PROGRAM STUDI PENDIDIKAN KIMIA UNIVERSITAS PALANGKA RAYA

10.4 Hibridisasi Orbital Atom

Konsep tumpang tindih orbital atom juga harus berlaku untuk molekul poliatomik. Namun, skema ikatan yang memuaskan harus memperhitungkan geometri molekul. Kita akan membahas tiga contoh perlakuan VB dari ikatan dalam molekul poliatomik.

Hibridisasi  sp³
Perhatikan molekul CH₄. Jika kita berfokus hanya pada elektron valensi, maka dapat direpresentasikan diagram orbital C sebagai berikut

Karena atom karbon memiliki dua elektron yang tidak berpasangan (satu di masing-masing dari dua orbital 2p), ia hanya dapat membentuk dua ikatan dengan hidrogen pada keadaan dasarnya. Meskipun spesi CH₂ diketahui, sangat tidak stabil. Untuk menjelaskan empat ikatan C-H dalam metana, kita dapat mencoba mempromosikan (yaitu, dengan energi eksitasi) elektron dari orbital 2s ke orbital 2p:

Sekarang ada empat elektron tidak berpasangan pada C yang dapat membentuk empat ikatan C-H. Namun, geometri itu salah, karena tiga dari sudut ikatan HCH harus 90° (ingat bahwa tiga orbital 2p pada karbon saling tegak lurus), namun semua sudut HCH adalah 109,5 °.

Untuk menjelaskan ikatan dalam metana, teori VB menggunakan hipotesis orbital hibrida, yang merupakan orbital atom yang diperoleh ketika dua orbital nonekivalen dari atom yang sama bergabung dalam persiapan pembentukan ikatan kovalen. Hibridisasi adalah istilah yang diterapkan pada pencampuran orbital atom dalam atom (biasanya atom pusat) untuk menghasilkan seperangkat orbital hibrida. Kita dapat menghasilkan empat orbital hibrida ekivalen untuk karbon dengan mencampurkan orbital 2s dan tiga orbital 2p:

Karena empat orbital baru terbentuk dari satu orbital s  dan tiga orbital p, keempat orbital disebut orbital hibrida sp³. Gambar 10.7 menunjukkan bentuk dan orientasi orbital sp³. Keempat orbital hibrida diarahkan ke empat sudut tetrahedral biasa. Gambar 10.8 menunjukkan pembentukan empat ikatan kovalen antara orbital hibrida karbon sp³ dan orbital hidrogen 1s di CH₄. Jadi CH₄ memiliki bentuk tetrahedral, dan semua sudut HCH adalah 109,5°. Perhatikan bahwa meskipun energi diperlukan untuk menghasilkan hibridisasi, input ini lebih dari dikompensasi oleh energi yang dilepaskan pada pembentukan ikatan C-H. (Ingatlah bahwa pembentukan ikatan adalah proses eksotermik.)

Analogi berikut berguna untuk memahami hibridisasi. Misalkan kita memiliki gelas kimia larutan merah dan tiga gelas larutan biru dan volumenya masing-masing adalah 50 mL. Larutan merah sesuai dengan satu orbital 2s, larutan biru mewakili tiga orbital 2p, dan empat volume yang sama melambangkan empat orbital yang terpisah. Dengan mencampur larutan, kita memperoleh 200 mL larutan ungu, yang dapat dibagi menjadi empat bagian 50 mL (yaitu, proses hibridisasi menghasilkan empat orbital sp³). Sama seperti warna ungu terdiri dari komponen merah dan biru larutannya, orbital hibrida sp³ memiliki karakteristik orbital s dan p.

Gambar 10.7 Pembentukan empat orbital hibrida sp³ dari satu orbital 2s dan tiga 2p. Orbital sp³ menunjuk ke sudut tetrahedral.

Gambar 10.8 Pembentukan empat ikatan antara orbital hibrida karbon sp³ dan orbital 1s hidrogen di CH₄. Lobus yang lebih kecil tidak ditampilkan.

Gambar 10.9 Atom N terhibridisasi  sp³ di NH₃. Tiga orbital hibrida sp³ membentuk ikatan dengan atom H. Yang keempat ditempati oleh pasangan elektron bebas nitrogen.

