- Agustus 27, 2017
- 5 Comments
Pembentukan
Ikatan Menurut Teori Orbital
Orbital
atom mempunyai bentuk tertentu :
Ø Orbital
s berbentuk bola : gerakan elektron terbatas di kaawasan bola sekitar inti
Ø Tiga
Orbital p berbentuk cuping dan saling tegak lurus, mengarah kesumbuh koordinat
x, y, dan z
Dalam
pengikatan (sudut pandang orbital), atom saling mendekat sehingga orbital
atomnya dapat saling tumpang tindih hingga membentuk ikatan.
Orbital dalam
molekul Hidrogen (H) : bentuk silinder sepanjang sumbu antar nukleus H – H,
orbital seperti ini disebut orbital sigma (σ)
dan ikatannya dinamakan ikatan sigma (sigma bond). Ikatan sigma juga dapat
terbentuk melalui tumpang tindih 1 orbital s dan 1 orbital p atau 2 orbital p
Pembentukan Ikatan Menurut Orbital Hibridisasi
Hibridisasi –
istilah yang digunakan untuk pencampuran orbital 2 atom dalam 1 atom.
1.
Merupakan pencampuran dari sedikitnya
2 orbital atom yang tidak setara.
2.
Jumlah orbital hibrida yang dihasilkan
sama dengan jumlah orbital atom asli yang terlibat dalam proses hibridisasi.
3.
Hibridisasi membutuhkan energi; tetapi
sistem memperoleh kembali energi ini, bahkan lebih selama pembentukan ikatan.
4.
Ikatan kovalen terbentuk akibat
tumpang tindihnya orbital hibrida dengan orbital yang tidak terhibridisasi
Berdasarkan konfigurasi di atas, salah tafsir bahwa karbon : hanya membentuk 2 ikatan (orbital 2p yang ½ terisi atau 3 ikatan jika ada beberapa atom yang menyumbangkan 2 elektron pada orbital 2pyang kosong. Kenyataannya Karbon membentuk 4 ikatan tunggal (CH4 atau CCl4). Penyelesaiannya penggabungan 4 orbital atom dari kulit valensi untuk membentuk 4 orbital hibrid yang identik @ 1 eletron valensi maka disebut Orbital Hibrid sp3. (@ memiliki 1 bagian sifat s dan 3 bagian sifat p)
Pembentukan Orbital hibrida sp
Misal
BeCl2 : Be dalam keadaan dasar tidak membentuk ikatan kovalen dengan
Cl, karena elektronnya berpasangan dalam orbital 2s. Hibridisasi : Terjadi eksitasi
elektron 2s ke orbital 2p. Jika 2 atom Cl bergabung dengan Be dalam keadaan
eksitasi, maka 1 atom Cl akan berbagi elektron 2s dan 1 atom Cl lain berbagi
elektron 2p > BeCl2 tidak setara.
Pembentukan Orbital Hibrida Sp2
Setiap
atom karbon dalam molekul etilena (c2H4) memiliki 3
orbital hibrida sp2 hijau dan 1 orbital 2pz yang tidak
terhibridisasi (abu-abu), tegak lurus dengan bidang orbital hibrida.
Dalam kimia, ikatan pi (ikatan π) adalah ikatan kimia
kovalen
yang dua cuping orbital atom yang berlektron tunggal bertumpang tindih dengan
dua cuping orbital atom lainnya yang juga berlektron tunggal. Hanya terdapat
satu bidang simpul dari orbital
yang melewati dua inti atom.
Huruf Yunani π berasal dari nama orbital p karena simetri
orbital ikatan pi adalah sama dengan orbital p ketika dilihat dari sumbu
ikatan. Orbital p biasanya terlibat dalam ikatan sejenis ini. Orbital d juga
dianggap terlibat dalam ikatan pi, namun tidaklah seperlunya benar, walaupun
konsep ikatan orbital d sesuai dengan hipervalensi.
