" yang sangat tidak stabil dan hanya memiliki keberadaan sementara dalam kondisi yang dibuat khusus.

Ulasan Konsep

Perkirakan entalpi ikatan (kJ/mol) dari ion H₂⁺.

Molekul Diatomik Homonuklir dari Unsur Periode Kedua

Kita sekarang siap untuk mempelajari konfigurasi elektron keadaan dasar dari molekul yang mengandung unsur periode kedua. Kita hanya akan memperhatikan kasus paling sederhana, yaitu molekul diatomik homonuklir, atau molekul diatomik yang mengandung atom dari unsur yang sama.

Gambar 10.26 menunjukkan diagram tingkat energi orbital molekul untuk anggota pertama periode kedua yaitu Li₂. Orbital molekul ini dibentuk oleh tumpang tindih orbital 1s dan 2s. Kita akan menggunakan diagram ini untuk membangun semua molekul diatomik, seperti yang akan kita lihat berikut ini.

Gambar 10.26 Diagram tingkat energi orbital molekul untuk molekul Li₂. Enam elektron dalam Li₂ (konfigurasi elektron Li 1s²2s¹) berada dalam orbital 𝛔₁s, 𝛔*₁s, dan 𝛔₂s. Karena ada dua elektron masing-masing dalam 𝛔₁s dan 𝛔*₁s (seperti pada He₂), tidak ada ikatan bersih atau efek anti ikatan. Oleh karena itu, ikatan kovalen tunggal dalam Li₂ dibentuk oleh dua elektron dalam ikatan orbital molekul 𝛔₂s. Perhatikan bahwa meskipun orbital anti ikatan (𝛔*₁s) memiliki energi lebih tinggi dan dengan demikian kurang stabil daripada orbital ikatan (𝛔₁s), orbital anti ikatan ini memiliki energi lebih sedikit dan stabilitas lebih besar daripada orbital ikatan 𝛔₂s.

Situasi lebih kompleks ketika ikatan juga melibatkan orbital p. Dua orbital p dapat membentuk ikatan sigma atau ikatan pi. Karena ada tiga orbital p untuk setiap atom unsur periode kedua, kita tahu bahwa satu orbital sigma dan dua orbital pi akan dihasilkan dari interaksi konstruktif. Orbital molekul sigma dibentuk oleh tumpang tindih orbital 2px di sepanjang sumbu internuklir, yaitu sumbu x. Orbital 2py dan 2pz tegak lurus terhadap sumbu x, dan mereka akan tumpang tindih ke samping untuk menghasilkan dua orbital molekul pi. Orbital molekul disebut orbital 𝛔₂px, 𝝿₂py, dan 𝝿₂pz, di mana subskrip menunjukkan orbital atom mana yang mengambil bagian dalam pembentukan orbital molekul. Seperti yang ditunjukkan pada Gambar 10.24, tumpang tindih dua orbital p biasanya lebih besar dalam orbital molekul s daripada orbital molekul p, jadi kita berharap yang pertama lebih rendah dalam energi. Namun, energi orbital molekul sebenarnya meningkat sebagai berikut:

Inversi orbital 𝛔₂px dan orbital 𝝿₂py dan 𝝿₂pz disebabkan oleh interaksi antara orbital 2s pada satu atom dengan orbital 2p pada atom lainnya. Dalam terminologi MO, kita mengatakan ada pencampuran antara orbital ini. Kondisi untuk pencampuran adalah bahwa orbital 2s dan 2p harus dekat energinya. Kondisi ini dipenuhi untuk molekul yang lebih ringan B₂, C₂, dan N₂ dengan hasil bahwa orbital 𝛔₂px dinaikkan dalam energi relatif terhadap orbital 𝝿₂py dan 𝝿₂pz seperti yang telah ditunjukkan. Pencampuran kurang jelas untuk O₂ dan F₂ sehingga orbital 𝛔₂px terletak lebih rendah dalam energi daripada orbital 𝝿₂py dan 𝝿₂pz dalam molekul-molekul ini.

Dengan konsep-konsep ini dan Gambar 10.27, yang menunjukkan urutan peningkatan energi untuk orbital molekul 2p, kita dapat menulis konfigurasi elektron dan memprediksi sifat magnetik dan orde ikatan molekul diatomik homonuklir periode kedua. Kita akan mempertimbangkan beberapa contoh.

Molekul Lithium (Li₂)

Konfigurasi elektron Li adalah 1s²2s¹, jadi Li₂ memiliki total enam elektron. Menurut Gambar 10.26, elektron-elektron ini ditempatkan (masing-masing dua) dalam orbital molekul 𝛔₁s, 𝛔*₁s, dan 𝛔₂s. Elektron-elektron dari 𝛔₁s dan 𝛔*₁s tidak memberikan kontribusi bersih terhadap ikatan pada Li₂. Dengan demikian, konfigurasi elektron orbital molekul dalam Li₂ adalah (𝛔₁s)² (𝛔*₁s)² (𝛔₂s)². Karena ada dua lebih banyak elektron dalam orbital molekul ikatan daripada orbital anti ikatan, orde ikatannya adalah 1 [lihat Persamaan (10.2)]. Kita menyimpulkan bahwa molekul Li₂ stabil, dan karena tidak memiliki spin elektron tidak berpasangan, ia harus diamagnetik. Memang, molekul Li₂ diamagnetik diketahui ada dalam fase uap.

Gambar 10.27 Diagram tingkat energi orbital molekul umum untuk molekul diatomik homonuklir periode kedua Li₂, Be₂, B₂, C₂, dan N₂. Untuk mempermudah, orbital 𝛔₁s dan 𝛔₂s telah dihilangkan. Perhatikan bahwa dalam molekul-molekul ini, orbital 𝛔₂px memiliki energi lebih tinggi daripada orbital ℼ₂py atau ℼ₂pz. Ini berarti bahwa elektron dalam orbital 𝛔₂px kurang stabil daripada yang ada di ℼ₂py dan ℼ₂pz. Abberasi ini berasal dari interaksi yang berbeda antara elektron dalam orbital 𝛔₂px, di satu sisi, dan orbital ℼ₂py dan ℼ₂pz, di sisi lain, dengan elektron pada orbital 𝛔s energi yang lebih rendah. Untuk O₂ dan F₂, orbital 𝛔₂px lebih rendah energinya daripada ℼ₂py dan ℼ₂pz.

