Bentuk Molekul dan Teori-teorinya

 

Bentuk Molekul

Struktur Lewis menggambarkan susunan elektron dari atom-atom yang berikatan dan dapat menunjukkan jumlah pasangan elektron bebas dan jumlah pasangan elektron ikatan sekitar atom pusat.

Teori Domain Elektron akan menjelaskan susunan elektron dalam suatu atom yang berikatan. Posisi elektron ini akan mempengaruhi bentuk geometri molekulnya dan bentuk geometri ini akan dijelaskan melalui teori VSEPR.

Geometri (bentuk) molekul adalah gambaran tentang susunan atom-atom dalam molekul berdasarkan susunan ruang pasangan elektron atom dalam pusat dalam molekul, pasangan elektron ini baik yang berikatan maupun yang bebas.

Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pain Repulsion) yaitu teori tolak menolak pasangan – pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat.

Teori ini menekankan pada kekuatan tolak menolak diantara pasangan -pasangan elektron pada atom pusat urutan kekuatannya adalah sebagai berikut :
Pasangan Elektron Terikat (PET) ; Pasangan Elektron Bebas (PEB).

A. Bentuk Molekul Senyawa Sederhana

Perbedaan kekuatan daya tolak menolak, dapat menyebabkan sudut ikatan mengecil sehingga bentuk molekulnya mengalami penyimpangan dari susunan ruang pasangan elekron pada kulit terluar atom pusat yang seharusnya “Perhatikanlah table 1” yang menunjukkan susunan ruang pasangan elektron pada kulit terluar dan sudut ikatan dalam molekul.

Tabel 1. Susunan ruang pasangan-pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat 

 

Dimana A merupakan atom pusat

Dapatkah Anda membayangkan bentuk molekulnya ?

Bentuk molekul Linear diumpamakan seperti garis lurus. Bentuk molekul segitiga sama sisi, atom pusat terletak pada pusat diagonal sisi-sisi segitiga, Sedangkan atom yang berikatan dengan atom pusat terletak pada sudut-sudut segitiga. Bentuk molekul tetrahedron dapat dibayangkan seperti limas yang alasnya berbentuk segitiga, atom pusatnya terletak diantara puncak dan alas limas (tengah). Sedangkan atom yang berikatan terletak pada puncak dan sudut-sudut dari alas limas.

Bentuk molekul bipiramidal trigonal dapat Anda bayangkan seperti dua buah tetrahedron yang ditumpuk, satu menghadap ke atas sedangkan yang lain menghadap ke bawah. Dan bentuk molekul oktahedron dapat dibayangkan seperti dua alas limas yang alasnya berbentuk segiempat dan ditumpuk sedemikian rupa sehingga satu menghadap ke atas dan yang lainnya menghadap ke bawah.

B. Analisis Perkiraan Bentuk Molekul Senyawa

 
Bentuk molekul akan sama dengan susunan ruang elektron yang ada pada atom pusat jika tidak pasangan elektron bebas. Perhatikan gambar berbagai bentuk molekul berikut ini:

C. HIBRIDISASI

Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling 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 yang persamaan Schrödingernya memiliki penyelesaian analitis yang diketahui. Orbital-orbital ini kemudian diasumsikan terdistorsi sedikit untuk atom-atom yang lebih berat seperti karbon, 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.

 Hibridisasi 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:

 

(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:

 

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:

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.

 atau

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

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  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.

Hibridisasi 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:

 

Karbon akan melakukan hibridisasi sp² karena orbtial-orbital hibrid hanya akan membentuk ikatan sigma dan satu ikatan pi seperti yang disyaratkan untuk ikatan rangka 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

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.

 Hibridisasi sp

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

 

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, bersama dengan [[teori VSEPR}}, membantuk kita dalam menjelaskan bentuk molekul:

• AX₁ (contoh: LiH): tidak ada hibridisasi; berbentuk linear
• AX₂ (contoh: BeCl₂): hibridisasi sp; berbentuk Linear atau diagonal; sudut ikat cos⁻¹(−1) = 180°
• AX₂E (contoh: GeF₂): berbentuk V, < 120° 

• AX₃ (contoh: BCl₃): hibridisasi sp²; berbentuk datar trigonal; sudut ikat cos⁻¹(−1/2) = 120°
• AX₃E (contoh: NH₃): piramida trigonal, 107°
• AX₄ (contoh: CCl₄): hibridisasi sp³; berbentuk tetrahedral; sudut ikat cos⁻¹(−1/3) ≈ 109.5°
• AX₅ (contoh: PCl₅): hibridisasi sp³d; berbentuk Bipiramida trigonal
• AX₆ (contoh: SF₆): hibridisasi sp³d²; berbentuk oktahedral (atau bipiramida persegi)

Hal ini berlaku apabila tidak terdapat pasangan elektron menyendiri (lone pair electron) pada atom pusat. Jika terdapat pasangan elektron menyendiri, maka elektron tersebut harus dihitung pada bagian X_i, namun sudut ikat akan menjadi lebih kecil karena gaya tolak menolak. Sebagai contoh, air (H₂O) memiliki atom oksigen yang berikatan dengan dua H dan dua pasangan elektron menyendiri, hal ini berarti terdapat 4 'elemen' pada O. Sehingga termasuk dalam kategori AX₄ dan terdapat hibridisasi sp³.

Secara umum, untuk sebuah atom dengan orbital s dan p yang membentuk hibrid h_i dengan sudut θ, maka berlaku: 1 + λ_iλ_j cos(θ) = 0. Rasio p/s untuk hibrid i adalah λ_i², dan untuk hibrid j λ_j². Dalam kasus khusus hibrdid dengan atom yang sama, dengan sudut θ, persamaan tersebut akan tereduksi menjadi 1 + λ² cos(θ) = 0. Sebagai contoh, BH₃ memiliki geometri datar trigonal, sudut ikat 120^o, dan tiga hibrid yang setara. Maka 1 + λ² cos(θ) = 0 menjadi 1 + λ² cos(120^o) = 0, berlaku juga λ² = 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 didisukusikan 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 hibridisasi ini cenderung terlalu menekankan lokalisasi elektron-elektron ikatan dan tidak secara efektif mencakup simetri molekul seperti yang ada pada teori orbital molekul.