Ikatan pi biasanya lebih
lemah dari ikatan sigma karena rapatan elektronnya lebih
jauh dari inti atom
yang bermuatan positif, sehingga memerlukan lebih banyak energi. Dari sudut
pandang mekanika kuantum, kelemahan ikatan ini
dijelaskan oleh ketumpangtindihan yang sangat sedikit di antara orbital p oleh
karena orientasinya yang paralel.
Walaupun
ikatan pi lebih lemah dari ikatan sigma, ikatan pi seringkali merupakan
komponen dari ikatan rangkap bersamaan dengan ikatan sigma. Kombinasi dari
ikatan sigma dan pi lebih kuat dari ikatan pi dan sigma yang berdiri sendiri.
Ket : ikatan phi (π) - kerapatan elektron di atas dan di bawah inti
dari ikatan atom
Sigma
Bond (σ) -
kerapatan elektron antar 2 atom
Ikatan sigma (σ) dan Ikatan phi (π)
Ikatan Tunggal 1 ikatan sigma
Ikatan rangkap 1 ikatan sigma dan 1 ikatan phi
Ikatan rangkap tiga 1 ikatan sigma dan 2
ikatan phi
NITROGEN
Ikatan
Kovalen tidak hanya terbentuk pada senyawa
karbon saja ,ternyata juga dapat dibentuk oleh
atom-atom lain.
Kita ambil contoh molekul yang mengandung
ikatan kovalen
yang melibatkan
atom nitrogen.
Atom nitrogen (Amonia, NH3,
). Memiliki konfigurasi ground-state: 1s2 2s2
2px 2py 2pz , hal ini memungkinkan
atom nitrogen berikatan dengan tiga
atom hidrogen. Secara prinsip,
pembentukan hibrida sama dengan pada
atom karbon.
Pada
hibridisasi sp3,
satu orbital sp3
diisi oleh dua elektron dan tiga orbital sp3 diisi masing- masing
satu elektron. Ikatan sigma terbentuk dari
overlap orbital hibrida sp3 yang tidak berpasangan tersebut dengan orbital 1s dari
hidrogen menghasilkan molekul
ammonia. Dengan demikian, ammonia
memiliki bentuk geometri
tetrahedral yang mirip dengan metana.
OKSIGEN
Oksigen mampu membentuk dua
ikatan sigma karena pada kulit terluarnya terdapat dua elektron tak berpasangan
(2py dan 2pz). Pada Oksigen, elektron pada atom ground-state oksigen memiliki
konfigurasi elektron 1s2 2s2 2px 2py dan 2pz dan oksigen merupakan atom divalen.
Oksigen juga dapat
terhibridisasi sp2, yaitu dengan mempromosikan satu elektronnya ke
orbital p. Dalam kondisi ini,
oksigen hanya memiliki satu ikatan sigma, tetapi juga memilki satu
ikatan pi. Contoh molekul yang memiliki atom oksigen
terhibridisasi sp2 adalah
pada senyawa-senyawa karbonil.
Ikatan Rangkap Terkonjugasi
Sistem konjugasi terjadi dalam senyawa organik yang atom-atomnya
secara kovalen berikatan tunggal dan ganda secara bergantian (C=C-C=C-C) dan
mempengaruhi satu sama lainnya membentuk daerah delokalisasi
elektron. Elektron-elektron pada daerah delokalisasi ini bukanlah
milik salah satu atom, melainkan milik keseluruhan sistem konjugasi ini.
Contohnya, fenol (C6H5OH memiliki
sistem 6 elektron di atas dan di bawah cincin planarnya sekaligus di sekitar
gugus hidroksil.
Ikatan rangkap konjugasi bisa
di sebut juga ikatan rangkap selang seling dengan ikatan tunggal atau disebut
juga elektronnya dapat berpindah-pindah (terdelokalisasi)
Sistem konjugasi secara umumnya
akan menyebabkan delokalisasi
elektron di sepanjang orbital p yang paralel
satu dengan sama lainnya. Hal ini akan meningkatkan stabilitas dan menurunkan
energi molekul secara keseluruhan.
