-
1
BAB I
PENDAHULUAN
A. Latar Belakang
Materi adalah setiap objek atau bahan yang membutuhkan ruang,
yang
jumlahnya diukur oleh suatu sifat yang disebut massa. Secara
umum materi dapat
juga didefinisikan sebagai sesuatu yang memiliki massa dan
menempati volume.
Materi tersusun atas molekul-molekul, dan molekul pun tersusun
atas atom-
atom. Materi umumnya dapat dijumpai dalam empat fase
berbeda,
yaitu padat, cairan, gas, dan plasma. Namun, terdapat pula fase
materi yang lain,
seperti kondensat Bose-Einstein.
Benda sehari-hari terdiri dari atom-atom. Materi atom ini
terbentuk karena
adanya interaksi dari partikel subatomsebuah inti atom dari
beberapa proton dan
neutron, serta awan dari garis edar elektron-elektron. Secara
khusus, sains
menganggap gabungan dari partikel-partikel ini merupakan materi
karena mereka
memiliki massa diam dan volume. Sebaliknya, partikel tak
bermassa, seperti foton,
tidak dianggap sebagai materi karena mereka tidak mempunyai
massa diam atau
pun volume.
Book report ini membahas tentang struktur materi, oleh karenanya
akan
dibahas keadaan elektron sebagai salah satu penyusun materi,
misalnya bilangan
kuantum dan orbital elektron, orbital atom hidrogen, atom multi
elektron,
konfigurasi elektron serta ikatan kimia (karena ikatan kimia
melibatkan elektron).
Untuk mendukung pembahasan hal-hal tersebut, maka didahului
pembahasan teori-
teori pendukungnya antara lain: teori kuantum, atom Bohr,
dualitas gelombang
partikel, prinsip ketidak pastian dan mekanika gelombang.
B. Rumusan Masalah
Rumusan masalah yang akan dibahas pada book report ini
adalah:
1. Bagaimana menjelaskan radiasi benda hitam dan efek
fotolistrik sebagai
dasar teori kuantum?
2. Bagaimana menjelaskan atom hidrogen menurut teori atom
Bohr?
-
2
3. Apakah yang dimaksud dengan dualitas gelombang-partikel dan
prinsip
ketidakpastian sebagai dasar mekanika gelombang?
4. Apakah yang dimaksud dengan mekanika gelombang sebagai
dasar
untuk menjelaskan orbital elektron?
5. Bagaimana bilangan kuantum menunjukkan sifat orbital dari
suatu
elektron pada suatu atom?
6. Bagaimana menafsirkan dan menggambarkan orbital atom
hidrogen?
7. Bagaimana aturan penulisan konfigurasi elektron?
8. Bagaimana hubungan konfigurasi elektron dan tabel
berkala?
9. Bagaimana penjelasan dan penggambaran dari ikatan kimia?
C. Batasan Masalah
Batasan masalah book report ini adalah struktur materi yang
ditinjau dari sifat
elekton sebagai salah satu partikel penyusun materi.
D. Tujuan
Setelah membaca book report ini, diharapkan pembaca dapat
mengetahui:
1. Radiasi benda hitam dan efek fotolistrik sebagai dasar teori
kuantum.
2. Atom hidrogen menurut teori atom Bohr.
3. Dualitas gelombang-partikel dan prinsip ketidakpastian
sebagai dasar
mekanika gelombang.
4. Mekanika gelombang sebagai dasar untuk menjelaskan orbital
elektron.
5. Bilangan kuantum menunjukkan sifat orbital dari suatu
elektron pada
suatu atom.
6. Tafsiran dan gambaran orbital atom hidrogen.
7. Aturan penulisan konfigurasi elektron.
8. Hubungan konfigurasi elektron dan tabel berkala.
9. Penjelasan dan penggambaran dari ikatan kimia.
E. Manfaat
Sebagai tambahan dan penyegaran pengetahuan bagi pembaca.
-
3
BAB II
PEMBAHASAN
A. ELEKTRON DALAM ATOM
1. TEORI KUANTUM
Fisika klasik tidak dapat menjelaskan dengan lengkap mengenai
emisi cahaya
oleh padatan yang dipanaskan, yang dikenal dengan radiasi
benda-hitam. Teori
klasik memprediksi bahwa intensitas radiasi yang dipancarkan
akan naik secara
taktentu, sebagaimana pada gambar 01. Pada tahun 1900, untuk
menjelaskan
fakta bahwa intensitas tidak naik secara tak tentu, Max Planck
(1858-1947)
membuat usulan yang revolusioner: energi, seperti materi adalah
diskontinu.
Fisika klasik tidak memberikan batasan banyaknya energi yang
dimiliki sistem,
sementara fisika kuantum membatasi energi dengan seperangkat
nilai khas yang
diskret. Selisih antara dua energi sistem yang dizinkan juga
memiliki nilai
spesifik, yang dinamakan kuantum energi. Artinya energi
meningkat dengan
lonjakan kecil, atau kuantum.
Gambar 01. Spektrum radiasi yang dihasilkan oleh benda yang
dipanaskan.
Model Planck yang digunakan untuk emisi radiasi
elektromagnetik.
Model Planck adalah model yang berasal dari kelompok atom
pada
permukaan objek yang dipanaskan yang berosilasi bersama-sama
dengan
frekuensi yang sama. Asumsi Planck, bahwa kelompok atom, yaitu
osilator,
-
4
harus memiliki energi yang terkait dengan persamaan e = nhv,
dengan n adalah
bilangan bulat positif, v adalah frekuensi osilator dan h adalah
konstanta Planck
yang diperoleh melalui eksperimen yang nilainya h = 6,62607 x
10-34 Js. Planck
mempostulatkan: energi dari suatu kuantum radiasi
elektromagnetik sebanding
dengan frekuensi radiasi. Pernyataan ini diringkas dalam
persamaan Planck.
E = hv (1)
Hanya setelah berhasil diaplikasikan pada gejala selain radiasi
benda hitam,
hipotesis kuantum dapat memperoleh status sebagai teori ilmiah
yang baru.
Keberhasilan pertama datang pada tahun 1905 dengan penjelasan
kuantum oleh
Albert Einstein mengenai efek fotolistrik.
Pada tahun 1888, Heinrich Hertz menemukan bahwa ketika
cahaya
mengenai permukaan logam tertentu, elektron ditolak. Gejala ini
dinamakan
efek fotolistrik, ciri-ciri yang mencolok adalah:
Emisi elektron hanya terjadi bila frekuensi cahaya datang
melebihi nilai
ambang tertentu (vo). Jika syarat ini terpenuhi, maka
Banyaknya elektron yang dipancarkan bergantung pada intensitas
cahaya
masuk, tetapi
Energi kinetik elektron yang dipancarkan bergantung pada
frekuensi
cahaya.
Hasil ini, terutama kebergantungan pada frekuensi tidak dapat
dijelaskan oleh
teori fisika klasik. Einstein menunjukkan bahwa partikel cahaya
yang
selanjutnya disebut foton memiliki energi yang khas E = hv. Jika
satu foton
dengan energi hv menabrak elektron yang melambung, yang menyerap
energi
foton. Jika energi foton tersebut lebih besar dari energi yang
mengikat elektron
dengan permukaan (kuantitas yang dikenal dengan fungsi kerja),
maka satu
fotoelektron dibebaskan.
-
5
Gambar 02. (a) Skema alat untuk pengukuran efek fotolistrik. (b)
Arus
fotolistrik muncul bila frekensi lebih besar dari vo (c) Voltase
penghenti (Vs)
sebagai fungsi frekuensi.
-
6
Ketika foton menabrak elektron, elektron mengatasi fungsi kerja
eVo dan
dibebaskan dengan energi kinetik (1/2)mu2. Jadi, menurut hukum
kekekalan
energi diperoleh
yang memberikan
2. TEORI ATOM BOHR
Model Atom Rutherford tidak mengindikasikan bagaimana elektron
tersusun di
luar inti atom. Menurut fisika klasik, elektron yang diam akan
ditarik ke inti. Ini
berarti elektron harus bergerak mengorbit inti. Elektron yang
mengorbit ini harus
mempercepat dan harus memancarkan energi. Dengan melepaskan
energi,
elektron malah tertarik lebih dekat ke inti dan akan jatuh
secara spiral ke
dalamnya. Pada tahun 1913, Niels Bohr (1885-1962) memecahkan
persoalan ini
dengan menggunakan hipotesis kuantum Planck. Dengan
menggabungkan teori
klasik dan teori kuantum, Bohr mempostulatkan untuk atom
hidrogen:
1. Elektron bergerak dalam orbit yang melingkari inti dengan
gerak yang
dideskripsikan oleh fisika klasik.
2. Elektron hanya memiliki satu set orbit tetap yang terizinkan,
yang
dinamakan keadaan stasioner. Asalkan elektron tetap dalam
orbitnya,
energinya konstan dan tidak ada energi yang dipancarkan. Sifat
elektron
ini dinamakan momentum sudut angular. Nilai yang
dimungkinkan
nh/2 dengan n bilangan bulat. Jadi n =1 untuk orbit pertama, n
=2 untuk
orbit ke dua dan seterusnya.
3. Elektron hanya dapat berpindah dari satu orbit terizinkan ke
orbit
terizinkan lainnya. Dalam transisi ini, terlibat kuantitas
energi diskrit
yang tetap (kuanta)-baik yang diserap atau dilepaskan.
Teori Bohr memprediksi jari-jari orbit yang terizinkan dalam
atom hidrogen.
rn = n2ao, dengan n = 1, 2, 3, ... dan ao = 53 pm (2)
-
7
Gambar 03. Model atom Bohr untuk atom hidrogen. Cahaya
dipancarkan
bila elektron jatuh ke orbit yang nomornya lebih rendah.
Teori Bohr ini juga memungkinkan untuk menghitung kecepatan
elektron
dalam orbit ini dan yang terpenting adalah energinya.
(3)
RH adalah konstanta yang nilainya 2,179 x 10-18 J.
Normalnya, elektron ditemukan pada keadaan dasar (n = 1).
Ketika
elektron menerima kuantum energi maka elektron bergerak ke
tingkat yang lebih
tinggi (n = 2, 3, dan seterusnya) yang disebut keadaan
tereksitasi. Ketika
elektron jatuh ke tingkat yang lebih rendah ia melepaskan energi
khas.
E = Ef Ei = hv (4)
Persamaan (4) berhubungan dengan frekuensi foton v yang
dipancarkan
atom pada percobaan spektroskopi.
Gagasan Bohr ini dapat diaplikasikan untuk ionisasi atom
seperti-hidrogen
He+ dan Li+, yang hanya mempunyai satu elektron.
(5)
Dari sudut pandang percobaan, teori Bohr tidak dapat
menjelaskan
spektrum emisi dari atom atau ion yang melebihi satu elektron,
selain itu juga
-
8
tidak dapat menjelaskan efek medan magnet pada spektrum emisi.
Mekanika
kuantum modern menggantikan teori atom Bohr.
