MAKALAH
Tentang
Ikatan Kimia
Disusun
oleh : Ilfia zitri
Kelas
: X
Sekolah
menengah kejuruan
SMK
Kesehatan Bhakti Kencana Taliwang KSB
Tahun
Pelajaran 2012-2013
KATA PENGANTAR
Puji
dan Syukur penulis panjatkan kepada Tuhan
Yang Maha Essa, karena atas berkat dan Rahmat-Nya penulis dapat menulis
makalah ini yang berjudul “Ikatan Kimia” hingga selesai. Meskipun dalam makalah
ini penulis mendapat banyak yang menghalangi, namun mendapat pula bantuan dari
beberapa pihak baik secara moril, materil maupun spiritual.
Oleh
karena itu, penulis menghaturkan terimah kasih kepada guru pembimbing serta
semua pihak yang telah memberikan sumbangan dan saran atas selesainya penulis
makalah ini. Di dalam penulisan makalah ini penulis menyadari bahwa masih ada
kekurangan-kekurangan meninggat keterbatasannya pengetahuan dan pengalaman
penulis. Oleh sebab itu, sangat di harapkan kritik dan saran dari semua pihak
yang bersifat membangun untuk melengkapkan makalah ini dan berikutnya.
Taliwang, 28 Januari 2013
Ilfia zitri
(penulis)
DAFTAR ISI
COVER
KATA
PENGANTAR_____________________________________________________ i
DAFTAR
ISI____________________________________________________________ ii
BAB
I
PENDAHULUAN
A.
Latar
Belakang___________________________________________________ 1
B.
Rumusan
Masalah_________________________________________________ 2
C.
Tujuan__________________________________________________________ 2
BAB
II
PEMBAHASAN
Ø IKATAN KIMIA _____________________________________________________ 3
v Pengertian
Ikatan Kimia___________________________________________ 3
A. Jenis-Jenis
Ikatan Kimia_____________________________________________ 4
1. ikatan
antar atom________________________________________________ 5
Ikatan ion = heteropolar______________________________________________ 5
v Sifat-Sifat
ikatan ionic_____________________________________________ 5
Ikatan kovalen = homopolar___________________________________________ 5
Ikatan kovalen koordinasi =
semipolar___________________________________ 6
v Syarat-syarat
terbentuknya ikatan kovalen koordinat:____________________ 6
Ikatan Logam______________________________________________________ 7
2. Ikatan
Antara Molekul____________________________________________ 7
Ikatan Hidrogen____________________________________________________ 7
Ikatan van der walls_________________________________________________ 8
B. Teori Orbital Molekul_______________________________________________ 8
C. Hibridisasi_________________________________________________________ 12
Sejarah perkembangan_______________________________________________ 12
Teori hibridisasi vs. Teori orbital
molekul_________________________________ 15
BAB
III
PENUTUP
A. Kesipulan__________________________________________________________ 17
DAFTAR
PUSTAKA______________________________________________________ 18
TABEL
PRIODIK UNSUR KIMIA_________________________________________ 19
BAB I
PENDAHULUAN
A.
Latar Belakang
Dalam kehidupan sehari-hari sering
kali kita menerima begitu saja dunia sekitar kita beserta perubahan-perubahan yang terjadi di dalamnya
tanpa mempertanyakan misalnya, apa itu air, apa itu bensin, mengapa bensin bias
terbakar sedangkan air tidak? Apakah arti tarbakar? Mengapa besi dapat berkarat
sedangkan emas tidak? Apa itu karet dan bagaimana membuat karet tiruan?
Pertanyaan-pertanyaan diatas adalah
sebagian dari masalah yang dibahas dalam dalam ilmu kimia. Oleh karena itu,
ilmu kimia dapat di definisikan sebagai ilmu kimia adalah ilmu yang mempelajari
segala sesuatu tentang materi, seperti hakekat, susunan, sifat-sifat, perubahan
serta energi yang menyertai perubahannya.
