Teori VSEPR Teori tolakan pasangan electron pada kulit valensi atau teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) dikembangkan oleh Gillespie dan Nyholm. Teori didasarkan atas hipotesis bahwa semua electron valensi (pasangan ikatan dan pasangan bebas) menempati kedudukan di sekitar atom pusat sedemikian rupa sehingga tolak menolak antara pasangan electron seminimal mungkin. Kedudukan baru dari pasangan electron ini menentukan bentuk molekul. Teori VSEPR dapat dilukiskan (diiktisarkan) sbb: 1. Pasangan-pasangan electron berusaha saling menjauhi semaksimal mungkin 2. Jarak yang diambil oleh pasangan electron bergantung pada keelektronegatifan atom yang bersangkutan. 3. Urutan jarak yang diambil oleh pasangan elektron sebagai berikut: Pasangan bebas > pasangan ikatan rangkap > pasangan ikatan tunggal Tabel : susunan pasangan elektron yang paling umum Pasangan elektron Bentuk susunan elektron Sudut ikatan (xo) 2 Linear 180 3 Segitiga datar 120 4 Tetrahedral 109,5 5 Trigonal piramidal 120 dan 90 6 oktahedral 90 Teori Ikatan Valensi Ada dua teori ikatan yang merupakan hasil dari mekanika kuantum yaitu teori ikatan velensi dan teori orbital molekul. Teori ikatan valensi dikembangkan oleh Heitler dan Slater dan kemudian diperluas oleh Pauling dan Coulson. Teori ikatan valensi memberikan gambaran bagaimana atom-atom yang terpisah saling mendekati dan membentuk ikatan kovalen. Dasar utama ikatan valensi yaitu jika dua atom membentuk ikatan kovalen, orbital atom yang satu bertumpang tindih (overlaving) dengan orbital atom yang lain membentuk suatu daerah tempat pasangan elektron ikatan berada. Kekuatan ikatan kovalen ini bergantung kepada kuatnya pertindihan itu, sehingga setiap atom cenderung untuk memberikan pertindihan orbital yang maksimum. Pertindihan orbital-orbital dapat menghasilkan ikatan sigma ( ) dan ikatan pi ( ). Ikatan sigma dapat terbentuk dari pertindihan orbital s-s, p-p dan s-p. Elektron ikatan dalam ikatan sigma terletak di sekitar garis (khayalan) yang menghubungkan inti kedua atom. Ikatan pi, dihasikan dari pertindihan dua orbital p (p-p) yang berdekatan dan sejajar. H + 1s 1s Pertindihan Ikatan sigma ( ) H H2

