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)?

10.3 Teori Ikatan Valensi

Model VSEPR, sebagian besar didasarkan pada struktur Lewis, menyediakan metode yang relatif sederhana dan mudah untuk memprediksi geometri molekul. Tetapi seperti yang kita catat sebelumnya, teori ikatan kimia Lewis tidak menjelaskan dengan jelas mengapa ikatan kimia itu terjadi. Mengaitkan pembentukan ikatan kovalen dengan pasangan elektron adalah langkah ke arah yang benar, tetapi itu tidak cukup jauh menjelaskan. Misalnya, teori Lewis menggambarkan ikatan tunggal antara atom H dalam H₂ dan antara atom F dalam F₂ pada dasarnya dengan cara yang sama — sebagai pasangan dua elektron. Namun kedua molekul ini memiliki entalpi ikatan dan panjang ikatan yang sangat berbeda (436,4 kJ / mol dan 74 pm untuk H₂ dan 150,6 kJ / mol dan 142 pm untuk F₂). Fakta ni dan banyak fakta lainnya tidak dapat dijelaskan oleh teori Lewis. Untuk penjelasan yang lebih lengkap tentang pembentukan ikatan kimia kita mempelajari mekanika kuantum. Faktanya, studi mekanika kuantum tentang ikatan kimia juga menyediakan sarana untuk memahami geometri molekul.

Saat ini, dua teori mekanika kuantum digunakan untuk menggambarkan pembentukan ikatan kovalen dan struktur elektron molekul. Teori ikatan valensi (VB) mengasumsikan bahwa elektron dalam molekul menempati orbital atom masing-masing atom. Ini memungkinkan kita untuk mempertahankan gambar atom individu yang mengambil bagian dalam pembentukan ikatan. Teori kedua, disebut teori orbital molekul (MO), mengasumsikan pembentukan orbital molekul dari orbital atom. Tidak ada teori yang secara sempurna menjelaskan semua aspek ikatan, tetapi masing-masing telah menyumbangkan sesuatu pada pemahaman kita tentang banyak sifat molekul yang diamati.

Mari kita mulai diskusi kita tentang teori ikatan valensi dengan mempertimbangkan pembentukan molekul H₂ dari dua atom H. Teori Lewis menggambarkan ikatan H-H dalam hal pasangan dari dua elektron pada atom H. Dalam kerangka teori ikatan valensi, ikatan H-H kovalen dibentuk oleh tumpang tindih dua orbital 1s dalam atom H. Dengan tumpang tindih, yang saya maksudkan adalah bahwa kedua orbital tersebut memiliki wilayah yang sama di ruang kosong atom.

Apa yang terjadi pada dua atom H ketika keduanya bergerak ke arah satu sama lain dan membentuk ikatan? Awalnya, ketika kedua atom berjauhan, tidak ada interaksi. Kita mengatakan bahwa energi potensial dari sistem ini (yaitu, dua atom H) adalah nol. Ketika atom-atom saling mendekati, masing-masing elektron tertarik oleh inti atom lainnya; pada saat yang sama, elektron saling tolak, seperti halnya inti. Sementara atom masih terpisah, tarik-menarik lebih kuat daripada tolakan, sehingga energi potensial sistem berkurang (yaitu, menjadi negatif) ketika atom saling mendekati (Gambar 10.5). Kecenderungan ini berlanjut hingga energi potensial mencapai nilai minimum. Pada titik ini, ketika sistem memiliki energi potensial terendah, keadaan itu paling stabil. Kondisi ini sesuai dengan tumpang tindih orbital 1s dan pembentukan molekul H₂ yang stabil. Jika jarak antara inti semakin menurun, energi potensial akan naik secara tajam dan akhirnya menjadi positif sebagai akibat dari peningkatan tolakan elektron-elektron dan tolakan inti-inti. Sesuai dengan hukum konservasi energi, penurunan energi potensial sebagai hasil dari pembentukan H₂ harus disertai dengan pelepasan energi. Eksperimen menunjukkan bahwa ketika molekul H₂ terbentuk dari dua atom H, kalor dilepaskan. Kebalikannya juga benar. Untuk memutus ikatan H-H, energi harus disuplai ke molekul. Gambar 10.6 adalah cara lain untuk melihat pembentukan molekul H₂.

Gambar 10.5 Perubahan energi potensial dua atom H dengan jarak pemisahannya. Pada titik energi potensial minimum, molekul H₂ berada dalam kondisi paling stabil dan panjang ikatannya adalah 74 pm. Bola mewakili orbital 1s.

Gambar 10.6 Atas ke bawah: Ketika dua atom H saling mendekati, orbital 1s keduanya mulai berinteraksi dan masing-masing elektron mulai merasakan daya tarik proton lainnya. Secara bertahap, kepadatan elektron menumpuk di wilayah antara dua inti (warna merah). Akhirnya, molekul H₂ stabil terbentuk ketika jarak inti adalah 74 pm.

