Bab 9 Ikatan Kimia

Ikatan Kimia

Definisi Ikatan Kimia Adalah ikatan yang terjadi antar atom atau antar molekul dengan cara sebagai berikut :

A- atom yang 1 melepaskan elektron, sedangkan atom yang lain menerima elektron (serah terima elektron)

B- penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari masing-masing atom yang berikatan
C- penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari salah 1 atom yang berikatan

Berdasarkan perubahan konfigurasi elektron yang terjadi pada pembentukan ikatan, maka ikatan kimia dibedakan menjadi 4 yaitu : ikatan ion, ikatan kovalen, ikatan kovalen koordinat / koordinasi / dativ dan ikatan logam.

1-Ikatan Ionik. Definisi :

- Terjadi jika atom unsur yang memiliki energi ionisasi kecil/rendah melepaskan elektron valensinya (membentuk kation) dan atom unsur lain yang mempunyai afinitas elektron besar/tinggi menangkap/menerima elektron tersebut (membentuk anion).

- Kedua ion tersebut kemudian saling berikatan dengan gaya elektrostatis (sesuai hukum Coulomb).

- Unsur yang cenderung melepaskan elektron adalah unsur logam sedangkan unsur yang cenderung menerima elektron adalah unsur non logam.

2-Iktan Kovalen. Definisi :

- Adalah ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara bersama oleh 2 atom yang berikatan.

- Ikatan kovalen terjadi akibat ketidakmampuan salah 1 atom yang akan berikatan untuk melepaskan elektron (terjadi pada atom-atom non logam).

- Ikatan kovalen terbentuk dari atom-atom unsur yang memiliki afinitas elektron tinggi serta beda keelektronegatifannya lebih kecil dibandingkan ikatan ion.

- Atom non logam cenderung untuk menerima elektron sehingga jika tiap-tiap atom non logam berikatan maka ikatan yang terbentuk dapat dilakukan dengan cara mempersekutukan elektronnya dan akhirnya terbentuk pasangan elektron yang dipakai secara bersama.

- Pembentukan ikatan kovalen dengan cara pemakaian bersama pasangan elektron tersebut harus sesuai dengan konfigurasi elektron pada unsur gas mulia yaitu 8 elektron (kecuali He berjumlah 2 elektron).

3-Ikatan Koordinat. Definisi :

- Adalah ikatan yang terbentuk dengan cara penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari salah 1 atom yang berikatan [Pasangan Elektron Bebas (PEB)], sedangkan atom yang lain hanya menerima pasangan elektron yang digunakan bersama.

- Pasangan elektron ikatan (PEI) yang menyatakan ikatan dativ digambarkan dengan tanda anak panah kecil yang arahnya dari atom donor menuju akseptor pasangan elektron.

4-Ikatan Logam. Definisi :

- Adalah ikatan yang terbentuk akibat adanya gaya tarik-menarik yang terjadi antara muatan positif dari ion-ion logam dengan muatan negatif dari elektron-elektron yang bebas bergerak.

- Atom-atom logam dapat diibaratkan seperti bola pingpong yang terjejal rapat 1 sama lain.

- Atom logam mempunyai sedikit elektron valensi, sehingga sangat mudah untuk dilepaskan dan membentuk ion positif.

- Maka dari itu kulit terluar atom logam relatif longgar (terdapat banyak tempat kosong) sehingga elektron dapat berpindah dari 1 atom ke atom lain.

- Mobilitas elektron dalam logam sedemikian bebas, sehingga elektron valensi logam mengalami delokalisasi

• Pertanyaan dan jawaban mengenai Ikatan Kimia.

1. Jelaskan inti definisi dari Ikatan Kimia?

Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik antara dua atomatau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil.

2. Ada berapa macam ikatan kimia? Sebutkan!

Ikatan kimia terbagi atas 4 macam yaitu : Ikatan Ionik, Ikatan Kovalen, Ikatan Koordinat, dan Ikatan Logam.