3. DUA GAGASAN YANG MENGARAH KE MEKANIKA KUANTUM
BARU (MEKANIKA GELOMBANG)
3.1 Dualitas Gelombang Partikel
Pada tahun 1924, Louis de Broglie yang mempertimbangkan sifat
cahaya
(dualisme sifat cahaya yang bersifat seperti partikel pada efek
fotolistrik dan
bersifat sebagai gelombang pada dispersi cahaya oleh prisma) dan
materi,
menawarkan usulan: partikel materi yang kecil kadang-kadang
menunjukkan
sifat seperti gelombang. Ia sampai ke usulan tersebut dari olah
persamaan E =
mc2, E = hv, p = mc, c = v sehingga diperoleh p = h/ dan
dengan
mensubstitusikan momentum partikel p = mu, maka akan diperoleh
persamaan
de Broglie
(6)
De Broglie menamakan gelombang yang terkait dengan partikel
material ini
sebagai gelombang materi. Jika ada materi untuk partikel kecil,
maka berkas
partikel seperti elektron akan memperlihatkan sifat khas
gelombang, yaitu
difraksi. Jika jarak antara objek-objek yang menghamburkan
gelombang kira-
kira sama dengan panjang gelombang radiasi maka interferensi
teramati.
Gambar 04. (a) Difraksi sinar X oleh foil logam. (b) Difraksi
elektron oleh foil
logam, mengkonfirmasi sifat elektron yang seperti gelombang.
-
9
3.2 Prinsip Ketidakpastian
Selama tahun 1920-an, Bohr dan Werner Heisenberg
mempertimbangkan
percobaan hipotetis untuk mengetahui seberapa tepat perilaku
partikel subatom
dapat ditentukan. Dua variabel yang harus diukur adalah posisi
partikel (x) dan
momentumnya (p = mu). Kesimpulan yang mereka tarik adalah bahwa
akan
selalu ada ketidakpastian dalam pengukuran sehingga hasil kali
ketidakpastian
dalam posisi, x, dan ketidakpastian dalam momentum, p,
adalah
(7)
Signifikansi persamaan ini, yang disebut prinsip ketidakpastian
Heisenberg,
adalah bahwa posisi dan momentum tidak dapat diukur dengan
ketepatan tinggi
secara serempak. Dengan kata sederhana, jika lokasi partikel
diketahui dengan
tepat, maka dari mana partikel ini datang atau kemana perginya
tidak dapat
diketahui dengan tepat. Jika bagaimana partikel ini datang
diketahui dengan
tepat, maka letak partikel tidak dapat diketahui dengan
tepat.
Gambar 05. Prinsip ketidakpastian ditafsirkan secara grafis
Sekumpulan gelombang dengan berbagai panjang gelombang (kiri) dapat
bergabung
menjadi paket gelombang (kanan). Superposisi dari panjang
gelombang yang berbeda
menghasilkan panjang gelombang rata-rata (AV) dan menyebabkan
paket gelombang menjadi lebih terlokalisasi (x) daripada gelombang
individu. Semakin banyak jumlah panjang gelombang yang bergabung,
semakin tepat partikel terkait dapat ditemukan, yaitu
semakin kecil x. Namun, karena masing-masing panjang gelombang
terkait dengan nilai momentum yang berbeda sesuai dengan persamaan
de Broglie, maka semakin besar
ketidakpastian dalam momentum yang dihasilkan.
-
10
4. MEKANIKA GELOMBANG
Fungsi Gelombang Dari Elektron Atom Hidrogen
Pada tahun 1927, Schrodinger menunjukkan bahwa fungsi gelombang
suatu
sistem mekanika kuantum dapat diperoleh dengan menyelesaikan
persamaan
gelombang yang dikenal sebagai persamaan Schrodinger.
Solusi persamaan Schrodinger untuk atom Hidrogen memberikan
fungsi
gelombang untuk elektron atom hidrogen. Fungsi gelombang ini
dinamakan
orbital.
Persamaan Scrhodinger untuk elektron dalam tiga dimensi yang
harus
dipakai untuk persoalan atom hidrogen atau ion seperti hidrogen,
dengan
potensial listrik V adalah Ze2/r yang menyebabkan gaya tarik
antara elektron
dan muatan pada inti, Ze, dengan Z adalah nomor atom dari ion
yang memiliki
satu elektron, adalah
(8)
Persamaan (3) jika ditulis dalam koordinat bola berkutub
(9)
ketika massa elektron digantikan massa atom tereduksi yang lebih
benar, , yang
diberikan sebagai
Persamaan ini adalah persamaan Schrodinger dalam koordinat bola
berkutub
untuk ion seperti-hidrogen bernomor atom Z atau atom hidrogen
jika Z = 1.
Pada sistem bola berkutub, orbital dapat dapat dinyatakan dalam
satu fungsi
R yang bergantung hanya pada r, dan fungsi Y yang bergantung
pada dan .
Artinya
-
11
Fungsi R dinamakan fungsi gelombang radial, dan fungsi Y
dinamakan fungsi
gelombang angular. Penyelesaian persamaan Schrodinger ini
menghasilkan
satu set bilangan kuantum.
Gambar 06. Hubungan koordinat kartesius dan koordinat bola
berkutub.
5. BILANGAN KUANTUM DAN ORBITAL ELEKTRON
Bilangan pertama yang ditetapkan adalah bilangan kuantum utama,
n, yang
nilainya
n = 1, 2, 3, ... (9)
Yang kedua adalah bilangan kuantum sudut orbital, l, yang
nilainya
l = 0, 1, 2, 3, ..., (n-1) (10)
Yang ketiga adalah bilangan kuantum magnetik, ml, yang
nilainya
ml = -l, (-l+1), ..., -2, -1, 0, 1, 2, ... (l-1), +l (11)
Semua orbital dengan nilai n yang sama berada dalam kulit
elektronik
utama atau tingkat utama yang sama, dan semua orbital dengan
nilai n dan l
yang sama berada dalam subkulit atau subtingkat yang sama.
Semakin besar n
maka semakin jauh elektron dari inti. Bilangan kuantum l
menentukan distribusi
sudut atau bentuk suatu orbital dan ml menentukan orientasi
orbital tersebut.
-
12
Empat subkulit pertama adalah: subkulit s untuk l = 0, subkulit
p untuk l =1,
subkulit d untuk l = 2 dan subkulit f untuk l = 3.
Banyaknya orbital dalam subkulit sama dengan banyaknya nilai ml
yang
terizinkan. Nama orbital sama dengan nama subkulit yang
ditempatinya.
Misalnya ada satu orbital s dalam subkulit s (karena l = 0 maka
ml = 0) dan ada
tiga orbital p pada subkulit p (karena l = 1 maka ml = 0, +
1).
6. MENAFSIRKAN DAN MENGGAMBARKAN ORBITAL ATOM
HIDROGEN
Orbital adalah fungsi gelombang, yaitu solusi matematis
persamaan
Schrodinger. Fungsi gelombang tidak mempunyai arti fisis yang
signifikan,
namun kuadratnya 2 adalah kuantitas yang dikaitkan dengan
probabilitas.
Tabel 01. Fungsi gelombang angular (sudut) dan radial dari atom
seperti-
hidrogen yang diperoleh dari memecahkan persamaan Schrodinger
pers. (9)
-
13
6.1 Orbital s
Untuk memperoleh orbital 1s atom hidrogen digunakan Z = 1 dan n
= 1.
Gambaran tiga dimensi orbital s adalah berupa bola.
6.2 Orbital p
Orbital 2p tidak memiliki simpul radial. Berlawanan dengan
orbital s yang bukan
nol pada r = 0, orbital p hilang pada r = 0. Perbedaan ini
mempunyai konsekuensi
penting pada atom multielektron. Probabilitas terbesar menemukan
elektron
adalah di dalam dua cuping daerah berbentuk barbel (gambar 08).
Perhatikan
bahwa daerah ini tidak berbentuk bola simetris. Perbedaan warna
menyatakan
perubahan fase. Orbital p biasanya digambarkan mengarah ke
sumbu-sumbu x,
y dan z yang saling tegak lurus, dan lambang px, py dan pz
sering digunakan.
Gambar 07. Penggambaran tiga dimensi
densitas probabilitas elektron untuk orbital
1s, 2s dan 3s. Ukuran naiknya kontur terjadi
jika bergerak dari 1s ke 2s atau ke 3s. Untuk
menyoroti perubahan fase saat orbital
bergerak ke luar dari inti digunakan
perbedaan warna untuk menunjukkan
perubahan fase. Orbital 1s warna merah
seluruhnya, orbital 2s warna merah lalu
biru, sedangkan orbital 3s warna merah, lalu
biru lalu merah, hal ini menunjukkan
keberadaan dua simpul radial.
-
14
Gambar 08. Tiga orbital 2p.
6.2 Orbital d
Permukaan probabilitas kelima orbital d ditunjukkan pada gambar
09. Fase
relatif cuping fungsi gelombang awal dinyatakan dengan warna
berbeda. Orbital
d penting untuk memahami kimiawi unsur transisi.
Gambar 09. Penggambaran lima orbital d.
7. SPIN ELEKTRON: BILANGAN KUANTUM KEEMPAT
Pada tahun 1925, George Uhlenbeck dan Samuel Goudsmit mengajukan
bahwa
beberapa fitur yang tidak dapat dijelaskan pada spektrum
hidrogen dapat
dimengerti dengan mengasumsikan elektron berputar (spinning),
seperti bumi
berputar pada sumbunya. Ada dua kemungkinan spin elektron.
Kedua
kemungkinan ini memerlukan bilangan kuantum keempat, yaitu
bilangan
kuantum spin elektron, ms. Bilangan kuantum ini dapat mempunyai
nilai +
(juga dilambangkan dengan ) atau (juga dilambangkan dengan ),
nilai ini
tidak bergantung nilai bilangan kuantum lainnya (gambar
10a).
Bukti gejala adanya spin elektron ditunjukkan oleh percobaan
Stern dan
Gerlach pada tahun 1920. Perak diuapkan dalam oven, dan berkas
atom perak
-
15
dilewatkan melalui medan magnet yang tidak seragam, dengan
berkas terbelah
dua (gambar 10b). Berikut penjelasan yang disederhanakan.
1. Suatu elektron, karena spinnya, menghasilkan medan
magnet.
2. Sepasang elektron dengan spin berlawanan tidak mempunyai
medan magnet
netto.
3. Pada atom perak 23 elektron mempunyai satu jenis spin dan 24
elektron
mempunyai jenis spin yang berlawanan. Arah medan magnet netto
yang
dihasilkan hanya bergantung pada spin dari elektron yang tidak
berpasangan.
4. Elektron yang tidak berpasangan akan mempunyai peluang yang
sama
memiliki spin +1/2 atau spin -1/2. Medan magnet yang diinduksi
oleh atom
perak berinteraksi dengan medan yang tidak seragam, dan berkas
atom perak
terbelah menjadi dua berkas.
(a)
(b)
Gambar 10. (a) Visualisasi spin elektron (b) Percobaan
Stern-Gerlach.
