smanda martha: Hibridisasi

Hibridisasi adalah sebuah konsep bersatunya orbital-orbital atom membentuk orbital hibrid yang baru yang sesuai dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom. Konsep orbital-orbital yang terhibridisasi sangatlah berguna dalam menjelaskan bentuk orbital molekul dari sebuah molekul. Konsep ini adalah bagian tak terpisahkan dari teori ikatan valensi. Walaupun kadang-kadang diajarkan bersamaan dengan teori VSEPR, teori ikatan valensi dan hibridisasi sebenarnya tidak ada hubungannya sama sekali dengan teori VSEPR.^[1]

Sejarah perkembangan

Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling^[2] dalam menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH₄). Secara historis, konsep ini dikembangkan untuk sistem-sistem kimia yang sederhana, namun pendekatan ini selanjutnya diaplikasikan lebih luas, dan sekarang ini dianggap sebagai sebuah heuristik yang efektif untuk merasionalkan struktur senyawa organik.

Teori hibridisasi tidaklah sepraktis teori orbital molekul dalam hal perhitungan kuantitatif. Masalah-masalah pada hibridisasi terlihat jelas pada ikatan yang melibatkan orbital d, seperti yang terdapat pada kimia koordinasi dan kimia organologam. Walaupun skema hibridisasi pada logam transisi dapat digunakan, ia umumnya tidak akurat.

Sangatlah penting untuk dicatat bahwa orbital adalah sebuah model representasi dari tingkah laku elektron-elektron dalam molekul. Dalam kasus hibridisasi yang sederhana, pendekatan ini didasarkan pada orbital-orbital atom hidrogen. Orbital-orbital yang terhibridisasikan diasumsikan sebagai gabungan dari orbital-orbital atom yang bertumpang tindih satu sama lainnya dengan proporsi yang bervariasi. Orbital-orbital hidrogen digunakan sebagai dasar skema hibridisasi karena ia adalah salah satu dari sedikit orbital yangpersamaan Schrödingernya memiliki penyelesaian analitis yang diketahui. Orbital-orbital ini kemudian diasumsikan terdistorsi sedikit untuk atom-atom yang lebih berat sepertikarbon, nitrogen, dan oksigen. Dengan asumsi-asumsi ini, teori hibridisasi barulah dapat diaplikasikan. Perlu dicatat bahwa kita tidak memerlukan hibridisasi untuk menjelaskan molekul, namun untuk molekul-molekul yang terdiri dari karbon, nitrogen, dan oksigen, teori hibridisasi menjadikan penjelasan strukturnya lebih mudah.

Teori hibridisasi sering digunakan dalam kimia organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang terdiri dari atom C, N, dan O (kadang kala juga P dan S). Penjelasannya dimulai dari bagaimana sebuah ikatan terorganisasikan dalam metana.

Hibrid sp³

Hibridisasi menjelaskan atom-atom yang berikatan dari sudut pandang sebuah atom. 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 keadaan dasar karbon adalah 1s² 2s² 2p_x¹ 2p_y¹ atau lebih mudah dilihat:

$C\quad \frac{\uparrow\downarrow}{1s}\; \frac{\uparrow\downarrow}{2s}\; \frac{\uparrow\,}{2p_x}\; \frac{\uparrow\,}{2p_y}\; \frac{\,\,}{2p_z}$

(Perhatikan bahwa orbital 1s memiliki energi lebih rendah dari orbital 2s, dan orbital 2s berenergi sedikit lebih rendah dari orbital-orbital 2p)

Teori ikatan valensi memprediksikan, berdasarkan pada keberadaan dua orbital p yang terisi setengah, bahwa C akan membentuk dua ikatan kovalen, yaitu CH₂. Namun,metilena adalah molekul yang sangat reaktif (lihat pula: karbena), sehingga teori ikatan valensi saja tidak cukup untuk menjelaskan keberadaan CH₄.