3. Apa yang dimaksud dengan Gas Mulia?

Gas mulia adalah gas yang mempunyai sifat lengai, tidak reaktif, dan susah bereaksi dengan bahan kimia lain. Gas mulia banyak digunakan dalam sektor perindustrian

4. Ikatan Kovalen terbagi 3 jenis. Sebutkan!

Ikatan Kovalen Tunggal, Ikatan Kovalen Rangkap 2, dan Ikatan Kovalen Rangkap 3

5. Apa yang di maksud dengan delokalisasi?.

Delokalisasi yaitu suatu keadaan dimana elektron valensi tersebut tidak tetap posisinya pada 1 atom, tetapi senantiasa berpindah-pindah dari 1 atom ke atom lain.

BAB 14 Struktur Senyawa Anorganik

Struktur banyak senyawa anorganik dapat dijelaskan dengan menggunakan teori VSEPR atau secara sederhana dengan teori valensi. Namun, beberapa senyawa anorganik yang tidak masuk dalam kelompok ini sangat penting baik dari sudut pandang teori maupun praktis. Beberapa senyawa ini akan didiskusikan di bawah ini.

AMONIA

Amonia NH3 seolah diturunkan dari metana dengan menggantikan atom karbon dengan atom nitrogen dan salah satu atom hidrogen dengan pasangan elektron bebas. Jadi, amonia memiliki seolah struktur tetrahedral. Namun untuk memahami struktur amonia, anda harus mempertimbangkan inversi atom nitrogen. Perilaku amonia sangat mirip dengan payung yang tertiup sehingga terbalik. Halangan inversinya hanya 5,8 kkal mol-1, dan inversi amonia pada suhu kamar sangat cepat(Gambar 4.10).



Secara prinsip, atom nitrogen dari amina yang mengikat tiga atom atau gugus yang berbeda dapat merupakan pusat asimetrik sebab nitrogen memiliki empat substituen termasuk pasangan elektron bebas. Namun karena adanya inversi ini, atom nitrogen tidak dapat menjadi pusat asimetrik..

DIBORAN

Diharapkan reaksi antara magnesium borida dan air akan menghasilkan boron trihidrida BH3. Namun, yang didapatkan adalah diboran B2H6. Nampaknya senyawa ini tidak dapat dijelaskan dengan teori valensi sederhana, dan banyak sekalai usaha telah dilakukan untuk mengelusidasi anomali ini.

Mg3B2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + B2H6 (4.1)

Kini telah dibuktikan bahwa senyawa ini memiliki struktur aneh sebagai beikut.



Kerangka molekulnya adalah jajaran genjang yang terbentuk dari dua atom boron dan dua atom hidrogen, dan atom hidrogen terikat pada dua atom boron disebut dengan hidrogen jembatan. Empat ikatan B-H terminal secara esensi terbentuk dari tumpang tindih orbital 1s hidrogen dan orbital hibrida boron. Sebaliknya, ikatan jembatan B—H—B adalah ikatan tiga pusat, dua elektron yang terbetuk dari hibridisasi hidrogen 1s dan dua orbital hibrida boron. Keberadaan ikatan seperti ini dikonfirmasi dengan mekanika kuantum.

SENYAWA GAS MULIA

Lama sekali dipercaya bahwa gas mulia hanya ada sebagai molekul monoatomik, dan tidak membentuk senyawa. Kimiawan Kanada Neil Bartlett (1932-) menemukan spesi ionik [O2]+[PtF6]- dengan mereaksikan oksigen dengan platina heksafluorida PtF6. Ia beranggapan reaksi yang mirip dengan ini yakni reaksi antara xenon dan PtF6 akan berlangsung karena energi ionisasi pertama xenon dekat nilainya dengan energi ionisasi perrtama molekul oksigen. Di tahun 1962 ia berhasil mendapatkan senyawa gas mulia pertama Xe(PtF6)x, (x = 1, 2).

Kemudian menjadi jelas bahwa gas mulia membentuk senyawa biner dengan oksigen dan fluorin yang keduanya memiliki keelektronegativan tinggi. XeF2 adalah molekul linear dengan kelebihan elektron, sementara XeF4 merupakan satu-satunya senyawa unsur berbentuk bujur sangkar. XeF6 berbentuk oktahedron terdistorsi, dan di dekat titik lelehnya, senyawa ini ada sebagai kristal [XeF5]+F-.