-
16
8. ATOM MULTI ELEKTRON
Schrodinger mengembangkan persamaan gelombangnya untuk atom
hidrogen,
yaitu atom yang hanya memiliki satu elektron. Untuk atom
multielektron, timbul
faktor baru: saling tolak di antara elektron-elektron yang
menyebabkan saling
berjauhan. Pendekatan hampiran diambil sehingga orbital elektron
yang akan
diperoleh akan memiliki jenis yang sama untuk hasil atom
hidrogen, dan disebut
orbital seperti-hidrogen. Dibandingkan atom hidrogen,
bagian-bagian sudut dari
orbital suatu atom multielektron tidak berubah, namun bagian
radialnya berubah.
Elektron pada orbital yang lebih dekat ke inti menghalangi
(shield) inti dari
elektron yang lebih jauh. Akibatnya elektron yang menghalangi
tersebut
mengurangi efektifitas inti dalam menarik elektron yang lebih
jauh. Elektron
pada orbital s lebih efektif melindungi inti dari elektron yang
lebih luar
dibandingkan elektron pada orbital p dan d. Kemampuan elektron
orbital s yang
memungkinkannya lebih dekat ke inti disebut penembusan
(penetration).
Elektron pada orbital dengan penembusan yang baik akan lebih
baik dalam
melindungi daripada elektron dengan penembusan rendah.
Dalam beberapa hal, efek kombinasi dari jarak yang memendek
antara
tingkat-tingkat energi yang berurutan pada bilangan kuantum yang
lebih tinggi
(akibat energi berbanding terbalik dengan kuadrat n) dan
pembelahan tingkat
energi subkulit (akibat perlindungan dan penembusan)
mengakibatkan beberapa
tingkat energi yang tumpang tindih. Contohnya, berhubung
penembusan ekstra
dari elektron 4s yang lebih tinggi dibandingkan elektron 3d,
maka tingkat energi
4s di bawah tingkat 3d meskipun bilangan kuantum utamanya n
lebih tinggi.
9. KONFIGURASI ELEKTRON
Konfigurasi elektron suatu atom adalah penandaan bagaimana
elektron
terdistribusikan di berbagai orbital pada kulit utama dan
subkulit. Berikut adalah
aturan untuk menetapkan elektron pada orbital.
a) Elektron menempati orbital sedemikian rupa untuk
meminimumkan
energi suatu atom. Gambar 11 menyiratkan urutan penempatan
elektron.
-
17
(12)
Gambar 11. Urutan pengisian elektron pada subkulit.
b) Tidak ada dua elektron dalam suatu atom mempunyai semua
empat
bilangan kuantum yang sama-prinsip eksklusi Pauli. Dengan kata
lain
hanya dua elektron yang dapat menempati orbital yang sama, dan
kedua
elektron ini pasti mempunyai spin yang berlawanan. Akibatnya
subkulit s
terdiri dari satu orbital dengan kapasitas dua elektron,
subkulit p terdiri atas
tiga orbital dengan kapasitas total sebanyak enam elektron, dan
seterusnya.
c) Bila ada orbital yang energinya identik (orbital
berdegenerasi), elektron
mula-mula menempati orbital ini satu-demi-satu. Sejalan dengan
aturan
ini (dikenal dengan aturan Hund), suatu atom cenderung
mempunyai
sebanyak-banyaknya elektron takberpasangan.
Konfigurasi elektron pada atom karbon dapat ditunjukkan dengan
tiga cara
yang berbeda:
Elektron pada orbital ditunjukkan sebagai panah. Arah panah
terkait spin.
Elektron pada orbital yang sama dengan spin berlawanan
disebut
berpasangan. Elektron pada orbital yang berbeda yang terisi
satu-demi-satu
pada subkulit yang sama akan mempunyai spin yang sama, atau
pararel.
-
18
Konfigurasi yang paling stabil atau konfigurasi yang paling
menguntungkan
secara energetik untuk atom yang terisolasi, yang dibahas di
sini, dinamakan
konfigurasi elektron keadaan dasar. Atom dengan konfigurasi yang
bukan
paling stabil dikatakan atomnya berada dalam keadaan
tereksitasi.
Proses Aufbau. Untuk menuliskan konfigurasi elektron digunakan
proses
aufbau (bahasa Jerman) yang berarti membangun adalah dengan
menetapkan konfigurasi elektron pada unsur tersebut sesuai
urutan
meningkatnya nomor atom. Untuk maju dari satu atom ke atom
berikutnya,
ditambahkan satu proton dan beberapa neutron ke dalam inti dan
kemudian
mendeskripsikan orbital yang akan ditambahi elektron. Berikut
beberapa
contoh.
Z = 1, H. Keadaan energi terendah untuk elektron adalah orbital
1s.
Konfigurasi elektronnya adalah 1s1.
Z = 2, He. Elektron kedua masuk orbital 1s dan kedua
elektron
mempunyai spin yang berlawanan, 1s2.
Z = 3, Li. Konfigurasi elektronnya 1s22s1.
Na: [Ne]3s1 dengan [Ne] disebut sebagai teras (core) neon dan
3s1
sebagai konfigurasi elektron valensi. Elektron yang ditambahkan
ke
kulit elektronik yang mempunyai bilangan kuantum utama
tertinggi
(kulit terluar atau kulit valensi) disebut elektron valensi.
Ar: [Ne]3s23p6
K: [Ar]4s1
-
19
Konfigurasi yang ditulis untuk Na dan K ini adalah
konfigurasi
elektron ringkas berteraskan gas mulia (noble gas core
abbreviated
electron configuration). Berikut contoh lainnya:
10. KONFIGURASI ELEKTRON DAN TABEL BERKALA
Menurut Bohr (1920) kaitan utama antara tabel berkala dengan
teori kuantum
adalah konfigurasi elektron. Unsur-unsur dalam golongan yang
sama pada
tabel akan memiliki konfigurasi lektron yang serupa.
Pada tabel 02, jika bilangan kuantum utama tertinggi, yaitu
kulit terluar
(kulit valensi) diberi label n, maka:
Atom golongan 1 (logam alkali) memiliki satu elektron pada kulit
terluar
yaitu ns1.
Atom golongan 17 (halogen) mempunyai tujuh elektron pada
kulit
terluar dalam konfigurasi ns2np5.
Atom golongan 18 (gas mulia)-kecuali helium-memiliki kulit
terluar
dengan delapan elektron dalam konfigurasi ns2np6.
-
20
Tabel 02. Konfigurasi elektron beberapa golongan unsur
Golongan Unsur Konfigurasi
Gambar 13 mengaitkan proses aufbau dengan tabel berkala dengan
membagi
tabel ke dalam empat blok unsur berdasarkan subkulit yang
terisi.
Blok s. Orbital s pada bilangan kuantum utama tertinggi (n)
terisi, terdiri
atas golongan 1 dan 2 (plus He dalam golongan 18).
Blok p. Orbital p pada bilangan kuantum utama tertinggi (n)
terisi, terdiri
atas golongan 13, 14, 15, 16, 17 dan 18 (kecuali He).
Blok d. Orbital d pada kulit elektronik n-1 (sebelum yang
terluar) terisi,
terdiri atas golongan 3 hingga 12.
Blok f. Orbital f pada kulit elektronik n-2 terisi, unsur blok f
adalah
lantanida dan aktinida.
Berdasarkan tabel 02 diketahui bahwa konfigurasi elektron
terdiri atas
teras (core) gas mulia yang berkaitan dengan gas mulia dari
periode
sebelumnya plus elektron tambahan untuk memenuhi nomor
atomnya.
Dengan mengenali hal ini dan membagi tabel berkala ke ke dalam
blok-
-
21
blok, dapat menyederhanakan tugas penentuan konfigurasi
elektron.
Contohnya, strontium ada dalam golongan 2, golongan blok s
kedua,
sehingga konfigurasi kulit valensi adalah 5s2 sebab strontium
berada
pada periode kelima. Elektron sisanya berda dalam teras kripton
(gas
mulia pada periode sebelumnya, jadi konfigurasi elektron Sr
adalah
Sr: [Kr]5s2
Gambar 13. Konfigurasi elektron dan tabel berkala.
-
22
B. IKATAN KIMIA (Konsep Dasar)
1. Teori Lewis
Pada periode 1916-1919, dua orang Amerika, G.N Lewis dan
Irving
Langmuir, dan satu orang Jerman, Walther Kossel, mengajukan
usulan penting
mengenai ikatan kimia. Teori yang muncul ini dinamakan Teori
Lewis, berikut ini
beberapa gagasan dasar yang berkaitan dengan teori Lewis:
1. Elektron, terutama yang terdapat di kulit elektron terluar
(valensi), memainkan
peran fundamental dalam pembentukan ikatan kimia.
2. Dalam beberapa kasus, elektron ditransfer dari satu atom ke
atom lain. Ion
positif dan ion negatif terbentuk dan saling tarik melalui gaya
elektrostatik yang
dinamakan ikatan ionik (ionic bond).
3. Dalam kasus lain, satu atau lebih pasangan elektron digunakan
bersama antara
atom-atom. Ikatan yang terbentuk oleh penggunaan bersama
elektron di antara
atom-atom disebut ikatan kovalen (covalent bond).
4. Elektron ditransfer atau digunakan bersama sehingga setiap
atom mencapai
konfigurasi elektron yang sangat stabil. Biasanya ini disebut
konfigurasi gas
mulia, yaitu konfigurasi dengan delapan elektron di kulit
terluar atau suatu
oktet.
1.1 Simbol Lewis dan Struktur Lewis
Simbol Lewis terdiri atas simbol kimia untuk menyatakan inti
atom
(nucleus) dan elektron teras suatu atom, bersama dengan
titik-titik yang
ditempatkan di seputar simbol tersebut untuk menyatakan elektron
valensi.
Simbol Lewis lazimnya ditulis untuk unsur-unsur golongan utama
namun
sangat jarang untuk unsur-unsur transisi. Simbol Lewis untuk
silicon, yang
memiliki konfigurasi elektron [Ne]3s23p2 adalah:
Simbol Lewis lazimnya ditulis untuk unsur-unsur golongan
utama
namun sangat jarang untuk unsur-unsur transisi.
-
23
Struktur Lewis adalah kombinasi simbol-simbol Lewis yang
menyatakan transfer atau penggunaan bersama elektron dalam suatu
ikatan
kimia.
Pada dua contoh tersebut, kami menyatakan elektron yang
terlibat
dalam pembentukan ikatan dengan cara berbeda (X) dari satu atom
dan ()
dari atom lain. Hal ini membantu menekankan bahwa satu
elektron
ditransfer dalam pembentukan ikatan ionik dan sepasang
elektron
digunakan bersama dalam ikatan kovalen. Tentu saja, tidak
mungkin untuk
membedakan elektron-elektron, dan selanjutnya kita hanya
akan
menggunakan titik-titik () untuk menyatakan elektron dalam
struktur
Lewis.