Molekul Karbon (C₂) 

Atom karbon memiliki konfigurasi elektron 1s²2s²2p²; dengan demikian, ada 12 elektron dalam molekul C₂. Mengacu pada Gambar 10.26 dan 10.27, kita menempatkan empat elektron terakhir dalam orbital 𝝿₂py dan 𝝿₂pz. Oleh karena itu, C₂ memiliki konfigurasi elektron

Orde ikatannya adalah 2, dan molekulnya tidak memiliki elektron yang tidak berpasangan. Sekali lagi, molekul C₂ diamagnetik telah terdeteksi dalam kondisi uap. Perhatikan bahwa ikatan rangkap dalam C₂ keduanya ikatan pi karena empat elektron dalam dua orbital molekul pi. Dalam kebanyakan molekul lain, ikatan rangkap terdiri dari ikatan sigma dan ikatan pi.

Molekul Oksigen (O₂) 

Konfigurasi elektron keadaan dasar dari O adalah 1s²2s²2p⁴; dengan demikian, ada 16 elektron dalam O₂. Dengan menggunakan urutan peningkatan energi orbital molekul yang dibahas di atas, kita menulis konfigurasi elektron keadaan dasar dari O₂ sebagai berikut

Menurut aturan Hund, dua elektron terakhir memasuki orbital 𝝿*₂py dan 𝝿*₂pz dengan putaran paralel. Mengabaikan orbital 𝛔₁s dan 𝛔₂s (karena efek bersih pada ikatan adalah nol), kita menghitung orde ikatan O₂ menggunakan Persamaan (10.2):

orde ikatan = ½(6-2) = 2

Oleh karena itu, molekul O₂ memiliki orde ikatan 2 dan oksigen bersifat paramagnetik, sebuah prediksi yang sesuai dengan pengamatan eksperimen.

Tabel 10.5 merangkum sifat umum dari molekul diatomik stabil periode kedua.

Tabel 10.5 Sifat-sifat Molekul Diatomik Homonuklir dari Unsur Periode Kedua *

Contoh 10.6 menunjukkan bagaimana teori MO dapat membantu memprediksi sifat molekul dari ion.

Contoh 10.6

Ion N₂⁺ dapat dibuat dengan membombardir molekul N₂ dengan elektron yang bergerak cepat. Prediksi sifat-sifat N₂⁺ berikut: (a) konfigurasi elektron, (b) orde ikatan, (c) sifat magnetik, dan (d) panjang ikatan relatif terhadap panjang ikatan N₂ (apakah lebih panjang atau lebih pendek?).

Strategi

Dari Tabel 10.5 kita dapat menyimpulkan sifat-sifat ion yang dihasilkan dari molekul homonuklir. Bagaimana kestabilan molekul tergantung pada jumlah elektron dalam orbital molekul ikatan dan anti ikatan? Dari orbital molekul apakah sebuah elektron dilepas untuk membentuk ion N₂⁺ dari N₂? Sifat apa yang menentukan apakah suatu spesi diamagnetik atau paramagnetik?

Penyelesaian

Dari Tabel 10.5 kita dapat menyimpulkan sifat-sifat ion yang dihasilkan dari molekul diatomik homonuklir.

(a) Karena N₂⁺ memiliki satu elektron lebih sedikit dari N₂, konfigurasi elektronnya adalah

(b) Orde ikatan N₂⁺ ditemukan dengan menggunakan Persamaan (10.2):

orde ikatan = ½(9-4) = 2,5

(c) N₂⁺ memiliki satu elektron tidak berpasangan, sehingga bersifat paramagnetik.

(d) Karena elektron dalam orbital molekul ikatan bertanggung jawab untuk menyatukan atom, N₂⁺ harus memiliki ikatan yang lebih lemah dan, oleh karena itu, lebih panjang dari pada N₂. (Faktanya, panjang ikatan N₂⁺ adalah 112 pm, dibandingkan dengan N₂ adalah 110 pm)

Periksa

Karena sebuah elektron dikeluarkan dari orbital molekul ikatan, kita memperkirakan orde ikatan N₂⁺ menurun. Ion N₂⁺ memiliki jumlah elektron ganjil (13), sehingga harus paramagnetik.

Latihan

Manakah dari spesi berikut ini yang memiliki panjang ikatan lebih panjang: F₂ atau F₂⁻?

10.6 Teori Orbital Molekul

Teori ikatan valensi adalah salah satu dari dua pendekatan mekanika kuantum yang menjelaskan ikatan dalam molekul. Teori ini menjelaskan, setidaknya secara kualitatif, untuk stabilitas ikatan kovalen dalam hal orbital atom yang tumpang tindih. Menggunakan konsep hibridisasi, teori ikatan valensi dapat menjelaskan geometri molekul yang diprediksi oleh model VSEPR. Namun, asumsi bahwa elektron dalam molekul menempati orbital atom dari masing-masing atom hanya dapat menjadi perkiraan, karena setiap elektron ikatan dalam molekul harus dalam orbital yang merupakan karakteristik dari molekul secara keseluruhan.

Dalam beberapa kasus, teori ikatan valensi tidak dapat menjelaskan secara memuaskan sifat-sifat molekul yang diamati. Perhatikan molekul oksigen, yang struktur Lewis-nya

Menurut uraian ini, semua elektron dalam O₂ berpasangan dan oksigen karenanya harus diamagnetik. Tetapi percobaan menunjukkan bahwa molekul oksigen memiliki dua elektron yang tidak berpasangan (Gambar 10.21). Temuan ini menunjukkan kekurangan mendasar dalam teori ikatan valensi, yang membenarkan mencari pendekatan ikatan alternatif yang menjelaskan sifat-sifat O₂ dan molekul lain yang tidak cocok dengan prediksi teori ikatan valensi.

Sifat magnetik dan lainnya dari molekul kadang-kadang lebih baik dijelaskan oleh pendekatan mekanika kuantum lainnya yang disebut teori orbital molekul (MO). Teori orbital molekul menggambarkan ikatan kovalen dalam hal orbital molekul, yang dihasilkan dari interaksi orbital atom dari atom ikatan dan terkait dengan seluruh molekul. Perbedaan antara orbital molekul dan orbital atom adalah bahwa orbital atom dikaitkan dengan hanya satu atom.

