o e T
k I ri
n a at
i n K a n a u t l a k u I h h a a i l d u n K e a P at
a i m
M
Dr. rer. Nat. Agustino Zulys M.Sc.
1
6/12/2009
Departemen Kimia Fakultas Matematika dan Ilmu Pengetahuan Alam Universitas Indonesia
Ikatan Kimia Dosen : Dr. rer. nat. Agustino Zulys M.Sc. Jadwal kelas: Kamis dan Jum’at, 9:15 Buku Text: “Chemical Bonding and Molecular Geometry”, Gilespie, Popelier, Oxford “The Chemical Bond”, Murrel, Kettle, Teddel, willey, 2ed
Kehadiran 80% Evaluasi UTS 60% UAS 40%
Ikatan Kimia Pendahuluan dan Teori Ikatan Simmetry Molekul Model ikatan kimia dan geometri molekul Teori Ikatan Kovalen Padatan Ionik Ikatan Logam Gaya intermolekuler
Orbital atom dan hibridisasinya, orbital molekul
Elektrostatik
mekanika
\ ⊕
quantum
Model ikatan molekuler
Struktur resonansi
Tinjauan klasik tentang atom gagal meramalkan sifat-sifat atom.
Mekanika kuantum berhasil meramalkan semua sifat dari atom hidrogen
Kunci dari teori kuantum: materi mempunyai sifat gelombang
Interferensi dalam fenomena gelombang
Interferensi dalam fenomena gelombang
Fase dari interaksi 2 orbital 1s dari atom H In-phase
Out of phase
Dampak penting dari kuantum mekanik Lokasi elektron digambarkan oleh orbital atom Setiap orbital hanya dapat menampung 2 elektron (Pauli exclusion principle.) Setiap orbital memiliki energi tertentu dan elektron akan menempati orbital dengan energi paling rendah terlebih dahulu. Orbital atom pada atom yang berbeda akan bergabung menjadi orbital molekul, tetapi hanya bila simetri mereka sesuai. good σ bond
bad – wrong symmetry No bonding!
Teori Ikatan Modern Dua metode pendekatan untuk menjelaskan ikatan antar atom: Metode ikatan Valensi: Ikatan terbentuk karena adanya overlaping orbital atom Metode Orbital Molekul:
Bila atom atom membentuk molekul/ senyawa, orbital-orbitalnya bergabung dan membentuk orbital baru – (orbital molekul)
Teori Ikatan Valensi (VBT) Valence bond theory (VBT): pendekatan kuantum mekanik terlokalisasi untuk menjelaskan ikatan dalam molekul. VBT menyatakan bahwa ps. elektron menempati orbital yg diarahkan terlokalisasi pada atom tertentu. Arah dari orbital ditentukan oleh geometri di sekitar atom yang diperoleh dari perkiraan dengan teori VSEPR Pada VBT, ikatan akan terbentuk bila terjadi tumpangsuh (overlap) dari orbital yg cocok dari dua atom, dan orbital-orbital tsb ditempati oleh 2 elektron secara maximum Ikatan π : Ikatan σ: simetri pada sumbu internuklir
memiliki ‘node’ pada sumbu internuklir dan tanda ‘lobe’ melewati sumbu
Metode Ikatan Valensi Menurut teori ini, ikatan H-H terbentuk dari overlaping (tumpangsuh) orbital 1s dari masing masing atom
Teori ikatan valensi pada ikatan H2 VBT menganggap interaksi antara 2 atom yg terpisah ketika mereka disatukan untuk membentuk molekul. HA 1s1
HB 1s1
φA (1)
φB (2)
elektron
Fungsi gelombang pada atom B
Ψ1 = φA(1) φB(2) Mekanika kuantum mengharuskan elektron Ψ2 = φA(2) φB(1)
dapat dipertukarkan sehinga kita harus menggunakan kombinasi linier dari Ψ1 dan Ψ2 .