FEROSEN

Ferosen adalah senyawa terdiri atas dua cincin sikopentadienil yang melapisi kedua sisi atom Fe dan senyawa ini merupakan contoh pertama kelompok senyawa yang disebut dengan senyawa sandwich(Gambar 4.12).



Di awal tahun 1950-an , rekasi antara siklopentadienilmagnesium bromida dan FeCl3 anhidrat dilakukan dengan harapan akan dihasilkan turuanan fulvalena. Namun, senyawa dengan struktur (C6H5)2Fe yang diperoleh. Struktur senyawa ini didapatkan sangat unik: delapan belas elektron, dua belas dari dua molekul siklopentadienil (masing-masing enam elektron) dan enam dari kulit terluar Fe. Jadi, konfigurasi elektron gas mulia dicapai dan kestabilannya kira-kira sepadan. Kedua cincin siklopentadienail berputar layaknya piringan CD musik.

Abdulrahman (09020)

BAB 13 Struktur Senyawa Karbon

a. Keisomeran karena atom karbon asimetrik, keisomeran optik

Sebelum ada teori valensi, kimiawan/fisiologis Perancis Louis Pasteur (1822-1895) telah mengenali pengaruh struktur molekul individual pada sifat gabungan molekul. Ia berhasil memisahkan asam rasemat tartarat (sebenarnya garam natrium amonium) menjadi (+) dan (-) berdasarkan arah muka hemihedral kristalnya (1848).

Kedua senyawa memiliki sifat fisika (misalnya titik leleh) dan kimia yang sama, tetapi ada perbedaan dalam sifat optik dalam larutan masing-masing senyawa. Keduanya memutar bidang polarisasi cahaya, dengan kata lain mempunyai keaktifan optik. Rotasi jenis kedua senyawa, yang mengkur kekuatan rotasi kedua senyawa, memiliki nilai absolut yang sama, namun tandanya berlawanan. Karena molekul berada bebas dalam larutan, perbedaan ini tidak dapat dijelaskan karena perbedaan struktur kristal. Sayangnya waktu itu, walaupun teori atom sudah ada, teori valensi belum ada. Dengan kondisi seperti ini Pasteur tidak dapat menjelaskan penemuannya.

Di tahun 1860-an, kimiawan Jerman Johannes Adolf Wislicenus (1835-1902) menemukan bahwa dua jenis asam laktat yang diketahui waktu itu keduanya adalah asam α-hidroksipropanoat CH3CH(OH)COOH, bukan asam β- hidroksipropanoat HOCH2CH2COOH. Ia lebih lanjut menyarankan bahwa konsep baru untuk stereoisomer harus dibuat untuk menjelaskna fenomena ini. Konse baru ini menyatakan bahwa kedua senyawa yang memiliki rumus struktur yang sama dalam dua dimensu dapat menjadi stereoisomer bila susunan atom-atomnya di ruang berbeda.

Di tahun 1874, van’t Hoff dan Le Bel secara independen mengusulkan teori atom karbon tetrahedral. Menurut teori ini, kedua asam laktat yang dapat digambarkan di Gambar 4.4. Salah satu asam laktat adalah bayangan cermin asam laktat satunya. Dengan kata lain, hubungan kedua senyawa seperti hubungan tangan kanan dan tangan kiri, dan oleh karena itu disebut dengan antipoda atau enantiomer. Berkat teori van’t Hoff dan Le Bel, bidang kimia baru, stereokimia, berkembang dengan cepat.

Pada atom karbon pusat di asam laktat, empat atom atau gigus yang berbeda terikat. Atom karbon semacam ini disebut dengan atom karbon asimetrik. Umumnya, jumlah stereoisomer akan sebanyak 2n, n adalah jumlah atom karbon asimetrik. Asam tartarat memiliki dua atom karbon asimetrik. Namun, karena keberadaan simetri molekul, jumlah stereoisomernya kurang dari 2n, dan lagi salah satu stereoisomer secara optik tidak aktif (Gambar 4.5). Semua fenomena ini dapat secara konsisten dijelaskan dengan teori atom karbon tetrahedral.