Gambar 10.21 Oksigen cair terperangkap di antara kutub magnet, karena molekul O₂ bersifat paramagnetik, memiliki dua putaran paralel.


Ulasan Konsep

Salah satu cara untuk menjelaskan fakta bahwa molekul O₂ mengandung dua elektron yang tidak berpasangan adalah dengan menggambar struktur Lewis seperti berikut:

Sarankan dua alasan mengapa struktur ini tidak memuaskan.

Orbital Molekul Ikatan dan Anti ikatan

Menurut teori MO, tumpang tindih orbital 1s dari dua atom hidrogen mengarah pada pembentukan dua orbital molekul: satu orbital molekul ikatan dan satu orbital molekul anti ikatan. Orbital molekul ikatan memiliki energi yang lebih rendah dan stabilitas yang lebih besar daripada orbital atom tempat terbentuknya. Orbital molekul anti ikatan memiliki energi lebih tinggi dan stabilitas lebih rendah daripada orbital atom tempat terbentuknya. Seperti yang ditunjukkan oleh namanya "ikatan" dan "anti ikatan", menempatkan elektron dalam orbital molekul ikatan menghasilkan ikatan kovalen yang stabil, sedangkan menempatkan elektron dalam orbital molekul anti ikatan menghasilkan ikatan yang tidak stabil.

Dalam orbital molekul ikatan, densitas elektron paling besar di antara inti atom ikatan. Di orbital molekul anti ikatan, di sisi lain, kerapatan elektron menurun menjadi nol di antara inti. Kita dapat memahami perbedaan ini jika kita ingat bahwa elektron dalam orbital memiliki sifat gelombang. Sifat unik untuk gelombang memungkinkan gelombang dari jenis yang sama untuk berinteraksi sedemikian rupa sehingga gelombang yang dihasilkan memiliki amplitudo yang ditingkatkan atau amplitudo yang berkurang. Dalam kasus sebelumnya, kita menyebutnya interaksi interferensi konstruktif; dalam kasus terakhir, ini adalah interferensi destruktif (Gambar 10.22).

Gambar 10.22 Interferensi konstruktif (a) dan interferensi destruktif (b) dari dua gelombang dengan panjang gelombang dan amplitudo yang sama.

*Dua elektron dalam orbital molekul sigma dipasangkan. Prinsip ekslusi Pauli berlaku untuk molekul maupun atom.

Pembentukan orbital molekul ikatan berhubungan dengan interferensi konstruktif (peningkatan amplitudo analog dengan penumpukan kerapatan elektron antara dua inti). Pembentukan orbital molekul anti ikatan berhubungan dengan interferensi destruktif (penurunan amplitudo analog dengan penurunan kepadatan elektron antara dua inti). Interaksi yang konstruktif dan destruktif antara dua orbital 1s dalam molekul H₂ kemudian, mengarah pada pembentukan molekul orbital ikatan sigma 𝛔1s dan molekul orbital anti ikatan sigma 𝛔*1s:

di mana bintang menunjukkan orbital molekul anti ikatan.

Gambar 10.23 menunjukkan diagram tingkat energi orbital molekul — yaitu, tingkat energi relatif orbital yang dihasilkan dalam pembentukan molekul H₂ — dan interferensi konstruktif dan destruktif antara kedua orbital 1s. Perhatikan bahwa dalam orbital molekul anti ikatan ada bidang nodal antara inti yang menandakan nol densitas elektron. Inti ditangkal oleh muatan positif satu sama lain, daripada disatukan. Elektron dalam orbital molekul anti ikatan memiliki energi yang lebih tinggi (dan stabilitasnya lebih rendah) daripada pada atom yang terisolasi. Di sisi lain, elektron dalam orbital molekul ikatan memiliki energi lebih rendah (dan karenanya stabilitas lebih besar) daripada yang mereka miliki dalam atom yang terisolasi.

Gambar 10.23 (a) Tingkat energi orbital molekul ikatan dan anti ikatan dalam molekul H₂. Perhatikan bahwa dua elektron dalam orbital 𝞂1s harus memiliki putaran berlawanan sesuai dengan prinsip eksklusi Pauli. Perlu diingat bahwa semakin tinggi energi orbital molekul, semakin tidak stabil elektron dalam orbital molekul itu. (b) Interferensi konstruktif dan destruktif antara dua orbital hidrogen 1s mengarah pada pembentukan ikatan dan orbital molekul anti ikatan. Dalam orbital molekul ikatan, ada penumpukan antara inti kerapatan elektron, yang bertindak sebagai "lem" bermuatan negatif untuk menyatukan inti bermuatan positif bersama-sama. Dalam orbital molekul anti ikatan, ada bidang nodal antara inti, di mana kerapatan elektron adalah nol.

Meskipun kita telah menggunakan molekul hidrogen untuk menggambarkan pembentukan orbital molekul, konsep ini juga berlaku untuk molekul lain. Dalam molekul H₂, kita hanya mempertimbangkan interaksi antara orbital 1s; dengan molekul yang lebih kompleks kita perlu mempertimbangkan orbital atom tambahan juga. Namun demikian, untuk semua orbital s, prosesnya sama dengan orbital 1s. Dengan demikian, interaksi antara dua orbital 2s atau 3s dapat dipahami dalam hal diagram tingkat energi orbital molekul dan pembentukan orbital molekul ikatan dan anti ikatan yang ditunjukkan pada Gambar 10.23.

Untuk orbital p, prosesnya lebih kompleks karena mereka dapat berinteraksi satu sama lain dalam dua cara berbeda. Sebagai contoh, dua orbital 2p dapat saling mendekati ujung ke ujung untuk menghasilkan ikatan sigma dan orbital molekul anti ikatan sigma, seperti yang ditunjukkan pada Gambar 10.24 (a). Atau, dua orbital p dapat tumpang tindih ke samping untuk menghasilkan orbital molekul ikatan dan orbital pi ikatan [Gambar 10.24 (b)].

