ikatan kimia materi_musrin

8/14/2019 ikatan kimia materi_musrin

http://slidepdf.com/reader/full/ikatan-kimia-materimusrin 1/8

3.4 Jenis ikatan kimia lain

a. Ikatan logam

Setelah penemuan elektron, daya hantar logam yang tinggi dijelaskan denganmenggunakan model elektron bebas, yakni ide bahwa logam kaya akan elektronyang bebas bergerak dalam logam. Namun, hal ini tidak lebih dari model. Dengankemajuan mekanika kuantum, sekitar tahun 1930, teori MO yang mirip dengan yangdigunakan dalam molekul hidrogen digunakan untuk masalah kristal logam.

Elektron dalam kristal logam dimiliki oleh orbital-orbital dengan nilai energidiskontinyu, dan situasinya mirip dengan elektron yang mengelilingi inti atom.

Namun, dengan meingkatnya jumlah orbital atom yang berinteraksi banyak, celahenergi dari teori MO menjadi lebih sempit, dan akhirnya perbedaan antar tingkat-tingkat energi menjadi dapat diabaikan. Akibatnya banyak tingkat energi akan

bergabung membentuk pita energi dengan lebar tertentu. Teori ini disebut denganteori pita.

Tingkat energi logam magnesium merupakan contoh teori pita yang baik (Gambar 3.8). Elektron yang ada di orbital 1s, 2s dan 2p berada di dekat inti, dan akibatnyaterlokalisasi di orbital-orbital tersebut. Hal ini ditunjukkan di bagian bawah Gambar 3.8. Namun, orbital 3s dan 3p bertumpang tindih dan bercampur satu dengan yanglain membentuk MO. MO ini diisi elektron sebagian, sehingga elektron-elektron ini

secara terus menerus dipercepat oleh medan listrik menghasilkan arus listrik. Dengandemikian, magnesium adalah konduktor.

Bila orbital-orbital valensi (s) terisi penuh, elektron-elektron ini tidak dapatdigerakkan oleh medan listrik kecuali elektron ini lompat dari orbital yang penuh keorbital kosong di atasnya. Hal inilah yang terjadi dalam isolator.



b. Ikatan hidrogen

Awalnya diduga bahwa alasan mengapa hidrogen fluorida HF memiliki titik didih dantitik leleh yang lebih tinggi dibandingkan hidrogen halida lain (gambar 3.9) adalah

bahwa HF ada dalam bentuk polimer. Alasan tepatnya tidak begitu jelas untuk kurunwaktu yang panjang. Di awal tahunh 1920-an, dengan jelas diperlihatkan bahwa

polimer terbentuk antara dua atom flourin yang mengapit atom hidrogen.

Sangat tingginya titik didih dan titik leleh air juga merupakan masalah yang sangatmenarik. Di awal tahun 1930-an, ditunjukkan bahwa dua atom oksigen membentk ikatan yang mengapit hidrogen seperti dalam kasus HF (gambar 3.9). Kemudiandiketahui bahwa ikatan jenis ini umum didapatkan dan disebut dengan ikatan

hidrogen.



Ikatan hidrogen dengan mudah terbentuk bila atom hidroegen terikat pada atomelektronegatif seperti oksigen atau nitrogen. Fakta bahwa beberapa senyawa organik dengan gugus hidroksi -OH atau gugus amino -NH2 relatif lebih larut dalam air disebabkan karena pembentukan ikatan hidrogen dengan molekul air. Dimerisasiasam karboksilat seperti asama asetat CH3COOH juga merupakan contoh yang sangat

baik adanya ikatan hidrogen.

Ikatan Van der Waals

Gaya dorong pembentukan ikatan hidrogen adalah distribusi muatan yang tak seragamdalam molekul, atau polaritas molekul (dipol permanen). Polaritas molekul adalahsebab agregasi molekul menjadi cair atau padat. Namun, molekul non polar semacammetana CH4, hidrogen H2 atau He (molekul monoatomik) dapat juga dicairkan, dan

pada suhu yang sangat rendah, mungkin juga dipadatkan. Hal ini berarti bahwa adagaya agreagasi antar molekul-molekul ini.. Gaya semacam ini disebut dengan gaya

antarmolekul.