1.2 Struktur Lewis Untuk Senyawa Ionik
Untuk senyawa ionik dari unsur golongan utama, simbol Lewis
dari
ion logam tidak mempunyai titik jika semua elektron valensinya
lepas, dan
muatan ionik kation dan anionnya ditunjukkan. Gagasan ini
digambarkan
seperti contoh sebagai berikut:
Contoh :
Tulislah struktur Lewis untuk senyawa berikut : (a) BaO; (b)
MgCl2;
(c) aluminium oksida.
Penyelesaian :
(a) Tulislah simbol Lewisnya dan tentukan berapa elektron harus
diperoleh
atau dilepaskan oleh setiap atom untuk mencapai konfigurasi
elektron
gas mulia. Ba melepaskan dua elektron dan O memperoleh dua.
-
24
(b) Atom Cl hanya dapat menerima satu elektron karena telah
mempunyai
tujuh elektron valensi. Satu elektron lagi akan melengkapi
oktetnya.
Sebaliknya, atom Mg harus melepaskan dua elektron agar
mencapai
konfigurasi elektron gas mulia neon. Jadi, dua atom Cl
diperlukan untuk
setiap atom Mg.
(c) Rumus aluminium oksida langsung mengikuti struktur
Lewis.
Gabungan satu atom Al, yang melepaskan tiga elektron, dan satu
atom
O, yang memperoleh dua elektron, menyebabkan kelebihan satu
elektron yang lepas. Untuk mencocokkan banyaknya elektron
yang
dilepaskan dan yang diperoleh, unit rumus harus didasarkan pada
dua
atom Al dan tiga atom O.
Senyawa yang dijelaskan di atas adalah senyawa ionik biner yang
terdiri
atas kation monatomik dan anion monatomik. Senyawa ionik
terner
yang lazim ditemui terdiri atas ion monatomik dan ion
poliatomik.
Pengikatan diantara atom-atom dalam ion poliatomik adalah
kovalen.
-
25
2. Ikatan Kovalen
Telah diketahui bahwa semakin rendah energi ionisasi suatu
unsur, maka
akan semakin bersifat logam. Natrium jauh lebih bersifat logam
dibandingkan
hidrogen. Faktanya, hidrogen dipandang sebagai nonlogam. Atom
hidrogen dalam
wujud gas tidak memberikan elektron kepada atom nonlogam
lainnya. Pengikatan
diantara atom hidrogen dan atom klorin melibatkan penggunaan
bersama elektron,
yang menghasilkan ikatan kovalen. Untuk menekankan penggunaan
bersama
elektron, coba kita pikirkan struktur Lewis HCl dengan cara
berikut ini:
Lingkaran dengan garis terputus menyatakan kulit elektron
terluar dari
atom-atom yang berikatan. Banyaknya titik pada atau di dalam
setiap lingkaran
menyatakan banyaknya elektron efektif dalam setiap kulit
valensi. Atom H
mempunyai dua titik, sebagaimana pada konfigurasi elektron He.
Atom Cl
mempunyai delapan titik, bersesuaian dengan konfigurasi kulit
terluar Ar.
Perhatikan bahwa dua elektron antara H dan Cl dihitung dua kali.
Kedua elektron
ini digunakan bersama oleh atom H dan atom Cl. Pasangan elektron
yang digunakan
bersama ini membangun ikatan kovalen.
Teori Lewis membantu kita memahami mengapa hidrogen unsur dan
klorin
unsur berada sebagai molekul diatomik, H2 dan Cl2. Sepasang
elektron digunakan
bersama diantara kedua atom. Penggunaan bersama satu pasang
elektron diantara
atom-atom yang terikat menghasilkan ikatan kovalen tunggal.
Untuk menekankan
pentingnya pasangan elektron dalam teori Lewis, istilah pasangan
ikatan digunakan
untuk pasangan elektron dalam ikatan kovalen, sementara pasangan
bebas
digunakan untuk pasangan elektron yang tidak terlibat dalam
pengikatan. Dalam
menuliskan struktur Lewis biasanya untuk mengganti beberapa
pasangan elektron
dengan tanda hubung (), terutama untuk pasangan ikatan. Hal ini
ditunjukkan
pada struktur Lewis berikut ini.
-
26
2.1 Ikatan Kovalen Koordinat
Teori Lewis mengenai pengikatan menjelaskan ikatan kovalen
sebagai penggunaan bersama sepasang elektron, tetapi ini tidak
selalu
berarti bahwa setiap atom menyumbangkan satu elektron kepada
ikatan.
Suatu ikatan kovalen yang satu atomnya menyumbangkan sekaligus
dua
elektron kepada pasanagan yang digunakan bersama dinamakan
ikatan
kovalen koordinat.
Ikatan yang terbentuk antara atom N dari NH3 dan ion H+ pada
gambar struktur di atas adalah ikatan kovalen koordinat. Namun,
perlu
dicatat bahwa begitu ikatan ini telah terbentuk tidak mungkin
lagi
mengatakan mana dari keempat ikatan N H yang merupakan
ikatan
kovalen koordinat. Jadi, ikatan kovalen koordinat tidak dapat
dibedakan dari
ikatan kovalen reguler.
2.2 Ikatan Kovalen Ganda
Seringkali lebih dari satu pasang elektron harus digunakan
bersama
jika suatu atom harus mencapai oktet (konfigurasi elektron gas
mulia). CO2
dan N2 adalah dua molekul yang atom-atomnya menggunakan
bersama
lebih dari satu pasang elektron.
-
27
Pada aplikasi gagasan tentang struktur Lewis pada CO2
terlihat
bahwa atom C dapat menggunakan bersama satu elektron valensi
dengan
setiap atom O sehingga membentuk dua ikatan tunggal karbon ke
oksigen.
Namun, hal ini membuat atom C dan kedua atom O masih belum
oktet. Masalah ini diatasi dengan menggeser elektron tak
berpasangan ke
dalam kawasan ikatan, yang ditunjukkan dengan tanda panah
merah.
3. Ikatan Kovalen Polar dan Peta Potensial Elektrostatik
Ikatan kovalen yang elektronnya tidak digunakan bersama secara
setara
diantara dua atom disebut ikatan kovalen polar. Pada ikatan
seperti ini, elektron
bergeser ke arah unsur yang lebih nonlogam. Penggunaan bersama
yang tidak setara
ini menghasilkan muatan negatif parsial pada unsur yang lebih
nonlogam, ditandai
dengan -, dan muatan positif parsial pada unsur yang lebih
logam, yang ditandai
dengan +. Jadi, dapat dinyatakan ikatan polar pada HCl
menggunakan struktur
Lewis, dengan muatan parsial + dan - menunjukkan bahwa pasangan
elektron
ikatan terletak lebih dekat pada atom Cl daripada atom H.
Potensial elektrostatik adalah kerja yang dilakukan dalam
menggerakkan
satu unit muatan positif dengan kecepatan konstan dari satu
kawasan molekul ke
kawasan lain. Peta potensial elektrostatik diperoleh dengan
menelusuri secara
hipotetis permukaan densitas elektron dengan muatan titik
positif. Muatan titik
positif akan tertarik ke kawasan kaya elektron, kawasan dengan
muatan negatif
berlebih ketika semua muatan dari inti dan elektron telah
diperhitungkan dan
potensial elektrostatik akan negatif. Suatu peta potensial
elektrostatik memberi
informasi tentang distribusi muatan elektron dalam molekul.
-
28
Gambar 14. Determinasi dari peta potensial elektrostatik untuk
amonia.
Peta ini memberikan distribusi muatan elektron di permukaan.
3.1 Elektronegativitas
Ikatan H Cl adalah polar sebab atom Cl mempunyai afinitas
elektron yang lebih besar dibandingkan atom H. Namun, afinitas
elektron
adalah sifat atom, dan predikasi yang lebih bermakna dalam hal
polaritas
ikatan adalah didasarkan pada sifat molekul, yaitu yang terkait
dengan
kemampuan atom untuk melepaskan atau memperoleh elektron ketika
atom
merupakan bagian dari molekul, bukannya sebagai atom yang
terisolasi dari
atom lain.
Elektronegativitas, menjelaskan kemampuan atom untuk
bersaing
memperoleh elektron dengan atom lain yang diikatnya. Dengan
demikian,
elektronegativitas berkaitan dengan energi ionisasi dan afinitas
elektron.
Unsur dengan energi ionisasi yang tinggi dan afinitas elektron
yang besar
dan negatif, seperti fluorin, akan mempunyai elektronegativitas
yang besar
-
29
relatif terhadap atom dengan energi ionisasi rendah dan afinitas
elektron
kecil, seperti natrium.
Nilai elektronegativitas memungkinkan kita mendalami
besarnya
sifat polar dalam ikatan kovalen berdasarkan selisih
elektronegativitas, EN
nilai mutlak dari selisih nilai-nilai EN dari atom-atom yang
berikatan. Jika
EN kedua atom sangat kecil, ikatan diantaranya pada dasarnya
kovalen.
Jika EN besar, ikatan tersebut pada dasarnya ionik. Untuk nilai
EN
pertengahan, ikatan dikatakan sebagai kovalen polar.
4. Menuliskan Struktur Lewis
4.1 Persyaratan Dasar
Beberapa fitur penting dari struktur Lewis, yaitu :
Semua elektron valensi dari atom pada struktur Lewis harus
muncul
dalam struktur.
Biasanya, semua elektron dalam struktur Lewis berpasangan.
Biasanya, setiap atom mencapai oktet elektron pada kulit
terluarnya.
Namun, hidrogen dibatasi pada dua elektron pada kulit
terluarnya.
Adakalanya, ikatan kovalen ganda diperlukan. Ikatan kovalen
ganda
terbentuk paling mudah oleh atom C, N, O, P dan S.
4.2 Struktur Kerangka
Dalam struktur kerangka dengan lebih dari dua atom, biasanya
dibedakan antara atom pusat dan atom terminal. Atom pusat
terikat pada
dua atai lebih atom, dan atom terminal terikat hanya pada satu
atom lainnya.
Contohnya, etanol, CH3CH2OH. Pada struktur ini, atom pusat baik
atom C
maupun atom O dicetak dengan warna merah. Atom terminal semua
enam
atom H dicetak dengan warna biru.
-
30
Ada beberapa fakta tambahan mengenai atom pusat, atom terminal,
dan
struktur kerangka, yaitu:
Atom hidrogen selalu merupakan atom terminal.
Atom pusat umumnya adalah atom dengan elektronegatvitas
terendah.
Atom karbon selalu merupakan atom pusat.
Kecuali untuk sejumlah besar molekul organik seperti rantai,
molekul
dan ion poliatomik umumnya mempunyai struktur kompak dan
simetris.
4.3 Strategi Untuk Menuliskan Struktur Lewis
Langkah-langkah yang harus dilakukan agar tercapai struktur
Lewis yang
masuk akal dapat digambarkan dalam skema sebagai berikut :
Hitunglah total banyaknya elektron dalam struktur
Letakkan dua elektron di setiap ikatan pada struktur
kerangka
Letakkan elektron yang
tersisa pada atom pusat
Kurangkan banyaknya elektron yang digunakan
sampai tahap ini dari total banyaknya elektron
valensi. Apakah ada elektron tersisa?