Contoh lain dari hibridisasi sp³ adalah amonia (NH₃). Tabel 10.1 menunjukkan bahwa susunan empat pasangan elektron adalah tetrahedral, sehingga ikatan pada NH₃ dapat dijelaskan dengan mengasumsikan bahwa N, seperti C dalam CH₄, adalah hibridisasi sp³. Konfigurasi elektron keadaan dasar N adalah 1s²2s²2p³, sehingga diagram orbital untuk atom N hibridisasi sp³ adalah

Tiga dari empat orbital hibrida membentuk ikatan N-H kovalen, dan orbital hibrida keempat mengakomodasi pasangan elektron bebas pada nitrogen (Gambar 10.9). Tolakan antara pasangan elektron bebas dan pasangan elektron dalam orbital ikatan mengurangi sudut ikatan HNH dari 109,5 ° menjadi 107,3 °.

Penting untuk memahami hubungan antara hibridisasi dan model VSEPR. Kita menggunakan hibridisasi untuk menggambarkan skema ikatan hanya ketika pengaturan pasangan elektron telah diprediksi menggunakan VSEPR. Jika model VSEPR memprediksi susunan pasangan elektron tetrahedral, maka kita mengasumsikan bahwa satu orbital s dan tiga orbital p di hibridisasi untuk membentuk empat orbital hibrida sp³. Berikut ini adalah contoh jenis hibridisasi lainnya.


Gambar 10.10 Pembentukan orbital hibrida sp.

Hibridisasi sp
Molekul berilium klorida (BeCl₂) diperkirakan linear dengan VSEPR. Diagram orbital untuk elektron valensi di Be adalah

Kita tahu bahwa dalam keadaan dasar Be tidak membentuk ikatan kovalen dengan Cl karena elektronnya dipasangkan dalam orbital 2s. Jadi kita beralih ke hibridisasi untuk penjelasan tentang perilaku ikatan Be. Pertama, kita mempromosikan elektron 2s ke orbital 2p, menghasilkan

Sekarang ada dua orbital Be yang tersedia untuk pengikatan, 2s dan 2p. Namun, jika dua atom Cl bergabung dengan Be dalam keadaan tereksitasi ini, satu atom Cl akan berbagi elektron 2s dan atom Cl lainnya akan berbagi elektron 2p, membuat dua ikatan BeCl yang tidak ekivalen. Skema ini bertentangan dengan bukti eksperimen. Dalam molekul BeCl₂ yang sebenarnya, dua ikatan BeCl identik dalam segala hal. Dengan demikian, orbital 2s dan 2p harus dicampur, atau dipadukan, untuk membentuk dua orbital hibrida sp yang setara:

Gambar 10.10 menunjukkan bentuk dan orientasi orbital sp. Kedua orbital hibrida ini terletak pada garis yang sama, sumbu x, sehingga sudut di antara keduanya adalah 180°. Setiap ikatan BeCl kemudian dibentuk oleh tumpang tindih orbital hibrida sp Be dan orbital 3p Cl, dan molekul BeCl₂ yang dihasilkan memiliki geometri linear (Gambar 10.11).

Gambar 10.11 Geometri linear BeCl₂ dapat dijelaskan dengan mengasumsikan bahwa Be adalah hibridisasi sp. Dua orbital hibrida sp tumpang tindih dengan dua orbital 3p klor membentuk dua ikatan kovalen.

Hibridisasi sp²
Selanjutnya kita akan mempelajari molekul BF₃ (boron trifluorida), yang diketahui memiliki geometri planar. Mempertimbangkan hanya elektron valensi, diagram orbital B adalah



Gambar 10.12 Pembentukan orbital hibrida sp².

Pertama, kita mempromosikan elektron 2s ke orbital 2p kosong:
Mencampur orbital 2s dengan dua orbital 2p menghasilkan tiga orbital hibrida sp²:

Ketiga orbital sp² ini terletak di bidang yang sama, dan sudut di antara keduanya adalah 120 ° (Gambar 10.12). Masing-masing ikatan BF dibentuk oleh tumpang tindih dari orbital hibrida sp² boron dan orbital 2p fluorin (Gambar 10.13). Molekul BF₃ adalah planar dengan semua sudut FBF sama dengan 120°. Hasil ini sesuai dengan temuan eksperimen dan juga untuk prediksi VSEPR.

Kita telah memperhatikan hubungan yang menarik antara hibridisasi dan aturan oktet. Terlepas dari jenis hibridisasi, atom yang dimulai dengan satu orbital s dan tiga orbital p masih memiliki empat orbital, cukup untuk menampung total delapan elektron dalam suatu senyawa. Untuk unsur-unsur dalam periode kedua tabel periodik, delapan adalah jumlah maksimum elektron yang dapat ditampung oleh atom dari unsur-unsur ini di kulit valensi. Ini adalah alasan bahwa aturan oktet biasanya dipatuhi oleh unsur periode kedua.