Suatu atom bergabung dengan atom
lainnya melalui ikatan kimia sehingga dapat membentuk senyawa, baik senyawa
kovalen maupun senyawa ion. Senyawa ion terbentuk melalui ikatan ion, yaitu
ikatan yang terjadi antara ion positif [atom yang melepaskan elektron] dan ion
negative [atom yang menangkap elektron]. Akibatnya, senyawa ion yang terbentuk
bersifat polar.
Dalam setiap senyawa, atom-atom
terjalin secara terpadu oleh suatu bentuk ikatan antaratom yang deiebut ikatan
kimia. Seorang ahli kimia dari Amerika serikat, yaitu Gilbert Newton Lewis (
1875- 1946) dan Albrecht Kosel dari Jerman ( 1853- 1972) menerangkan tentang
konsep ikatan kimia.
Unsur-
unsur gas mulia ( golongan VIIA) sukar membentuk senyawa karena konfigurasi
electronnya memeliki susunan electron yang
Stabil.
Setiap
unsur berusaha memeliki konfigurasi electron seperti yang di meliki oleh unsure
gas mulia, yaitu dengan cara melepaskan electron atau menangkap electron.
Jika
suatu unsure melepaskan electron, artinya unsure itu electron pada unsure lain.
Sebaliknya, jika unsure itu menangkap elektron, artinya menerima elektron dari
unsure lain. Jadi susunan yang stabil
tercapai jika berikatan dengan atom unsure lain.
Kecenderungan
atom- atom unsure untuk memiliki delapan elektron di kulit terluar di sebut
kaida octet.
B.
Rumusan Masalah
Berdasarkan keseluruhan kajian teoritis dan hasil Studi yang
kami ( kelompok III )rangkup pada uraian latar belakang di atas, maka
permasalahan yang kami angkat adalah apakah kita biasa menerima begitu saja
perubahan-perubahan yang terjadi tanpa mempertanyakannya?
C.
Tujuan
Adapun tujuan yang ingin di capai dalam mengadakan tugas
makalah ini adalah :
Agar
mengetahui perubahan yang terjadi di
sekitar kita
Untuk
lebih memahami Ilmu Kimia secara umum
Lebih
menyadari pentingnya pendidikan,melati kami dalam pembuatan-pembuatan makala
secara kelompok, sehingga menjadi bekal bagi masa yang akan dating.
BAB II
PEMBAHASAN
Ø IKATAN
KIMIA
v Pengertian Ikatan Kimia
Antara dua atom atau lebih dapat saling berinteraksi dan
membentuk molekul. Interaksi ini selalu disertai dengan pelepasan energi.
Adapun gaya-gaya yang menahan atom-atom dalam molekul merupakan suatu ikatan
yang dinamakan ikatan kimia. Ikatan kimia terbentuk karena unsure-unsur
cenderung membentuk struktur elektron stabil. Struktur elektron stbil yaitu
struktur elektron gas mulia ( Golongan VIII A ) Seperti dalam tabel 3.1
berikut.
Unsur
|
No
Atom
|
K
|
L
|
N
|
M
|
O
|
P
|
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
|
2
10
18
36
54
86
|
2
2
2
2
2
2
|
8
8
8
8
8
|
8
18
18
18
|
8
18
32
|
8
18
|
8
|
Walter Kossel dan Gilbert Lewis pada tahun 1916 menyatakan bahwa terdapat hubungan
antara stabilnya gas mulia dengan cara atom berikatan. Mereka mengemukakan
bahwa jumlah elektron terluar dari dua atom yang berikatan, akan berubah
sedemikian rupa sehingga susunan kedua elektron kedua atom tersebut sama dengan
susunan gas mulia. Kecenderungan atom-atom untuk memiliki struktur atau
konfigurasi elektron gas mulia atau 8 elektron pada kulit terluar disebut kaidah oktet
Contoh:
Br
+ Br Br Br Atau
Br - Br
Sementara
itu,atom-atom yang mempunyai nomor atom kecil dari hydrogen sampai dengan boron
cenderung memiliki konvegurasi elektron gas helium atau mengikuti kaidah Duplet.
