Kimia Anorganik_Ikatan Kimia

 IKATAN KIMIA

a.         Tumpang Tindih Orbital

Bila dua atom saling menghampiri cukup dekat sampai satu orbital dari setiap atom memiliki amplitudo yang besar dalam daerah ruang yang dipunyai bersama, dikatakan bahwa orbital-orbital tumpang tindih. Besarnya amplitudo bisa positif, negatif, atau nol.

·           Tumpang tindih bertanda positif bila pertindihan kedua orbital mempunyai tanda sama, keduanya + atau .

·           Tumpang tindih bertanda negatif bila daerah pertindihan kedua orbital mempunyai tanda berlawanan.

·           Tumpang tindih yang tepat nol terjadi bila terdapat daerah pertindihan yang tepat sama dengan tanda berlawanan.

Alasan fisik bagi berlakunya kriteria tumpang tindih merupakan alasan yang langsung. Dalam daerah dimana dua orbital,  dan  memiliki pertindihan positif, rapatan elektron lebih besar daripada jumlah aljabar rapatan elektron dua orbital terpisah, yaitu (  )² lebih besar daripada ² + ², sebesar 2. Lebih banyak rapatan elektron digunakan bersama antara kedua atom. Gaya tarik kedua inti terhadap elektron-elektron ini lebih besar daripada  tolak-menolak inti-inti, dan terjadilah gaya tarikan netto atau interaksi ikatan.

Dalam kasus tumpang tindih negatif, rapatan elektron yang digunakan bersama dikurangi sebesar 2, dan tolakan antar inti bertambah besar. Hal ini menyebabkan interaksi tolakan netto atau anti-ikatan antara atom-atom.

Bila tumpang-tindih  netto adalah nol, tidak terjadi kenaikan ataupun penurunan rapatan elektron bersama, karena itu tidak terjadi interaksi-interaksi tolakan ataupun tarikan keadaan ini diberikan sebagai interaksi non-ikatan.

b.        Mengapa Molekul H₂ Stabil Sedangkan He₂ Tidak Stabil

Atom He berbeda dengan atom H karena memiliki dua elektron, dan ini rumit karena dalam molekul He₂ lalu diduduki oleh sepasang elektron. Karenanya, apapun kestabilan yang diperoleh dari penghunian , akan dilawan oleh efek anti-ikatan elektron-elektron dalam . Hasilnya adalah tidak adanya ikatan netto yang berarti, dan atom-atom He lebih stabil secara terpisah daripada terikat bersama.

c.         Teori OM Bagi Diatom Mononuklir pada Umumnya

Dua poko penting yang perlu ditekankan dalam hal ini adalah

1)        Makin berbeda kedua orbtal atom pada awalnya, makin kurang interaksinya dan makin kecil energi ikatan potensial.

2)        Sementara OM,  dan dalam gambar mengandung sumbangan yang sama dari  dan , tidaklah demikian halnya bila  dan berbeda energinya.

Notasi  Bila dipandang OM dua atom sepanjang arah ikatan, yaitu bila dilihat dari ujung-ujungnya, kemungkinan-kemungkin berikut perlu ditinjau,

a.       akan tampak fungsi gelombang yang bertanda sama, baik + atau , ke segala arah. Dengan perkataan lain, bila dibuat lingkaran mengelilingi sumbu ikatan, tidak terjadi perubahan tanda di seluruh lingkaran. OM jenis ini disebut OM σ (sigma). OM semacam itu hanya dapat dibentuk oleh pertindihan (baik + atau -) dari dua orbital atom yang juga mempunyai sifat sama terhadap sumbu yang dipersoalkan.

b.      dapat dilihat suatu fungsi gelombang yang dipisahkan ke dalam dua daerah dengan tanda berlawanan. Terhadap OM seluruhnya, terdapat bidang sampul. Tepat pada bidang ini fungsi gelombang memiliki amplitudo nol, sepanjang ikatan. Lambang  abjad Yunani dari p digunakan karena jenis OM ini analog dengan orbital atom p.

c.       Walaupun tidak akan ditemui kemungkinan ini sampai nanti bila dibahas senyawaan transisi tertentu, terdapat OM yang memiliki dua bidang simpul. Ini disebut orbital-orbital  (d-Yunani).

Molekul F₂ sekarang dapat ditinjau diagram tingkat bagi molekul-moleku diatom. Paling mudah meninjau F₂ pertama kali, bukan Li2, seperti nanti akan terbukti. Setiap atom F mempunyai konfigurasi 1s²2S²2p⁷. Ekektron-elektron 1s begitu dekat dengan inti dan begitu rendah energinya, hingga mereka tidak memegang peran yang bermakna dlam pengikatan; hal ini hampir selalu benar mengenai elektron-elektron kulit dalam. Jadi hanya orbital-orbital 2s dan 2p yang perlu ditinjau.

Bagi atom Fluor, perbedaan energi antara orbital-orbital 2s dan 2p cukup besar hingga interaksi orbital 2s pada satu atom dengan orbital 2s pada satu atom dengan orbital 2pz pada atom lainnya sangat sedikit.