Ψ+ = N (Ψ1 + Ψ2) (bonding, H-H)
Ψ3 = φA(1) φA(2) (ionic H- H+)
Ψ- = N (Ψ1 - Ψ2) (anti-bonding)
Ψ4 = φB(1) φB(2) (ionic H+ H-)
N is a normalizing coefficient C is a coefficient related to the amount of ionic character
Ψmolecule = N [Ψ1 + Ψ2] + (C [Ψ3 + Ψ4]) Ψmolecule = N [Ψcovalent + (C Ψionic)]
Teori ikatan valensi pada ikatan dalam H2 dan F2 F HA 1s1
HB 1s1
φA α
φB β
2s
2p
2s
2p
F
Z axis 2pz
Ini memberikan ikatan σ 1s1s di antara kedua atom H
2pz
Ini memberikan ikatan σ di antara 2 atom F.
Untuk ikatan valensi, kita abaikan kombinasi anti-bonding dan sumbangan dari ion-ion.
Diagram untuk H2
Teori ikatan valensi pada ikatan dalam O2 Z axis 2pz
O
2pz
2s
Ini memberikan ikatan σ 2p-2p di antara dua atom O.
O 2s
Z axis
2p
2p
O O Lewis structure
2py
2py
(the choice of 2py is arbitrary)
Ini memberikan ikatan π 2p-2p di antara 2 atom O. Pada VBT, ikatan π diperkirakan lebih lemah daripada ikatan σ karena terjadi hanya sedikit. overlap
Double bond: σ bond + π bond Triple bond: σ bond + 2 π bond
Ikatan Valensi Untuk H2O Konfigurasi elektron valensi O = 2s2 2px2 2py12pz1 H = 1s1
2 elektron tidak berpasangan di orbital 2p pada O dapat berpasangan dengan elektron pada orbital 1s dari H, dan setiap kombinasi membentuk ikatan σ Karena 2py dan 2pz saling tegak lurus (90o), ikatan σ tsb memiliki sudut 90o satu dgn lain Æ prediksi: H2O berbentuk anguler. TAPI sudut ikatan dalam H2O sebenarnya adalah 104.5o MENGAPA????
90o
VB untuk Amoniak (NH3) N = 2s2 2px1 2py12pz1 H = 1s1 3 ikatan sigma sudut antara N-H Teoritis = 90o Terukur = 107o
MENGAPA???
90o
Karbon konfigurasi elektron terluar: 2s2 2px1 2py1 HANYA bisa membentuk 2 ikatan sigma konfigurasi elektron valensinya nampak menunjukkan: bahwa karbon hanya membentuk 2 ikatan sejenis dengan sudut tegak lurus, – bukan sudut tetrahedral Kenyataannya, karbon membentuk 4 ikatan yang sejenis : CH4, CH2Cl2, CCl4
Hibridisasi Orbital hibridisasi adalah campuran dari orbital atom dan dihitung secara matematika sebagai kombinasi linier dari orbital atom s, p dan d yang tepat Linear sp hybrid orbitals
orbital 2s saling bersetangkup dengan orbital 2px
Ψ1 =
1 1 φs + φp 2 2
Ψ2 =
1 1 φs − φp 2 2
1/√2 adalah koefisien normaliasi.
The two resultant sp hybrid orbitals that are directed along the X-axis (in this case)
KOMBINASI ORBITAL MEMBENTUK HYBRIDA HIBRIDISASI : Kombinasi dua atau lebih orbital atom “ASLI” “native” pada suatu atom menghasilkan orbital “HIBRIDA” ATURAN: Jumlah orbital atom yang berkombinasi harus sama dengan jumlah orbital hibrida yang terbentuk. Semua orbital hibrida yang terbentuk adalah sama.
Hibridisasi sp3 Untuk menjelaskan mengapa karbon membentuk 4 ikatan yang identik, diasumsikan bahwa orbital aslinya akan bergabung/bercampur/ terhibridisasi
Tidak terhibridisasi Terhibridisasi
Hibridisasi sp3 Untuk kasus karbon dengan 4 ikatan tunggal, maka semua orbital terhibridisasi membentuk orbital hibrida
Etana, CH3CH3
Ikatan-σ: dibentuk oleh setiap ujung tumpangsuh Molekul dapat berotasi sekitar sudut ikatan
Hibridisasi orbital sp2 Hibrididasi ini terbentuk dari kombinasi satu orbital s dan 2 orbital p. Satu orbital p tersisa
Tidak terhibridisasi
Terhibridisasi
Hibridisasi orbital sp2 Orbital p yang tidak terhibridisasi dapat bertumpangsuh (overlap), menghasilkan ikatan ke dua , ikatan π Ikatan-π: tumpangsuh kesamping, terjadi pada bidang atas dan bawah dari molekul Sebagian molekul tidak lagi dapat berotasi.