Elektron yang berperan dalam reaksi kimia yaitu elektron pada kulit
terluar atau elektron valensi. Elektron valensi menunjukan kemampuan suatu atom
untuk berikan dengan atom lain. Contoh elektron valensi dari beberapa unsur
dapat dilihat dalam tabel berikut.
Tabel
3.2 Elektron Valensi Beberapa Unsur
Unsur
|
Susunan
elektron
|
Elektron
valensi
|
6C
8O
12Mg
13Al
15P
17Cl
|
2.
4
2.6
2.8.2
2.8.3
2.8.5
2.8.7
|
4
6
2
3
5
7
|
Unsnr – unsnr dari golongan alkali dan
alkali tanah , untuk menyapai kestabilan cenderung melepaskan elektron
terluarnya sehingga membentuk ion positif . unsnr – unsnr yang mempunyai
kecendrungan membentuk ion positif termasuk unsur elektro positif . unsnr –
unsur dari golongan halogen dan
khalkhogen mempunyai kecendrungan menangkap elektron untuk mencapai
kestabilan sehingga membentuk ion negative.
Unsur - unsur yang demikian termasuk unsur elektronnegative .
A. Jenis-Jenis
Ikatan Kimia
Ikatan kimia merupakan sebuah proses
fisika yang bertanggungung jawab dalam
gaya interaksi tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan
suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Secara umum, ikatan
kimia dapat digolongkan menjadi dua jenis, yaitu:
1.
ikatan
antar atom
v Ikatan ion = heteropolar
Ikatan ionik adalah sebuah gaya
elektrostatik yang mempersatukan ion-ion dalam suatu senyawa ionik. Ion-ion
yang diikat oleh ikatan kimia ini terdiri dari ka2tion dan juga anion. Kation
terbentuk dari unsur-unsur yang memiliki energi ionisasi rendah dan biasanya
terdiri dari logam-logam alkali dan alkali tanah. Sementara itu, anion
cenderung terbentuk dari unsur-unsur yang memiliki afinitas elektron tinggi,
dalam hal ini unsur-unsur golongan halogen dan oksigen. Oleh karena itu, dapat
dikatakan bahwa ikatan ion sangat dipengaruhi oleh besarnya beda
keelektronegatifan dari atom-atom pembentuk senyawa tersebut. Semakin besar
beda keelektronegatifannya, maka ikatan ionik yang dihasilkan akan semakin
kuat. Ikatan ionik tergolong ikatan kuat, dalam hal ini memiliki energi ikatan
yang kuat sebagai akibat dari perbedaan keelektronegatifan ion penyusunnya.
Pembentukan ikatan ionik dilakukan
dengan cara transfer elektron. Dalam hal ini, kation terionisasi dan melepaskan
sejumlah elektron hingga mencapai jumlah oktet yang disyaratkan dalam aturan
Lewis
v Sifat-Sifat ikatan ionik adalah:
a. Bersifat polar sehingga larut dalam pelarut
polar
b. Memiliki titik leleh yang tinggi
c. Baik larutan maupun lelehannya bersifat
elektrolit
Ikatan
kovalen = homopolar
Ikatan kovalen
merupakan ikatan kimia yang terbentuk dari pemakaian elektron bersama oleh
atom-atom pembentuk ikatan. Ikatan kovalen biasanya terbentuk dari unsur-unsur
non logam. Dalam ikatan kovalen, setiap elektron dalam pasangan tertarik ke
dalam nukleus kedua atom. Tarik menarik elektron inilah yang menyebabkan kedua
atom terikat bersama.