Dengan demikian, teori ikatan valensi memberikan gambaran yang lebih jelas tentang pembentukan ikatan kimia daripada teori Lewis. Teori ikatan valensi menyatakan bahwa molekul stabil terbentuk dari atom-atom yang bereaksi ketika energi potensial sistem berkurang hingga minimum; teori Lewis mengabaikan perubahan energi dalam pembentukan ikatan kimia.

Konsep orbital atom yang tumpang tindih berlaku sama baiknya untuk molekul diatomik selain H₂. Dengan demikian, molekul F₂ yang stabil terbentuk ketika orbital 2p (mengandung elektron yang tidak berpasangan) dalam dua atom F tumpang tindih untuk membentuk ikatan kovalen. Demikian pula, pembentukan molekul HF dapat dijelaskan dengan tumpang tindih orbital 1s dari atom H dengan orbital 2p dari atom F. Dalam setiap kasus, teori VB menjelaskan perubahan energi potensial karena jarak antara atom yang bereaksi berubah. Karena orbital yang terlibat tidak sama dalam semua kasus, kita dapat melihat mengapa ikatan entalpi dan panjang ikatan dalam H₂, F₂, dan HF mungkin berbeda. Seperti yang telah kita pelajari sebelumnya, teori Lewis memperlakukan semua ikatan kovalen dengan cara yang sama dan tidak memberikan penjelasan untuk perbedaan di antara ikatan kovalen.

Ulasan Konsep

Bandingkan teori Lewis dan teori ikatan valensi tentang ikatan kimia.

10.2 Momen Dipol

Dalam bagian bab 9.5 kita mempelajari bahwa hidrogen fluorida adalah senyawa kovalen dengan ikatan polar. Ada pergeseran kerapatan elektron dari H ke F karena atom F lebih elektronegatif daripada atom H (lihat Gambar 9.4). Pergeseran kerapatan elektron disimbolkan dengan menempatkan panah silang (⇸) di atas struktur Lewis untuk menunjukkan arah pergeseran. Sebagai contoh,

Pemisahan muatan konsekuen dapat direpresentasikan sebagai

di mana 𝝳 (delta) menunjukkan muatan parsial. Pemisahan muatan ini dapat dikonfigurasikan dalam bidang listrik (Gambar 10.3). Ketika medan dihidupkan, molekul HF mengarahkan ujung negatifnya ke arah pelat positif dan ujung positifnya ke arah pelat negatif. Penjajaran molekul ini dapat dideteksi secara eksperimen.

Ukuran kuantitatif polaritas ikatan adalah momen dipolnya (𝞵), yang merupakan produk dari muatan 𝚀 dan jarak 𝚛 antara muatan:

𝞵 = 𝚀 x 𝚛

Untuk menjaga netralitas listrik, muatan pada kedua ujung molekul diatomik yang netral secara listrik harus sama besar dan berlawanan dalam tanda. Namun, dalam Persamaan (10.1), 𝚀 hanya merujuk pada besarnya muatan dan bukan pada tandanya, jadi 𝞵 selalu positif. Momen dipol biasanya dinyatakan dalam satuan debye (D), dinamai untuk mengingat Peter Debye†. Faktor konversi adalah

1 D = 3,336 x 10⁻³⁰ C m

di mana C adalah Coulomb dan m adalah meter.

Gambar 10.3 Perilaku molekul polar (a) tanpa adanya medan listrik eksternal dan (b) ketika medan listrik dihidupkan. Molekul nonpolar tidak terpengaruh oleh medan listrik.

Molekul diatomik yang mengandung atom unsur yang berbeda (misalnya, HCl, CO, dan NO) memiliki momen dipol dan disebut molekul polar. Molekul diatomik yang mengandung atom dari unsur yang sama (misalnya, H₂, O₂, dan F₂) adalah contoh molekul nonpolar karena mereka tidak memiliki momen dipol. Untuk molekul yang terdiri dari tiga atau lebih atom, baik polaritas ikatan dan geometri molekul menentukan apakah ada momen dipol. Bahkan jika ada ikatan polar, molekul tidak harus memiliki momen dipol. Karbon dioksida (CO₂) misalnya, adalah molekul triatomik, jadi geometrinya linear atau bengkok:

Panah menunjukkan pergeseran densitas elektron dari atom karbon yang kurang elektronegatif ke atom oksigen yang lebih elektronegatif. Dalam setiap kasus, momen dipol dari seluruh molekul terdiri dari dua momen ikatan, yaitu momen dipol individu dalam ikatan polar C=O. Momen ikatan adalah jumlah vektor, yang berarti memiliki momen dan arah. Momen dipol yang diukur sama dengan jumlah vektor momen ikatan. Dua momen ikatan dalam CO₂ sama besarnya. Karena keduanya menunjuk ke arah yang berlawanan dalam molekul CO₂ linear, jumlah atau momen dipol yang dihasilkan akan sama dengan nol. Di sisi lain, jika molekul CO₂ tertekuk, kedua momen ikatan sebagian akan saling memperkuat, sehingga molekul akan memiliki momen dipol. Secara eksperimen ditemukan bahwa karbon dioksida tidak memiliki momen dipol. Oleh karena itu, kita menyimpulkan bahwa molekul karbon dioksida adalah linear. Sifat linear karbon dioksida telah dikonfirmasi melalui pengukuran eksperimen lainnya.