Namun karena adanya simetri, meso-asam tartarat secara optik tidak aktif.

b. Isomer geometri

Van’t Hoff menjelaskan keisomeran asam fumarat dan maleat karena batasan rotasi di ikatan ganda, suatu penjelasan yang berbeda dengan untuk keisomeran optik. Isomer jenis ini disebut dengan isomer geometri. Dalam bentuk trans subtituennya (dalam kasus asam fumarat dan maleat, gugus karboksil) terletak di sisi yang berbeda dari ikatan rangkap, sementara dalam isomer cis-nya subtituennya terletak di sisi yang sama.

Dari dua isomer yang diisoasi, van’t Hoff menamai isomer yang mudah melepaskan air menjadi anhidrida maleat isomer cis sebab dalam isomer cis kedua gugus karboksi dekat satu sama lain. Dengan pemanasan sampai 300 °C, asam fuarat berubah menjadi anhidrida maleat. Hal ini cukup logis karena prosesnya harus melibatkan isomerisasi cis-trans yang merupakan proses dengan galangan energi yang cukup tinggi (Gambar 4.6)．

Karena beberapa pasangan isomer geometri telah diketahui, teori isomer geometri memberikan dukunagn yang baik bagi teori struktural van’t Hoff.

Struktur benzen

Struktur benzen menjadi enigma beberapa tahun. Di tahun 1865, Kekulé mengusulkan struktur siklik planar dengan tiga ikatan tunggal dan tiga ikatan ganda yang terhubungkan secara bergantian. Strukturnya disebut dengan struktur Kekulé. Bukti struktur semacam ini datang dari jumlah isomer benzen tersubstitusi. Dengan struktur Kekulé, akan ada tiga isomer kresol, yakni, o, m- dan p-kresol.

Struktur Kekulé tidak dapat menyelesaikan semua masalah yang berkaitan dengan struktur benzene. Bila benzene memiliki struktur seperti yang diusulkan Kekulé, akan ada dua isomer okresol, yang tidak diamati. Kekulé mempostulatkan bahwa ada kesetimbangan cepat, yang disebut dengan resonansi antara kedua struktur. Istilah resonansi kemudian digunakan dalam mekanika kuantum.
d. Struktur etana: analisis konformasional

Teori atom karbon tetrahedral dan struktur benzene memberikan fondasi teori struktur senyawa organik. Namun, van’t Hoff dan kimiawan lain mengenali bahwa masih ada masalah yang tersisa dan tidak dapat dijelaskan dengan teori karbon tetrahedral. Masalah itu adalah keisomeran yang disebabkan oleh adanya rotasi di sekitar ikatan tunggal.

Bila rotasi di sekitar ikatan C-C dalam 1,2-dikhloroetana CH2ClCH2Cl terbatas sebagaimana dalam kasus asam fumarat dan maleat, maka akan didapati banyak sekali isomer. Walaupun van’t Hoff awalnya menganggap adanya kemungkinan seperti itu, ia akhirnya menyimpulkan bahwa rotasinya bebas (rotasi bebas) karena tidak didapati isomer rotasional akibat batasan rotasi tersebut. Ia menambahkan bahwa struktur yang diamati adalah rata-rata dari semua struktur yang mungkin.

Di tahun 1930-an dibuktikan dengan teori dan percobaan bahwa rotasi di sekitar ikatan tunggal tidak sepenuhnya bebas. Dalam kasus etana, tolakan antara atom hidrogen yang terikat di atom karbon dekatnya akan membentuk halangan bagi rotasi bebas, dan besarnya tolakan akan bervariasi ketika rotasi tersebut berlangsung. Gambar 4.8(a) adalah proyeksi Newman etana, dan Gambar 4.8(b) adalah plot energi-sudut torsi.

Abdulrahman (09020)

BAB 11 Jenis Ikatan Kimia

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

Elektron dalam kristal logam dimiliki oleh orbital-orbital dengan nilai energi diskontinyu, dan situasinya mirip dengan elektron yang mengelilingi inti atom. Namun, dengan meingkatnya jumlah orbital atom yang berinteraksi banyak, celah energi 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 dengan teori 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 akibatnya terlokalisasi di orbital-orbital tersebut. Hal ini ditunjukkan di bagian bawah Gambar 3.8. Namun, orbital 3s dan 3p bertumpang tindih dan bercampur satu dengan yang lain membentuk MO. MO ini diisi elektron sebagian, sehingga elektron-elektron ini secara terus menerus dipercepat oleh medan listrik menghasilkan arus listrik. Dengan demikian, magnesium adalah konduktor.