Order Ikatan. Bila banyaknya pasangan elektron dalam OM ikatan (n_b) dikurangi banyaknya pasangan elektron elektron dalam OM anti-ikatan ()diperoleh order ikatan, n_b  .

Molekul Li₂. Bagi molekul Li₂ diagram tersebut agak berbeda karena pemisahan 2s  2p dalam atom Li lebih kecil, dan interaksi 2s  2p’_z dan 2p_z  s’ cukup besar hingga dapat diabaikan.

d.        Molekul-molekul Diatom Heteronuklir

Pokok-pokok paling penting yang perlu dicatat

1. sekalian orbital atom oksigen terletak pada energi lebih rendah daripada orbital-orbital atom C yang sesuai, karena oksigen memiliki muatan inti dua satuan lebih tinggi.

2. pemisahan energi 2s  2p lebih besar bagi O daripada bagi C.

e.         Teori Orbital Molekul Bagi Molekul Poliatom

Butir-butir penting untuk selalu diingat mengenai keempat OM  adalah sebagai berikut:

1.      dalam setiap OM ikatan, rapatan elektron besar dan bersinambungan antara atom yang berdekatan, sedangkan dalam OM anti-ikatan terdapat simpul antara sepasang inti yang berdekatan.

2.      Dalam setiap OM tersebut, fungsi gelombangnya menunjukkan bahwa sepasang elektron yang menempatinya “terbesar” ke seluruh molekul, dan digunakan bersama oleh sekalian atom, bukan saja oleh pasangan tertentu yang berdekatan. Dengan perkataan lain, elektron-elektron dalam OM terdelokalisasi ke seluruh jangkauan OM.

Penerapan teori OM yang lebih umum dan sangat penting dalam molekul-molekul poliatom, meliputi ikatan  dalam deret planar. Satu golongan penting yang secara kualitatif serupa walaupun secara terinci berbeda adalah spesies simetris dengan rumus umum AB₃ yang planar.

f.         Pendekatan Ikatan Terlokalisasi; Keadaan Valensi dan Hibridisasi

1.        Keadaan Valensi

Atom berillium memiliki konfigurasi elektron 1s²2s². Jadi kulit valensinya hanya memiliki satu orbital terisi, dan elektron-elektronnya berpasangan. Di lain pihak, bila ia membentuk dua ikatan, dengan menggunakan satu elektron masing-masing dari kedua atom lainnya, ia mula-mula harus diletakkan ke keadaan dimana setiap elektron terletak dalam orbital yang berlainan, dan setiap spin harus saling dipisahkan agar siap untuk berpasangan lagi dengan spin elektron pada atom yang akan digunakan untuk pengikatan.

2.        Hibridisasi

Setiap orbital hibrida memiliki cuping positif yang luas terkonsentrasi dalam arah tertentu, karenanya mampu bertindihan sangat kuat dengan orbital-orbital pada atom lain yang lokasinya pada jarak yang cocok dalam arah tersebut. Perhitungan sebenarnya menunjukkan bahwa jangkauan pertindihan yang diperoleh dengan menggunakan baik orbital 2s murni atau 2p_z saja. Tanpa dihitung, hal tersebut tidak sukar untuk melihatnya; bila diperhatikan hanya separuh orbital pz terdapat dalam arah + z dan hanya separuh dalam arah  z. Orbital 2s terdistribusi secara merata ke segala arah.

Suatu atom yang hanya memiliki orbital-orbital s dan p dalam valensi dapat membentuk tiga jenis orbital hibrida, bergantung kepada banyaknya elektron yang tersedia untuk membentuk ikatan:

Hibrida sp memberikan molekul linear

Hibrida sp2 memberikan molekul segitiga planar

Hibrida sp3 memberikan molekul tetrahedral

Bila tersedia orbital-orbital d beserta orbital-orbital s dan p, set hibrida penting yang berikut ini

1.      hibridisasi oktahedral, d²sp³. Bila orbital-orbital d_x²-_y² dan d_z² digabung dengan satu orbital s dan set orbital p_x, p_y, dan p_z, dapat dibentuk set orbital setara dengan cuping-cuping terarah ke puncak-puncak oktahedron.

2.      hibridisasi segiempat planar, dsp².satu orbital d_x²_-y², satu orbital s dan orbital-orbital p_x dan p_y dapat digabung menghasilkan set orbital setara dengan cuping-cuping terarah ke sudut-sudut suatu segiempat dalam bidang xy.

3.      hibridisasi tertrahedral, sd³. Satu orbital s dan set orbital d_xy, d_yz, d_zx dapat digabung memberikan set orbital yang terarah secara tetrahedral.

4.      hibridisasi bipiramidal trigonal, dsp³. Orbital-orbital s, p_x, p_y, p_z, d_z² dapat digabung memberikan set lima orbital hibrida yang tidak setara, terarah ke puncak-puncak bipiramid trigonal.