Ikatan
kovalen terjadi ketika masing-masing atom dalam ikatan tidak mampu memenuhi
aturan oktet, dengan pemakaian elektron bersama dalam ikatan kovalen,
masing-masing atom memenuhi jumlah oktetnya. Hal ini mendapat pengecualian
untuk atom H yang menyesuaikan diri dengan konfigurasi atom dari yang tidak
terlibat dalam
ikatan kovalen disebut elektron
bebas. Elektron bebas ini berpengaruh dalam menentukan bentuk dan geometri
molekul.
Ada
beberapa jenis ikatan kovalen yang semuanya bergantung pada jumlah pasangan
elektron yang terlibat dalam ikatan kovalen. Ikatan tunggal merupakan ikatan
kovalen yang terbentuk 1 pasangan elektron. Ikatan rangkap 2 merupakan ikatan
kovalen yang terbentuk dari dua pasangan elektron, beitu juga dengan ikatan
rangkap 3 yang terdiri dari 3 pasangan elektron. Ikatan rangkap memiliki
panjang ikatan yang lebih pendek daripada ikatan tunggal. Selain itu terdapat
juga bermacam-macam jenis ikatan kovalen lain seperti ikatan sigma, pi, delta,
dan lain-lain.
Senyawa kovalen dapat dibagi mejadi
senyawa kovalen polar dan non polar. Pada senyawa kovalen polar, atom-atom
pembentuknya mempunyai gaya tarik yang tidak sama terhadap elektron pasangan
persekutuannya. Hal ini terjadi karena beda keelektronegatifan antara atom-atom
penyusunnya. Akibatnya terjadi pemisahan kutub positif dan negatif. Sementara
itu pada senyawa kovalen non-polar titik muatan negatif elekton persekutuan
berhimpit karena beda keelektronegatifan yang kecil atau tidak ada.
Gambar Ikatan Kovalen pada metana
Ikatan
kovalen koordinasi = semipolar
Ikatan kovalen koordinat merupakan
ikatan kimia yang terjadi apabila pasangan elektron bersama yang dipakai oleh
kedua atom disumbangkan oleh sala satu atom saja. Sementara itu atom yang lain
hanya berfungsi sebagai penerima elektron berpasangan saja.
v Syarat-syarat
terbentuknya ikatan kovalen koordinat:
-Salah satu atom memiliki pasangan
elektron bebas
-Atom yang lainnya memiliki
orbital kosong
Susunan ikatan kovalen koordinat
sepintas mirip dengan ikatan ion, namun kedua ikatan ini berbeda oleh karena
beda keelektronegatifan yang kecil pada ikatan kovalen koordinat sehingga
menghasilkan ikatan yang cenderung mirip kovalen.
Ikatan
Logam
Ikatan logam merupakan salah satu
ciri khusus dari logam, pada ikatan logam ini elektron tidak hanya menjadi
miliki satu atau dua atom saja, melainkan menjadi milik dari semua atom yang
ada dalam ikatan logam tersebut. Elektron-elektron dapat terdelokalisasi
sehingga dapat bergerak bebas dalam awan elektron yang mengelilingi atom-atom
logam. Akibat dari elektron yang dapat bergerak bebas ini adalah sifat logam
yang dapat menghantarkan listrik dengan mudah. Ikatan logam ini hanya ditemui
pada ikatan yang seluruhnya terdiri dari atom unsur-unsur logam semata
2.
Ikatan
Antara Molekul
Ikatan
Hidrogen
Ikatan
hidrogen merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang
mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama.
Ikatan hidrogen merupakan ikatan yang paling kuat dibandingkan dengan ikatan
antar molekul lain, namun ikatan ini masih lebih lemah dibandingkan dengan
ikatan kovalen maupun ikatan ion.
Ikatan hidrogen ini terjadi pada
ikatan antara atom H dengan atom N, O, dan F yang memiliki pasangan elektron
bebas. Hidrogen dari molekul lain akan bereaksi dengan pasangan elektron bebas
ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi. Kekuatan
ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh beda keelektronegatifan dari atom-atom
penyusunnya. Semakin besar perbedaannya semakin besar pula ikatan hidrogen yang
dibentuknya.
