BAB 10 | GEOMETRI MOLEKULER DAN HIBRIDISASI ORBITAL ATOM

[KEMBALI KE MENU SEBELUMNYA]

DAFTAR ISI

1.Tujuan

2.Alat dan Bahan

3.Dasar Teori

10.1 Geometri Molekuler

10.2 Momen Dipol

10.3 Teori Ikatan Valensi

10.4 Hibridisasi Orbital Atom

10.5 Hibridisasi Dalam Molekul Berisi Rangkap 2 dan Rangkap 3

10.6 Teori Orbital Molekuler

10.7 Konfigueasi Orbital Molekuler

10.8 Orbital Molekuler Terdelokalisasi

4.Percobaan

 

1. Tujuan[Kembali]

a. Mampu memahami materi geometri molekuler

b. Mampu memahami materi hibridisasi orbital atom 

 

2. Alat dan Bahan[Kembali]

• Alat

a. Tabung reaksi 

Tabung reaksi adalah peralatan gelas yang umum ada di laboratorium berbentuk tabung sebesar kira-kira jari tangan manusia dewasa, terbuat dari kaca atau plastik, terbuka di bagian atasnya, biasanya alasnya berbentuk huruf-U. Fungsinya sebagai tempat untuk mereaksikan bahan kimia dalam laboratorium.

• Bahan 

a. Air

Air adalah senyawa yang dibutuhkan dalam semua tingakt kehidupan. Air adalah senyawa gabungan antara dua atom hidrogen dan satu atom oksigen membentuk H2O.

b. Benzena 

Benzena adalah suatu senyawa organik dengan rumus kimia C₆H₆. Molekul benzena tersusun atas enam atom karbon yang berikatan dalam suatu cincin, dengan satu atom hidrogen yang terikat pada masing-masing atom karbon.

 

3. Dasar Teori[Kembali]

10.1 GEOMETRI MOLEKULER[Kembali]

    Geometri molekuler adalah susunan tiga dimensi dari atom dalam sebuah molekul. Untuk memprediksi geometri keseluruhan molekul dan ion secara sederhana, kita hanya perlu tahu jumlah elektron yang mengelilingi pusat atom pada struktur Lewisnya. Hal ini didasari bahwa pasangan elektron di kulit terluar saling tolak menolak.

    Pendekatan untuk mempelajari geometri molekul disebut model tolakan pasangan elektron valensi (VSEPR) yang  menjelaskan pengaturan geometris pasangan elektron di sekitar atom pusat tentang tolakan elektrostatik antara pasangan elektron.

Aturan umum penggunaan model VSEPR :

1.                   Sejauh yang berkaitan dengan tolakan pasangan elektron, ikatan rangkap dan ikatan rangkap tiga dapat diperlakukan seperti ikatan tunggal. Perkiraan ini baik untuk tujuan kualitatif. Namun, kita harus menyadari bahwa pada kenyataannya ikatan rangkap "lebih besar" daripada ikatan tunggal; yaitu, karena ada dua atau tiga ikatan antara dua atom, kerapatan elektron menempati lebih banyak ruang.

2.                   Jika sebuah molekul memiliki dua atau lebih struktur resonansi, kita dapat menerapkan model VSEPR ke salah satu dari mereka.

 

 10.1.1 Molekul yang atom pusatnya tidak memiliki PEB

    Molekul-molekul ini memiliki rumus umum ABx, di mana x adalah bilangan bulat 2, 3,... (Jika x = 1, maka itu adalah molekul diatomik AB, yang linier sesuai definisi). Sebagian besar nilai x yaitu antara 2-6.

Tabel 10.1 Pengaturan Pasangan Elektron Atom Pusat (A) dalam Molekul dan Geometri dari Beberapa Molekul dan Ion Sederhana di mana Atom Pusat Tidak Memiliki Pasangan Elektron Bebas

    AB 2: Berilium Klorida (BeCl2)

        Struktur Lewis berilium klorida dalam bentuk gas adalah

        Karena pasangan ikatan saling tolak maka mereka harus terlatak saling berjauhan, yaitu masing-            masing diujung garis linear sehingga sudut ClBeCl diperkirakan 180° dan molekulnya linear

        Struktur BeCl2 :

AB 3: Boron Triflorida (BF 3)

        Boron trifluorida memiliki tiga ikatan kovalen, atau pasangan ikatan.