Lebih lanjut lagi, orbital-orbital keadaan dasar tidak bisa digunakan untuk berikatan dalam CH₄. Walaupun eksitasi elektron 2s ke orbital 2p secara teori mengijinkan empat ikatan dan sesuai dengan teori ikatan valensi (adalah benar untuk O₂), hal ini berarti akan ada beberapa ikatan CH₄ yang memiliki energi ikat yang berbeda oleh karena perbedaan aras tumpang tindih orbital. Gagasan ini telah dibuktikan salah secara eksperimen, setiap hidrogen pada CH₄ dapat dilepaskan dari karbon dengan energi yang sama.

Untuk menjelaskan keberadaan molekul CH₄ ini, maka teori hibridisasi digunakan. Langkah awal hibridisasi adalah eksitasi dari satu (atau lebih) elektron:

$C^{*}\quad \frac{\uparrow\downarrow}{1s}\; \frac{\uparrow\,}{2s}\; \frac{\uparrow\,}{2p_x} \frac{\uparrow\,}{2p_y} \frac{\uparrow\,}{2p_z}$

Proton yang membentuk inti atom hidrogen akan menarik salah satu elektron valensi karbon. Hal ini menyebabkan eksitasi, memindahkan elektron 2s ke orbital 2p. Hal ini meningkatkan pengaruh inti atom terhadap elektron-elektron valensi dengan meningkatkan potensial inti efektif.

Kombinasi gaya-gaya ini membentuk fungsi-fungsi matematika yang baru yang dikenal sebagai orbital hibrid. Dalam kasus atom karbon yang berikatan dengan empat hidrogen, orbital 2s (orbital inti hampir tidak pernah terlibat dalam ikatan) "bergabung" dengan tiga orbital 2p membentuk hibrid sp³ (dibaca s-p-tiga) menjadi

$C^{*}\quad \frac{\uparrow\downarrow}{1s}\; \frac{\uparrow\,}{sp^3}\; \frac{\uparrow\,}{sp^3} \frac{\uparrow\,}{sp^3} \frac{\uparrow\,}{sp^3}$

Pada CH₄, empat orbital hibrid sp³ bertumpang tindih dengan orbital 1s hidrogen, menghasilkan empat ikatan sigma. Empat ikatan ini memiliki panjang dan kuat ikat yang sama, sehingga sesuai dengan pengamatan.

Sebuah representasi skematis orbital-orbital hibrid yang tumpang tindih dengan orbital s hirdogen

sama dengan

Sebuah pandangan alternatifnya adalah dengan memandang karbon sebagai anion C⁴⁻. Dalam kasus ini, semua orbital karbon terisi:

$C^{4-}\quad \frac{\uparrow\downarrow}{1s}\; \frac{\uparrow\downarrow}{2s}\; \frac{\uparrow\downarrow}{2p_x} \frac{\uparrow\downarrow}{2p_y} \frac{\uparrow\downarrow}{2p_z}$

Jika kita menrekombinasi orbital-orbital ini dengan orbital-s 4 hidrogen (4 proton, H⁺) dan mengijinkan pemisahan maksimum antara 4 hidrogen (yakni tetrahedal), maka kita bisa melihat bahwa pada setiap orientasi orbital-orbital p, sebuah hidrogen tunggal akan bertumpang tindih sebesar 25% dengan orbital-s C dan 75% dengan tiga orbital-p C. HaL ini sama dengan persentase relatif antara s dan p dari orbital hibrid sp³ (25% s dan 75% p).

Menurut teori hibridisasi orbital, elektron-elektron valensi metana seharusnya memiliki tingkat energi yang sama, namun spektrum fotoelekronnya ^[3] menunjukkan bahwa terdapat dua pita, satu pada 12,7 eV (satu pasangan elektron) dan saty pada 23 eV (tiga pasangan elektron). Ketidakkonsistenan ini dapat dijelaskan apabila kita menganggap adanya penggabungan orbital tambahan yang terjadi ketika orbital-orbital sp³ bergabung dengan 4 orbital hidrogen.

