Hibridisasi orbital: Perbedaan antara revisi
Konten dihapus Konten ditambahkan
Reformat 1 URL (Wayback Medic 2.5)) #IABot (v2.0.9.5) (GreenC bot |
|||
| (43 revisi perantara oleh 13 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 hibrida''''' 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, tetapi 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, tetapi untuk molekul-molekul yang terdiri dari [[karbon]], [[nitrogen]], dan [[oksigen]], teori hibridisasi menjadikan penjelasan strukturnya lebih mudah.
Teori hibridisasi sering digunakan dalam kimia organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang terdiri dari atom C, N, dan O (kadang kala juga P dan S). Penjelasannya dimulai dari bagaimana sebuah ikatan terorganisasikan dalam [[metana]].
== Hibrid ''sp''<sup>3</sup> ==
Hibridisasi menjelaskan atom-atom yang berikatan dari sudut pandang sebuah atom. Untuk sebuah karbon yang berkoordinasi secara tetrahedal (seperti metana, CH<sub>4</sub>), maka karbon haruslah memiliki orbital-orbital yang memiliki simetri yang tepat dengan 4 atom hidrogen. Konfigurasi [[keadaan dasar]] karbon adalah 1''s''<sup>2</sup> 2''s''<sup>2</sup> 2''p''<sub>''x''</sub><sup>1</sup> 2''p''<sub>''y''</sub><sup>1</sup> atau lebih mudah dilihat:
<math>C\quad
\frac{\uparrow\downarrow}{1s}\;
\frac{\uparrow\downarrow}{2s}\;
\frac{\uparrow\,}{2p_x}\;
\frac{\uparrow\,}{2p_y}\;
\frac{\,\,}{2p_z}
</math>
(Perhatikan bahwa orbital 1''s'' memiliki energi lebih rendah dari orbital 2''s'', dan orbital 2''s'' berenergi sedikit lebih rendah dari orbital-orbital 2''p'')
[[Teori ikatan valensi]] memprediksikan, berdasarkan pada keberadaan dua orbital ''p'' yang terisi setengah, bahwa C akan membentuk dua [[ikatan kovalen]], yaitu CH<sub>2</sub>. Namun, [[metilena]] adalah molekul yang sangat reaktif (lihat pula: [[karbena]]), sehingga teori ikatan valensi saja tidak cukup untuk menjelaskan keberadaan CH<sub>4</sub>.
Lebih lanjut lagi, orbital-orbital keadaan dasar tidak bisa digunakan untuk berikatan dalam CH<sub>4</sub>. Walaupun eksitasi elektron 2''s'' ke orbital 2''p'' secara teori mengizinkan empat ikatan dan sesuai dengan teori ikatan valensi (adalah benar untuk O<sub>2</sub>), hal ini berarti akan ada beberapa ikatan CH<sub>4</sub> yang memiliki energi ikat yang berbeda oleh karena perbedaan aras tumpang tindih orbital. Gagasan ini telah dibuktikan salah secara eksperimen, setiap hidrogen pada CH<sub>4</sub> dapat dilepaskan dari karbon dengan energi yang sama.
Untuk menjelaskan keberadaan molekul CH<sub>4</sub> ini, maka teori hibridisasi digunakan. Langkah awal hibridisasi adalah eksitasi dari satu (atau lebih) elektron:
<math>
C^{*}\quad
\frac{\uparrow\downarrow}{1s}\;
\frac{\uparrow\,}{2s}\;
\frac{\uparrow\,}{2p_x}
\frac{\uparrow\,}{2p_y}
\frac{\uparrow\,}{2p_z}
</math>
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 hibrida. 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>
C^{*}\quad
\frac{\uparrow\downarrow}{1s}\;
\frac{\uparrow\,}{sp^3}\;
\frac{\uparrow\,}{sp^3}
\frac{\uparrow\,}{sp^3}
\frac{\uparrow\,}{sp^3}
</math>
Pada CH<sub>4</sub>, empat orbital hibrida ''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 hibrida 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:
<math>
C^{4-}\quad
\frac{\uparrow\downarrow}{1s}\;
\frac{\uparrow\downarrow}{2s}\;
\frac{\uparrow\downarrow}{2p_x}
\frac{\uparrow\downarrow}{2p_y}
\frac{\uparrow\downarrow}{2p_z}
</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 hibrida ''sp''<sup>3</sup> (25% ''s'' dan 75% ''p'').
Menurut teori hibridisasi orbital, elektron-elektron valensi metana seharusnya memiliki tingkat energi yang sama, tetapi [[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> ==
Senyawa karbon ataupun molekul lainnya dapat dijelaskan seperti yang dijelaskan pada metana. Misalnya [[etilena]] (C<sub>2</sub>H<sub>4</sub>) yang memiliki ikatan rangkap dua di antara karbon-karbonnya. Struktur Kekule metilena akan tampak seperti:
[[Berkas:Ethene-2D-flat.png|
Karbon akan melakukan hibridisasi ''sp''<sup>2</sup> karena orbtial-orbital
Dalam '''hibridisasi ''sp''<sup>2</sup>''', orbital 2''s'' hanya bergabung dengan dua orbital 2''p'':
Baris 41 ⟶ 113:
Hibridisasi membantuk kita dalam menjelaskan bentuk molekul:
[[Berkas:Shapes of hybrid orbitals.svg|jmpl|350px]]
{| class="wikitable"
! rowspan="2"| Jenis molekul
! Hibridisasi sp<sup>x</sup>
!
! 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
*
*
| style="background: silver;" |
| style="background: silver;" |
|-----
! AX<sub>3</sub>
|
* Datar trigonal
*
*
|
* Piramida trigonal
*
*
| style="background: silver;" |
|-----
! AX<sub>4</sub>
|
* Tetrahedral
*
*
|
* Tetrahedral
*
*
|
* Datar persegi
* Hibridisasi sp<sup>2</sup>d
* Misalnya: PtCl<sub>4</sub><sup>2−</sup>
|-----
! AX<sub>
|
|
*
| title = "Non-VSEPR" Structures and Bonding in d(0) Systems.
| author = Martin Kaupp Prof. Dr.
Baris 90 ⟶ 171:
| doi = 10.1002/1521-3773(20011001)40:19<3534::AID-ANIE3534>3.0.CO;2-#
}}</ref>
*
*
|
* Oktahedral
* Hibridisasi sp<sup>3</sup>d<sup>2</sup>
* Misalnya: Mo(CO)<sub>6</sub>
|-----
! Sudut antarorbital
! <math>\theta = \arccos (-\frac{1}{x})</math>
! <math>\theta = \arccos \left( \pm\sqrt{\frac{1}{3}(1-\frac{2}{x})} \right)</math>
!
|}
Baris 104 ⟶ 187:
{| class="wikitable"
|-----
! rowspan="2"| AX<sub>5</sub>
| align="center"|Bipiramida trigonal
|-----
| align="center"|[[Berkas:Penta phos.svg|500px]]
|-----
! rowspan="2"| AX<sub>6</sub>
| align="center"|Oktahedral
|-----
| align="center"|[[Berkas:Hexa sulf.svg|500px]]
|-----
! rowspan="2"| AX<sub>7</sub>
| align="center"|Bipiramida pentagonal
|-----
| align="center"|[[Berkas:Hepta iodi.svg|500px]]
Baris 153 ⟶ 206:
== 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
== Referensi ==
Baris 160 ⟶ 213:
== Lihat pula ==
* [[Metode orbital molekul kombinasi linear orbital atom]]
* [[Diagram MO]]
Baris 166 ⟶ 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
* [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]]
| |||