ETENA
Ikatan pada Etena
Hibridisasi orbital sp Pembentukan ikatan rangkap 3: X membutuhkan
dua buah orbital p yang tidak terhibridisasi
Tidak terhibridisasi
Terhibridisasi
Hibridisasi orbital sp Dua buah orbital p membentuk 2 ikatan-π
ETUNA
Ikatan pada Etuna
Ikatan-σ Ikatan-π
Model molekul NH3 dengan orbital hibridisasi
Hibridisasi lainnya Orbital d juga dapat terhibridiasi Bentuk Hibridisasi sp
Bentuk Molekul
sp2
Tpl
sp3
Td
sp3d
Tbp
sp3d2
Oktahedral
Linear
PCl5
Satu set orbital hibridisasi dsp3 pada atom fosfor
KELEMAHAN DARI TEORI IKATAN VALENSI DAN PENDEKATAN LEWIS ????? Ketidakmapuan menjelaskan kemampuan suatu atom membentuk ikatan sejumlah elektron valensi Diatasi dengan hibridisasi
Pendekatan Lewis dan Teori ikatan valensi meramalkan bawa O2 bersifat diamagnetik – this is wrong! Karena pada kenyataannya O2 bersifat paramagnetik JALAN KELUARNYA???????????
METODE ORBITAL MOLEKUL Bila orbital atom berkombinasi membentuk orbital molekul, maka secara matematis jumlah orbital molekul yang terbentuk harus sama dengan orbital atom yang berkombinasi Contoh: H2 Dua orbital berkombinasi membentuk dua orbital molekul. Seluruh total energi orbital molekul yang baru setara dengan dua orbital 1s. Tetapi tingkat energinya berbeda.
METODE ORBITAL MOLEKUL
MO yang dibentuk oleh DUA orbital 1s
Orbital Molekul Ketika dua orbital atom bergabung, tiga tipe orbital molekul terbentuk: Orbital ikatan – σ atau π Energi orbital ikatan lebih rendah dari orbital atom dan kerapatan elektron overlap Orbital anti ikatan – σ* atau π* Energi orbital anti ikatan lebih tinggi daripada orbital atom dan kerapatan elektron tidak overlap Orbital non ikatan, n Pasangan elektron tidak terlibat dalam berikatan
orbital molecular π.
Ikatan Ganda melibatkan Interaksi orbital-p, Terdapat di luar garis ikatan
p-π bonding Menyebar keseluruh molekul
p-π antibonding
p-π non-bonding
Molekul diatomik homonuklir Molekul diatomik sederhana dimana kedua atom adalah unsur yang sama Diagram energi untuk molekul tipe ini mirip dengan diagram energi untuk H2 Kita dapat membuat diagram energi untuk berbagai jenis molekul atau kemungkinan molekul bila mereka berikatan dan bagaimana bentuk ikatannya.
Diagram tingkat energi H2+, H2, H2H2 + H2
H2 -
Ikatan pada Orbital Molekular Untuk membentuk molekul yang stabil maka elektron di dalam orbital ikatan harus lebih banyak dibandingkan di dalam orbital anti-ikatan Ikatan yang terbentuk akan berada pada energi yang lebih rendah, sehingga menjadi lebih stabil Orbital ikatan dan anti-ikatan untuk ikatan-σ dan ikatan-π harus dipertimbangkan Perhatikan diagram MO untuk Ne2 berikut ini:
Diagram MO untuk Ne2 Setiap atom neon memiliki 8 elektron ([He]2s22p6), sehingga total elektron 16 Ke 16 elektron tersebut didistribusikan ke dalam orbital molekul (MO) Ingat persyaratan pengisian elektron. Elektron berpasangan terlebih dahulu mengisi energi orbital yang lebih rendah, sebelum mengisi orbital yang energinya lebih tinggi Ne2 akan terbentuk bila elektron ikatan lebih banyak dari elektron anti-ikatan nOrde ikatan = Σ e ikatan - Σ anti ikatan 2
OM dari Ne2
Orde 8- 8 =0 ikatan = 2 Tidak terjadi ikatan!!
OM dari F2
Orde 8- 6 =1 ikatan = 2 Terjadi Ikatan tunggal!!