        Dalam susunan paling stabil, ketiga ikatan BF mengarah ke sudut-sudut segitiga sama sisi dengan         B di tengah segitiga. Menurut Tabel 10.1, geometri BF 3 adalah trigonal planar karena keempat             atom terletak pada bidang yang sama dan ketiga ujung atom membentuk segitiga sama sisi:

AB 4: Metana (CH 4) 

    Struktur lewisnya: 

        Karena ada empat pasang ikatan, geometri CH 4 adalah tetrahedral. Tetrahedral memiliki empat             sisi (awalan tetra berarti "empat") yang semuanya adalah segitiga samasisi. Dalam molekul                    tetrahedral, pusat atom (C) terletak di pusat tetrahedron dan empat atom lainnya berada di sudut.

 

AB 5: Fosfor Pentaklorida (PCl 5)

        Struktur lewisnya:

        Satu-satunya cara untuk meminimalkan gaya tolak di antara lima pasangan ikatan adalah dengan            mengatur ikatan PCl dalam bentuk trigonal bipiramida. Bipiramida trigonal dapat dibuat dengan            menggabungkan dua tetrahedron di sepanjang alas segitiga yang umum:

        Atom pusat (P) berada di pusat segitiga persekutuan dengan atom-atom di sekitarnya diposisikan            di lima sudut trigonal bipiramida. Atom-atom yang berada pada sumbu y menempati aksial posisi, dan

yang berada di bidang segitiga menempati ekuator posisi.

    AB 6: Belerang Hexaflorida (SF 6)

        Struktur lewisnya :

        Oktahedron memiliki delapan sisi yang dihasilkan dengan menggabungkan dua piramida persegi       di atas dasar yang sama. Atom pusat (S) berada di pusat bujur sangkar dan atom sekitarnya berada    di enam sudut.

 

10.1.2 Molekul Yang Atom Pusatnya Memiliki Satu atau Lebih PEB

    Untuk menentukan geometri molekul atom pusat yang memiliki PEB dan PEI secara umum diurutkan sebagai berikut:

tolakan PEB vs PEB > tolakan PEB vs PEI > tolakan PEI vs PEI

 

Rumus total PEB dan PEI : AbxEy 

    A = atom pusat,
    B = atom sekitarnya,

    E = pasangan elektron bebas pada A

    x = jumlah atom di sekitar (2,3,....)

    y = jumlah PEB pada atom pusat (1,2,..)

    Molekul yang paling sederhana seperti itu adalah molekul triatomik dengan satu pasangan elektron        bebas pada atom pusat dengan rumus AB₂E.

       Seperti dalam contoh berikut, banyak kasus yang keberadaan PEB pada atom pusat membuatnya sulit untuk memprediksi sudut ikatan secara akurat.

1.       AB₂E: Belerang Dioksida (SO₂) 

Struktur lewisnya: 

Karena VSEPR memperlakukan ikatan rangkap seolah-olah ikatan tunggal, molekul SO₂ dapat dilihat terdiri dari tiga pasangan elektron pada atom pusat S. Dari jumlah tersebut, dua adalah PEI dan satu adalah PEB. Susunan keseluruhan dari tiga pasangan elektron adalah trigonal planar. Tetapi karena salah satu pasangan elektron adalah pasangan elektron bebas, molekul SO₂ memiliki bentuk "bengkok" karena tolakan PEB vs PEI > tolakan PEI vs PEI dan sudut OSO < 120°.

      

2.       AB₃E: Amonia (NH₃)

Struktur lewisnya:

Geometri NH₃ adalah piramida trigonal karena PEB menolak PEI lebih kuat, sehinggga tiga pasangan ikatan NH didorong lebih dekat bersama-sama:

Dengan demikian, sudut HNH dalam amonia lebih kecil dari sudut tetrahedral ideal 109,5

 

Gambar 10.1 (a)Ukuran relatif dari pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas pada CH₄, NH₃, dan H₂O.

(b) sudut ikatan dalam CH₄, NH₃, dan H₂O. Perhatikan bahwa garis putus-putus mewakili sumbu ikatan di belakang bidang kertas, garis terjepit mewakili sumbu ikatan di depan bidang datar, dan garis padat tipis mewakili ikatan di bidang datar.

 

3.       AB₂E₂: Air (H₂O)

Struktur lewisnya:

               

Air memiliki dua pasang PEB pada atom pusat yang cenderung saling menjauh sehingga dua pasang PEI H-O didorong satu sama lain dan membuat geometri H2o menjadi bengkok.

