Wikipedia

Hibridisasi orbital: Perbedaan antara revisi

Jelajahi riwayat secara interaktif
← Revisi sebelumnya
Konten dihapus Konten ditambahkan
VisualTeks wiki
Officer781 (bicara | kontrib)
84 suntingan
→Hibridisasi dan bentuk molekul: restored tetrahedral, my bad. Backbonding only occurs for pi orbitals
InternetArchiveBot (bicara | kontrib)
Bot
688.879 suntingan
Reformat 1 URL (Wayback Medic 2.5)) #IABot (v2.0.9.5) (GreenC bot
 
(33 revisi perantara oleh 9 pengguna tidak ditampilkan)
Baris 1:
{{other uses|Hibrida}}
[[Berkas:Sp3-Orbital.svg|jmpl|150px|Empat orbital ''sp''<sup>3</sup>.]]
[[Berkas:Sp2-Orbital.svg|jmpl|150px|Tiga orbital ''sp''<sup>2</sup>.]]
Dalam kimia, '''hibridisasi orbital''' atau '''hibridisasi''' adalah sebuah konsep bersatunya [[orbital atom|orbital-orbital atom]] membentuk '''''orbital hibridhibrida''''' yang baru yang sesuai dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom. Konsep orbital-orbital yang terhibridisasi sangatlah berguna dalam menjelaskan bentuk [[orbital molekul]] dari sebuah [[molekul]]. Konsep ini adalah bagian tak terpisahkan dari [[teori ikatan valensi]]. Walaupun kadang-kadang diajarkan bersamaan dengan [[teori VSEPR]], teori ikatan valensi dan hibridisasi sebenarnya tidak ada hubungannya sama sekali dengan teori VSEPR.<ref>"It is important to recognize that the VSEPR model provides an approach to bonding and geometry based on the Pauli▼
 
▲Dalam kimia, '''hibridisasi''' adalah sebuah konsep bersatunya [[orbital atom|orbital-orbital atom]] membentuk ''orbital hibrid'' yang baru yang sesuai dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom. Konsep orbital-orbital yang terhibridisasi sangatlah berguna dalam menjelaskan bentuk [[orbital molekul]] dari sebuah [[molekul]]. Konsep ini adalah bagian tak terpisahkan dari [[teori ikatan valensi]]. Walaupun kadang-kadang diajarkan bersamaan dengan [[teori VSEPR]], teori ikatan valensi dan hibridisasi sebenarnya tidak ada hubungannya sama sekali dengan teori VSEPR.<ref>"It is important to recognize that the VSEPR model provides an approach to bonding and geometry based on the Pauli
principle that is completely independent of the valence bond (VB) theory or of any orbital description of bonding." Gillespie, R. J. ''J. Chem. Educ.'' '''2004''', 81, 298-304.</ref>
 
== Sejarah perkembangan ==
Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan [[Linus Pauling]]<ref>L. Pauling, [[J. Am. Chem. Soc.]] 53 (1931), 1367</ref> dalam menjelaskan struktur molekul seperti [[metana]] (CH<sub>4</sub>). Secara historis, konsep ini dikembangkan untuk sistem-sistem kimia yang sederhana, namuntetapi 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 Schrödinger]]nya 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, namuntetapi 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]].
Baris 44:
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 hibridhibrida. Dalam kasus atom karbon yang berikatan dengan empat hidrogen, orbital 2''s'' (orbital inti hampir tidak pernah terlibat dalam ikatan) "bergabung" dengan tiga orbital 2''p'' membentuk '''''hibrid sp''<sup>3</sup>''' (dibaca ''s-p-tiga'') menjadi
 
<math>
Baris 55:
</math>
 
Pada CH<sub>4</sub>, empat orbital hibridhibrida ''sp''<sup>3</sup> bertumpang tindih dengan orbital 1''s'' [[hidrogen]], menghasilkan empat [[ikatan sigma]]. Empat ikatan ini memiliki panjang dan kuat ikat yang sama, sehingga sesuai dengan pengamatan.
 