Hibrid sp²

Senyawa karbon ataupun molekul lainnya dapat dijelaskan seperti yang dijelaskan pada metana. Misalnya etilena (C₂H₄) yang memiliki ikatan rangkap dua di antara karbon-karbonnya. Struktur Kekule metilena akan tampak seperti:

http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/8/8d/Ethene-2D-flat.png/220px-Ethene-2D-flat.png

Ethene Lewis Structure. Each C bonded to two hydrogens and one double bond between them.

Karbon akan melakukan hibridisasi sp² karena orbtial-orbital hibrid hanya akan membentuk ikatan sigma dan satu ikatan pi seperti yang disyaratkan untuk ikatan rangkap dua di antara karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang dan kuat ikat yang sama. Hal ini sesuai dengan data percobaan.

Dalam hibridisasi sp², orbital 2s hanya bergabung dengan dua orbital 2p:

$C^{*}\quad \frac{\uparrow\downarrow}{1s}\; \frac{\uparrow\,}{sp^2}\; \frac{\uparrow\,}{sp^2} \frac{\uparrow\,}{sp^2} \frac{\uparrow\,}{p}$

membentuk 3 orbital sp² dengan satu orbital p tersisa. Dalam etilena, dua atom karbon membentuk sebuah ikatan sigma dengan bertumpang tindih dengan dua orbital sp² karbon lainnya dan setiap karbon membentuk dua ikatan kovalen dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp² yang bersudut 120°. Ikatan pi antara atom karbon tegak lurus dengan bidang molekul dan dibentuk oleh tumpang tindih 2p-2p (namun, ikatan pi boleh terjadi maupun tidak).

Jumlah huruf p tidaklah seperlunya terbatas pada bilangan bulat, yakni hibridisasi seperti sp^2.5 juga dapat terjadi. Dalam kasus ini, geometri orbital terdistorsi dari yang seharusnya. Sebagai contoh, seperti yang dinyatakan dalam kaidah Bent, sebuah ikatan cenderung untuk memiliki huruf-p yang lebih banyak ketika ditujukan ke substituen yang lebih elektronegatif.

Hibrid sp

Ikatan kimia dalam senyawa seperti alkuna dengan ikatan rangkap tiga dijelaskan dengan hibridisasi sp.

$C^{*}\quad \frac{\uparrow\downarrow}{1s}\; \frac{\uparrow\,}{sp}\; \frac{\uparrow\,}{sp} \frac{\uparrow\,}{p} \frac{\uparrow\,}{p}$

Dalam model ini, orbital 2s hanya bergabung dengan satu orbital-p, menghasilkan dua orbital sp dan menyisakan dua orbital p. Ikatan kimia dalam asetilena (etuna) terdiri dari tumpang tindih sp-sp antara dua atom karbon membentuk ikatan sigma, dan dua ikatan pi tambahan yang dibentuk oleh tumpang tindih p-p. Setiap karbon juga berikatan dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp bersudut 180°.

Hibridisasi dan bentuk molekul

Hibridisasi membantuk kita dalam menjelaskan bentuk molekul:

Jenis molekul	Utama kelompok	Logam transisi^[4]
AX₂	· Linear (180°) · hibridisasi sp · E.g., CO₂	· Tekuk (90°) · hibridisasi sd · E.g., VO₂⁺
AX₃	· Datar trigonal (120°) · hibridisasi sp² · E.g., BCl₃	· Piramida trigonal (90°) · hibridisasi sd² · E.g., CrO₃
AX₄	· Tetrahedral (109.5°)
AX₄	· hibridisasi sp³ · E.g., CCl₄	· hibridisasi sd³ · E.g., MnO₄⁻
AX₅	-	· Piramida persegi (66°, 114°)^[5] · hibridisasi sd⁴ · E.g., Ta(CH₃)₅
AX₆	-	· Prisma trigonal (63°, 117°)^[5] · hibridisasi sd⁵ · E.g., W(CH₃)₆

molekul hipervalen^[6] (Resonansi)
Jenis molekul	Utama kelompok	Logam transisi
AX₂	-	Linear (180°)