4.      AB₄E: Belerang Tetrafluorida (SF₄)

Struktur Lewisnya:

Dalam molekul SF4, salah satu pasangan elektron ialah PEB, sehingga molekul harus memiliki salah satu dari geometri berikut:

           

10.1.3 Geometri Molekul  Dengan Atom Pusat Lebih Dari Satu

Perhatikan metanol (CH₃OH) yang struktur Lewisnya:

Dua atom pusat (nonterminal) dalam metanol adalah C dan O. Dapat dikatakan bahwa tiga PEI CH dan CO diatur secara tetrahedral dari atom C. Sudut ikatan HCH dan OCH adalah sekitar 109°. Atom O di sini seperti yang ada pada molekul air karena memiliki dua PEB dan dua PEI. Oleh karena itu, bagian HOC dari molekul bengkok, dan sudut HOC kira-kira sama dengan 105° (Gambar 10.2).

 

Tabel 10.2 Geometri Molekul dan Ion Sederhana di mana Atom Pusat Memiliki Satu atau Lebih Pasangan Elektron Bebas

 

10.1.4    Panduan Pengaplikasian Model VSERP

1.     Tulis struktur molekul Lewis, dengan mempertimbangkan hanya pasangan elektron di sekitar atom pusat yaitu, atom yang terikat pada lebih dari satu atom lainnya.

2.   Hitung jumlah pasangan elektron di sekitar atom pusat (PEI dan PEB). Perlakukan ikatan rangkap dua dan rangkap tiga seolah-olah itu ikatan tunggal. Lihat Tabel 10.1 untuk memprediksi pengaturan keseluruhan pasangan elektron.

3.     Gunakan Tabel 10.1 dan 10.2 untuk memprediksi geometri molekul.

4.   Dalam memprediksi sudut ikatan, perhatikan bahwa PEB menolak PEB lain atau PEI lebih kuat dari PEI dan menolak PEI lainnya. Secara umum, tidak ada cara mudah untuk memprediksi sudut ikatan secara akurat ketika atom pusat memiliki satu atau lebih PEB. 

10.2 MOMEN DIPOL(𝞵)[Kembali]

Pemisahan muatan pada ikatan kovalen polar menyebabkan terjadinya momen ikatan pada ikatan kovalen polar yang digambarkan dengan anak panah dari ujung positif ke ujung negatif serta diberi garis vertikal pada awal anak panahnya.

Penggambaran Momen ikatan tersebut mempunyai arah dan besaran (suatu vektor). Jumlah momen ikatan dalam suatu molekul adalah besarnya momen dipol suatu molekul. Jadi, dengan mengetahui besarnya momen ikatan dan bentuk geometri suatu molekul, dapat dihitung momen dipol molekul tersebut. Sebaliknya dengan mengetahui arah momen ikatan dan besarnya momen dipol, dapat diprediksi bentuk geometri suatu molekul.

𝞵 = 𝚀 x 𝚛

 Satuan untuk momen ikatan dan momen dipol adalah Debye (D) dengan konversi 1 D = 3,336 x 10⁻³⁰ C m.

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 polar adalah molekul diatomik yang mengandung unsur atom berbeda dan memiliki momen dipol. Sedangkan molekul nonpolar adalah molekul diatomik yang memiliki unsur sama sehungga tidak memiliki momen dipol. Untuk molekul yang terdiri dari tiga atau lebih atom, momen dipol ditentukan oleh polaritas ikatan dan geometri molekul. Karbon dioksida (CO₂) misalnya, adalah molekul triatomik, jadi geometrinya linear atau bengkok:

  

 Setiap ikatan karbon-ke-oksigen bersifat polar, dengan kerapatan elektron bergeser ke arah atom oksigen yang lebih elektronegatif. Akan tetapi, geometri linier dari molekul menghasilkan pembatalan dua momen ikatan.

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

Momen dipol dapat digunakan untuk membedakan antara molekul yang memiliki rumus yang sama tetapi struktur yang berbeda. Contohnya 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.