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

b. Ikatan hidrogen

Awalnya diduga bahwa alasan mengapa hidrogen fluorida HF memiliki titik didih dan titik leleh yang lebih tinggi dibandingkan hidrogen halida lain (gambar 3.9) adalah bahwa HF ada dalam bentuk polimer. Alasan tepatnya tidak begitu jelas untuk kurun waktu 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 sangat menarik. Di awal tahun 1930-an, ditunjukkan bahwa dua atom oksigen membentk ikatan yang mengapit hidrogen seperti dalam kasus HF (gambar 3.9). Kemudian diketahui bahwa ikatan jenis ini umum didapatkan dan disebut dengan ikatan hidrogen.

Ikatan hidrogen dengan mudah terbentuk bila atom hidroegen terikat pada atom elektronegatif 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. Dimerisasi asam 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 seragam dalam molekul, atau polaritas molekul (dipol permanen). Polaritas molekul adalah sebab agregasi molekul menjadi cair atau padat. Namun, molekul non polar semacam metana CH4, hidrogen H2 atau He (molekul monoatomik) dapat juga dicairkan, dan pada suhu yang sangat rendah, mungkin juga dipadatkan. Hal ini berarti bahwa ada gaya 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. Asal usul gaya ini adalah distribusi muatan yang sesaat tidak seragam (dipol sesaat) yang disebabkan oleh fluktuasi awan elektron di sekitar inti. Dalam kondisi yang sama, semakin banyak jumlah elektron dalam molekul semakin mudah molekul tersebut akan dipolarisasi sebab elektron-elektronnya akan tersebar luas. Bila dua awan elektron mendekati satu sama lain, dipol akan terinduksi ketika awan elektron mempolarisasi 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 pembentukan ikatan kimia (dalam orde 100 kkal mol-1). Kimiawan kini sangat tertarik dengan supramolekul yang terbentuk dengan agregasi molekul dengan gaya antarmolekul.

M Aditia Septiawan (09021)

BAB 12 Struktur Molekul Sederhana

Ikatan ionik dibentuk oleh tarikan elekrostatik antara kation dan anion. Karena medan listrik suatu ion bersimetri bola, ikatan ion tidak memiliki karakter arah. Sebaliknya, ikatan kovalen dibentuk dengan tumpang tindih orbital atom. Karena tumpang tindih sedemikian sehingga orbital atom dapat mencapai tumpang tindih maksimum, ikatan kovalen pasti bersifat terarah. Jadi bentuk molekul ditentukan oleh sudut dua ikatan, yang kemudian ditentukan oleh orbital atom yang terlibat dalam ikatan.

1.Teori tolakan pasangan elektron valensi
Di tahuan 1940, Sidgwick mengusulkan teori yang disebut dengan Teori tolakan pasangan elektron valensi [valence shell electron pair repulsion (VSEPR)], yang karena sifat kualitatifnya sangat mudah dipahami. Teorinya sangat cocok untuk mempredksi struktur senyawa berjenis XYm.

a.SENYAWA DENGAN ATOM PUSAT DIVALEN
b.SENYAWA DENGAN ATOM PUSAT TRIVALEN
c.SENYAWA DENGAN ATOM PUSAT TETRAVALEN
d.SENYAWA DENGAN VALENSI LEBIH TINGGI DARI EMPAT

2.Hibridisasi orbital atom
Diharapkan bahwa berilium khlorida BeCl2 dan timah (II) khlorida SnCl2 akan memiliki struktur yang mirip karena memiliki rumus molekul yang mirip. Namun, ternyata senyawa pertama berstruktur linear sedang yang kedua bengkok. Hal ini dapat dijelaskan dengan perbedaan orbital atom yang digunakan. Bila elektron-elektron mengisi orbital atom mengikuti prinsip Aufbau, elektron akan mengisi orbital atom yang berenergi terendah. Dua elektron diizinkan mengisi satu orbital. Menurut prinsip Pauli, tidak ada elektron yang memiliki satu set bilangan kuantum yang tepat sama. Masalah yang timbul adalah akan diletakkan di mana elektron ke-empat atom karbon. Telah ditetapkan bahwa konfigurasi elektron terendah atom adalah konfigurasi dengan jumlah elektron tak berpasangan maksimum dan masih tetap diizinkan oleh aturan Pauli dalam set orbital dengan energi yang sama (dalam kasus karbon adalah tiga orbital 2p). Dalam kasus ini awalnya semua elektron akan memiliki bilangan kuantum spin yang sama (yakni, +1/2 atau -1/2).