Gambarlah struktur kerangka
Indentifikasilah atom terminal
Lengkapi oktet atom-atom terminal (atom H
memerlukan duet)
Apakah semua atom
memiliki oktet?
Letakkan elektron yang
tersisa pada atom pusat
Letakkan elektron yang
tersisa pada atom pusat
-
31
4.4 Muatan Formal
Muatan formal adalah muatan yang tampak pada atom-atom
tertentu
pada struktur Lewis yang muncul bila atom-atom tidak
menyumbangkan
banyaknya elektron secara setara kepada ikatan kovalen yang
menghubungkannya. Muatan formal pada suatu atom dalam struktur
Lewis
adalah banyaknya elektron valensi dalam atom bebas minus
banyaknya
elektron yang ditempatkan ke atom itu pada struktur Lewis,
dengan
elektron-elektron ditempatkan dengan cara berikut:
Hitunglah elektron pasangan bebas seperti semuanya kepunyaan
atom
yang mengembannya.
Bagilah elektron pasangan ikatan secara setara diantara
atom-atom yang
berikatan.
Muatan formal pada struktur Lewis dapat ditunjukkan dengan angka
kecil
yang dilingkari.
Berikut ini adalah aturan umum yang dapat membantu menentukan
struktur
Lewis yang masuk akal berdasarkan muatan formalnya.
Jumlah muatannya formal pada struktur Lewis harus sama dengan
nol
untuk molekul netral dan harus sama dengan besarnya muatan untuk
ion
poliatomik.
Bila muatan formal diperlukan, angkanya harus
sekecil-kecilnya.
Muatan formal negatif biasanya muncul pada atom yang paling
elektronegatif; muatan formal positif pada atom yang paling
kurang
elektronegatif.
Struktur yang mempunyai muatan formal dengan tanda yang sama
pada
atom-atom bersebelahan cenderung tidak terjadi.
-
32
5. Resonansi
Situasi ketika dua atau lebih struktur Lewis yang masuk akal
dapat
dituliskan tetapi struktur yang benar tidak dapat dituliskan
sama sekali disebut
resonansi. Struktur sejatinya adalah hibrid resonansi dari
struktur-struktur
penyumbang yang masuk akal. Struktur penyumbang yang dapat
diterima pada
hibrid resonansi semuanya harus mempunyai struktur kerangka yang
sama; atom-
atom hanya dapat berbeda dalam cara pendistribusian elektron di
dalam struktur.
Dalam banyak kasus, ada beberapa struktur resonansi penyumbang
yang
tidak berkontribusi secara setara. Contohnya anion azida, N3-
dengan tiga struktur
resonansi berikut.
Kita dapat memutuskan struktur resonansi mana yang kemungkinan
besar
berkontribusi paling banyak kepada hibrid dengan mengaplikasikan
aturan umum
untuk muatan formal.
6. Kekecualian Pada Aturan Orbit
6.1 Spesies Dengan Elektron Ganjil
Teori Lewis hanya menangani pasangan elektron dan tidak
menjelaskan tempat meletakkan elektron tak berpasangan; elektron
ini
dapat berada pada atom N atau O. Namun, untuk mendapatkan
suatu
struktur yang bebas dari muatan formal, kita akan meletakkan
elektron tak
berpasangan pada atom N.
Kehadiran elektron tak berpasangan mengakibatkan spesies
berelektron
ganjil bersifat paramagnetik. NO adalah paramagnetik. Molekul
dengan
jumlah elektron genap diharapkan semua elektronnya berpasangan
dan
bersifat diamagnetik.
-
33
6.2 Oktet Tak Lengkap
Struktur Lewis untuk boron trifluoride mengarah ke struktur
yang
atom B nya hanya memiliki enam elektron dalam kulit valensinya
(oktet tak
lengkap). Suatu pengamatan yang mendukung struktur boron
trifluoride
adalah bahwa panjang ikatan B F pada BF3 lebih pendek
dibandingkan
untuk ikatan tunggal. Ikatan yang lebih pendek menyiratkan bahwa
terdapat
lebih dari dua elektron, artinya, ada sifat ikatan ganda dalam
ikatannya.
Elektronegativitas fluorin yang tinggi dan elektronegativitas
boron yang
jauh lebih rendah menyiratkan sifat ionik yang cukup besar pada
ikatan
boron ke fluorin. Ini menyiratkan kemungkinan struktur ionik
seperti
berikut.
Spesies dengan oktet tak lengkap terbatas pada beberapa senyawa
berilium,
boron, dan aluminium.
6.3 Kulit Valensi Terkembang
Telah diketahui bahwa dalam menuliskan struktur Lewis semua
atomnya kecuali H memiliki oktet lengkap, artinya setiap
atomnya
mempunyai delapan elektron valensi. Ada beberapa struktur Lewis
yang
melanggar aturan ini karena memiliki 10 atau bahkan 12 elektron
valensi di
seputar atom pusat, menghasilkan apa yang disebut kulit
valensi
terkembang. Contohnya, fosforus membentuk dua klorida, PCl3 dan
PCl5.
Dapat dituliskan struktur Lewis untuk PCl3 dengan aturan oktet.
Pada PCl5,
dengan lima atom Cl terikat langsung ke atom P pusat, kulit
terluar dari
atom P tampaknya harus memiliki sepuluh elektron. Dapat
dikatakan bahwa
kulit valensi telah berkembang menjadi 10 elektron. Pada molekul
SF6, kulit
valensi tampak mengembang menjadi 12.
-
34
7. Bentuk Molekul
Bentuk molekul adalah gambaran geometrik yang diperoleh bila
menghubungkan inti-inti atom yang terikat dengan garis lurus.
Untuk mendapatkan
penjelasan lengkap mengenai bentuk molekul, perlu diketahui dua
kuantitas, yaitu:
Panjang ikatan, jarak antara inti-inti atom yang berikatan.
Sudut ikatan, sudut antara garis-garis bersebelahan yang
mewakili ikatan.
Gambar 15. Bentuk geometrik molekul. Untuk menggambarkan
geometri
bentuk molekul H20 dibutuhkan besar panjang ikatan dan sudut
ikatan.
Molekul diatomik hanya mempunyai satu ikatan dan tidak ada sudut
ikatan.
Berhubung bentuk geometrik yang dibentuk oleh dua titik adalah
garis lurus, maka
semua molekul diatomik adalah linear. Molekul triatomik
mempunyai dua ikatan
dan satu sudut ikatan.
7.1 Teori Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi (VSEPR)
Dalam teori VSEPR, berfokus pada pasangan elektron dalam
kulit
elektron valensi atom pusat dalam suatu struktur. Akibatnya,
akan
dihasilkan bentuk geometris tertentu untuk molekul.
Pasangan elektron akan saling menolak, baik ketika
elektron-elektron tersebut berada dalam
ikatan kimia (ikatan pasangan) ataupun tidak digunakan bersama
(pasangan bebas). Pasangan
elektron mengambil orientasi di seputar atom untuk meminimumkan
tolakan.
-
35
Aspek lain dari teori VSEPR adalah fokus tidak saja pada
pasangan
elektron, tetapi juga pada gugus elektron. Satu gugus elektron
dapat berup
pasangan, baik pasangan bebas maupun pasangan ikatan, atau dapat
pula
sebagai elektron tunggal yang tidak berpasangan pada atom dengan
oktet
tak lengkap, seperti pada NO. Sebuah gugus dapat juga berupa
ikatan
rangkap dua atau tiga diantara dua atom. Jadi, di dalam
molekul
atom C pusat hanya mempunyai dua gugus elektron dalam
kulit valensinya. Setiap ikatan rangkap dua dengan dua pasang
elektron
diperlakukan sebagai satu gugus elektron.
Dalam molekul H2O, dua dari keempat gugus elektron adalah
pasangan ikatan dan dua lainnya adalah pasangan bebas. Bentuk
molekul
diperoleh dengan menghubungkan kedua inti H ke inti O dengan
garis lurus.
Untuk H2O, geometri gugus elektronnya adalah tetrahedral dan
geometri
molekulnya berbentuk V atau bengkok.
7.2 Beberapa Kemungkinan Untuk Distribusi Gugus Elektron
Geometri molekul sama seperti geometri gugus elektron hanya
bila
semua gugus elektron merupakan pasangan ikatan. Jika satu atau
lebih
gugus elektron adalah pasangan bebas, geometri molekulnya
berbeda dari
geometri gugus elektron, meskipun diturunkan dari geometri
tersebut.
Terdapat dua gagasan mengenai geometri gugus elektron dan
geometri
molekul, yaitu :
1. Semakin dekat dua gugus elektron dipaksakan, semakin kuat
tolakan
diantaranya.
2. Elektron pasangan bebas menyebar lebih luas dibandingkan
elektron
pasangan ikatan. Akibatnya tolakan satu pasangan bebas
dengan
pasangan bebas lainnya lebih besar dibandingkan antara dua
pasangan
ikatan.
-
36
Strategi empat langkah berikut dapat digunakan untuk memprediksi
bentuk
molekul, yaitu :
1. Menggambar struktur Lewis yang masuk akal untuk spesies
(molekul
atau ion poliatomik).
2. Menentukan banyaknya gugus elektron di seputar atom pusat,
dan
mengidentifikasi sebagai gugus elektron pasangan ikatan atau
elektron
pasangan bebas.
3. Menetapkan geometri gugus elektron di seputar atom pusat
linear,
planar-trigonal, tetrahedral, bipiramida-trigonal, atau
oktahedral.
4. Menentukan geometri molekul dari posisi di seputar atom pusat
yang
ditempati inti atom lain.
7.3 Molekul Dengan Lebih Dari Satu Atom Pusat
Walaupun banyak struktur yang hanya mempunyai satu atom
pusat,
teori VSEPR dapat juga diaplikasikan pada molekul atau anion
poliatomik
dengan lebih dari satu atom pusat. Dalam kasus ini, distribusi
geometrik
atom-atom terminal di seputar setiap atom pusat harus ditentukan
dan
hasilnya kemudian digabung menjadi satu deskripsi mengenai
bentuk
molekul.
Contoh:
Mengaplikasikan teori VSEPR untuk molekul dengan lebih dari satu
atom
pusat. Metil isosianat, CH3NCO, digunakan dalam manufaktur
insektisida,
seperti karbaril (Sevin). Dalam molekul CH3NCO ini, tiga atom H
dan atom
O adalah atom terminal dan dua atom C dan satu atom N adalah
atom pusat.
Buatlah sketsa molekul ini.
Penyelesaian:
Untuk mengaplikasikan metode VSEPR, dimulai dengan struktur
Lewis
yang masuk akal. Banyaknya elektron valensi pada struktur ini
adalah :
Dari C Dari N Dari O Dari H
(2 x 4) (1 x 5) (1 x 6) (3 x 1) = 22
-
37
Dalam menggambarkan struktur kerangka dan menempatkan
elektron
valensi, pertama-tama kita memperoleh struktur dengan oktet tak
lengkap.