Ikatan hidrogen yang didiskusikan di atas adalah salah satu jenis gaya antarmolekul.Gaya antarmolekul khas untuk molekul non polar adalah gaya van der Waals. Asalusul gaya ini adalah distribusi muatan yang sesaat tidak seragam (dipol sesaat) yangdisebabkan oleh fluktuasi awan elektron di sekitar inti. Dalam kondisi yang sama,semakin banyak jumlah elektron dalam molekul semakin mudah molekul tersebutakan dipolarisasi sebab elektron-elektronnya akan tersebar luas. Bila dua awanelektron mendekati satu sama lain, dipol akan terinduksi ketika awan elektronmempolarisasi sedemikian sehingga menstabilkan yang bermuatan berlawanan.Dengan gaya van der Waals suatu sistem akan terstabilkan sebesar 1 kkal mol-1.Bandingkan harga ini dengan nilai stabilisasi yang dicapai dengan pembentukanikatan kimia (dalam orde 100 kkal mol-1). Kimiawan kini sangat tertarik dengan

supramolekul yang terbentuk dengan agregasi molekul dengan gaya antarmolekul.

Latihan 3.1 Kekuatan ikatan ion

Energi interaksi antara dua muatan listrik Q1 dan Q2 (keduanya adalah bilangan bulat positif atau negatif) yang dipisahkan dengan jarak r (nm) adalah E = 2,31x10-19

Q1Q2/r (J nm). Hitung energi interaksi untuk kasus: (1) interaksi antara Na+ dan Cl –

dengan r = 0,276 nm; (2) interaksi antara Mg2+ dan O2- dengan r = 0,25 nm.

3.1 Jawab

(1) E = 2,31 x 10-19 (+1)(-1)/(0,276) = -8,37 x 10-19 (J); atau untuk per mol,(2) E = 2,31x10-19 (+2)(-2)/(0,205) = -4,51 x 10-18 (J); atau per mol,



E(mol) = -8,37 x 10-19 x 6,022 x 1023 J = 5,04 x 105 J = 504,0 kJ.

E(mol) = -4,51 x 10-18 x 6,022 x 1023 J = 2,71 x 105 J = 271,0 kJ

Alasan mengapa yang kedua lebih besar adalah lebih besarnya muatan ion dan kedua

karena jarak antar ionnya lebih pendek.

3.2 Kepolaran ikatan

Besarnya kepolaran ikatan, yakni besarnya distribusi pasangan elektron yang tidak merata, ditentukan oleh perbedaan ke-elektronegativan dua atom yang membentuk ikatan. Susuanlah ikatan-ikatan berikut berdasarkan kenaikan kepolarannya. Andadapat menggunakan Tabel 5.7 untuk melihat nilai keelektronegativannya.

H-H, O-H, Cl-H, S-H, F-H

3.2 Jawab

H-H < S-H < Cl-H < O-H < F-H

3.3 Rumus struktur Lewis

Dengan mengikuti aturan oktet, tuliskan rumus struktur Lewis senyawa-senyawa berikut:

(a) hidrogen fluorida HF (b) nitrogen N2 (c) metana CH4 (d) karbon tetrafluorida CF4

(e) kation nitrosil NO+

(f) ion karbonat CO3

2-

(g) asetaldehida HCHO

3.3 Jawab

3.4 Senyawa-senyawa boron-nitrogen

Jawablah pertanyaan-pertanyaan berikut:

(1) Tuliskan konfigurasi elektron boron dalam keadaan dasar. (2) Gambarkan rumusstruktur Lewis BF3. (3) Gambarkan rumus struktur Lewis NH3. (4) Reaksi antara NH3

dan BF3 menghasilkan senyawa adisi. Jelaskan mengapa reaksi ini berlangsung, dansarankan struktur senyawa adisinya.