Pengaturan kembali elektron
melalui orbital π, terutama dalam system konjugasi atau senyawa organic yang
atom-atomnya secara kovalen berikatan tunggal dan ganda secara bergantian
(C=C-C=C-C) dan mempengaruhi satu sama lainnya membentuk daerah delokalisasi
electron disebut dengan konjugasi. Elektron-elektron pada daerah delokalisasi
ini bukanlah milik salah satu atom, melainkan milik keseluruhan system
konjugasi ini.
BENZENA DAN RESONANSI
Senyawa benzena pertama
kali disintesis oleh Michael Faraday pada tahun 1825, dari gas yang dipakai
sebagai bahan bakar lampu penerang. Sepuluh tahun kemudian diketahui bahwa
benzena memiliki rumus molekul C6H6 sehingga
disimpulkan bahwa benzena memiliki ikatan rangkap yang lebih banyak daripada
alkena.
Ikatan rangkap pada
benzena berbeda dengan ikatan rangkap pada alkena. Ikatan rangkap pada alkena
dapat mengalami reaksi adisi, sedangkan ikatan rangkap pada benzena tidak dapat
diadisi, tetapi benzena dapat bereaksi secara substitusi. Contoh:
Reaksi adisi : C2H4
+ Cl2 → C2H4Cl2
Reaksi substitusi : C6H6
+ Cl2 → C6H5Cl + HCl
Menurut Friedrich August
Kekule, keenam atom karbon pada benzena tersusun secara siklik membentuk
segienam beraturan dengan sudut ikatan masing-masing 120°. Ikatan antaratom
karbon adalah ikatan rangkap dua dan tunggal bergantian (terkonjugasi).
Analisis sinar-X terhadap
struktur benzena menunjukkan bahwa panjang ikatan antaratom karbon dalam
benzena sama, yaitu 0,139 nm. Adapun panjang ikatan rangkap dua C=C adalah
0,134 nm dan panjang ikatan tunggal C–C adalah 0,154 nm. Jadi, ikatan
karbon-karbon pada molekul benzena berada di antara ikatan rangkap dua dan
ikatan tunggal. Hal ini menggugurkan struktur dari Kekule.
Berdasarkan
hasil analisis sinar-X maka diusulkan bahwa ikatan rangkap pada molekul benzena
tidak terlokalisasi pada karbon tertentu melainkan dapat berpindah-pindah
(terdelokalisasi). Gejala ini dinamakan resonansi. Untuk menggambarkan ikatan
rangkap dua yang terdelokalisasi pada molekul benzena dinyatakan dengan bentuk
lingkaran, seperti ditunjukkan berikut ini.
Teori resonansi dapat
menerangkan mengapa benzena sukar mengalami reaksi adisi. Sebab, ikatan rangkap
dua karbon-karbon dalam benzena terdelokalisasi dan membentuk cincin yang kuat
terhadap reaksi kimia sehingga tidak mudah diganggu.
Pada suhu kamar, benzena
berwujud cair dengan bau yang khas, tidak berwarna, bersifat racun, dan mudah
terbakar. Titik didih benzena 80 °C dan titik bekunya 5,5 °C. Lihat tabel
berikut.
Tabel 1. Titik Beku dan Titik Didih dari
Molekul Benzena
Nama
|
Titik Beku (°C)
|
Titik Didih (°C)
|
Benzena
|
5,5
|
80
|
Naftalena
|
81
|
218
|
Antrasena
|
216
|
342
|
Metilbenzena
|
– 95
|
111
|
Stirena
|
– 31
|
145
|
o–dimetilbenzena
|
– 25
|
144
|
m–dimetilbenzena
|
– 48
|
139
|
p–dimetilbenzena
|
13
|
138
|
Benzena paling banyak
digunakan sebagai pelarut senyawa karbon yang bersifat nonpolar dan sebagai
bahan baku untuk pembuatan senyawa turunan benzena. Semua senyawa karbon yang
mengandung cincin benzena digolongkan sebagai turunan benzena. Reaksi umum benzena
adalah reaksi substitusi, yaitu penggantian atom H oleh gugus lain tanpa
mengganggu cincin karbonnya. Contoh:
Untuk pertama kalinya
benzena diisolasi pada tahun 1825 oleh Michael Faraday dari residu berminyak
yang tertimbun dalam pipa induk gas di London. Kemudian pada tahun 1834
ditetapkan rumus molekul benzena adalah C6H6.