AX₃	-	Datar trigonal (120°)

AX₄	-	Datar persegi (90°)

AX₅	Bipiramida trigonal (90°, 120°)	Bipiramida trigonal (90°, 120°)
		· hibridisasi pecahan (orbital s dan d) · E.g., Fe(CO)₅
AX₆	Oktahedral (90°)	Oktahedral (90°)

AX₇	Bipiramida pentagonal (90°, 72°)	Bipiramida pentagonal (90°, 72°)
		· hibridisasi pecahan (orbital s dan tiga d) · E.g., V(CN)₇⁴⁻
AX₈	Antiprisma persegi	Antiprisma persegi
	· hibridisasi pecahan (orbital s dan tiga p) · E.g., IF₈⁻	· hibridisasi pecahan (orbital s dan empat d) · E.g., Re(CN)₈³⁻

Secara umum, untuk sebuah atom dengan orbital s dan p yang membentuk hibrid h_i dengan sudut $\theta$ , maka berlaku: 1 + $\lambda$ _i $\lambda$ _j cos( $\theta$ ) = 0. Rasio p/s untuk hibrid i adalah $\lambda$ _i², dan untuk hibrid j $\lambda$ _j². Dalam kasus khusus hibrdid dengan atom yang sama, dengan sudut $\theta$ , persamaan tersebut akan tereduksi menjadi 1 + $\lambda$ ² cos( $\theta$ ) = 0. Sebagai contoh, BH₃memiliki geometri datar trigonal, sudut ikat 120^o, dan tiga hibrid yang setara. Maka 1 + $\lambda$ ² cos( $\theta$ ) = 0 menjadi 1 + $\lambda$ ² cos(120^o) = 0, berlaku juga $\lambda$ ² = 2 untuk rasio p/s. Dengan kata lain terdapat hibrid sp² seperti yang diperkirakan dari daftar di atas.

Teori hibridisasi vs. Teori orbital molekul

Teori hibridisasi adalah bagian yang tak terpisahkan dari kimia organik dan secara umum didiskusikan bersama dengan teori orbital molekul dalam buku pelajaran kimia organik tingkat lanjut. Walaupun teori ini masih digunakan secara luas dalam kimia organik, teori hibridisasi secara luas telah ditinggalkan pada kebanyakan cabang kimia lainnya. Masalah dengan teori hibridisasi ini adalah kegagalan teori ini dalam memprediksikan spektra fotoelektron dari kebanyakan molekul, meliputi senyawa yang paling dasar seperti air dan metana. Dari sudut pandang pedagogi, pendekatan hib

Sejarah perkembangan

Hibrid sp³

$C\quad \frac{\uparrow\downarrow}{1s}\; \frac{\uparrow\downarrow}{2s}\; \frac{\uparrow\,}{2p_x}\; \frac{\uparrow\,}{2p_y}\; \frac{\,\,}{2p_z}$

(Perhatikan bahwa orbital 1s memiliki energi lebih rendah dari orbital 2s, dan orbital 2s berenergi sedikit lebih rendah dari orbital-orbital 2p)

Untuk menjelaskan keberadaan molekul CH₄ ini, maka teori hibridisasi digunakan. Langkah awal hibridisasi adalah eksitasi dari satu (atau lebih) elektron:

$C^{*}\quad \frac{\uparrow\downarrow}{1s}\; \frac{\uparrow\,}{2s}\; \frac{\uparrow\,}{2p_x} \frac{\uparrow\,}{2p_y} \frac{\uparrow\,}{2p_z}$