Kekuatan ikatan hidrogen ini akan
mempengaruhi titik didih dari senyawa tersebut. Semakin besar perbedaan keelektronegatifannya
maka akan semakin besar titik didih dari senyawa tersebut. Namun, terdapat
pengecualian untuk H2O yang memiliki dua ikatan hidrogen tiap molekulnya.
Akibatnya, titik didihnya paling besar dibanding senyawa dengan ikatan hidrogen
lain, bahkan lebih tinggi dari HF yang memiliki beda keelektronegatifan
terbesar.
Ikatan
van der walls
Gaya Van Der Walls dahulu dipakai
untuk menunjukan semua jenis gaya tarik menarik antar molekul. Namun kini
merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol
seketika. Ikatan ini merupakan jenis ikatan antar molekul yang terlemah, namun
sering dijumpai diantara semua zat kimia terutama gas. Pada saat tertentu,
molekul-molekul dapat berada dalam fase dipol seketika ketika salah satu muatan
negatif berada di sisi tertentu. Dalam keadaa dipol ini, molekul dapat menarik
atau menolak elektron lain dan menyebabkan atom lain menjadi dipol. Gaya tarik
menarik yang muncul sesaat ini merupakan gaya Van der Walls.
B. Teori Orbital Molekul
Teori Ikatan Valensi mampu secara
kualitatif menjelaskan kestabilan ikatan kovalen sebagai akibat tumpang-tindih
orbital-orbital atom. Dengan konsep hibridisasi pun dapat .sayangnya dalam
beberapa kasus, teori ikatan valensi tidak dapat menjelaskan sifat-sifat
molekul yang tramati secara memuaskan. Contohnya adalah molekul oksigen, yang
struktur Lewisnya sebagai berikut.
Menurut gambaran struktur Lewis
Oksigen di atas, semua elektron pada O2 berpasangan dan molekulnya seharusnya
bersifat diamagnetik, namun kenyataanya, menurut hasil percobaan diketahui
bahwa Oksigen bersifat paramagnetik dengan dua elektron tidak berpasangan.
Temuan ini membuktikan adanya kekurangan mendasar dalam teori ikatan valensi.
Sifat magnet dan sifat-sifat molekul
yang lain dapat dijelaskan lebih baik dengan menggunakan pendekatan mekanika
kuantum yang lain yang disebut sebagai teori orbital molekul (OM), yang
menggambarkan ikatan kovalen melalui istilah orbital molekul yang dihasilkan
dari interaksi orbital-orbital atom dari atom-atom yang berikatan dan yang
terkait dengan molekul secara keseluruhan.
Menurut teori OM, tumpang tindih
orbital 1s dua atom hidrogen mengarah pada pembentukan dua orbital molekul,
satu orbital molekul ikatan dan satu orbital molekul antiikatan. Orbital
molekul ikatan memiliki energi yang lebih rendah dan kestabilan yang lebih
besar dibandingkan dengan orbital atom pembentuknya. Orbital molekul antiikatan
memiliki energi yang lebih besar dan kestabilan yang lebih rendah dibandingkan
dengan orbital atom pembentuknya. Penempatan elektron dalam orbital molekul
ikatan menghasilkan ikatan kovalen yang stabil, sedangkan penempatan elektron
dalam orbital molekul antiikatan menghasilkan ikatan kovalen yang tidak stabil.
Dalam orbital molekul ikatan
kerapatan elektron lebh besar di antara inti atom yang berikatan. Sementara,
dalam orbital molekul antiikatan, kerapatan elektron mendekati nol diantara
inti. Perbedaa ini dapat dipahami bila kita mengingat sifat gelombang pada
elektron. Gelombang dapat berinteraksi sedemikian rupa dengan gelombang lain
membentuk interferensi konstruktif yang memperbesar amplitudo, dan juga
interferensi destruktif yang meniadakan amplitudo.