Struktur yang mula-mula diusulkan pada tahun 1865 tidak mengandung ikatan
rangkap karena benzena tidak mudah mengalami reaksi adisi seperti pada alkena.
Struktur yang demikian ini tidak sesuai dengan tetravalensi karbon.
Agar
tidak menyalahi tetravelensi karbon, pada tahun 1872 Friedrich August Kekule
mengusulkan bahwa benzena mengandung tiga ikatan tunggal dan tiga ikatan
rangkap yang berselang-seling.
Rumus
struktur di atas dapat disederhanakan penulisannya menjadi:
Pengukuran spektroskopik
menunjukkan bahwa molekul benzena adalah planar dan semua ikatan
karbon-karbonnya sama panjang yaitu 1,39 Å. Ikatan karbon-karbon pada
benzena panjangnya di antara ikatan karbon-karbon tunggal (1,47 Å) dan
ikatan karbon-karbon rangkap (1,33 Å).
Hal ini dapat dibenarkan
karena ikatan karbon-karbon pada benzena mengalami resonansi (berpindah
pindah). Inilah sebabnya mengapa benzena sukar mengalami adisi.
Ikatan karbon-karbon pada
benzena terdiri atas ikatan sigma ( σ ) dan ikatan phi
( π ). Menurut teori ini ikatan valensi orbital molekul terbentuk dari
tumpang tindih orbital-orbital atom. Ikatan kovalen yang terbentuk dari tumpang
tindih ujung dengan ujung disebut ikatan sigma ( σ ), sedangkan ikatan
kovalen yang terbentuk dari tumpang tindih sisi dengan sisi disebut ikatan phi
( π ).
Ikatan yang pertama
antara dua atom merupakan ikatan sigma, dan ikatan yang kedua merupakan ikatan
phi. Jadi ikatan tunggal adalah ikatan sigma, dan ikatan kovalen rangkap dua
terdiri atas ikatan sigma dan ikatan phi.
Benzena
mempunyai enam karbon sp2 dalam sebuah cincin segi enam
datar. Tiap atom karbon memiliki satu orbital p yang tegak lurus bidang cincin.
Tumpang tindih keenam orbital p mengakibatkan terbentuknya enam orbital molekul
sehingga terbentuk awan elektron berbentuk “donat” pada bagian atas dan bawah
cincin segi enam benzena.
- Agustus 27, 2017
- 5 Comments
ORBITAL DAN PERANANNYA DALAM IKATAN KOVALEN
Orbital molekul adalah orbital-orbital dari dua atom yang saling tumpang tindih agar dapat menghasilkan ikatan kovalen. "Ikatan kovalen yang digambarkan oleh teori tolakan pasangan elektron kulit valensi (Valence Shell Electron-Pair Repulsion-VSEPR), sangat signifikan dalam menjelaskan atau meramalkan struktur geometri suatu molekul sekalipun tidak melibatkan aspek matematik. Perkembangan teori orbital molekuler (Moleculer Orbital Theory-MOT) pada mulanya dipelopori oleh Hund dan Mulliken. Seperti halnya pada senyawa-senyawa sederhana, konsep orbital molekular juga dapat diterapkan pada senyawa kompleks. Namun dapat disederhanakan dengan hanya mempertimbangkan orbital-orbital atomik yang benar-benar berperan dalam pembentukan orbital molekuler (OM) yaitu orbital 3d, 4s, dan 4p bagi atom pusat dari logam transisi seri pertama dan orbital s-p atau bentuk hibridisasinya bagi atom donor dari ligan yang bersangkutan".