  10.3 TEORI IKATAN VALENSI[Kembali]

Model VSEPR sebagian besar didasarkan pada struktur lewis. Namun, teori lewis tidak bisa menjelaskan mengapa ikatan kimia ada. Oleh sebab itu, digunakan teori mekanika kuantum untuk menggambarkan pembentkan ikatan kovalen dan struktur elektron molekul. Teori Ikatan Valensi (VB) mengasumsikan bahwa elektron dalam suatu molekul menempati masing-masing orbital atom. Di Teori Orbital Atom (MO) mengasumsikan pembentukan orbital molekul dari orbital atom. Tidal ada teori yang secara sempurna dapat menjelaskan aspek ikatan, tetapi masing-masing memberikan kontribusi pemahaman tentng sifat molekuler yang diamati.

Dicontohkan pada pembentukan molekul H2 menurut teori lewis adalah ikatan pasangan atom H-H. Sedangkan menurut teori ikatan valensi, ikatan H-H kovalen dibentuk tumpang tindih di dua orbital 1s dalam atom H. Maksudnya kedua orbital memiliki wilayah yang sama di ruang kosong atom.

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

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.

10.4 HIBRIDISASI ORBITAL ATOM[Kembali]

Dalam kimia, hibridisasi adalah konsep bersatunya ortbital-orbital atom membrntuk orbital hibrid yang baru berdsarkan penjelasan gabungan sifat kualitatif atom. Konsep orbital yang terhibridisasi sangat berguna untuk menjelaskan bentuk orbital molekul dari sebuah molekul.

 

10.4.1 HIBRIDISASI SP³

Untuk sebuah karbon yang berkoordinasi secara tetrahedal (seperti metana, CH₄), maka karbon haruslah memiliki orbital-orbital yang memiliki simetri yang tepat dengan 4 atom hidrogen. Konfigurasi kondisi landasan karbon yaitu 1s² 2s² 2p_x¹ 2p_y¹ atau

Untuk menjelaskan ikatan dalam metana, teori VB menggunakan hipotesis orbital hibrida, yaitu 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 pusat untuk menghasilkan seperangkat orbital hibrida. Dapat dihasilkan 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 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.

Contoh lain dari hibridisasi SP3 adalah amonia (NH3) dengan konfigurasi keadaan dasar elektron N adalah 1s²2s²2p³, sehingga diagram orbital untuk atom N hibridisasi sp³ adalah

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.

 

Jika model VSEPR memprediksi susunan pasangan elektron tetrahedral, maka bisa diasumsikan bahwa satu orbital s dan tiga orbital p di hibridisasi untuk membentuk empat orbital hibrida sp³. Contoh jenis hibridisasi lainnya.

 

10.4.2 HIBRIDISASI SP

Berilium klorida (BeCl2) diperkirakan linear dengan VSEPR dengan diagram orbital untuk elektron valensi Be,yaitu:

..

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. Sehingga orbital 2s dan 2p harus dipadukan untuk membentuk dua orbital hibrida sp yang setara:

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

 

10.4.3 HIBRIDISASI SP²

Gambar 10.12 Pembentukan orbital hibrida sp²

molekul BF₃ (boron trifluorida) memiliki geometri planar dengan orbital B:

à à 

Lalu promosikan elektron 2s ke orbital 2p yang kosong. Dengan mencampur orbital 2s dengan dua orbital 2p menghasilkan tiga orbital hibrida sp².

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

Tabel 10.4 hibridisasi sp, sp², dan sp³

 

10.4.4      PROSEDUR UNTUK HIBRIDISASI ORBITAL ATOM

Pada intinya, hibridisasi hanya memperluas teori Lewis dan model VSEPR. Berikut langkah-langkah untuk menetapkan keadaan hibridisasi yang sesuai dengan atom pusat dalam suatu molekul:

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.

 

10.4.5 HIBRIDISASI ORBITAL s, p dan d

Perhatikan molekul SF₆ sebagai contoh. Molekul ini memiliki geometri oktahedral, yang juga merupakan susunan enam pasangan elektron. Atom S adalah hibridisasi sp³d² dalam SF₆. Konfigurasi elektron keadaan dasar dari S adalah [Ne] 3s²3p⁴. Diagram orbital elektron valensinya adalah

..

Karena level 3d cukup dekat energinya dengan level 3s dan 3p, dapat dipromosikan elektron 3s dan 3p ke dua orbital 3d kemudian mencampur orbital 3s, tiga 3p, dan dua 3d menghasilkan enam orbital hibrida sp³d².