Gambar 10.24 Dua kemungkinan interaksi antara dua orbital p ekivalen dan orbital molekul yang sesuai. (a) Ketika orbital p tumpang tindih ujung ke ujung, ikatan sigma dan bentuk orbital molekul anti ikatan sigma. (b) Ketika orbital p tumpang tindih sisi, ikatan pi dan bentuk orbital molekul anti ikatan pi. Biasanya, orbital molekul ikatan sigma lebih stabil daripada orbital molekul ikatan pi, karena interaksi dari sisi ke sisi menyebabkan tumpang tindih orbital p yang lebih kecil daripada interaksi ujung ke ujung. Kita berasumsi bahwa orbital 2px mengambil bagian dalam pembentukan orbital molekul sigma. Orbital 2py dan 2pz dapat berinteraksi membentuk hanya orbital molekul p. Perilaku yang ditunjukkan pada (b) mewakili interaksi antara orbital 2py atau orbital 2pz. Dalam kedua kasus, garis putus-putus mewakili bidang nodal antara inti, di mana kerapatan elektron adalah nol.

Dalam orbital molekul pi (ikatan atau anti ikatan), kerapatan elektron terkonsentrasi di atas dan di bawah garis yang menghubungkan dua inti atom ikatan. Dua elektron dalam orbital molekul pi membentuk ikatan pi (lihat Bagian 10.5). Ikatan rangkap hampir selalu terdiri dari ikatan sigma dan ikatan pi; ikatan rangkap tiga selalu merupakan ikatan sigma ditambah dua ikatan pi.

10.5 Hibridisasi Ikatan Rangkap Dua dan Ikatan Rangkap Tiga

Konsep hibridisasi berguna baik untuk molekul dengan ikatan rangkap dua maupun rangkap tiga. Perhatikan molekul etilena (C₂H₄) sebagai contoh. Dalam Contoh 10.1 dapat dilihat bahwa C₂H₄ mengandung ikatan rangkap karbon-karbon dan memiliki bentuk geometri planar. Baik geometri dan ikatan dapat dipahami jika kita mengasumsikan bahwa setiap atom karbon dalam etilena merupakan hibridisasi sp². Gambar 10.14 menunjukkan diagram orbital dari proses hibridisasi ini. Kita berasumsi bahwa hanya orbital 2px dan 2py yang bergabung dengan orbital 2s, sedangkan orbital 2pz tidak berubah. Gambar 10.15 menunjukkan bahwa orbital 2pz tegak lurus terhadap bidang orbital hibrida. Sekarang bagaimana kita menjelaskan ikatan atom C? Seperti ditunjukkan pada Gambar 10.16 (a), setiap atom karbon menggunakan tiga orbital hibrida sp² membentuk dua ikatan dengan dua orbital hidrogen 1s dan satu ikatan dengan orbital hibrida sp² dari atom C yang berdekatan. Selain itu, dua orbital 2pz dari kedua atom C yang tidak terhibridisasi membentuk ikatan lain dengan tumpang tindih ke samping [Gambar 10.16 (b)].

Perbedaan dibuat antara dua jenis ikatan kovalen di C₂H₄. Tiga ikatan yang dibentuk oleh masing-masing atom C pada Gambar 10.16 (a) adalah semua ikatan sigma (𝛔), ikatan kovalen yang dibentuk oleh orbital yang tumpang tindih ujung ke ujung, dengan kerapatan elektron yang terkonsentrasi di antara inti atom yang berikatan. Tipe kedua disebut ikatan pi (ikatan 𝛑), yang didefinisikan sebagai ikatan kovalen yang dibentuk oleh orbital yang tumpang tindih dengan kerapatan elektron yang terkonsentrasi di atas dan di bawah bidang inti atom-atom yang berikatan. Kedua atom C membentuk ikatan pi seperti yang ditunjukkan pada Gambar 10.16 (b). Pembentukan ikatan pi inilah yang memberikan geometri planar pada senyawa etilena. Gambar 10.16 (c) menunjukkan orientasi ikatan sigma dan pi. Gambar 10.17 adalah cara lain untuk melihat molekul planar C₂H₄ dan pembentukan ikatan pi. Meskipun biasanya digambarkan bahwa ikatan rangkap karbon-karbon sebagai C=C (seperti dalam struktur Lewis), penting untuk diingat bahwa kedua ikatan tersebut adalah jenis yang berbeda: Satu ikatan sigma dan yang lainnya adalah ikatan pi. Bahkan, entalpi ikatan pi dan ikatan sigma karbon-karbon, masing-masing adalah sekitar 270 kJ/mol dan 350 kJ/mol.

Gambar 10.14 Hibridisasi sp² atom karbon. Orbital 2s terhibridisasi dengan hanya dua orbital 2p membentuk tiga orbital hibrida sp² yang setara. Proses ini meninggalkan elektron dalam orbital yang tidak berubah, diasumsika orbital 2pz.

Gambar 10.15 Setiap atom karbon dalam molekul C₂H₄ memiliki tiga orbital hibrida sp² (hijau) dan satu orbital 2pz (abu-abu) yang tidak dihibridisasi, yang tegak lurus terhadap bidang orbital hibrida.

Gambar 10.16 Ikatan dalam etilena (C₂H₄) (a) Tampak atas menunjukkan ikatan sigma antara atom karbon dan antara atom karbon dan hidrogen. Semua atom terletak pada bidang yang sama, menjadikan C₂H₄ sebagai molekul planar. (b) Tampak samping menunjukkan bagaimana dua orbital 2pz pada dua atom karbon tumpang tindih, mengarah pada pembentukan ikatan pi. Garis-garis padat, putus-putus, dan terjepit menunjukkan arah ikatan sigma. (c) Interaksi dalam (a) dan (b) mengarah pada pembentukan ikatan sigma dan ikatan pi dalam etilena. Perhatikan bahwa ikatan pi terletak di atas dan di bawah bidang molekul.

Gambar 10.17 (a) Pandangan lain tentang ikatan pi dalam molekul C₂H₄. Perhatikan bahwa keenam atom berada di bidang yang sama. Ini adalah tumpang tindih orbital 2pz yang menyebabkan molekul dianggap struktur planar. (b) peta potensial elektrostatik C₂H₄.