3.4 Jawab

(1) 1s22s23p1

3.3 Teori kuantum ikatan kimia

a. Metoda Heitler dan London

Sebagaimana dipaparkan di bagian 2.3, teori Bohr, walaupun merupakan modelrevolusioner, namun gagal menjelaskna mengapa atom membentuk ikatan. TeoriLewis-Langmuir tentang ikatan kovalen sebenarnya kualitatif, dan gagal memberikan

jawaban pada pertanyaan fundamental mengapa atom membentuk ikatan, atau

mengapa molekul lebih stabil daripada dua atom yang membentuknya.Masalah ini diselesaikan dengan menggunakan mekanika kuantum (mekanikagelombang). Segera setelah mekanika kuantum dikenalkan, fisikawan Jerman Walter Heitler (1904-1981) dan fisikawan Jerman/Amerika Fritz London (1900-1954)

berhasil menjelaskan pembentukan molekul hidrogen dengan penyelesaian persamaangelombang sistem yang terdiri atas dua atom hidrogen dengan pendekatan. Sistemnyaadalah dua proton dan dua elektron (gambar 3.5(a)). Mereka menghitung energisistem sebagai fungsi jarak antar atom dan mendapatkan bahwa ada lembah dalamyang berkaitan dengan energi minimum yang diamati dalam percobaan (yakni pada

jarak ikatan) tidak dihasilkan. Mereka mengambil pendekatan lain: mereka

menganggap sistem dengan elektron yang posisinya dipertukarkan (gambar 3.5(b)),dan menghitung ulang dengan asumsi bahwa dua sistem harus menyumbang sama pada pembentukan ikatan. Mereka mendapatkan kemungkinan pembentukan ikatanmeningkat, dan hasil yang sama dengan hasil percobaan diperoleh.



Dua keadaan di gambar 3.5 disebut “beresonansi”. Perbedaan energi antara plot (a)dan (b) disebut energi resonansi. Enerhi di gambar 3.6(d) adalah energi untuk keadaandengan spin dua elektronnya sejajar. Dalam keadaan ini, tolakannya dominan, yangakan mendestabilkan ikatan, yakni keadaan antibonding. Metoda Heitler dan Londonadalah yang pertama berhasil menjelaskan dengan kuantitatif ikatan kovalen. Metodaini memiliki potensi untuk menjelaskan tidak hanya ikatan yang terbentuk dalammolekul hidroegn, tetapi ikatan kimia secara umum.

b. Pendekatan ikatan valensi

Marilah kita perhatikan metoda Heitler dan London dengan detail. Bila dua atomhidrogen dalam keadaan dasar pada jarak tak hingga satu sama lain, fungsi gelombangsistemnya adalah 1s1(1)1s2(2) (yang berkaitan dengan keadaan dengan elektron 1

berkaitan dengan proton 1 dan elektron 2 berhubungan dengan proton 2 sebagaimanadiperlihtakna di gambar 3.5(a) (atau 1s1(2)1s2(1) yang berkaitan dengan keadaan

dimana elektron 2 terikat di proton 1 dan elektron 1 berikatan dengan proton 2sebagaimana diperlihatkan gambar 3.5(b)). Bila dua proton mendekat, menjadi sukar



untuk membedakan dua proton. Dalam kasus ini, sistemnya dapat didekati denganmudah kombinasi linear dua fungsi gelombang. Jadi,

Ψ+ = N+［1s1(1)1s2(2) +1s1(2)1s2(1)］ (3.1)

Ψ-= N-［1s1(1)1s2(2) - 1s1(2)1s2(1)］ (3.2)

dengan N+ dan N- adalah konstanta yang menormalisasi fungsi gelombangnya.Dengan menyelesaikan persamaan ini, akan diperoleh nilai eigen E+ dan E- yang

berkaitan dengan gambar. 3.6(a) dan 3.6(b).

Metoda yang dipaparkan di atas disebut dengan metoda ikatan valensi (valence- bond/VB). Premis metoda VB adalah molekul dapat diungkapkan dengan fungsi-fungsi gelombang atom yang menyusun molekul. Bila dua elektron digunakan

bersama oleh dua inti atom, dan spin kedua elektronnya antiparalel, ikatan yang stabilakan terbentuk.