[[Berkas:Ch4 hybridization.svg|Sebuah representasi skematis orbital-orbital hibridhibrida yang tumpang tindih dengan orbital ''s'' hirdogen]] sama dengan [[Berkas:Ch4-structure.png|Bentuk tetrahedal metana]]
 
Sebuah pandangan alternatifnya adalah dengan memandang karbon sebagai anion C<sup>4−</sup>. Dalam kasus ini, semua orbital karbon terisi:
Baris 70:
</math>
 
Jika kita menrekombinasi orbital-orbital ini dengan orbital-''s'' 4 hidrogen (4 proton, H<sup>+</sup>) 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 hibridhibrida ''sp''<sup>3</sup> (25% ''s'' dan 75% ''p'').
 
Menurut teori hibridisasi orbital, elektron-elektron valensi metana seharusnya memiliki tingkat energi yang sama, namuntetapi [[spektroskopi elektron|spektrum fotoelekronnya]] <ref>[http://www.tulane.edu/~inorg/PDF%20Files/Symmetry%20and%20Molecular%20Orbitals/Symmetry%20and%20Molecular%20Orbitals.pdf#search=%22MO%20diagram%22 photo electron spectrum of methane 1] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20110720050044/http://www.tulane.edu/~inorg/PDF%20Files/Symmetry%20and%20Molecular%20Orbitals/Symmetry%20and%20Molecular%20Orbitals.pdf#search=%22MO%20diagram%22 |date=2011-07-20 }} [http://www.pes.arizona.edu/facility/PESdatabase/methane1.jpg photo electron spectrum of methane 2] {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20090327093823/http://www.pes.arizona.edu/facility/PESdatabase/methane1.jpg |date=2009-03-27 }}</ref> menunjukkan bahwa terdapat dua pita, satu pada 12,7 [[elektron volt|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 ''sp''<sup>3</sup> bergabung dengan 4 orbital hidrogen.
 
== Hibrid ''sp''<sup>2</sup> ==
Baris 79:
[[Berkas:Ethene-2D-flat.png|jmpl|nir|Ethene Lewis Structure. Each C bonded to two hydrogens and one double bond between them.]]
 
Karbon akan melakukan hibridisasi ''sp''<sup>2</sup> karena orbtial-orbital hibridhibrida hanya akan membentuk ikatan sigma dan satu [[ikatan pi]] seperti yang disyaratkan untuk [[ikatan kovalen|ikatan rangkap dua]] di antara karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang dan kuat ikat yang sama. Hal ini sesuai dengan data percobaan.
 
Dalam '''hibridisasi ''sp''<sup>2</sup>''', orbital 2''s'' hanya bergabung dengan dua orbital 2''p'':
Baris 113:
 
Hibridisasi membantuk kita dalam menjelaskan bentuk molekul:
 
[[Berkas:Shapes of hybrid orbitals.svg|jmpl|350px]]
 