Dengan menggeser elektron yang terindikasi, maka dapat dicapai
oktet pada
setiap atom.
Atom C di sebelah kiri mempunyai empat gugus elektron
disekitarnya
semua berupa psangan ikatan. Bentuk di bagian ujung molekul
ini
tetrahedral. Atom C di sebelah kanan, dengan membentuk dua
ikatan
rangkap, diperlukan seolah mempunyai dua gugus elektron
disekitarnya.
Distribusinya linear. Untuk atom N, tiga gugus elektron
terdistribusi dengan
cara planar trigonal. Sudut ikatan C N C haruslah sekitar
120.
7.4 Bentuk Molekul dan Momen Dipol
Pada molekul HCl, atom Cl lebih elektronegatif dibandingkan
atom
H. Elektron tergeser ke arah atom Cl. Molekul HCl adalah molekul
polar.
Pada penggambaran berikut digunakan tanda panah dengan tanda
silang di
ujungnya yang mengarah ke atom yang menarik elektron lebih
kuat.
Jauhnya pergeseran muatan dalam suatu ikatan kovalen polar
dinyatakan
dengan momen dipol (). Momen dipol adalah hasil kali muatan
parsial ()
dengan jarak (d). Jika hasil kali x d mempunyai nilai 3,34 x
10-30 Coulomb
-
38
x meter (C.m), momen dipol () mempunyai nilai yang disebut 1
debye (D).
Satu metode percobaan dalam menentukan momen dipol didasarkan
pada
perilaku molekul polar di medan listrik.
Molekul CO2 adalah nonpolar. Perlu dibedakan antara perpindahan
densitas
muatan elektron dalam ikatan tertentu dan dalam molekul
secara
keseluruhan. Selisih elektronegativitas antara C dan O
mengakibatkan
perpindahan densitas muatan elektron ke arah atom O dalam setiap
ikatan
karbon ke oksigen dan menghasilkan dipol ikatan.
C. IKATAN KIMIA (ASPEK-ASPEK TAMBAHAN)
1. METODE IKATAN VALENSI
Pembentukan ikatan kovalen dari aspek pertumpangtindihan orbital
atom
dinamakan metode ikatan valensi (valence bond method).
Terciptanya ikatan
kovalen dalam metode ikatan valensi biasanya didasarkan pada
tumpang tindih
orbital terisi setengah, tetapi adakalanya tumpang tindih
seperti itu melibatkan
orbital terisi penuh pada satu atom dan orbital kosong pada atom
lainnya. Metode
ikatan valensi memberikan model pengiikatan elektron elektron
terlokalisasi.
Elektron teras (core) dan elektron valensi pasangan bebas
mempertahankan lokasi
orbital yang sama seperti dalam atom atom terpisah dan densitas
muatan dari
elektron terikat terkonsentrasi di kawasan pertumpang tindihan
orbital.
Gambar 16. Pengikatan dalam H2S
-
39
2. HIBRIDASI ORBITAL ATOM
Dalam sebagian besar kasus, penjelasan tentang geometri
molekul
berdasarkan pertumpangtindihan sederhana orbital atom yang tidak
dimodifikasi
ternyata tidak cocok dengan hasil pengamatan. Contohnya,
berdasarkan konfigurasi
elektron keadaan dasar dari kulit valensi karbon adalah
Hidrokarbon paling sederhana yang teramati pada kondisi normal
laboratorium
adalah metana, CH4. Metana adalah molekul stabil yang tidak
reaktif dengan rumus
molekul yang konsisten dengan aturan oktet dari teori Lewis.
Untuk mendapatkan
rumus molekul metana melalui metode ikatan valensi, kita
memerlukan diagram
orbital untuk karbon dengan empat elektron takberpasangan
sehingga
tumpangtindih orbital menghasilkan empat ikatan C H. Konfigurasi
elektron yang
dihasilkan adalah konfigurasi elektron keadaan tereksitasi.
Konfigurasi elektron pada keadaan tereksitasi ini menyiratkan
suatu suatu molekul
dengan tiga ikatan C H yang saling tegak lurus. Ikatan keempat
akan mengarah
ke posisi manapun dalam molekul yang dapat mengakomodasi atom H
keempat.
Suatu skema pengikatan yang didasarkan pada konfigurasi elektron
keadaan
tereksitasi kurang dalam menjelaskan sudut ikatan dalam CH.
Salah satu cara
mengatasi masalah ini adalah dengan memodifikasi orbital atom
dari atomatom
terikat. Kombinasi aljabar dari persamaan gelombang satu orbital
2s dan tiga orbital
2p atom karbon menghasilkan satu set baru yang terdiri atas
empat orbital identik.
Orbital baru ini, yang terarah secara tetrahedral, memiliki
energi pertengahan antara
orbital 2s dan 2p. Orbital atom murni dengan orbital atom
terformulasi untuk atom
terikat dinamakan hibridisasi (hybridization) dan orbital baru
disebut orbital
hibrid (hybrid orbital).
-
40
Dalam skema hibridisasi, banyaknya orbital hibrid sama dengan
total
banyaknya orbital atom penyusunnya. Simbol menunjukkan jumlah
dan jenis
orbital yang terlibat. Jadi, sp3 menandakan bahwa satu orbital s
dan tiga orbital p
bergabung. Penggambaran untuk hibridisasi sp3 dari orbital kulit
valensi karbon
adalah
Tujuan skema hibridisasi adalah menjelaskan bentuk molekul
berdasarkan fakta
dari hasil percobaan. Hibridisasi bukanlah fenomena fisis yang
sebenarnya. Untuk
beberapa ikatan kovalen tidak ada satu skema hibridisasi yang
terbukti baik.
Namun, konsep hibridisasi bekerja dengan sangat baik untuk
molekul yang
mengandung karbon sehingga banyak digunakan dalam kimia
organik.
PENGIKATAN DALAM H2O DAN NH3
Ketika diaplikasikan untuk H2O dan NH3, teori VSEPR
menjelaskan
geometri gugus elektron tetrahedral untuk empat gugus elektron.
Pengikatan dalam
NH3, contohnya dapat dideskripsikan dari aspek diagram orbital
kulit valensi untuk
nitrogen sebagai berikut :
Berhubung satu dari orbital sp3 dihuni oleh sepasang elektron
pasangan bebas,
hanya tiga orbital sp3 terisi setengah yang terlibat dalam
pembentukan ikatan.
Sekalipun skema hibridisasi sp3 tampaknya bekerja sangat baik
untuk H2O dan
NH3, ada bukti teoritis dan percobaan (spektroskopis) yang
mengarah pada diskripsi
berdasarkan orbital p yang tidak terhibridisasi dari atom
pusat.
-
41
ORBITAL HIBRID sp2
Tetangga golongan 13 karbon yaitu boron mempunyai empat orbital
tetapi
hanya mempunyai tiga elektron dalam kulit valensinya. Untuk
kebanyakan
senyawa boron, skema hibridisasi yang layak menggabungkan satu
orbital 2s dan
dua orbital 2p menjadi tiga orbital hibrid sp2 dan meninggalkan
satu orbital p yang
tidak terhibridisasi. Skema hibridisasi sp2 berkaitan dengan
geometri gugus
elektron planar trigonal. Dalam skema hibridisasi dari teori
ikatan valensi,
banyaknya orbital terkekalkan, artinya dalam atom yang
berhibridisasi sp2 masih
ada empat orbital, tiga hibrid sp2 dan satu orbital p yang tidak
terhibridisasi.
Gambar 17. Skema hibridisasi sp2
ORBITAL HIBRID sp
Tetangga boron di golongan dua, berilium, memiliki empat orbital
dan
hanya dua elektron dalam kulit valensinya. Dalam skema
hibridisasi yang terbaik
menjelaskan senyawa gas berilium tertentu, orbital 2s dan satu
orbital 2p. Be
-
42
berhibridisasi menjadi dua orbital hibrid sp dan dua orbital 2p
sisanya tidak
berhibridisasi.
ORBITAL HIBRID sp3d DAN sp3d2
Untuk menjelaskan skema hibridisasi yang berhubungan dengan
geometri
gugus 5 elektron dan 6 elektron dari teori VSEPR, perlu
melangkah lebih jauh dari
subkulit s dan p pada kulit valensi dan ini berarti melibatkan
kontribusi orbital d.
Tercapainya lima orbital fosforus terisi setengah untuk
menjelaskan lima ikatan P
Cl dalam PCl5 dan geometri molekul bipiramida trigonalnya
melalui hibridisasi
satu orbital s, tiga orbital p dan satu orbital d pada kulit
valensi menjadi lima orbital
hibrid sp3d.
Tercapainya enam orbital sulfur terisi setengah untuk
menjelaskan enam ikatan S
F dalam SF6 dan geometri molekul oktahedralnya melalui
hibridisasi satu orbital s,
tiga orbital p, dan dua orbital d pada kulit valensi menjadi
enam orbital hibrid sp3d2.
ORBITAL HIBRID DAN TEORI TOLAKAN PASANGAN ELEKTRON
KULIT VALENSI (VSEPR)
Pada tahun 1931, Linus Pauling mengenalkan konsep hibridisasi
orbital
untuk menjelaskan geometri CH4, H2O, dan NH3. N.V. Sidgwick dan
H.E. Powell
adalah yang pertama kali menyarankan bahwa geometri molekul
ditentukan oleh
susunan pasangan elektron dalam kulit valensi dan selanjutnya
dikembangkan ke
dalam seperangkat aturan yang dikenal sebagai VSEPR oleh Ronald
Gillespie dan
-
43
Ronald Nyholm pada tahun 1957. Keuntungan VSEPR adalah bahwa
teori ini
memiliki kemampuan prediksi berdasarkan struktur Lewis,
sementara skema
hibridisasi memerlukan pengetahuan awal mengenai geometri
molekul. Skema
hibridisasi yang mungkin untuk atom pusat dalam struktur dalam
metode ikatan
valensi dapat dipilih dengan:
Menuliskan struktur Lewis yang masuk akal untuk spesies yang
diamati
Menggunakan teori VSEPR untuk memprediksi geometri gugus
elektron
atom pusat yang mungkin
Menyeleksi skema hibridisasi yang berhubungan dengan geometri
gugus
elektron.
3. IKATAN KOVALEN GANDA
Dua jenis tumpang tindih orbital terjadi bila ikatan ganda
dideskripsikan
dengan metode ikatan valensi. Contoh spesifik ikatan rangkap dua
karbon ke
karbon dalam etilena, C2H4, dan ikatan rangkap tiga karbon ke
karbon dalam
asetilena, C2H2.
Pengikatan Dalam C2H4
Etilena mempunyai ikatan rangkap dua karbon ke karbon dalam
struktur Lewisnya.