10.5 HIBRIDISASI DALAM MOLEKUL BERISI RANGKAP 2 DAN RANGKAP 3[Kembali]

                Konsep hibridisasi berguna baik untuk molekul dengan ikatan rangkap dua maupun rangkap tiga. Contohnya pada molekul etilena (C₂H₄). C₂H₄ mengandung ikatan rangkap karbon-karbon dan memiliki bentuk geometri planar. Setiap atom karbon dalam etilena merupakan hibridisasi sp². Orbital 2s terhibridisasi dengan hanya dua orbital 2p membentuk tiga orbital hibrida sp² yang setara. Proses ini meninggalkan elektron dalam orbital yang tidak berubah, diasumsikan orbital 2pz.

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.

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. 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.

Selain itu, dua orbital 2pz dari kedua atom C yang tidak terhibridisasi membentuk ikatan lain dengan tumpang tindih ke samping [gambar (b)].

Perbedaan dibuat antara dua jenis ikatan kovalen di C₂H₄. Tiga ikatan yang dibentuk oleh masing-masing atom C pada Gambar (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 (b). Pembentukan ikatan pi inilah yang memberikan geometri planar pada senyawa etilena. Gambar (c) menunjukkan orientasi ikatan sigma dan pi.

Gambar di bawah ini adalah cara lain untuk melihat molekul planar C₂H₄ dan pembentukan ikatan pi. Gambar (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. 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.

Ikatan dalam asetilena (C₂H₄) digambarkan seperti di bawah ini. (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.

 

Aturan yang dapat membantu memprediksi hibridisasi dalam molekul yang mengandung banyak ikatan yaitu :

1.       Jika atom pusat membentuk ikatan rangkap, atom itu adalah hibridisasi sp²

2.       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.

10.6 TEORI ORBITAL MOLEKULER[Kembali]

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.

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

Orbital Molekul Ikatan dan Anti ikatan

Menurut teori orbital molekul(disngkat MO) , tumpang tindih orbital 1s dari dua atom hidrogen mengarah pada pembentukan dua orbital molekul, yaitu 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, kerapatan elektron menurun menjadi nol di antara inti.Hal ini dapat dipahami karena 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. Interferensi konstruktif (peningkatan amplitudo analog dengan penumpukan kerapatan elektron antara dua inti) (a) dan interferensi destruktif (penurunan amplitudo analog dengan penurunan kepadatan elektron antara dua inti) (b) dari dua gelombang dengan panjang gelombang dan amplitudo yang sama.

Pembentukan orbital molekul ikatan berhubungan dengan interferensi konstruktif. Sedangkan pembentukan orbital molekul anti ikatan berhubungan dengan interferensi destruktif. 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).

 Berikut diagram tingkat energi orbital.

            (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.

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 (gambar A). Atau, dua orbital p dapat tumpang tindih ke samping untuk menghasilkan orbital molekul ikatan dan orbital pi ikatan (Gambar B).

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. Ikatan rangkap hampir selalu terdiri dari ikatan sigma dan ikatan pi. Sedangkan ikatan rangkap tiga selalu merupakan ikatan sigma ditambah dua ikatan pi.

10.7 KONFIGURASI  ORBITAL  MOLEKULER[Kembali]

10.7.1 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.

10.7.2 Molekul Hidrogen dan Helium

Berikut ini merupakan diagram tingkat energi dari H₂⁺, H₂, He₂⁺, dan He₂.

 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. Untuk mengevaluasi kestabilan spesi ini kita menentukan orde ikatannya, menggunakan persamaan:

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

Orde ikatan menunjukkan perkiraan kekuatan suatu ikatan. jika ada dua elektron dalam orbital molekul ikatan dan tidak ada dalam orbital molekul anti ikatan, orde ikatan adalah satu, yang berarti ada satu ikatan kovalen dan molekulnya stabil. 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. Contoh, orbital molekul ikatan sigma dengan dua elektron dan orbital molekul ikatan 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.

Pada gambar sebelumnya, 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, diperkirakan bahwa molekul H₂⁺ mungkin spesi yang stabil. Konfigurasi elektron H₂⁺ ditulis sebagai (𝛔1s)¹.

Molekul H₂ memiliki dua elektron, keduanya dalam orbital 𝛔1s. 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.

Ion molekul He₂⁺, dua elektron pertama menempati orbital 𝛔1s dan elektron ketiga di orbital 𝛔*1s. Karena orbital molekul anti ikatan mengalami destabilisasi, He₂⁺ menjadi kurang stabil daripada H₂. 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

10.7.3 Molekul Diatomik Homonuklir dari Unsur Periode Kedua

Gambar di bawah ini menunjukkan diagram tingkat energi orbital molekul untuk anggota pertama periode kedua yaitu Li₂. Orbital molekul ini dibentuk oleh tumpang tindih orbital 1s dan 2s. 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. Meskipun orbital anti ikatan (𝛔*₁s) memiliki energi lebih tinggi dan 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. Energi orbital molekul 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.