Sebagaimana didiskusikan di atas, baik teori VSEPR maupun hibridisasi orbital atom akan memberikan kesimpulan struktur molekul dan ion yang sama. Walaupun teori VSEPR hanya bergantung pada tolakan antar pasangan elektron, dan teori hibridisasi memberikan justifikasi teoritisnya.

Soal
1.Jelaskan mengenai ikatan ionik!

2.Jelaskan mengenai ikatan kovalen!

3.Apa yang dimaksud dengan berilium?

4.Apa yang dimaksud dengan konfigurasi electron terendah atom?

5.Apa nama teori yang diusulkan oleh Sidgwick?

Jawab
1.Ikatan ionik dibentuk oleh tarikan elekrostatik antara kation dan anion. Karena medan listrik suatu ion bersimetri bola, ikatan ion tidak memiliki karakter arah.

2.Ikatan kovalen dibentuk dengan tumpang tindih orbital atom. Karena tumpang tindih sedemikian sehingga orbital atom dapat mencapai tumpang tindih maksimum, ikatan kovalen pasti bersifat terarah.

3.Berilium adalah atom dengan dua elektron valensi dan konfigurasi elektron (1s22s2).

4.Konfigurasi elektron terendah atom adalah konfigurasi dengan jumlah elektron tak berpasangan maksimum dan masih tetap diizinkan oleh aturan Pauli dalam set orbital dengan energi yang sama (dalam kasus karbon adalah tiga orbital 2p).

5.Teori tolakan pasangan elektron valensi [valence shell electron pair repulsion (VSEPR)].

Teguh Permana (09023)

BAB 10 Teori Kuantum Ikatan Kimia

1.Metoda Heitler dan London
Sebagaimana dipaparkan di bagian 2.3, teori Bohr, walaupun merupakan model revolusioner, namun gagal menjelaskna mengapa atom membentuk ikatan. Teori Lewis-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 (mekanika gelombang). 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 persamaan gelombang sistem yang terdiri atas dua atom hidrogen dengan pendekatan. Sistemnya adalah dua proton dan dua electron.

2.Pendekatan ikatan valensi
Marilah kita perhatikan metoda Heitler dan London dengan detail. Bila dua atom hidrogen dalam keadaan dasar pada jarak tak hingga satu sama lain. Bila dua proton mendekat, menjadi sukar untuk membedakan dua proton. Dalam kasus ini, sistemnya dapat didekati dengan mudah 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.

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 stabil akan terbentuk.

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

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

Soal
1.Siapakah yang berhasil menjelaskan pembentukan molekul hidrogen dengan penyelesaian persamaan gelombang sistem yang terdiri atas dua atom hidrogen dengan pendekatan?

2.Mengapa J.W. Heitler dan F. London berhasil menjelaskan mengapa atom membentuk ikatan?

3.Metode apakah yang dipaparkan oleh Heitler dan London?

4.Siapakah yang mengembangkan metode VB setelah Heitler dan London?

5.Mengapa kini metoda orbital molekul (molecular orbital, MO) jauh lebih popular?


Jawab
1.Fisikawan Jerman Walter Heitler (1904-1981) dan fisikawan Jerman/Amerika Fritz London (1900-1954)

2.Mereka menghitung energi sistem sebagai fungsi jarak antar atom dan mendapatkan bahwa ada lembah dalam yang 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, dan menghitung ulang dengan asumsi bahwa dua sistem harus menyumbang sama pada pembentukan ikatan.

3.Metoda ikatan valensi (valence-bond/VB).

4.Ilmuwan Amerika termasuk John Clarke Slater (1900-1978) dan Linus Carl Pauling (1901-1994).

5.Karena konsep dasar metoda MO dapat dijelaskan dengan mudah dengan mempelajari molekul tersederhana, ion molekul H2+

Teguh Permana (09023)