Molekul asetilena (C₂H₄) mengandung ikatan rangkap karbon-karbon. Karena bentuk molekulnya linier, dapat dijelaskan geometri dan ikatannya dengan mengasumsikan bahwa setiap atom C merupakan hibridisasi sp dengan mencampurkan orbital 2s dengan orbital 2px (Gambar 10.18). Seperti yang ditunjukkan Gambar 10.19, dua orbital hibrida sp dari setiap atom C membentuk satu ikatan sigma dengan orbital 1s hidrogen dan ikatan sigma lainnya dengan atom C lainnya. Selain itu, dua ikatan pi dibentuk oleh orbital 2py dan orbital 2pz yang saling tumpang tindih. Dengan demikian, ikatan rangkap tiga C≡C terdiri dari satu ikatan sigma dan dua ikatan pi.

Gambar 10.18 Hibridisasi sp dari atom karbon. Orbital 2s dicampur dengan hanya satu orbital 2p untuk membentuk dua orbital hibrida sp. Proses ini menyisakan satu elektron di masing-masing dari dua orbital 2p yang tidak terhibridisasi, yaitu orbital 2py dan 2pz.

Aturan berikut membantu kita memprediksi hibridisasi dalam molekul yang mengandung banyak ikatan: Jika atom pusat membentuk ikatan rangkap, atom itu adalah hibridisasi sp²; jika atom itu membentuk dua ikatan rangkap dua atau satu ikatan rangkap tiga, maka itu adalah hibridisasi sp. Perhatikan bahwa aturan ini hanya berlaku untuk atom unsur periode kedua. Atom-atom dari unsur-unsur periode ketiga dan seterusnya membentuk banyak ikatan menghadirkan gambaran yang lebih rumit, dan hal itu tidak akan dibahas di sini.

Gambar 10.19 Ikatan dalam asetilena (C₂H₄). (a) Tampilan atas menunjukkan tumpang tindih orbital sp antara atom C dan tumpang tindih orbital sp dengan orbital 1s antara atom C dan H. Semua atom terletak di sepanjang garis lurus; oleh karena itu, asetilena adalah molekul linear. (b) Tampilan samping menunjukkan tumpang tindih dari dua orbital 2py dan dua orbital 2pz dari dua atom karbon, yang mengarah pada pembentukan dua ikatan pi. (c) Pembentukan ikatan sigma dan ikatan pi sebagai hasil dari interaksi dalam (a) dan (b). (d) Peta potensial elektrostatik C₂H₄.

Contoh 10.5
Jelaskan ikatan dalam molekul formaldehid yang struktur Lewis-nya

Asumsikan bahwa atom O merupakan hibridisasi sp².

Strategi
Ikuti prosedur yang ditunjukkan pada Contoh 10.3.

Penyelesaian

Ada tiga pasang elektron di sekitar atom C; oleh karena itu, pengaturan pasangan elektron adalah trigonal planar. (Ingat bahwa ikatan rangkap diperlakukan sebagai ikatan tunggal dalam model VSEPR.) Kita menyimpulkan bahwa C menggunakan orbital hibrida sp² dalam ikatan, karena orbital hibrida sp² memiliki susunan trigonal planar (lihat Tabel 10.4). Dapat dibayangkan proses hibridisasi untuk C dan O sebagai berikut:

Karbon memiliki satu elektron di masing-masing dari tiga orbital sp², yang digunakan untuk membentuk ikatan sigma dengan atom H dan atom O. Ada juga elektron dalam orbital 2pz, yang membentuk ikatan pi dengan oksigen. Oksigen memiliki dua elektron dalam dua orbital hibrida sp²-nya. Pasangan ini adalah pasangan elektron bebas. Orbital hibrida sp² yang ketiga dengan satu elektron akan digunakan untuk membentuk ikatan sigma dengan karbon. Orbital 2pz O (dengan satu elektron) tumpang tindih dengan orbital 2pz C membentuk ikatan pi (Gambar 10.20).

Gambar 10.20 Ikatan pada molekul formaldehid. Ikatan sigma terbentuk oleh tumpang tindih orbital hibrida sp² karbon dan orbital hibrida sp² oksigen; ikatan pi dibentuk oleh tumpang tindih orbital 2pz dari atom karbon dan oksigen. Dua pasangan elektron bebas oksigen ditempatkan di dua orbital sp² oksigen lainnya.

Latihan

Jelaskan ikatan dalam molekul hidrogen sianida (HCN). Asumsikan N merupakan hibridisasi sp.

Ulasan Konsep

Manakah dari pasangan orbital atom berikut pada inti berdekatan yang dapat tumpang tindih membentuk ikatan sigma? ikatan pi? Yang tidak bisa tumpang tindih (tidak ada ikatan)? Pertimbangkan sumbu x sebagai sumbu antarinti. (a) 1s dan 2s, (b) 1s dan 2px, (c) 2py dan 2py, (d) 3py dan 3pz, (e) 2px dan 3px.

10.4 Hibridisasi Orbital Atom

Konsep tumpang tindih orbital atom juga harus berlaku untuk molekul poliatomik. Namun, skema ikatan yang memuaskan harus memperhitungkan geometri molekul. Kita akan membahas tiga contoh perlakuan VB dari ikatan dalam molekul poliatomik.

Hibridisasi  sp³

Perhatikan molekul CH₄. Jika kita berfokus hanya pada elektron valensi, maka dapat direpresentasikan diagram orbital C sebagai berikut

Karena atom karbon memiliki dua elektron yang tidak berpasangan (satu di masing-masing dari dua orbital 2p), ia hanya dapat membentuk dua ikatan dengan hidrogen pada keadaan dasarnya. Meskipun spesi CH₂ diketahui, sangat tidak stabil. Untuk menjelaskan empat ikatan C-H dalam metana, kita dapat mencoba mempromosikan (yaitu, dengan energi eksitasi) elektron dari orbital 2s ke orbital 2p:

Sekarang ada empat elektron tidak berpasangan pada C yang dapat membentuk empat ikatan C-H. Namun, geometri itu salah, karena tiga dari sudut ikatan HCH harus 90° (ingat bahwa tiga orbital 2p pada karbon saling tegak lurus), namun semua sudut HCH adalah 109,5 °.