Orbital molekul adalah orbital-orbital dari dua atom yang saling tumpang tindih agar dapat menghasilkan ikatan kovalen. "Ikatan kovalen yang digambarkan oleh teori tolakan pasangan elektron kulit valensi (Valence Shell Electron-Pair Repulsion-VSEPR), sangat signifikan dalam menjelaskan atau meramalkan struktur geometri suatu molekul sekalipun tidak melibatkan aspek matematik. Perkembangan teori orbital molekuler (Moleculer Orbital Theory-MOT) pada mulanya dipelopori oleh Hund dan Mulliken. Seperti halnya pada senyawa-senyawa sederhana, konsep orbital molekular juga dapat diterapkan pada senyawa kompleks. Namun dapat disederhanakan dengan hanya mempertimbangkan orbital-orbital atomik yang benar-benar berperan dalam pembentukan orbital molekuler (OM) yaitu orbital 3d, 4s, dan 4p bagi atom pusat dari logam transisi seri pertama dan orbital s-p atau bentuk hibridisasinya bagi atom donor dari ligan yang bersangkutan".
A. SIFAT
GELOMBANG
o
Elektron
oleh ahli kimia (sampai 1923) diandaikan hanya sebagai partikel bermuatan
negatife yang mengelilingi inti atom .
o
Namun,
dalam 1923 louis de Broglie mengemukakan bahwa elektron mempunyai sifat
gelombang dan sifat partikel .
o
Pendapatnya
tersebut menjadi konsep dari mekanika kuantum tentang gerak elektron dan teori
orbital molekul .
Gelombang
Diam merupakan
sebuah jenis gelombang diam berdasarkan gerakannya , terbagi menjadi:
a)
1
dimensi : orang memetik senar gitar yang kedua ujungnya mati
b)
2
dimensi : pemukulan kepala drum
c)
3
dimensi : sistem gelombang elektron
Amplitudo adalah tinggi gelombang
diam , bila mengarah keatas, amplitudo (+) dan bila kebawah , amplitudo (-)
Simpul adalah kedudukan pada
gelombang yang amplitudonya = 0
B. Orbital Ikatan dan Anti Ikatan
Menurut teori orbital molekul, orbital molekul dihasilkan
dari interaksi antara dua atau lebih orbital atom. Terjadinya tumpang tidih
suatu orbital mengarah pada pembentukan dua orbital atom : satu orbital
molekul ikatan dan satu orbital molekul antiikatan. Orbital molekul ikatan
(bonding molecular orbital) memiliki energi yang lebih rendah dan kestabilan
yang lebih besar dibandingkan dengan orbital atom pembentuknya. Orbital molekul
antiikatan (antibonding molecular orbital) memiliki energi yang lebih tinggi
dan kestabilan yang lebih rendah dibandingkan dengan orbital-orbital atom
pembentuknya.
Teori orbital molekul (OM)
menggambarkan ikatan kovalen melalui istilah orbital molekul yang dihasilkan
dari interaksi orbital-orbital atom dari atom-atom yang berikatan dan yang
terkait dengan molekul secara keseluruhan (lischer, 2009). Konstruksi
orbital molekul dari orbital atom, ibagian dalam pembentukan molekul. Separuh
dari orbital molekul mempunyai energi yang lebih besar daripada energi orbital
atom. Orbital yang dibentuk yaitu orbital molekul pengikatan (bonding) dan
orbital molekul antiikatan (anti bonding). Elektron yang tidak mengambil bagian
dalam pengikatan disebut elektron tidak berikatan (nonbonding) dan mempunyai
energy yang sama dengan energy yang dimiliki atom-atom yang terpisah. Energi
–energi relatif dari setiap jenis orbital secara umum terlihat pada gambar 2
berikut ini (Dogra, 1990):
Orbital
atom yang mengambil bagian dalam pembentukan orbital molekul harus memenuhi
persyaratan sebgai berikut:
1.
Orbital atom yang membentuk orbital
molekulm harus mempunyai energi yang dapat dibandingkan.
2.
Fungsi gelombang dari masing-masing
orbital atom harus bertumpang tindih dalam ruangan sebanyak mungkin..
3.
Fungsi gelombang orbital atom harus
mempunyai simetri yang relatif sama dengan sumbu molekul.