OM dari O2
Orde ikatan =
8- 4 =2 2
Terjadi Ikatan rangkap 2
2 elektron tidak berpasangan Æ O2 paramagnetik
kurva
Interaksi σs dan σp
σp σs
σp* σ s*
MO untuk N2
Orde ikatan =
8- 2 =3 2
Terjadi Ikatan rangkap 3
MO untuk C2
Orde ikatan =
6-2 2
Terjadi Ikatan rangkap 2
=2
tabel
E
2p
σ2p*
σ2p*
π2p* σ2p π2p
π2p* 2p
2p
σ2s* 2s
σ2s
2p
σ2p
σ2s* 2s
π2p
2s
2s σ2s
Molekul Diatomik Baris ke 2 NOTE SWITCH OF LABELS
B2
C2
N2
O2
F2
Magnetisme
Para-
Dia-
Dia-
Para-
Dia-
Order Ikatan
1
2
3
2
1
Energi Ikatan. (kJ/mol)
290
620
942
495
154
159
131
110
121
143
σ2p* π2p* σ2p ATAU π2p E π ATAU σ 2p 2p σ2s* σ2s
Panjang Ikatan (pm)
Molekul Diatomik Heteronuklir Diagram Orbital Molekul: menjadi lebih kompleks (rumit) bila ikatan antar 2 atom non-identik dipertimbangkan Tingkat energi atomik tidak sama dan terdapat perbedaan jumlah elektron
Molekul heterodiatomik
2. Kelektronegatifan berbeda
Overlap 2 orbital dari atom yg berbeda 1. Keelektronegatifan mirip
3. Kelektronegatifan jauh berbeda : ionik
MO untuk HF
H = 1s1 F = [He]2s22p5
HF
E 1s H >> 2s F Î ~ tidak ada interaksi TAPI berdasarkan simetri dan perbedaan energi yg lebih kecil, 1s H interaksi dengan 2 pz F Î orbital bonding dan antibonding Secara simetri 2px, 2py dari F tidak dapat berinteraksi dgn 1s H Æ orbital nonbonding Orde ikatan 1 Elektron non-bonding dari F sangat dominan, Menunjukkan muatan parsial negatif berada di F
C = [He] 2s2 2p2; O = [He] 2s2 2p4 MO untuk CO ∴ Ada 10 elektron valensi Mengikuti pola pada N2 karena memiliki 10 eCO, N2, CN- Î isoelektronik σ3 Î ps e- bebas dr C σ2 Î ps e- bebas dr O σ1 Î ikatan σ C-O π* Î unoccupied σ3 yang terisi (HOMO) dan π* yg kosong (LUMO) adalah penting karena terlibat dalam ikatan dengan berbagai orbital logam transisi HOMO = Highest Occupied Molecular Orbital LUMO = Lowest Unoccupied Molecular Orbital
LUMO HOMO
Molekul Poliatomik – H2O
Delokalisasi Elektron Diagram MO untuk spesi poly-atom sering disederhanakan dengan assumsi bahwa semua orbital-σ dan beberapa orbital -π terlokalisasi dipakai bersama antar atom yang spesifik/tertentu. Struktur resonansi membutuhkan bahwa elektron dalam beberapa orbital -π digambarkan sebagai ter-delokalisasi Delokalisasi:-bebas bergerak disekitar tiga atau lebih atom
Delokalisasi elektron Benzene adalah contoh delokalisasi elektron Diketahui bahwa ikatan antar karbon mempunyai order 1,5., dan semua ikatannya setara
Benzena – molekul Aromatik
Sistem Pi Untuk Benzena
LATIHAN SOAL 1. 2. 3. 4. 5. 6.
Jelaskan orbital atom dengan simetri seperti apa yang dapat membentuk ikatan ketika 2 atom bergabung? gambarkan! Berikan contoh keterbatasan dari teori ikatan valensi! Gambarkan ikatan pada CO2 berdasarkan ikatan dengan model hibridisasi! Gambarkan diagram tingkat energi untuk spesi O2+, O2- dan O22-. Setelah itu tentukan orde ikatan dari masing-masing spesi. Gambarkan orbital molekul dari CN- (spesi ini isoelektronik dengan N2). Tunjukanlah pada orbital mana terletak HOMO dan LUMO, jika ada Gambarkan OM untuk benzena.