Untuk menjelaskan ikatan dalam metana, teori VB menggunakan hipotesis orbital hibrida, yang merupakan orbital atom yang diperoleh ketika dua orbital nonekivalen dari atom yang sama bergabung dalam persiapan pembentukan ikatan kovalen. Hibridisasi adalah istilah yang diterapkan pada pencampuran orbital atom dalam atom (biasanya atom pusat) untuk menghasilkan seperangkat orbital hibrida. Kita dapat menghasilkan empat orbital hibrida ekivalen untuk karbon dengan mencampurkan orbital 2s dan tiga orbital 2p:

Karena empat orbital baru terbentuk dari satu orbital s  dan tiga orbital p, keempat orbital disebut orbital hibrida sp³. Gambar 10.7 menunjukkan bentuk dan orientasi orbital sp³. Keempat orbital hibrida diarahkan ke empat sudut tetrahedral biasa. Gambar 10.8 menunjukkan pembentukan empat ikatan kovalen antara orbital hibrida karbon sp³ dan orbital hidrogen 1s di CH₄. Jadi CH₄ memiliki bentuk tetrahedral, dan semua sudut HCH adalah 109,5°. Perhatikan bahwa meskipun energi diperlukan untuk menghasilkan hibridisasi, input ini lebih dari dikompensasi oleh energi yang dilepaskan pada pembentukan ikatan C-H. (Ingatlah bahwa pembentukan ikatan adalah proses eksotermik.)

Analogi berikut berguna untuk memahami hibridisasi. Misalkan kita memiliki gelas kimia larutan merah dan tiga gelas larutan biru dan volumenya masing-masing adalah 50 mL. Larutan merah sesuai dengan satu orbital 2s, larutan biru mewakili tiga orbital 2p, dan empat volume yang sama melambangkan empat orbital yang terpisah. Dengan mencampur larutan, kita memperoleh 200 mL larutan ungu, yang dapat dibagi menjadi empat bagian 50 mL (yaitu, proses hibridisasi menghasilkan empat orbital sp³). Sama seperti warna ungu terdiri dari komponen merah dan biru larutannya, orbital hibrida sp³ memiliki karakteristik orbital s dan p.

Gambar 10.7 Pembentukan empat orbital hibrida sp³ dari satu orbital 2s dan tiga 2p. Orbital sp³ menunjuk ke sudut tetrahedral.

Gambar 10.8 Pembentukan empat ikatan antara orbital hibrida karbon sp³ dan orbital 1s hidrogen di CH₄. Lobus yang lebih kecil tidak ditampilkan.

Gambar 10.9 Atom N terhibridisasi  sp³ di NH₃. Tiga orbital hibrida sp³ membentuk ikatan dengan atom H. Yang keempat ditempati oleh pasangan elektron bebas nitrogen.

Contoh lain dari hibridisasi sp³ adalah amonia (NH₃). Tabel 10.1 menunjukkan bahwa susunan empat pasangan elektron adalah tetrahedral, sehingga ikatan pada NH₃ dapat dijelaskan dengan mengasumsikan bahwa N, seperti C dalam CH₄, adalah hibridisasi sp³. Konfigurasi elektron keadaan dasar N adalah 1s²2s²2p³, sehingga diagram orbital untuk atom N hibridisasi sp³ adalah

Tiga dari empat orbital hibrida membentuk ikatan N-H kovalen, dan orbital hibrida keempat mengakomodasi pasangan elektron bebas pada nitrogen (Gambar 10.9). Tolakan antara pasangan elektron bebas dan pasangan elektron dalam orbital ikatan mengurangi sudut ikatan HNH dari 109,5 ° menjadi 107,3 °.

Penting untuk memahami hubungan antara hibridisasi dan model VSEPR. Kita menggunakan hibridisasi untuk menggambarkan skema ikatan hanya ketika pengaturan pasangan elektron telah diprediksi menggunakan VSEPR. Jika model VSEPR memprediksi susunan pasangan elektron tetrahedral, maka kita mengasumsikan bahwa satu orbital s dan tiga orbital p di hibridisasi untuk membentuk empat orbital hibrida sp³. Berikut ini adalah contoh jenis hibridisasi lainnya.

Gambar 10.10 Pembentukan orbital hibrida sp.

Hibridisasi sp

Molekul berilium klorida (BeCl₂) diperkirakan linear dengan VSEPR. Diagram orbital untuk elektron valensi di Be adalah

Kita tahu bahwa dalam keadaan dasar Be tidak membentuk ikatan kovalen dengan Cl karena elektronnya dipasangkan dalam orbital 2s. Jadi kita beralih ke hibridisasi untuk penjelasan tentang perilaku ikatan Be. Pertama, kita mempromosikan elektron 2s ke orbital 2p, menghasilkan

Sekarang ada dua orbital Be yang tersedia untuk pengikatan, 2s dan 2p. Namun, jika dua atom Cl bergabung dengan Be dalam keadaan tereksitasi ini, satu atom Cl akan berbagi elektron 2s dan atom Cl lainnya akan berbagi elektron 2p, membuat dua ikatan BeCl yang tidak ekivalen. Skema ini bertentangan dengan bukti eksperimen. Dalam molekul BeCl₂ yang sebenarnya, dua ikatan BeCl identik dalam segala hal. Dengan demikian, orbital 2s dan 2p harus dicampur, atau dipadukan, untuk membentuk dua orbital hibrida sp yang setara:

Gambar 10.10 menunjukkan bentuk dan orientasi orbital sp. Kedua orbital hibrida ini terletak pada garis yang sama, sumbu x, sehingga sudut di antara keduanya adalah 180°. Setiap ikatan BeCl kemudian dibentuk oleh tumpang tindih orbital hibrida sp Be dan orbital 3p Cl, dan molekul BeCl₂ yang dihasilkan memiliki geometri linear (Gambar 10.11).

Gambar 10.11 Geometri linear BeCl₂ dapat dijelaskan dengan mengasumsikan bahwa Be adalah hibridisasi sp. Dua orbital hibrida sp tumpang tindih dengan dua orbital 3p klor membentuk dua ikatan kovalen.