Yang paling umum membentuk orbital
molekul adalah σ (sigma) dan orbital π (pi). Orbital sigma simetris disekitar
sumbu antarnuklir. Penampang tegak lurus terhadap sumbu nuklir (biasanya sumbu
x) memberikan suatu bentuk elips. Ini terbentuk dari orbital s maupun dari p
dan orbital d yang mempunyai telinga sepanjang sumbu antar nuklir. Orbital π
terbentuk ketika orbital p pada setiap atom mengarah tegak lurus terhadap sumbu
antarnuklir. Daerah tumpang tindih ada di atas dan di bawah sumbu ikatan (lihat
gambar 3).
Gambar
3. Bentuk orbital molekul yang terbentuk dari orbital atom
C. ORBITAL HIBRIDA KARBON
Bila atom hidrogen
menjadi bagian dari suatu molekul , maka digunakan orbital atom 1s untuk ikatan . keadaan dengan atom
karbon agak berlebihan . karbon mempunyai dua electron dalam orbital 1s karena , orbital 1s merupakan orbital terisi
yang tidak digunakan untuk ikatan, Keempat electron pada tingkat energi kedua
dari karbon adalah electron ikatan .
Ada empat orbital atom
pada tingkat energi kedua : satu orbital 2s
dan tiga orbital 2p . Namun demikian
,karbon tidak menggunakan keempat orbital dalam keadaan murninya untuk ikatan .
Sebagai gantinya , karbon bercampur atau berhibridasi
yaitu empat orbital atom tingkat kedua menurut salah satu dari tiga ikatan
:
1 .Hibridisasisp3 ,digunakan bila karbon
membentuk empat ikatan tunggal
2 .Hibridisasisp2 ,digunakan bila karbon
membentuk ikatan rangkap
3 .Hibridisasisp ,digunakan bila karbon membentuk ikatan
ganda tiga atau ikatan rangkap terkumulasi
(dua ikatan rangkap terhadap suatu atom karbon tunggal ) .
* Bila atom karbon terikat
pada empat atom lain , ikatan dari atom karbon terbentuk dari empat orbital sp3 yang ekuivalen , Karbon sp 3adalah tetrahedral .
* Bila karbon terikat pada
tiga atom yang lain, ikatan dari atom karbon terbentuk dari tiga
orbital sp2 yang ekuivalen
dengan satu orbital p yang tinggal .
Orbital sp2 membentuk tiga
ikatan sigma ; orbital p membentuk ikatan
pi . Karbon sp2 adalah trigonal
.
* Bila karbon terikat pada
dua atom lain , ikatan dari atom
karbon terbentuk dari dua ikatan sp
yang ekuivalen , dengan dua orbital p yang
sisa . Kedua orbital p saling tumpang
tindih dengan dua orbital p dari atom
lain untuk membentuk dua ikatan pi . Orbital sp membentuk dua ikatan sigma yang ekuivalen dan linear .
- Agustus 20, 2017
- 8 Comments
Atom
dan Molekul Suatu Tinjauan Ulang
1.1 Struktur
Elektron dari Atom
Ada 4 unsur yang harus dimengerti atau dipahami diantaranaya adalah C
(carbon), H (Hidrogen), O (Oksigen) dan N (Nitrogen). Keempat unsur ini ada di
kedua periode pertama dari susunan dan elektronnya terdapat dalam dua kulit
elektron yang paling dekat dengan inti.
Setiap kulit elektron berhubungan dengan sejumlah
energi tertentu.Elektron yang dekat ke inti lebih tertarik oleh proton dalam
inti daripada elektron yang lebih jauh kedudukannya . karena itu, semakin dekat
elektron terdapat ke inti, semakin rendah energinya, dan elektron ini sukar
berpindah dalam reaksi kimia. Kulit elektron yang terdekat ke inti adalah kulit
terendah energinya, dan elektron dalam kulit ini dikatakan berada pada tingkat
energi pertama.Elektron dalam kulit kedua, yaitu pada tingkat energi kedua,
mempunyai energi yang lebih tinggi daripada elektron dalam tingkat pertama.
A.