-
44
Etilena adalah molekul planar dengan sudut ikatan H C H dan H C
C sebesar
1200. Teori VSEPR memperlakukan setiap atom C dikelilingi oleh
tiga gugus
elektron dalam susuunan planar trigonal. Salah satu ikatan
diantara dua atom
karbon dihasilkan dari tumpang tindih orbital hibrid sp2 dari
setiap atom. Tumpang
tindih ini terjadi di sepanjang garis yang menghubungkan inti
kedua atom tersebut.
Orbital orbital yang bertumpang tindih dengan cara ujung ke
ujung ini
menghasilkan ikatan sigma, dilambangkan dengan . Ikatan kedua
diantara kedua
atom C dihasilkan dari tumpang tindih orbital p yang tidak
berhibridisasi. Dalam
ikatan ini, ada kawasan dengan densitas muatan elektron yang
tinggi di atas dan di
bawah bidang dari atom karbon dan atom hidrogen. Ikatan yang
dihasilkan dengan
cara tumpang tindih sisi ke sisi dari dua orbital paralel
dinamakan ikatan .
Gambar 18. Pengikatan dan dalam C2H4
Model bola dan tongkat mengilustrasikan pengikatan dalam
etilena. Model ini
menunjukkan bahwa:
Bentuk molekul ditentukan hanya oleh orbital yang membentuk
ikatan
Rotasi pada ikatan rangkap dua sangat terbatas. Pada model bola
dan
tongkat atom H terminal mudah memuntir dan merotasi pada ikatan
s yang
menghubungkannya dengan atom C. Namun, untuk memelintir satu
gugus
-
45
-CH2 ke luar bidang lainnya akan mengurangi banyaknya orbital p
yang
bertumpang tindih dan melemahkan ikatan . Ikatan rangkap dua
adalah
ikatan yang kaku dan molekul C2H4 adalah planar.
Pengikatan Dalam C2H2
Pengikatan dalam asetilena, C2H2, serupa dengan yang ada di C2H2
tetapi dengan
perbedaan berikut. Struktur Lewis C2H2 menampilkan ikatan
kovalen rangkap tiga.
Molekul ini liniear. Skema hibridisasi untuk menghasilkan
orbital hibrid dalam
orientasi liniear adalah sp. Diagram orbital kulit valensi yang
menyatakan
hibridisasi sp adalah pada ikatan rangkap tiga dalam C2H2, salah
satu dari ikatan
karbon ke karbon adalah ikatan dan dua lainnya adalah ikatan
.
Gambar 19. Pengikatan dan dalam C2H2
Model bola dan tongkat etilena, C2H4
-
46
4. TEORI ORBITAL MOLEKUL
Teori orbital molekul (molecular orbital theory), dimulai dengan
gambar
sederhana molekul tetapi dengan cepat menjadi rumit pada
rinciannya. Teori ini
menempatkan elektron elektron dalam sebuah molekul ke dalam satu
seri orbital
yang dimiliki oleh molekul tersebut secara keseluruhan. Orbital
molekul yang
terbentuk oleh interferensi destruktif (pengurangan) dua orbital
1s mengakibatkan
berkurangnya probabilitas elektron di antara inti inti. Ini
menghasilkan orbital
molekul anti ikatan (antibonding molecular orbital),
dilambangkan dengan
superskrip (*) sebab interferensi destruktif menempatkan
densitas muatan elektron
yang sangat rendah di antara kedua inti. Probabilitas elektron
atau densitas muatan
elektron dalam orbital *1s adalah (1sA 1sB)2. Dengan densitas
muatan elektron
yang rendah diantara inti inti atom, inti tidak terhalang dari
inti lainnya, maka
terjadilah tolakan kuat dan ikatan melemah (sehingga diberi
istilah anti ikatan).
Orbital molekul anti ikatan ini dilambangkan dengan *1s dan
berada pada energi
yang lebih tinggi dibandingkan orbital atom 1s.
Gambar 20. Interaksi dua atom Hidrogen menurut Teori Molekul
-
47
GAGASAN DASAR YANG MENYANGKUT ORBITAL MOLEKUL
1. Banyaknya orbital molekul (molecular orbital) yang terbentuk
sama dengan
banyaknya orbital atom yang bergabung
2. Dari dua orbital molekul yang terbentuk, bila dua orbital
atom bergabung salah
satunya adalah orbital molekul ikatan pada energi yang lebih
rendah
dibandingkan dengan orbital atom asalnya. Lainnya adalah orbital
molekul anti
ikatan pada energi yang lebih tinggi.
3. Pada konfigurasi keadaan dasar, elektron memasuki orbital
molekul yang
energinya paling rendah
4. Jumlah maksimum elektron dalam orbital molekul tertentu
adalah dua
5. Pada konfigurasi keadaan dasar, elektron elektron memasuki
orbital molekul
orbital molekul yang berenergi sama satu demi satu sebelum
elektron
elektron tersebut mulai berpasangan
Suatu spesies molekul yang stabil memiliki lebih banyak elektron
dalam orbital
ikatan dibandingkan dalam orbital anti ikatan. Dalam teori
orbital molekul, orde
ikatannya adalah setengah dari selisih jumlah elektron ikatan
dan elektron anti
ikatan.
MOLEKUL DIATOMIK UNSUR UNSUR PERIODE PERTAMA
H2+
Spesies ini mempunyai satu elektron. Elektron ini memasuki
orbital 1s yaitu
orbital molekul ikatan. Orde ikatannya adalah
H2
Molekul ini mempunyai dua elektron, keduanya dalam orbital 1s.
Orde
ikatannya adalah 1
-
48
He2+
Ion ini mempunyai tiga elektron. Dua elektron berada pada
orbital 1s dan satu
orbital pada *1s. spesies ini ada sebagai ion stabil dengan orde
ikatan 1/2 .
He2
Dua elektron berada dalam orbital 1s dan dua dalam orbital *1s.
Orde
ikatannya adalah 0. Tidak ada ikatan yang dihasilkan. He2
bukanlah ikatan
yang stabil.
Gambar 21. Diagram orbital molekul untuk molekul diatomik
dan ionion dari unsur periode pertama
ORBITAL MOLEKUL UNSUR UNSUR PERIODE KEDUA
Orbital molekul yang terbentuk melalui penggabungan orbital atom
2s sama
dengan yang terbentuk dari orbital atom 1s, kecuali berada pada
energi yang lebih
tinggi. Dua cara yang mungkin bagi orbital atom 2p untuk
bergabung menjadi
orbital molekul dari ujung ke ujung dan sisi ke sisi. Tumpang
tindih terbaik untuk
orbital p adalah di sepanjang garis lurus (artinya dari ujung ke
ujung). Gabungan
ini menghasilkan orbital molekul , yaitu 2p dan *2p. Dalam
pembentukan
gabungan orbital ikatan dan anti ikatan di sepanjang sumbu antar
intiharus
mempertimbangkan fase orbital 2p. Cuping positif yang berwarna
gelap mengarah
-
49
ke inti dan fungsi fungsi gelombangnya sefase, maka penjumlahan
kedua fungsi
gelombang menghasilkan kenaikan densitas elektron di kawasan
antar inti dan
menghasilkan orbital 2p. Bila dua orbital atom dengan cuping
cuping berlawanan
fase mengarah ke kawasan antar inti, sebuah bidang simpul di
pertengahan antar
inti akan terbentuk dan menghasilkan orbital anti ikatan *2p.
Penggabungan sisi
ke sisi dari sepasang orbital 2p akan menghasilkan orbital
molekul jenis yaitu 2p
dan *2p. orbital jenis 2p terbentuk dengan cara menjumlahkan
orbital p pada satu
inti dengan orbital p pada inti lainnya, sehingga cuping positif
dan cuping negatif
dari satu orbital berada sefase dengan cuping positif dan cuping
negatif dari orbital
p yang lain pada inti lainnya. Orbital anti ikatan *2p dibentuk
melalui pengurangan
dua orbital p yang tegak lurus terhadap sumbu antarinti. Selain
bidang simpul yang
mengandung inti, suatu simpul terbentuk di antara intiinti dan
ini merupakan sifat
anti ikatan. Dalam orbital molekul anti ikatan yang ada di
bidang simpul diantara
inti inti dengan desitas muatan elektron menurun hingga nol.
Gambar 22. Pembentukan orbital ikatan dan orbital anti ikatan
dari orbital 2p
-
50
Gambar 23. Penggabungan orbital atom 2p
Diagram tingkat energi untuk orbital molekul yang terbentuk dari
orbital
atom kulit elektronik utama kedua berhubungan dengan tingkat
energi orbital atom.
Contohnya, orbital molekul yang terbentuk dari orbital 2s berada
pada energi yang
lebih rendah daripada yang terbentuk dari orbital 2p. Ekspektasi
lain adalah bahwa
orbital ikatan jenis seharusnya memiliki energi lebih rendah
dibandingkan dengan
jenis , sebab tumpang tindih ujung ke ujung dari orbital 2p
mestinya lebih meluas
dibandingkan tumpang tindih sisi ke sisi, menghasilkan energi
yang lebih rendah.
-
51
Berikut ini adalah bagaimana penempatan elektron elektron pada
orbital
molekul dari molekul diatomik unsur unsur periode kedua. Dimulai
dengan
orbital 1s dan *1s yang terisi penuh. Kemudian menambahkan
elektron sesuai
dengan urutan menaiknya energi ke orbital molekul kulit utama
kedua yang
tersedia. Sama seperti saat menyusun orbital atom kulit valensi,
orbital molekul
kulit kedua dari molekul diatomik dapat disusun dengan urutan
menaiknya energi.
Kemudian elektron dapat ditempatkan ke orbital orbital tersebut
sehingga
didapatkan diagram orbital molekul.
-
52
Gambar 24. Diagram orbital molekul untuk molekul diatomik
homointi unsur
periode kedua
Dalam kasus homointi, kedua atom adalah sama dan koefisiennya
adalah setara
sebab terdapat probabilitas yang setara untuk menemukan elektron
di dalam orbital
yang berkaiatan dengan dua inti tersebut. Jika intinya berbeda,
diharapkan terdapat
probabilitas yang lebih besar untuk menemukan elektron di dalam
orbital yang
berkaitan dengan unsur yang lebih elektronegatif. Energi orbital
ikatan lebih dekat
-
53
ke energi unsur yang lebih elektronegatif, sementara energi
orbital anti ikatan lebih
dekat ke energi unsur yang kurang elektronegatif. Kedua atom
tidak boleh terpisah
terlalu jauh nomor atomnya agar orde tingkat energinya tidak
terlalu berbeda dari
yang ditemukan untuk spesies diatomik homointi.