Pembentukan orbital molekul ikatan
berkaitan dengan interferensi konstruktif, sementara pembentukan orbital
molekul antiikatan berkaitan dengan interferensi destruktif. Jadi, interaksi
konstruktif dan interaksi destruktif antara dua orbital 1s dalam molekul H2
mengarah pada pembentukan ikatan sigma (σ1s) dan pembentukan anti ikatan sigma
(σ*1s).
Gambar a
Gambar b
Gambar (a) interaksi konstruktif yang
menghasilkan orbital molekul ikatan sigma (b) interaksi destruktif yang
menghasilkan orbital molekul antiikatan sigma.
Pada gambar diatas dapat dilihat bahwa
pada orbital molekul antiikatan sigma terdapat simpul (node) yang menyatakan
kerapatan elektron nol, sehingga kedua inti positif saling tolak-menolak.
Gambar
Tingkat energi orbital molekul ikatan dan antiikatan molekul H2
Penggunaan teori orbital molekul ini
dapat diterapkan pada molekul-molekul lain selain molekul H2. Hanya saja, jika
dalam molekul H2 kita hanya perlu memikirkan orbital 1s saja, maka pada molekul
lain akan lebih rumit karena kita perlu memikirkan orbital atom lainnya juga.
Untuk orbital p, prosesnya akan lebih rumit
karena orbital ini dapat berinteraksi satu sama lain dengan cara yang berbeda.
Misalnya, dua orbital 2p dapat saling mendekat satu sama lain ujung-ke-ujung
untuk menghasilkan sebuah orbital molekul ikatan sigma dan orbital molekul
antiikatan sigma. Selain itu, kedua orbital p dapat saling tumpang tindih
secara menyimpang untuk menghasilkan orbital molekul pi (π2p) dan orbital
molekul antiikatan pi (π*2p).
Gambar a
Gambar b
Gambar (a) pembentukan satu orital
molekul ikatan sigma dan satu orbital molekul antiikatan sigma ketika orbital p
saling tumpang tindih ujung-ke-ujung. (b) ketika orbital p saling tumpang
tindih menyamping, terbentuk suatu orbital molekul pi dan suatu orbital molekul
antiikatan pi.
C.
Hibridisasi
Dalam kimia, hibridisasi adalah
sebuah konsep bersatunya 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.
Sejarah
perkembangan
Teori hibridisasi dipromosikan
oleh kimiawan Linus Pauling[2] dalam menjelaskan struktur molekul seperti
metana (CH4). Secara historis, konsep ini dikembangkan untuk sistem-sistem
kimia yang sederhana, namun pendekatan ini selanjutnya diaplikasikan lebih
luas, dan sekarang ini dianggap sebagai sebuah heuristik yang efektif untuk
merasionalkan struktur senyawa organik.
Teori hibridisasi tidaklah
sepraktis teori orbital molekul dalam hal perhitungan kuantitatif.
Masalah-masalah pada hibridisasi terlihat jelas pada ikatan yang melibatkan
orbital d, seperti yang terdapat pada kimia koordinasi dan kimia organologam.
Walaupun skema hibridisasi pada logam transisi dapat digunakan, ia umumnya
tidak akurat.
Sangatlah penting untuk dicatat
bahwa orbital adalah sebuah model representasi dari tingkah laku
elektron-elektron dalam molekul. Dalam kasus hibridisasi yang sederhana, pendekatan
ini didasarkan pada orbital-orbital atom hidrogen. Orbital-orbital yang
terhibridisasikan diasumsikan sebagai gabungan dari orbital-orbital atom yang
bertumpang tindih satu sama lainnya dengan proporsi yang bervariasi.