Orbital Atom
Tiap kulit
elektron suatu atom dibagi menjadi orbital atom: orbital atom adalah bagian
dari ruang dimana kebolehjadian ditemukannya sebuah elektron dengan kadar
energi yang khas adalah tinggi (90-95%). Rapat elektron adalah istilah lain
yang digunakan untuk menggambarkan kebolehkejadian ditemukannya elektron pada
titik tertentu, rapat elektron yang lebih tinggi, berarti kebolehjadiannya
lebih tinggi, sedangkan rapat elektron yang lebih rendah berarti
kebolehjadiannya juga rendah. Kulit elektron pertama hanya mengandung orbital
bulat 1s. Kebolehjadian untuk menemukan elektron 1s adalah tertinggi dalam
bulatan ini. Kulit kedua, yang agak berjauhan dari inti daripada kulit pertama,
mengandung satu orbital 2s dan tiga orbital 2p. Orbital 2s seperti orbital 1s
adalah bulat.
B.
Pengisian Orbital
Elektron
mempunyai spin, yang dapat berputar menurut arah jarum atau berlawanan arah
jarum jam (+ ½ atau -½ ). Spin dari partikel bermuatan, menimbulkan medan
megnet kecil, atau momen magnet dan dua elektron dengan spin berlawanan
mempunyai momen magnet berlawanan. Prinsip aufbau mengatakan bahwa apabila kita
maju dari atom hidrogen (nomor atom 1) ke atom-atom dengan nomor yang lebih
tinggi , maka orbital terisi oleh elektron sedemikian rupa sehingga orbital
yang berenergi terendah terisi lebih dulu.
1.2 Jari-jari
atom dan kelektronegatifan
Jari-jari atom adalah
jarak dari pusat inti ke elektron paling luar. Jari-jari atom berubah-ubah
bergantung pada besarnya tarikan antara inti dan elektronnya. Makin besar
tarikan, makin kecil jari-jari atomnya. Faktor-faktor yang penting adalah
jumlah proton dalam inti dan jumlah kulit yang mengandung elekron.
Li Be B C N O F
Nomor atom : 3 4 5 6 7 8 9
Jari-jari atom menurun
Keelektronegatifan adalah ukuran kemampuan atom
untuk menarik elektron luarnya atau elektron valensi. Karena elektron luar dari
atom yang digunakan untuk ikatan, maka keelektronegatifan berguna dalam
meramalkan dan menerangkan kereaktifan kimia. Seperti jari-jari atom,
keelektronegatifan dipengaruhi oleh jumlah proton dalam inti dan jumlah kulit
yang mengandung elektron. Makin besar jumlah proton berarti makin besar muatan
inti positif, dan dengan demikian tarikan untuk elektron ikatan bertambah.
Karenanya, keelektonegatifan bertambah dari kiri ke kanan untuk periode
tertentu dari susunan berkala.
Li Be
B C N O F
Keelektronegatifan bertambah
1.3 Panjang
Ikatan dan sudut ikatan
Jarak yang memisahkan inti dari dua atom
yang terikat kovalen disebut panjang ikatan.
Panjang ikatan
kovalen, yang dapat ditentukan secara eksperimental, mempunyai selang harga
dari 0,74 Å sampai 2 Å. Bila ada lebih dari dua atom dalam molekul, ikatan
membentuk sudut yang disebut sudut ikatan. Sudut ikatan bervariasi dari
kira-kira 60˚ sampai 180˚.
O panjang
ikatan 0,96Å
H H
Sudut ikatan 104,5˚ (Fessenden
& Fessenden.2005 :1-37)
1.4 Energi
Disosiasi Ikatan
Bila atom saling
terikat membentuk molekul, energi dilepaskan (biasanya sebagai kalor atau
cahaya). Jadi, untuk molekul agar terdisosiasi menjadi atom-atomnya, harus
diberikan energi. Ada dua cara ikatan dapat terdisosiasi. Salah satu adalah
karena pemaksapisahan heterolitik. Hasil pembelahan heterolitik adalah sepasang
ion. Proses lain yang memungkinkan suatu ikatan terdisosiasi adalah
pemaksapisahan homonitik, yang dihasilkan adalah atom yang secara listrik
netral atau gugus atom. Energi disosiasi (∆H) adalah banyaknya energi yang
diperlukan untuk menyebabkan pemaksapisahan homolitik dari ikatan kovalen.