Selanjutnya mari kita perhatikan molekul NH₃ dan NF₃ yang ditunjukkan pada Gambar 10.4. Dalam kedua kasus, atom pusat N memiliki pasangan elektron bebas, yang kepadatan muatannya jauh dari atom N. 

Gambar 10.4 Momen ikatan dan momen dipol yang dihasilkan di NH₃ dan NF₃. Peta potensial elektrostatik menunjukkan distribusi kerapatan elektron dalam molekul-molekul ini.

Tabel 10.3 Momen Dipol dari Beberapa Molekul Polar

Gambar 9.5 menunjukkan bahwa N lebih elektronegatif daripada H, dan F lebih elektronegatif daripada N. Untuk alasan ini, pergeseran kerapatan elektron pada NH₃ adalah ke arah N sehingga berkontribusi pada momen dipol yang lebih besar, sedangkan momen ikatan NF diarahkan menjauh dari atom N dan bersama-sama keduanya mengimbangi kontribusi pasangan elektron bebas ke momen dipol. Dengan demikian, momen dipol yang dihasilkan NH₃ lebih besar dari pada NF₃.

Momen dipol dapat digunakan untuk membedakan antara molekul yang memiliki rumus yang sama tetapi struktur yang berbeda. Misalnya, molekul berikut keduanya ada; mereka memiliki rumus molekul yang sama (C₂H₂Cl₂), jumlah dan jenis ikatan yang sama, tetapi struktur molekul yang berbeda:

Karena cis-dikloroetilena adalah molekul polar tetapi trans-dikloroetilena bukan, keduanya dapat dengan mudah dibedakan dengan pengukuran momen dipol. Selain itu, seperti yang akan kita lihat di Bab 11, kekuatan gaya antarmolekul sebagian ditentukan oleh apakah molekul memiliki momen dipol. Tabel 10.3 mencantumkan momen dipol dari beberapa molekul polar.

Contoh 10.2 menunjukkan bagaimana kita dapat memprediksi apakah suatu molekul memiliki momen dipol jika kita mengetahui geometri molekulnya.

Contoh 10.2

Prediksi apakah masing-masing molekul berikut memiliki momen dipol: (a) BrCl, (b) BF₃ (trigonal planar), (c) CH₂Cl₂ (tetrahedral).

Strategi

Ingatlah bahwa momen dipol suatu molekul tergantung pada perbedaan keelektronegatifan unsur-unsur yang ada dan geometrinya. Suatu molekul dapat memiliki ikatan polar (jika atom yang terikat memiliki keelektronegatifan yang berbeda), tetapi ia mungkin tidak memiliki momen dipol jika memiliki geometri yang sangat simetris.

Penyelesaian

(a) Karena bromin klorida bersifat diatomik, ia memiliki geometri linear. Klorin lebih elektronegatif daripada brom (lihat Gambar 9.5), sehingga BrCl bersifat polar dengan klor pada ujung negatifnya.

Dengan demikian, molekulnya memang memiliki momen dipol. Faktanya, semua molekul diatomik yang mengandung unsur berbeda memiliki momen dipol.

(b) Karena fluorin lebih elektronegatif daripada boron, masing-masing ikatan B-F dalam BF₃ (boron trifluorida) adalah polar dan tiga momen ikatan adalah sama. Namun, simetri bentuk trigonal planar berarti bahwa tiga momen ikatan justru saling membatalkan satu sama lain:

Analogi adalah objek yang ditarik ke arah yang ditunjukkan oleh tiga momen ikatan. Jika gaya sama, objek tidak akan bergerak. Akibatnya, BF₃ tidak memiliki momen dipol; BF₃ adalah molekul nonpolar.

(c) Struktur Lewis dari CH₂Cl₂ (metilena klorida) adalah

Molekul ini mirip dengan CH₄ karena memiliki bentuk tetrahedral secara keseluruhan. Namun, karena tidak semua ikatan itu identik, ada tiga sudut ikatan yang berbeda: HCH, HCCl, dan ClCCl. Sudut ikatan ini mendekati, tetapi tidak sama dengan, 109,58º. Karena klorin lebih elektronegatif daripada karbon, yang lebih elektronegatif daripada hidrogen, momen ikatan tidak dibatalkan dan molekul memiliki momen dipol:

Jadi, CH₂Cl₂ adalah molekul polar.

Latihan

Apakah molekul AlCl₃ memiliki momen dipol?

Ulasan Konsep

Karbon dioksida memiliki geometri linier dan nonpolar. Namun kita tahu bahwa molekul melakukan gerakan membungkuk dan meregangkan yang menciptakan momen dipol. Bagaimana Anda mendamaikan deskripsi yang saling bertentangan tentang CO₂ ini?