{| class="wikitable"
! rowspan="2"| Jenis molekul
*! hibridisasiHibridisasi sdsp<sup>5x</sup>▼
! Utama kelompok
! LogamHibridisasi transisisd<sup>x</sup><ref>{{cite book|author=Weinhold, Frank; Landis, Clark R.|title=Valency and bonding: A Natural Bond Orbital Donor-Acceptor Perspective|location=Cambridge|publisher=Cambridge University Press|year=2005|pages=381–383|isbn=0-521-83128-8}}</ref><ref name="Bayse Hall">{{cite journal | title = Prediction of the Geometries of Simple Transition Metal Polyhydride Complexes by Symmetry Analysis | first1= Craig |last1=Bayse |first2=Michael |last2=Hall | journal = J. Am. Chem. Soc. | year = 1999 | volume = 121 | issue = 6 | pages = 1348–1358 | doi = 10.1021/ja981965+ | pmid= }}</ref>
! Hibridisasi sp<sup>x</sup>d<sup>y</sup><ref name="Bayse Hall"/>
|-----▼
! Golongan utama/<br/>Logam transisi▼
! colspan="2"| Hanya logam transisi
|-----
! AX<sub>2</sub>
|
* Linear (180°)
* hibridisasiHibridisasi sp (180°)
* E.g.,Misalnya: CO<sub>2</sub>
| style="vertical-alignbackground: topsilver;" |▼
|▼
| style="background: silver;" |
* Tekuk (90°)
* hibridisasi sd
* E.g., VO<sub>2</sub><sup>+</sup>▼
|-----
! AX<sub>3</sub>
|
* Datar trigonal (120°)
* hibridisasiHibridisasi sp<sup>2</sup> (120°)
* E.g.,Misalnya: BCl<sub>3</sub>
|
* Piramida trigonal (90°)
* hibridisasiHibridisasi sd<sup>2</sup> (90°)
* E.g.,Misalnya: CrO<sub>3</sub>
| style="background: silver;" |
|-----
! AX<sub>4</sub>
|
* Tetrahedral (109.5°)
* hibridisasiHibridisasi sp<sup>3</sup> (109,5°)
* E.g.,Misalnya: CCl<sub>4</sub>
|
* Tetrahedral (109.5°)
* hibridisasiHibridisasi sd<sup>3</sup> (70.5°, 109,5°)
* E.g.,Misalnya: MnOTiCl<sub>4</sub><sup>−</sup>
▲|
* Datar persegi
* Hibridisasi sp<sup>2</sup>d
▲* E.g.,Misalnya: VOPtCl<sub>24</sub><sup>+2−</sup>
|-----
! AX<sub>56</sub>
| alignstyle="centerbackground: silver;" | -
|
* Piramida''C<sub>3v</sub>'' persegiPrisma (73°, 123°)trigonal<ref name=Kaupp>{{cite journal
| title = "Non-VSEPR" Structures and Bonding in d(0) Systems.
| author = Martin Kaupp Prof. Dr.
Baris 162 ⟶ 171:
| doi = 10.1002/1521-3773(20011001)40:19<3534::AID-ANIE3534>3.0.CO;2-#
}}</ref>
* hibridisasiHibridisasi sd<sup>45</sup> (63,4°, 116,6°)
* E.g.,Misalnya: TaW(CH<sub>3</sub>)<sub>56</sub>
|▼
* Oktahedral
* Hibridisasi sp<sup>3</sup>d<sup>2</sup>
!* AXMisalnya: Mo(CO)<sub>6</sub>▼
|-----
! Sudut antarorbital
▲! AX<sub>6</sub>
! <math>\theta = \arccos (-\frac{1}{x})</math>
| align="center" | -
! <math>\theta = \arccos \left( \pm\sqrt{\frac{1}{3}(1-\frac{2}{x})} \right)</math>
▲|
!
* Prisma trigonal (63.5°, 116.5°)<ref name=Kaupp/>
▲* hibridisasi sd<sup>5</sup>
* E.g., W(CH<sub>3</sub>)<sub>6</sub>
|}
 
Secara umum, untuk sebuah atom dengan orbital s dan p yang membentuk hibrid h<sub>i</sub> dengan sudut <math>\theta</math>, maka berlaku: 1 + <math>\lambda</math><sub>i</sub><math>\lambda</math><sub>j</sub> cos(<math>\theta</math>) = 0. Rasio p/s untuk hibrid i adalah <math>\lambda</math><sub>i</sub><sup>2</sup>, dan untuk hibrid j <math>\lambda</math><sub>j</sub><sup>2</sup>. Dalam kasus khusus hibrdid dengan atom yang sama, dengan sudut <math>\theta</math>, persamaan tersebut akan tereduksi menjadi 1 + <math>\lambda</math><sup>2</sup> cos(<math>\theta</math>) = 0. Sebagai contoh, BH<sub>3</sub> memiliki geometri datar trigonal, sudut ikat 120<sup>o</sup>, dan tiga hibrid yang setara. Maka 1 + <math>\lambda</math><sup>2</sup> cos(<math>\theta</math>) = 0 menjadi 1 + <math>\lambda</math><sup>2</sup> cos(120<sup>o</sup>) = 0, berlaku juga <math>\lambda</math><sup>2</sup> = 2 untuk rasio p/s. Dengan kata lain terdapat hibrid sp<sup>2</sup> seperti yang diperkirakan dari daftar di atas.
 