Makin besar energi disosiasi ikatan berarti makin stabil ikatan tersebut.
1.5 Konsep Asam dan Basa
Asam Bronsted-Lowry
adalah zat yang dapat memberikan H+, basa Bronsted-Lowry adalah zat
yang dapat menerima H+. Kekuatan asam atau basa masing-masing
dilaporkan sebagai Ka (atau pKa) atau sebagai Kb
(atau pKb).Asam yang lebih kuat mempunyai nilai Ka yang lebih besar (dan nilai pKa
lebih kecil), basa yang lebih kuat mempunyai Kb yang lebih besar (pKa
yang lebih kecil).
Anion
Ka = [ H+] [A]
dan pKa = -log Ka
[HA]
Kb = [BH+]
[OH-] dan pKb = -log Kb
[B:]
Basa
Asam
kuat (pKa < -1) : HCl,
HNO3, H2SO4
Asam
lemah (pKb > 3) :CH3CO2H,
HCN, H2O
Basa
kuat :OH-,
OCH3-
Basa
lemah :
NH3, CH3, NH2
Menurut Bronsted-Lowry, dalam reaksi yang melibatkan transfer proton,asam adalah spesi yang
bertindak sebagai donor proton, sedangkan basa adalah spesi yang bertindak
sebagai akseptor proton.
Proton (ion H+) dalam air tidak berdiri sendiri
melainkan terikat pada molekul air karena atom O pada molekul H2O memiliki
pasangan elektron bebas yang dapat digunakan untuk berikatan kovalen koordinasi
dengan proton membentuk ion hidronium, H3O+. Persamaan reaksinya:
H2O(l) + H+(aq) H3O+(aq)
Teori asam-basa Bronsted-Lowry dapat diterapkan
terhadap reaksi HCl dan NH3. Dalam fasa gas, HCl dan NH3 tidak terionisasi
karena keduanya molekul kovalen yang tergolong reaksi asam basa.
Menurut Arrhenius, asam adalah
zat yang dapat melepaskan ion H+ di dalam air sehingga konsentrasi ion H+ dalam
air meningkat. Basa adalah zat yang dapat melepaskan ion OH– di dalam air
sehingga konsentrasi ion OH– dalam air meningkat.
Contoh
senyawa yang tergolong asam dan basa menurut teori Arrhenius adalah sebagai
berikut:
A. Asam: HCl,
HNO3, dan H2SO4. Senyawa ini jika dilarutkan dalam air akan terurai membentuk
ion H+ dan ion negatif sisa asam.
B. Basa: NaOH,
KOH, Ca(OH)2, dan dan Al(OH)3. Senyawa ini jika dilarutkan dalam air akan
terurai membentuk ion OH– dan ion positif Ssisa basa.
Teori asam basa Arrhenius berhasil menjelaskan
beberapa senyawa asam atau basa, tetapi teori tersebut masih memiliki
keterbatasan, di antaranya senyawa asam dan basa hanya berlaku di dalam pelarut
air, pembentukan ion H+ atau OH– adalah ciri khas asam basa. Jika dalam suatu
reaksi tidak membentuk ion H+ atau OH–, reaksi tersebut tidakdapat dikatakan
sebagai reaksi asam atau basa.
Menurut Lewis,
konsep asam dan basa secara umum mencakup reaksi oksida asam dan oksida basa,
termasuk reaksi transfer proton. Menurut Lewis, asam adalah spesi yang bertindak sebagai akseptor pasangan elektron bebas dari spesi lain
membentuk ikatan kovalen koordinasi. Basa adalah spesi yang bertindak sebagai donor pasangan elektron bebas
kepada spesi lain membentuk ikatan
kovalen koordinat.
- Agustus 13, 2017
- 11 Comments