Hibridisasi sp²

Selanjutnya kita akan mempelajari molekul BF₃ (boron trifluorida), yang diketahui memiliki geometri planar. Mempertimbangkan hanya elektron valensi, diagram orbital B adalah

Gambar 10.12 Pembentukan orbital hibrida sp².

Pertama, kita mempromosikan elektron 2s ke orbital 2p kosong:

Mencampur orbital 2s dengan dua orbital 2p menghasilkan tiga orbital hibrida sp²:

Ketiga orbital sp² ini terletak di bidang yang sama, dan sudut di antara keduanya adalah 120 ° (Gambar 10.12). Masing-masing ikatan BF dibentuk oleh tumpang tindih dari orbital hibrida sp² boron dan orbital 2p fluorin (Gambar 10.13). Molekul BF₃ adalah planar dengan semua sudut FBF sama dengan 120°. Hasil ini sesuai dengan temuan eksperimen dan juga untuk prediksi VSEPR.

Kita telah memperhatikan hubungan yang menarik antara hibridisasi dan aturan oktet. Terlepas dari jenis hibridisasi, atom yang dimulai dengan satu orbital s dan tiga orbital p masih memiliki empat orbital, cukup untuk menampung total delapan elektron dalam suatu senyawa. Untuk unsur-unsur dalam periode kedua tabel periodik, delapan adalah jumlah maksimum elektron yang dapat ditampung oleh atom dari unsur-unsur ini di kulit valensi. Ini adalah alasan bahwa aturan oktet biasanya dipatuhi oleh unsur periode kedua.

Situasinya berbeda untuk atom unsur periode ketiga. Jika kita hanya menggunakan orbital 3s dan 3p atom untuk membentuk orbital hibrida dalam suatu molekul, maka aturan oktet berlaku. Namun, dalam beberapa molekul atom yang sama dapat menggunakan satu atau lebih orbital 3d, selain orbital 3s dan 3p, untuk membentuk orbital hibrida. Dalam kasus ini, aturan oktet tidak berlaku. Kita akan segera melihat contoh partisipasi orbital 3d dalam hibridisasi.

Gambar 10.13 Orbital hibrida sp² boron tumpang tindih dengan orbital 2p fluorin. Molekul BF₃ adalah planar, dan semua sudut FBF adalah 120 °.

Untuk meringkas diskusi kita tentang hibridisasi, kita mencatatnya

• Konsep hibridisasi tidak diterapkan pada atom yang terisolasi. Ini adalah model teoritis yang hanya digunakan untuk menjelaskan ikatan kovalen.
• Hibridisasi adalah pencampuran setidaknya dua orbital atom yang tidak ekivalen, misalnya orbital s dan p. Oleh karena itu, orbital hibrida bukanlah orbital atom murni. Orbital hibrida dan orbital atom murni memiliki bentuk yang sangat berbeda.
• Jumlah orbital hibrida yang dihasilkan sama dengan jumlah orbital atom murni yang berpartisipasi dalam proses hibridisasi.
• Hibridisasi membutuhkan input energi; Namun, sistem lebih dari memulihkan energi ini selama pembentukan ikatan.
• Ikatan kovalen dalam molekul dan ion poliatomik dibentuk oleh tumpang tindih orbital hibrida, atau orbital hibrida dengan orbital yang tidak terhibridisasi. Oleh karena itu, skema ikatan hibridisasi masih dalam kerangka teori ikatan valensi; elektron dalam molekul diasumsikan menempati orbital hibrida dari masing-masing atom.

Tabel 10.4 merangkum hibridisasi sp, sp², dan sp³ (serta jenis lain yang akan kita bahas segera).

Prosedur untuk Hibridisasi Atom-Atom

Sebelum membahas hibridisasi orbital d, mari kita tentukan apa yang perlu kita ketahui untuk menerapkan hibridisasi pada ikatan dalam molekul poliatomik secara umum. Intinya, hibridisasi hanya memperluas teori Lewis dan model VSEPR. Untuk menetapkan keadaan hibridisasi yang sesuai dengan atom pusat dalam suatu molekul, kita harus memiliki beberapa gagasan tentang geometri molekul tersebut. Langkah-langkahnya adalah sebagai berikut:

1. Gambar struktur molekul Lewis.
2. Prediksi pengaturan keseluruhan pasangan elektron (baik pasangan ikatan dan pasangan bebas) menggunakan model VSEPR (lihat Tabel 10.1).
3. Buat hibridisasi atom pusat dengan mencocokkan pengaturan pasangan elektron dengan orbital hibrida yang ditunjukkan pada Tabel 10.4. 

Contoh 10.3 menggambarkan prosedur ini.

Contoh 10.3

Tentukan keadaan hibridisasi atom pusat (bergaris bawah) di masing-masing molekul berikut: (a) BeH₂, (b) AlI₃, dan (c) PF₃. Jelaskan proses hibridisasi dan tentukan geometri molekul dalam setiap kasus.

Strategi

Langkah-langkah untuk menentukan hibridisasi atom pusat dalam suatu molekul adalah:

Gambar struktur Lewis molekul → gunakan VSPER untuk menentukan pasangan elektron di sekitar atom pusat (Tabel 10.1) → Gunakan Tabel 10.4 untuk menentukan hibridisasi atom pusat

Penyelesaian

(a) Konfigurasi elektron keadaan dasar dari Be adalah 1s²2s² dan atom Be memiliki dua elektron valensi. Struktur Lewis dari BeH₂ adalah

H ₋ Be ₋ H

Ada dua pasangan ikatan di sekitar Be; oleh karena itu, pengaturan pasangan elektron bersifat linear. Kita menyimpulkan bahwa Be menggunakan orbital hibrida sp dalam ikatan dengan H, karena orbital sp memiliki susunan linear (lihat Tabel 10.4). Proses hibridisasi dapat dibayangkan sebagai berikut. Pertama, kita menggambar diagram orbital untuk keadaan dasar Be:

Dengan mempromosikan elektron 2s ke orbital 2p, kita mendapatkan status tereksitasi:

Orbital 2s dan 2p kemudian bercampur untuk membentuk dua orbital hibrida:

Dua ikatan Be-H dibentuk oleh tumpang tindih orbital sp Be dengan orbital 1s dari atom H. Jadi, BeH₂ adalah molekul linear.