Hibridisasi 1

Bagi beberapa molekul sukar untuk diterapkan pertindihan orbital yang masing-masing mengandung satu elektron yang tidak berpasangan. Perhatikan konfigurasi elektron Be, B dan C 2 2 4Be: 1s 2s 2 2 1 5B : 1s 2s 2p 2 2 2 6C : 1s 2s 2p Berilium dapat membentuk senyawa kovalen seperti BeH2 dan BeCl2. Boron dapat membentuk senyawa dengan perbandingan 1:3 seperti BF3 dan BCl3. Pada senyawa karbon yang lebih dari sejuta banyaknya dapat dijumpai atom karbon yang terikat melalui empat pasangan elektron ikatan. Jika ditinjau dari konfigurasi elektron, maka dapat diduga bahwa Be yang orbitalnya terisi penuh tidak dapat membentuk satu ikatan kovalen, sedangkan karbon hanya dapat membentuk dua ikatan kovalen. Kontradiksi antara pengamatan eksperimen dan ramalan berdasarkan model orbital atom, menunjukan bahwa model orbital atom masih jauh dari sempurna untuk menjelaskan ikatan kimia. Olehnya itu, penyusunan elektron dalam orbital setiap bilangan kuantum utama perlu ditata kembali. Penyusunan kembali orbital dalam sebuah atom untuk membentuk seperangkat orbital baru yang ekivalen dalam molekul disebut hibridisasi. Aturan hibridisasi: 1. Hibridisasi adalah proses pencampuran orbital-orbital dalam suatu atom 2. Hanya orbital yang mempunyai energi yang hampir sama besar yang membentuk orbital hibrida 3. Orbital hibrida yang terbentuk sama banyak dengan jumlah orbital yang bercampur 4. Dalam hibridisasi, yang bercampur adalah jumlah orbital dan bukan jumlah elektron. 5. Oleh karena orbital-s tidak terarah dalam ruang x, y, z, maka orbital ini tidak mempunyai arah dalam proses hibridisasi 6. Sebagian besar hibrida adalah mirip tetapi tidak selalu mampunyai bentuk yang identik 7. Orbital px, py, dxy, dzy dan sebagainya menentukan sifat arah dan hibridisasi 8. Bagi hibrida yang ekivalen orientasi dalam ruang ditentukan oleh (i) jumlah hibrida yang diperoleh, (ii) arah x, y, atau z, (iii) anggapan bahwa elektron akan menempati orbital hibrida sedemikian sehingga tidak terganggu oleh elektron lain 9. Macam hibridisasi yang diterapkan untuk suatu struktur ditentukan oleh geometri molekul yang diperoleh dan eksperimen. Teori Orbital Molekul Ialah: cara pengisian elektron-elektron di dalam orbital molekul dalam sebuah inti yang berasal dari orbital atom, dimana orbital yang terbentuk berasal dari orbital linear. Dalam kimia, hanya ada 3 jenis orbital molekul yang perlu diperhatikan, yaitu: OM sigma ( ) yang memiliki ikatan yang kuat, OM pi ( ) yaitu ikatan yang lemah, dan OM delta ( ) yaitu ikatan yang lebih lemah dari pi. Menurut teori ini, kebolehjadian untuk menemukan pasanga elektron dalam suatu daerah tertentu dalam suatu molekul dapat dinyatakan sebagai ungkapan matematik seperti yang berlaku untuk atom. Daerah kebolehjadian tertentu yang ditempati oleh elektron dalam molekul disebut orbital molekul. Orbital molekul merupakan kombinasi linear dari orbital atom. Pada penggabungan ini salah satunya mempunyai energi terendah disebut orbital molekul ikatan (bonding), dan energi tinggi yaitu orbital molekul anti ikatan (anti bonding). Cara pengisian elektron (konfigurasi e-) orbital molekul sbb: 1. mengikuti aturan Aufbaut 2. mengikuti aturan Hund 3. Terdapat ikatan dan anti ikatan Konfigurasinya: * 2 2 1s 2 *1s 2 2s 2 * 2 s 2 2 p x 2 ( y 2 p = z 2 p ) 4 ( * 2 p = z 2 p ) 4 * 2 p x 3s 2 * 3s 2 3 p x ( y 3 p = z 3 p ) 4 y* 2 2 * ( *3 p = z 3 p ) 4 * 3 p x 4 s 2 * 4 s 2 3d 10 * 3d 10 4 p x ( y 4 p = z 4 p ) 4 ( * 4 p = z 4 p ) 4 ... y y

2

Urutan tingkat energi dari orbital-orbital molekul mulai dari tingkat energi terendah, ialah: 1s < *1s < 2s < * 2 s < 2 p z < 2 p x = 2 p y < * 2 p x = * 2 p y dan seterusnya. Contoh Konfigurasi elektron Hidrogen, H2 Dalam molekul hidrogen terdapat dua elektron. Sesuai aturan pengisian elektron maka orbital molekul 1s akan diisi oleh dua elektron, sehingga konfigurasinya: H2: ( 1s) 2

[

]

Konfigurasi elektron helium, He2 Helium mempunyai nomor atom 2, maka jika dalam bentuk molekul He2 maka pada molekul tersebut terdapat 4 elektron. Sesuai teori orbital molekul, terbentuk orbital molekul ikatan 1s dan orbital molekul anti ikatan *1s dimana konfigurasinya sebagi berikut, He2: ( 1s) 2 ( *1s ) 2 dalam molekul ini jumlah elektron dalam orbital anti ikatan sama banyak dengan jumlah elektron dalam orbital ikatan. Olehnya itu, molekul ini tidak stabil, jadi dapat dikatakan bahwa molekul ini tidak perna ada. Orde ikatan Orde ikatan ialah jumlah pasangan elektron dalam orbital ikatan. Orde ikatan untuk molekul hidrogen dan helium di atas masing-masing adalah 1 dan 0. Nb Na Orde ikatan (Oi) dapat dirumuskan: Oi = 2 Dimana: Nb = jumlah elektron dalam orbital ikatan (orbital bonding) Na = jumlah elektron dalam orbital anti ikatan (orbital anti bonding) Contoh: berapa orde ikatan untuk molekul oksigen (O2) 2 Jawab: konfigurasi O2: 1s 2 *1s 2 2s 2 * 2s 2 2 p x ( y 2 p = z 2 p) 4 ( * 2 p) 2 y 10 6 =2 Maka: Oi = 2

[

]

3