$C^{*}\quad \frac{\uparrow\downarrow}{1s}\; \frac{\uparrow\,}{sp^3}\; \frac{\uparrow\,}{sp^3} \frac{\uparrow\,}{sp^3} \frac{\uparrow\,}{sp^3}$

sama dengan

Sebuah pandangan alternatifnya adalah dengan memandang karbon sebagai anion C⁴⁻. Dalam kasus ini, semua orbital karbon terisi:

$C^{4-}\quad \frac{\uparrow\downarrow}{1s}\; \frac{\uparrow\downarrow}{2s}\; \frac{\uparrow\downarrow}{2p_x} \frac{\uparrow\downarrow}{2p_y} \frac{\uparrow\downarrow}{2p_z}$

Hibrid sp²

Ethene Lewis Structure. Each C bonded to two hydrogens and one double bond between them.

Dalam hibridisasi sp², orbital 2s hanya bergabung dengan dua orbital 2p:

$C^{*}\quad \frac{\uparrow\downarrow}{1s}\; \frac{\uparrow\,}{sp^2}\; \frac{\uparrow\,}{sp^2} \frac{\uparrow\,}{sp^2} \frac{\uparrow\,}{p}$

Hibrid sp

Ikatan kimia dalam senyawa seperti alkuna dengan ikatan rangkap tiga dijelaskan dengan hibridisasi sp.

$C^{*}\quad \frac{\uparrow\downarrow}{1s}\; \frac{\uparrow\,}{sp}\; \frac{\uparrow\,}{sp} \frac{\uparrow\,}{p} \frac{\uparrow\,}{p}$

Hibridisasi dan bentuk molekul

Hibridisasi membantuk kita dalam menjelaskan bentuk molekul:

Jenis molekul	Utama kelompok	Logam transisi^[4]
AX₂	· Linear (180°) · hibridisasi sp · E.g., CO₂	· Tekuk (90°) · hibridisasi sd · E.g., VO₂⁺
AX₃	· Datar trigonal (120°) · hibridisasi sp² · E.g., BCl₃	· Piramida trigonal (90°) · hibridisasi sd² · E.g., CrO₃
AX₄	· Tetrahedral (109.5°)
AX₄	· hibridisasi sp³ · E.g., CCl₄	· hibridisasi sd³ · E.g., MnO₄⁻
AX₅	-	· Piramida persegi (66°, 114°)^[5] · hibridisasi sd⁴ · E.g., Ta(CH₃)₅
AX₆	-	· Prisma trigonal (63°, 117°)^[5] · hibridisasi sd⁵ · E.g., W(CH₃)₆

molekul hipervalen^[6] (Resonansi)
Jenis molekul	Utama kelompok	Logam transisi
AX₂	-	Linear (180°)

AX₃	-	Datar trigonal (120°)

AX₄	-	Datar persegi (90°)

AX₅	Bipiramida trigonal (90°, 120°)	Bipiramida trigonal (90°, 120°)
		· hibridisasi pecahan (orbital s dan d) · E.g., Fe(CO)₅
AX₆	Oktahedral (90°)	Oktahedral (90°)

AX₇	Bipiramida pentagonal (90°, 72°)	Bipiramida pentagonal (90°, 72°)
		· hibridisasi pecahan (orbital s dan tiga d) · E.g., V(CN)₇⁴⁻
AX₈	Antiprisma persegi	Antiprisma persegi
	· hibridisasi pecahan (orbital s dan tiga p) · E.g., IF₈⁻	· hibridisasi pecahan (orbital s dan empat d) · E.g., Re(CN)₈³⁻

Teori hibridisasi vs. Teori orbital molekul

smanda martha

Music Player

Music Player

Music Player

Music Player

Rabu, 09 April 2014

Hibridisasi

Tidak ada komentar:

Posting Komentar