5.      hibridisasi piramidal-segiempat, dsp3. Orbital-orbital s, p_x, p_y, p_z, dan d_x²_-y² dapat digabung memberikan set lima orbital hibrida tidak setara ke puncak-puncak suatu piramid segiempat.

g.        Resosansi

Konsep resonansi dapat dinilai dari segi energi. Dapat ditunjukkan bahwa hibrida resonansi harus memiliki energi lebih rendah, yakni lebih stabil, daripada struktur tunggal manapun. Hal inilah yang menerangkan fakta bahwa molekul berada dalam struktur hibrida daripada sebagai struktur sumbangan yang manapun.

Satu jenis resonansi yang perlu disebut khusus adalah resonansi kovalen-ionik. Ikatan antara atom-atom yang tidak sama (A-B) selalu kira-kira lebih kuat daripada rata-rata kuat ikatan A-A dan B-B. Ini digunakan untuk menghitung selisih keelektronegatifan, atas dasar bahwa sumbangan ionik atau polar pada ikatan menyebabkannya lebih kuat daripada ikatan kovalen murni saja.

Bila A lebih elektronegatif daripada B, ikatn A-B dapat diwakili oleh hibrida resonansi 3-IVa dan 3-IVb.

A-B                  AB

3-IVa                3-IVb

Seperti diterangkan di atas, ikatan A-B sejati akan

1. Menggabungkan sifat-sifat kedua struktur sumbangan

2. lebih stabil daripada salah satu struktur saja

Jadi, ikatan A-B akan polar dalam jangkauan yang bergantung kepada berapa banyak 3-IVb menymbang kepada struktur rata-rata dan naiknya kuat ikatan, bila dibandingkan dengan kekuatan yang diharapkan untuk ikatan kovalen murni, akan sebanding dengan pangkat dua dari selisih keelektronegatifan, karena selisih itulah yang menentukan pentingnya 3-IVb dibandingkan terhadap 3-IVa.

h.        Ikatan Berpusat Banyak dalam Molekul Tuna Elektron

Dalam beberapa molekul, tidak cukup terdapat elektron untuk membiarkan terjadinya satu (atau lebih) pasang elektron antara setiap pasang atom yang berdekatan. Molekul semacam itu disebut tuna elektron.

i.          Bentuk Molekul

1. Model Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi  (VSEPR)

Model ini didasari gagasan sederhana bahwa elektron-elektron di sekeliling atom pusat A akan membentuk pasangan (dengan spin berlawanan), dan pasangan-pasangn tersebut akan cenderung sejauh mungkin saling berjauhan, agar tolakan elektrostatik sesamanya sekecil-kecilnya.

2. Hibridisasi atau Teori Valensi Terarah

Menurut perlakuan ini, arah ikatan ditentukan oleh set orbital hibrida pada atom pusat yang ditentukan oleh set orbital hibrida pada atom pusat yang digunakan membentuk ikatan ke atom-atom ligan, dan untuk memegang pasangan yang tidak digunakan bersama. Jadi molekul AB₂ adalah linear disebabkan oleh penggunaan orbital hibrida sp.

3. Model Ikatan Berpusat Tiga

Yang menarik ialah kemungkinan menggunakan model yang didasari orbital valensi terarah, tetapi sama sekali mengabaikan orbital d. Bagi molekul yang hanya melibatkan dua, tiga,, atau empat pasang elektron seperti juga sebelumnya digunakan sp, sp², serta sp³, dan kedua model tersebut identik.

j.          Panjang Ikatan dan Jari-Jari Kovalen

Bila ditinjau ikatan tunggal antara atom-atom yang sama, misalnya  Cl-Cl, dapat ditetapkan jari-jari kovalen ikatan tunggal sutu atom yakni setengah panjang ikatannya. Jadi jarak Cl-Cl 1,988  menghasilkan jari-jari kovalen sebesar 0,99  bagi atom Cl. Dengan cara serupa, jari-jari atom lain didapatkan (misal 0,77 bagi karbon dengan mengambil 1/2 panjang ikatan C-C dalam intan). Kemudian dipenuhinya cara untuk mendapatkan panjang ikatan-ikatan heteronuklir seringkali dapat diramalkan dengan ketelitian yang bermanfaat.

Ikatan ganda selalu lebih pendek daripada ikatan tunggal yang sesuai. Hal ini digambarkan oleh ikatan-ikatan antara atom-atom nitrogen.

k.        Pengemasan Molekul; Jari-jari van der Waals

Bila molekul-molekul dikemas bersama dalam wujud cair dan padat, saling mendekatinya dibatasi oleh gaya tolakan jarak pendek, yang terjadi dari pertindihan daerah luar yang membaur dari awan elektron atom-atom.

Jarak sebenarnya yang memisahkan kedua molekul agar diam ditentukan oleh kesamaan gaya tarikan dan gaya tolakan. Juga terdapat gaya-gaya tarikan jarak pendek yang lemah antara molekul-molekul, sebagai hasil dari gaya-gaya dipol permanen, dipol-dipol berfluktuasi, yang nilai rata-rata waktunya dalam molekul manapun adalah nol.

Secara bersamaan, sekalian gaya tarikan dan tolakan yang bukan ionik ataupun kovalen disebut gaya van der waals.

Jari-jari van der Waals jauh lebih besar daripada jari-jari kovalen dan pada garis besarnya adalah konstan bagi spesies isoelektronik.