{|
▲| style="vertical-align: top;" |
{| class="wikitable"
|+ molekul[[Molekul hipervalen]]<ref name="Hypercoordinate d Orbitals">{{cite journal |title = Chemical Bonding to Hypercoordinate Second-Row Atoms: d Orbital Participation versus Democracy |author = David L. Cooper , Terry P. Cunningham , Joseph Gerratt , Peter B. Karadakov , Mario Raimondi |journal = [[Journal of the American Chemical Society]] |year = 1994 |volume = 116 |issue = 10 |pages = 4414–4426 |doi = 10.1021/ja00089a033}}</ref> ([[Resonansi (kimia)|Resonansi]])
▲|-----
! Jenis molekul
! Utama kelompok
|-----
! rowspan="2"| AX<sub>5</sub>
| align="center"|Bipiramida trigonal (90°, 120°)
|-----
| align="center"|[[Berkas:Penta phos.svg|500px]]
|-----
! rowspan="2"| AX<sub>6</sub>
| align="center"|Oktahedral (90°)
|-----
| align="center"|[[Berkas:Hexa sulf.svg|500px]]
|-----
! rowspan="2"| AX<sub>7</sub>
| align="center"|Bipiramida pentagonal (90°, 72°)
|-----
| align="center"|[[Berkas:Hepta iodi.svg|500px]]
|}
| style="vertical-align: top; padding-left: 1em;" |
{| class="wikitable"
|+ molekul hipervalen<ref name="Hypercoordinate d Orbitals"/> (Resonansi)
|-----
! Jenis molekul
▲! Logam transisi
|-----
! rowspan="4"| AX<sub>4</sub>
| align="center"| Tetrahedral (109.5°)
|-----
| align="center"|[[Berkas:Tetra nick.svg|400px]]
|-----
| align="center"| Datar persegi (90°)
|-----
| align="center"|[[Berkas:Tetra plat.svg|500px]]
|-----
! rowspan="2"| AX<sub>6</sub>
| align="center"|Oktahedral (90°)
|-----
| align="center"|[[Berkas:Hexa moly.svg|500px]]
|}
|}
 
== Teori hibridisasi vs. Teori orbital molekul ==
Teori hibridisasi adalah bagian yang tak terpisahkan dari [[kimia organik]] dan secara umum didiskusikan bersama dengan [[teori orbital molekul]] dalam buku pelajaran [[kimia organik]] tingkat lanjut.
Walaupun teori ini masih digunakan secara luas dalam [[kimia organik]], teori hibridisasi secara luas telah ditinggalkan pada kebanyakan cabang kimia lainnya. Masalah dengan teori hibridisasi ini adalah kegagalan teori ini dalam memprediksikan spektra fotoelektron dari kebanyakan molekul, meliputi senyawa yang paling dasar seperti air dan metana. Dari sudut pandang pedagogi, pendekatan hibridisasi ini cenderung terlalu menekankan lokalisasi elektron-elektron ikatan dan tidak secara efektif mencakup [[simetri molekul]] seperti yang ada pada teori orbital molekul.
 
== Referensi ==
Baris 235 ⟶ 219:
* [http://wps.prenhall.com/wps/media/objects/602/616516/Chapter_07.html Ikatan kovalen dan Struktur Molekul]
* [http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/hybrv18.swf Film flas hibridisasi]
* [http://adomas.org/hopv/ Pratayang 3D orbital hibridisasi orbital dalam OpenGL]
* [http://college.hmco.com/chemistry/shared/media/zumdahl/dswmedia/undr_dcr/Ch14_u14a.dcr Pemahaman konsep: Orbital molekul] {{Webarchive|url=https://archive.today/20130411024435/http://college.hmco.com/chemistry/shared/media/zumdahl/dswmedia/undr_dcr/Ch14_u14a.dcr |date=2013-04-11 }}
 
[[Kategori:Ikatan kimia]]
Diperoleh dari "https://wiki-indonesia.club/wiki/Hibridisasi_orbital"