Pendekatan orbital molekul

Metoda VB dikembangkan lebih lanjut oleh ilmuwan Amerika termasuk John ClarkeSlater (1900-1978) dan Linus Carl Pauling (1901-1994). Namun, kini metoda orbitalmolekul (molecular orbital, MO) jauh lebih populer. Konsep dasar metoda MO dapatdijelaskan dengan mudah dengan mempelajari molekul tersederhana, ion molekul H2

+

(gambar 3.7).

(-h2/8π2m)∇2Ψ + VΨ = EΨ (2.21)

maka,

(-h2/8π2m)∇2Ψ +e2/4πε0［(-1/r 1) -(1/r 2) + (1/R)］Ψ = EΨ (3.3)

Ingat bahwa Ψ2 memberikan kebolehjadian menemukan elektron di dalam daerahtertentu. Bila Anda jumlahkan fungsi ini di seluruh daerah, Anda akan dapatkankebolehjadian total menemukan elektron, yang harus sama dengan satu. Orbital

biasanya dinormalisasi agar memenuhi syarat ini, yakni ∫Ψ2 dxdydz = 1.

Fungsi gelombang sistem ini didapatkan dengan mensubstitusi potensialnya kedalam persamaan 2.21. Bila elektronnya di sekitar inti 1, pengaruh inti 2 dapat diabaikan,



dan orbitalnya dapat didekati dengan fungsi gelombang 1s hidrogen di sekitar inti 1.Demikian pula, bila elektronnya di sekitar inti 2, pengaruh inti 1 dapat diabaikan, danorbitalnya dapat didekati dengan fungsi gelombang 1s hidrogen di sekitar inti 2.

Kemudian kombinasi linear dua fungsi gelombang 1s dikenalkan sebagai orbital

molekul pendekatan bagi orbital molekul H2. Untuk setiap elektron 1 dan 2, orbital berikut didapatkan.

φ+(1) = a[1s1(1) + 1s2(1)]

φ+(2) = a[1s1(2) + 1s2(2)] (3.4)

Orbital untuk molekul hidrogen haruslah merupakan hasilkali kedua orbital atom ini.

Jadi,

Ψ+(1, 2) = φ+(1)･φ+(2) = a[1s1(1) + 1s2(1)] x a[1s1(2) + 1s2(2)]

= a2[1s1(1) 1s1(2) + 1s1(1) 1s2(2) + 1s1(2)1s2(1) + 1s2(1) 1s2(2)] (3.5)

Orbital ini melingkupi seluruh molekul, dan disebut dengan fungsi orbital molekul,atau secara singkat orbital molekul. Seperti juga, orbital satu elektron untuk atomdisebut dengan fungsi orbital atom atau secara singkat orbital atom. Metoda untuk memberikan pendekatan orbital molekul dengan melakukan kombinasi linear orbitalatom disebut dengan kombinasi linear orbital atom (linear combination of atomicorbital, LCAO).

Latihan 3.3 metoda VB dan MO

Perbedaan metoda VB dan MO terletak dalam hal seberapa luas kita memperhatikankeadaan elektronik molekulnya. Carilah perbedaan ini dengan membandingkan

persamaan 3.1 dan 3.5.

Jawab

Kecuali konstanta, suku kedua dan ketiga dalam persamaan 3.5 identik dengan duasuku di persamaan 3.1. Keadaan elektronik yang dideskripsikan oleh suku-suku ini

adalah keadaan molekul sebab setiap elektron dimiliki oleh orbital yang berbeda. Di pihak lain, suku pertama dan keempat persamaan 3.5 meakili keadaan ionik molekulH+ - H – sebab kedua elekktron mengisi orbital atom yang sama. Persamaan 3.1 tidak memiliki suku-suku ini, Jadi, teori MO mempertimbangkan keadaan ionik sementarametoda VN tidak.

ikatan kimia materi_musrin

Documents

Transcript of ikatan kimia materi_musrin