(b) Konfigurasi elektron keadaan dasar dari Al adalah [Ne] 3s²3p¹. Karena itu, atom Al memiliki tiga elektron valensi. Struktur Lewis dari AlI₃ adalah 

Ada tiga pasang elektron di sekitar Al; oleh karena itu, pengaturan pasangan elektron adalah trigonal planar. Kita menyimpulkan bahwa Al menggunakan orbital hibrida sp² dalam ikatan dengan I karena orbital sp² memiliki susunan trigonal planar (lihat Tabel 10.4). Diagram orbital atom Al keadaan dasar adalah

Dengan mempromosikan elektron 3s ke dalam orbital 3p, kita memperoleh kondisi tereksitasi berikut:

Orbital 3s dan dua 3p kemudian dicampur untuk membentuk tiga orbital hibrida sp²:

Orbital hibrida sp² tumpang tindih dengan orbital 5p dari I untuk membentuk tiga ikatan Al-I kovalen. Kita memperkirakan bahwa molekul AlI₃ adalah trigonal planar dan semua sudut IAlI adalah 120º.

(c) Konfigurasi elektron keadaan dasar P adalah [Ne] 3s²3p³. Oleh karena itu, atom P memiliki lima elektron valensi. Struktur Lewis dari PF₃ adalah

Ada empat pasang elektron di sekitar P; oleh karena itu, pengaturan pasangan elektron adalah tetrahedral. Kita menyimpulkan bahwa P menggunakan orbital hibrida sp³ dalam ikatan dengan F, karena orbital sp³ memiliki pengaturan tetrahedral (lihat Tabel 10.4). Proses hibridisasi dapat dibayangkan terjadi sebagai berikut. Diagram orbital atom P keadaan dasar adalah

Dengan mencampur orbital 3s dan 3p, kita memperoleh empat orbital hibrida sp³.

Seperti dalam kasus NH₃, salah satu orbital hibrida sp³ digunakan untuk mengakomodasi pasangan elektron bebas atom P. Tiga orbital hibrida sp³ lainnya membentuk ikatan kovalen P-F dengan orbital 2p dari F. Kita memperkirakan geometri molekul menjadi trigonal berbentuk piramida; sudut FPF harus sedikit kurang dari 109,5º.

Latihan

Tentukan keadaan hibridisasi atom yang digarisbawahi dalam senyawa berikut: (a) SiBr₄ dan (b) BCl₃.

Hibridisasi Orbital  s, p, dan d

Kita telah melihat bahwa hibridisasi dengan jelas menjelaskan ikatan yang melibatkan orbital s dan p. Namun, untuk unsur pada periode ketiga dan seterusnya, kita tidak selalu dapat menjelaskan geometri molekul dengan mengasumsikan bahwa hanya orbital s dan p yang terhibridisasi. Untuk memahami pembentukan molekul dengan geometri trigonal bipiramida dan oktahedral, misalnya, kita harus memasukkan orbital d dalam konsep hibridisasi.

Perhatikan molekul SF₆ sebagai contoh. Dalam Bagian 10.1 kita mempelajari bahwa molekul ini memiliki geometri oktahedral, yang juga merupakan susunan enam pasangan elektron. Tabel 10.4 menunjukkan bahwa atom S adalah hibridisasi sp³d² dalam SF₆. Konfigurasi elektron keadaan dasar dari S adalah [Ne] 3s²3p⁴. Hanya berfokus pada elektron valensi, kita memiliki diagram orbital

Karena level 3d cukup dekat energinya dengan level 3s dan 3p, kita dapat mempromosikan elektron 3s dan 3p ke dua orbital 3d:

Mencampur orbital 3s, tiga 3p, dan dua 3d menghasilkan enam orbital hibrida sp³d²:

Keenam ikatan S-F dibentuk oleh tumpang tindih orbital hibrida dari atom S dengan orbital 2p dari atom F. Karena ada 12 elektron di sekitar atom S, aturan oktet dilanggar. Penggunaan orbital d selain orbital s dan p untuk membentuk oktet yang diperluas (lihat Bagian 9.9) adalah contoh ekspansi kulit valensi. Unsur periode kedua, tidak seperti unsur periode ketiga, tidak memiliki tingkat energi 2d, sehingga mereka tidak pernah dapat memperluas kulit valensinya. (Ingat bahwa ketika n = 2, l = 0 dan 1. Dengan demikian, kita hanya dapat memiliki orbital 2s dan 2p.) Karenanya atom unsur periode kedua tidak pernah dapat dikelilingi oleh lebih dari delapan elektron dalam salah satu senyawanya.

Contoh 10.4 berkaitan dengan ekspansi kulit valensi pada unsur periode ketiga.

Contoh 10.4

Jelaskan keadaan hibridisasi fosfor dalam fosfor pentabromida (PBr₅).

Strategi

Ikuti prosedur yang sama seperti ditunjukkan pada Contoh 10.3.

Penyelesaian

Konfigurasi elektron keadaan dasar P adalah [Ne] 3s²3p³. Oleh karena itu, atom P memiliki lima elektron valensi. Struktur Lewis dari PBr₅ adalah

Ada lima pasang elektron di sekitar P; oleh karena itu, pengaturan pasangan elektron adalah trigonal bipiramida. Kita menyimpulkan bahwa P menggunakan orbital hibrida sp³d dalam ikatan dengan Br, karena orbital hibrida sp³d memiliki susunan trigonal bipiramida (lihat Tabel 10.4). Proses hibridisasi dapat dibayangkan sebagai berikut. Diagram orbital atom P keadaan dasar adalah

Mempromosikan elektron 3s ke dalam orbital 3d menghasilkan keadaan tereksitasi berikut:

Mencampur satu orbital 3s, tiga 3p, dan satu 3d menghasilkan lima orbital hibrida sp³d:

Orbital hibrida ini tumpang tindih dengan orbital 4p Br untuk membentuk ikatan kovalen P-Br yang banyak. Karena tidak ada pasangan elektron bebas pada atom P, geometri PBr₅ adalah trigonal bipiramida.

Latihan

Jelaskan status hibridisasi Se di SeF₆.

Ulasan Konsep

Apakah hibridisasi Xe dalam XeF₄ (lihat Contoh 9.12)?