Orbital-orbital hidrogen digunakan sebagai dasar skema hibridisasi karena ia
adalah salah satu dari sedikit orbital yang persamaan Schrödingernya memiliki
penyelesaian analitis yang diketahui. Orbital-orbital ini kemudian diasumsikan
terdistorsi sedikit untuk atom-atom yang lebih berat seperti karbon, nitrogen,
dan oksigen. Dengan asumsi-asumsi ini, teori hibridisasi barulah dapat
diaplikasikan. Perlu dicatat bahwa kita tidak memerlukan hibridisasi untuk
menjelaskan molekul, namun untuk molekul-molekul yang terdiri dari karbon, nitrogen,
dan oksigen, teori hibridisasi menjadikan penjelasan strukturnya lebih mudah.
Teori hibridisasi sering digunakan
dalam kimia organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang terdiri
dari atom C, N, dan O (kadang kala juga P dan S). Penjelasannya dimulai dari
bagaimana sebuah ikatan terorganisasikan dalam metana.
Hibridisasi menjelaskan atom-atom
yang berikatan dari sudut pandang sebuah atom. Untuk sebuah karbon yang
berkoordinasi secara tetrahedal (seperti metana, CH4), maka karbon haruslah
memiliki orbital-orbital yang memiliki simetri yang tepat dengan 4 atom
hidrogen. Konfigurasi keadaan dasar karbon adalah 1s2 2s2 2px1 2py1 atau lebih
mudah dilihat:
(Perhatikan bahwa orbital 1s
memiliki energi lebih rendah dari orbital 2s, dan orbital 2s berenergi sedikit
lebih rendah dari orbital-orbital 2p)
Teori ikatan valensi memprediksikan,
berdasarkan pada keberadaan dua orbital p yang terisi setengah, bahwa C akan
membentuk dua ikatan kovalen, yaitu CH2. Namun, metilena adalah molekul yang
sangat reaktif (lihat pula: karbena), sehingga teori ikatan valensi saja tidak
cukup untuk menjelaskan keberadaan CH4.
Lebih lanjut lagi, orbital-orbital
keadaan dasar tidak bisa digunakan untuk berikatan dalam CH4. Walaupun eksitasi
elektron 2s ke orbital 2p secara teori mengijinkan empat ikatan dan sesuai
dengan teori ikatan valensi (adalah benar untuk O2), hal ini berarti akan ada
beberapa ikatan CH4 yang memiliki energi ikat yang berbeda oleh karena
perbeda aras tumpang tindih orbital.
Gagasan ini telah dibuktikan salah secara eksperimen, setiap hidrogen pada CH4
dapat dilepaskan dari karbon dengan energi yang sama.
Untuk menjelaskan keberadaan molekul
CH4 ini, maka teori hibridisasi digunakan. Langkah awal hibridisasi adalah
eksitasi dari satu (atau lebih) elektron:
Proton yang membentuk inti atom
hidrogen akan menarik salah satu elektron valensi karbon. Hal ini menyebabkan
eksitasi, memindahkan elektron 2s ke orbital 2p. Hal ini meningkatkan pengaruh
inti atom terhadap elektron-elektron valensi dengan meningkatkan potensial inti
efektif.
Kombinasi gaya-gaya ini membentuk
fungsi-fungsi matematika yang baru yang dikenal sebagai orbital hibrid. Dalam
kasus atom karbon yang berikatan dengan empat hidrogen, orbital 2s (orbital
inti hampir tidak pernah terlibat dalam ikatan) "bergabung" dengan
tiga orbital 2p membentuk hibrid sp3 (dibaca s-p-tiga) menjadi
Pada CH4, empat orbital hibrid sp3
bertumpang tindih dengan orbital 1s hidrogen, menghasilkan empat ikatan sigma.
Empat ikatan ini memiliki panjang dan kuat ikat yang sama, sehingga sesuai
dengan pengamatan.