Gambar 25. Dua skema tingkat energi dari orbital molekul yang
mungkin
untuk molekul diatomik dari unsur periode kedua
-
54
5. ELEKTRON TERDELOKALISASI: PENGIKATAN DALAM
MOLEKUL BENZENA
PENGIKATAN DALAM BENZENA
Pada tahun 1865, Friedrick Kekul mengajukan usulan pertama
kali
mengenai struktur benzena. Ia menyarankan bahwa molekul C6H6
terdiri atas cincin
karbon heksagonal yang dihubungkan melalui ikatan kovalen
tunggal dan ikatan
rangkap secara berselang seling. Setiap atom C dihubungkan
dengan dua atom C
lainnya dan dengan satu atom H. Untuk menjelaskan fakta bahwa
ikatan karbon ke
karbon semuanya sama, Kekul menyarankan bahwa ikatan tunggal dan
ikatan
rangkap terus menerus berosilasi dari satu posisi ke posisi
lainnya. Pemahaman
yang lebih seksama mengenai pengikatan dalam molekul benzena
dapat diperoleh
melalui penggabungan metode ikatan valensi dan metode orbital
molekul.
Kerangka ikatan untuk struktur planar yang teramati dapat
dikonstruksikan
dengan sudut ikatan 120o dengan menggunakan hibridisasi sp2
padaa setiap atom
karbon. Tumpang tindih ujung ke ujung dari orbital sp2
menghasilkan ikatan .
Keenam orbital 2p sisanya digunakan untuk mengkonstruksi
ikatan
terdelokalisasi. Untuk menggambarkan pengikatan terdelokalisasi,
simbol untuk
benzena sering ditulis sebagai heksagon dengan lingkaran di
dalamnya.
Gambar 26. Pengikatan dalam benzena (C6H6) dengan metode ikatan
valensi
Enam orbital atom 2p dari atom C bergabung membentuk enam
orbital
molekul dengan jenis ini. Tiga dari orbital molekul jenis ini
adalah orbital
molekul ikatan, dan tiga lainnya adalah anti ikatan. Keenam
orbital 2p sefase
sebagaimana ditunjukkan oleh fakta bahwa semua cuping warna
gelap berada pada
satu sisi kerangka . Dua orbital molekul ikatan berikutnya
masingmasing
-
55
mempunyai satu simpul sehingga mempunyai energi yang sama,
artinya dua orbital
tersebut berdegenerasi. Pasangan orbital berikutnya yaitu
orbital anti ikatan.
Mempunyai dua simpul dan orbital terakhir mempunyai 3 simpul
Ketiga orbital ikatan terisi penuh dengan enam elektronnya (satu
elektron
2p dari setiap atom C ) dan ketiga orbital anti ikatan tetap
kosong. Orde ikatan yang
berhubungan dengan keenam elektron dalam orbital molekul ikatan
adalah 3.
Ketiga ikatan terdistribusi di antara keenam atom C yang menjadi
setengah ikatan
diantara setiap pasang atom C. Ketiga orbital molekul ikatan
pada C6H6
menggambarkan distribusi muatan elektron dalam molekul. Karena
tersebar
diantara keenam atom C dan bukannya terkonsentrasi diantara
pasangan atom C,
maka orbital molekul ini disebut orbital molekul terdelokalisasi
(delocalized
molecular orbital ).
Gambar 27. Diagram orbital molekul untuk C6H6
6. PENGIKATAN DALAM LOGAM
Dalam atom nonlogam, kulit valensi biasanya mempunyai lebih
banyak
elektron dibandingkan jumlah orbitalnya. Pada teori pengikatan
logam begitu
-
56
banyak pengikatan dapat terjadi dengan elektron yang sangat
sedikit. Teori ini juga
menjelaskan bahwa logam memperlihatkan derajat yang jauh lebih
banyak dalam
sifat tertentu dibandingkan nonlogam, misalnya tampilan yang
mengkilat,
kemampuan menghantar listrik, dan mudahnya deformasi (logam
mudah ditipiskan
membentuk lembaran dan ditarik menjadi kawat).
Model Lautan Elektron
Padatan logam digambarkan sebagai jaringan ion positif yang
terendam
dalam lautan electron. Elektron dalam larutan ini adalah adalah
bebas (tidak
terikat pada ion manapun) dan mudah bergerak. Jadi, jika
elektron dari suatu
sumber eksternal memasuki kawat logam di salah satu ujungnya,
elektron bebas
akan bergerak melalui kawat dan meninggalkan kawat di ujung lain
dengan laju
yang sama. Elektron bebas (elektron yang ada di lautan elektron)
tidak terbatas
kemampuannya dalam menyerap foton cahaya tampak sebab elektron
elektron itu
melenting pada atom. Jadi, logam menyerap cahaya tampak dan
bersifat opak.
Elektron pada permukaan logam mampu meradiasi ulang cahaya yang
mengenai
permukaan pada frekuensi yang sama sehingga menjelaskan tampilan
mengilap dari
logam. Mudahnya deformasi logam dapat dijelaskan sebagai
berikut, jika satu
lapisaan ion logam dipaksa saling memasuki, misalkan dengan
hantaman paku,
tidak akan ada ikatan yang pecah. Struktur internal logam pada
dasarnya tidak
berubah dan lautan elektron dengan cepat menyesuaikan dengan
situasi baru.
-
57
Gambar 28. Model lautan elektron dari logam
Teori Pita
Model lautan elektron adalah penjelasan kualitatif sederhana
mengenai
wujud logam, tetapi untuk kebanyakan tujuan, teori pengikatan
logam yang
digunakan adalah suatu bentuk teori orbital molekul yang disebut
teori pita (bond
theory). Dalam pembentukan orbital molekul dan pengikatan antara
dua atom Li,
setiap atom Li menyumbang satu orbital 2s pada pembentukan dua
orbital molekul,
2s dan *2s. Elektron yang semula didiskripsikan sebagai elektron
2s1 dari atom Li
masuk dan mengisi setengah orbital molekul ini. Artinya elektron
mengisi penuh
orbital 2s dan meninggalkan *2s kosong. Jika gabungan atomatom
Li diperluas
dengan atom Li ketiga, maka tiga orbital molekul terbentuk dan
mengandung total
tiga elektron, set orbital molekul terisi setengah. Proses ini
dapat diperluas ke
jumlah atom yang sangat banyak (N) yaitu total banyaknya atom
dalam kristal Li.
Hasil yang didapatkan berupa satu set yang terdiri dari N
orbital molekul dengan
pemisahan energi yang sangat kecil diantara setiap pasang
tingkat energi yang
-
58
berurutan. Kumpulan dari tingkat energi orbital molekul yang
sangat berdekatan
dinamakan pita energi.
Dalam pita ini ada N elektron (elektron 2s dari setiap atom Li)
yang
menghuni N/2 orbital molekul dengan energi terendah secara
berpasangan.
Elektron elektron tersebut adalah elektron elektron yang
menyebabkan
pengikatan atom atom Li. Elektron elektron tersebut adalah
elektron valensi dan
pita tempat elektron elektron tersebut ditemukan dinamakan
disebut pita valensi.
Selisih energi antara tingkat terhuni dan tingkat tidak terhuni
dalam pita valensi
begitu kecil, maka elektron dapat dengan mudah tereksitasi dari
tingkat terhuni
tertinggi ke tingkat tidak terhuni yang terletak tepat di
atasnya. Eksitasi ini
menimbulkan efek berupa elektron yang bergerak, dapat dilakukan
dengan
memberi sedikit beda potensial listrik. Sifat penting untuk
konduktivitas listrik
adalah suatu pita energi yang hanya sebagian terisi elektron.
Pita energi seperti ini
disebut pita konduksi. Pada Lithium, pita 2s merupakan pita
valensi dan sekaligus
pita konduksi.
Gambar 29. Pembentukan pita energi dalam logam Litium
Gambar 30. Logam, semikonduktor, dan insulator menurut teori
pita
-
59
Semikonduktor
Banyak alat elektonik modern bergantung pada penggunaan
material
semikonduktor. Diode pemancar cahaya (Light Emitting Diode,
LED), transistor,
dan sel surya (solar cell) adalah beberapa komponen elektronik
yang kita kenal
menggunakan semikonduktor. Yang menentukan sifat elektronik
dari
semikonduktor adalah celah energi (celah pita) diantara pita
valensi dan pita
konduksi. Dalam beberapa material, misalnya Kadmium kuning
(CdS), celah ini
berukuran tetap. Material seperti ini disebut semikonduktor
intrinsik. Bila cahaya
putih berinteraksi dengan semikonduktor ini, elektron
tereksitasi (terpromosi) ke
pita konduksi. CdS menyerap cahaya violet dan sedikit cahaya
biru, tetapi frekuensi
lain mengandung energi yang lebih kecil daripada yang diperlukan
untuk
mempromosikan elektron di atas celah energi ini. Frekuensi yang
tidak diserap akan
dipantulkan dan warna yang dilihat adalah kuning. Beberapa
semikonduktor,
seperti GaAs dan PbS, mempunyai celah pita yang cukup kecil
sehingga semua
frekuensi cahaya tampak akan diserap. Tidak ada cahaya tampak
yang dipantulkan
dan material tampak berwarna hitam.
Dalam semikonduktor seperti silikon dan germanium, pita valensi
terhuni
dan pita konduksi kosong dipisahkan hanya oleh celah energi yang
sempit. Elektron
dalam pita valensi dapat memperoleh energi termal yang cukup
untuk melompat ke
tingkat pita konduksi. Semakin besar energi termal, semakin
banyak elektron yang
dapat membuat transisi. Dengan cara ini, teori pita menjelaskan
pengamatan bahwa
konduktivitas listrik pada semikonduktor meningkat dengan
meningkatnya suhu.
Dalam banyak semikonduktor ekstrinsik, ukuran celah pita
dikendalikan dengan
menambahkan pengotor (impurity) secara seksama. Prosesnya
dinamakan
pendadahan (doping). Sebagai contoh pada proses pendadahan pada
silikon.
Ketika silikon didadah dengan fosforus, tingkat energi atom P
terletak tepat
di bawah pita konduksi silikon. Setiap atom P menggunakan empat
dari lima
elektron valensinya untuk membentuk ikatan dengan empat atom Si
tetangga dan
energi termal saja cukup untuk mengakibatkan elektron valensi
terpromosikan ke
pita konduksi, meninggalkan ion positif P+ yang imobil (tak
bergerak). Atom P
disebut atom donor dan konduktivitas listrik dalam semikonduktor
jenis ini
-
60
melibatkan gerakan elektron dari atom donor melalui pita
konduksi. Jenis
semikonduktor ini disebut jenis n, dengan n berarti negatif.
Jika silikon didadah dengan aluminium, tingkat energi atom Al
yang disebut
sebagai atom akseptorterletak tepat di atas pita valensi
silikon. Berhubung satu
atom Al hanya mempunyai tiga elektronvalensi, atom Al membentuk
ikatan
pasangan elektron regular dengan tiga atom Si tetangga, tetapi
hanya membentuk
ikatan berelektron satu dengan atom Si keempat. Namun, satu
elektron dengan
mudah terpromosikan dari pita valensi ke atom Aldalam tingkat
akseptor.
Membentuk ion negatif Al- imobil. Ketika peristiw ini terjadi
suatu lubang positif
(positif hole) tercipta pada pita valensi. Berhubung
konduktivitas listrik dalam
semikonduktor ini terdiri atas migrasi lubang lubang positif,
maka disebut
semikonduktor jenis p.
Gambar 31. Semikonduktor jenis p dan n