Gambar Diagram tingkat energi orbital molekul umum untuk molekul diatomik homonuklir periode kedua Li₂, Be₂, B₂, C₂, dan N₂. 

Molekul Lithium (Li₂)

            Konfigurasi elektron Li adalah 1s²2s¹, jadi Li₂ memiliki total enam elektron. 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 (menggunakan persamaan : orde ikatan = ½(jumlah elektron dalam MO ikatan - jumlah elektron dalam MO anti ikatan)). Dapat kesimpulan bahwa molekul Li₂ stabil, dan karena tidak memiliki spin elektron tidak berpasangan, ia harus diamagnetik. Memang, molekul Li₂ diamagnetik diketahui ada dalam fase uap.

Molekul Karbon (C₂) 

            Atom karbon memiliki konfigurasi elektron 1s²2s²2p²; dengan demikian, ada 12 elektron dalam molekul C₂. 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. Ikatan rangkap dalam C₂ keduanya ikatan pi karena empat elektron dalam dua orbital molekul 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, dapat ditulis 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 : orde ikatan = ½(jumlah elektron dalam MO ikatan - jumlah elektron dalam MO anti ikatan)

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 dibawah ini merangkum sifat umum dari molekul diatomik stabil periode kedua.
Tabel Sifat-sifat Molekul Diatomik Homonuklir dari Unsur Periode Kedua *

10.8 ORBITAL MOLEKULER TERDELOKALISASI[Kembali]

Sifat-sifat molekul tidak selalu dapat dijelaskan secara akurat oleh struktur tunggal. Untuk itu, dapat digunakan cara lain yaitu dengan menerapkan pendekatan orbital molekul. Sebagai contoh, pada molekul benzena dan ion karbonat berikut.

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 di bawah). Susunan ini meninggalkan orbital 2pz yang tidak terhibridisasi pada setiap atom karbon, tegak lurus terhadap bidang molekul benzena atau cincin benzena.

            Karena bentuk dan orientasinya yang serupa, masing-masing orbital 2pz tumpang tindih dengan dua lainnya, satu pada setiap atom karbon yang berdekatan. 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 di bawah).

Gambar (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.

Ion Karbonat

 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 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.

.

4. Percobaan[Kembali]

a. Prosedur percobaan

1.       Buka software Proteus

2.      Siapkan komponen komponen yang digunakan seperti sensor LM35, resistor,   motor, LED, Op Amp LM741 dan Op Amp LM324, dan transistor npn.

3.       Rangkai komponen komponen tersebut seperti gambar di bawah

4.       jalankan/simulasikan rangkaian

 

b. Rangkaian simulasi

Prinsip Kerja:

 Pada rangkaian pengkondisi suhu ruangan ini, digunakan sensor LM 35, dimana nantinya pendingin akan menyala secara otomatis saat mendeteksi suhu ruangan telah mencapai suhu ≥ 30⁰ , dan penghangat akan menyala secara otomatis saat mendeteksi suhu ruangan < 16⁰

Ketika suhu ruang mencapai ≥ 30 maka tegangan yang dikeluarkan oleh sensor akan diperbesar 10x oleh op amp non inverting amplifier. maka arus akan masuk ke dalam komparator non inverting karena Vin > Vref (prinsip kerja komparator non inverting).kemudian arus melalui resistor 100ohm dan ke kaki basis transistor, lalu keluar ke kaki emitter dan menuju Motor dan LED (sebagai indikator), lalu Motor (KIPAS ANGIN) akan menyala. dan arus berakhir di ground. 

Begitu juga sebaliknya, ketika suhu ruang mencapai < 16  maka tegangan yang dikeluarkan oleh sensor akan diperbesar 10x oleh op amp non inverting amplifier. maka arus akan masuk ke dalam komparator inverting karena Vin < Vref (prinsip kerja komnparator inverting). kemudian arus melalui resistor 100ohm dan ke kaki basis transistor, lalu keluar ke kaki 

 

c. Video

d. Download

Download html disini

            Download video disini

            Download rangkaian disini

            Download datasheet sensor LM35 disini