Sebuah pandangan alternatifnya adalah
dengan memandang karbon sebagai anion C4−. Dalam kasus ini, semua orbital
karbon terisi:
Jika kita menrekombinasi
orbital-orbital ini dengan orbital-s 4 hidrogen (4 proton, H+) dan mengijinkan
pemisahan maksimum antara 4 hidrogen (yakni tetrahedal), maka kita bisa melihat
bahwa pada setiap orientasi orbital-orbital p, sebuah hidrogen tunggal akan
bertumpang tindih sebesar 25% dengan orbital-s C dan 75% dengan tiga orbital-p
C. HaL ini sama dengan persentase relatif antara s dan p dari orbital hibrid
sp3 (25% s dan 75% p).
Menurut teori hibridisasi orbital,
elektron-elektron valensi metana seharusnya memiliki tingkat energi yang sama,
namun spektrum fotoelekronnya [3] menunjukkan bahwa terdapat dua pita, satu
pada 12,7 eV (satu pasangan elektron) dan saty pada 23 eV (tiga pasangan
elektron). Ketidakkonsistenan ini dapat dijelaskan apabila kita menganggap
adanya penggabungan orbital tambahan yang terjadi ketika orbital-orbital sp3
bergabung dengan 4 orbital hidrogen.
Senyawa karbon ataupun molekul lainnya dapat
dijelaskan seperti yang dijelaskan pada metana. Misalnya etilena (C2H4) yang
memiliki ikatan rangkap dua di antara karbon-karbonnya. Struktur Kekule
metilena akan tampak seperti:
Karbon akan melakukan
hibridisasi sp2 karena orbtial-orbital hibrid hanya akan membentuk ikatan sigma
dan satu ikatan pi seperti yang disyaratkan untuk ikatan rangkap dua di antara
karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang dan kuat ikat yang sama.
Hal ini sesuai dengan data percobaan.
Dalam hibridisasi sp2, orbital 2s
hanya bergabung dengan dua orbital 2p:
Membentuk 3 orbital sp2 dengan satu
orbital p tersisa. Dalam etilena, dua atom karbon membentuk sebuah ikatan sigma
dengan bertumpang tindih dengan dua orbital sp2 karbon lainnya dan setiap
karbon membentuk dua ikatan kovalen dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp2
yang bersudut 120°. Ikatan pi antara atom karbon tegak urus dengan bidang
molekul dan dibentuk oleh tumpang tindih 2p-2p (namun, ikatan pi boleh terjadi
maupun tidak).
Secara umum, untuk sebuah atom dengan
orbital s dan p yang membentuk hibrid hi dengan sudut θ, maka berlaku: 1 + λiλj
cos(θ) = 0. Rasio p/s untuk hibrid i adalah λi2, dan untuk hibrid j λj2. Dalam
kasus khusus hibrdid dengan atom yang sama, dengan sudut θ, persamaan tersebut
akan tereduksi menjadi 1 + λ2 cos(θ) = 0. Sebagai contoh, BH3 memiliki geometri
datar trigonal, sudut ikat 120o, dan tiga hibrid yang setara. Maka 1 + λ2
cos(θ) = 0 menjadi 1 + λ2 cos(120o) = 0, berlaku juga λ2 = 2 untuk rasio p/s.
Dengan kata lain terdapat hibrid sp2 seperti yang diperkirakan dari daftar di
atas.
Teori
hibridisasi vs. Teori orbital molekul
Teori hibridisasi adalah bagian yang
tak terpisahkan dari kimia organik dan secara umum 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.
BAB III
PENUTUP
A. Kesipulan
Sehubungan dengan penulisan tugas
makala kami (kelompok III ), maka dapat kami simpulkan bahwa :
Dengan adanya
perubahan-perubahan yang terjadi di sekitar kita,yang telah kita nikmati, yang mana
tanpa kita sadari kita telah melakukan perubahan-perubahan yang bersifat kimia,
baik yang menguntungkan maupun yang merugikan. Dan cara yang kita lakukan itu
semua tergantung pada diri kita masing-masing, sehingga kita dapat menikmatinya
secara bersama-sama, sebab dengan adanya perubahan-perubahan usaha pemerintah
dapat berjalan.
DAFTAR
PUSTAKA
situs gambar :