Situasinya berbeda untuk atom unsur periode ketiga. Jika kita hanya menggunakan orbital 3s dan 3p atom untuk membentuk orbital hibrida dalam suatu molekul, maka aturan oktet berlaku. Namun, dalam beberapa molekul atom yang sama dapat menggunakan satu atau lebih orbital 3d, selain orbital 3s dan 3p, untuk membentuk orbital hibrida. Dalam kasus ini, aturan oktet tidak berlaku. Kita akan segera melihat contoh partisipasi orbital 3d dalam hibridisasi.
Gambar 10.13 Orbital hibrida sp² boron tumpang tindih dengan orbital 2p fluorin. Molekul BF₃ adalah planar, dan semua sudut FBF adalah 120 °.

Untuk meringkas diskusi kita tentang hibridisasi, kita mencatatnya

  • Konsep hibridisasi tidak diterapkan pada atom yang terisolasi. Ini adalah model teoritis yang hanya digunakan untuk menjelaskan ikatan kovalen.
  • Hibridisasi adalah pencampuran setidaknya dua orbital atom yang tidak ekivalen, misalnya orbital s dan p. Oleh karena itu, orbital hibrida bukanlah orbital atom murni. Orbital hibrida dan orbital atom murni memiliki bentuk yang sangat berbeda.
  • Jumlah orbital hibrida yang dihasilkan sama dengan jumlah orbital atom murni yang berpartisipasi dalam proses hibridisasi.
  • Hibridisasi membutuhkan input energi; Namun, sistem lebih dari memulihkan energi ini selama pembentukan ikatan.
  • Ikatan kovalen dalam molekul dan ion poliatomik dibentuk oleh tumpang tindih orbital hibrida, atau orbital hibrida dengan orbital yang tidak terhibridisasi. Oleh karena itu, skema ikatan hibridisasi masih dalam kerangka teori ikatan valensi; elektron dalam molekul diasumsikan menempati orbital hibrida dari masing-masing atom.

Tabel 10.4 merangkum hibridisasi sp, sp², dan sp³ (serta jenis lain yang akan kita bahas segera).

Prosedur untuk Hibridisasi Atom-Atom
Sebelum membahas hibridisasi orbital d, mari kita tentukan apa yang perlu kita ketahui untuk menerapkan hibridisasi pada ikatan dalam molekul poliatomik secara umum. Intinya, hibridisasi hanya memperluas teori Lewis dan model VSEPR. Untuk menetapkan keadaan hibridisasi yang sesuai dengan atom pusat dalam suatu molekul, kita harus memiliki beberapa gagasan tentang geometri molekul tersebut. Langkah-langkahnya adalah sebagai berikut:
  1. Gambar struktur molekul Lewis.
  2. Prediksi pengaturan keseluruhan pasangan elektron (baik pasangan ikatan dan pasangan bebas) menggunakan model VSEPR (lihat Tabel 10.1).
  3. Buat hibridisasi atom pusat dengan mencocokkan pengaturan pasangan elektron dengan orbital hibrida yang ditunjukkan pada Tabel 10.4. 

Contoh 10.3 menggambarkan prosedur ini.

Contoh 10.3
Tentukan keadaan hibridisasi atom pusat (bergaris bawah) di masing-masing molekul berikut: (a) BeH₂, (b) AlI₃, dan (c) PF₃. Jelaskan proses hibridisasi dan tentukan geometri molekul dalam setiap kasus.

Strategi
Langkah-langkah untuk menentukan hibridisasi atom pusat dalam suatu molekul adalah:

Gambar struktur Lewis molekul → gunakan VSPER untuk menentukan pasangan elektron di sekitar atom pusat (Tabel 10.1) → Gunakan Tabel 10.4 untuk menentukan hibridisasi atom pusat

Penyelesaian
(a) Konfigurasi elektron keadaan dasar dari Be adalah 1s²2s² dan atom Be memiliki dua elektron valensi. Struktur Lewis dari BeH₂ adalah
H ₋ Be ₋ H
Ada dua pasangan ikatan di sekitar Be; oleh karena itu, pengaturan pasangan elektron bersifat linear. Kita menyimpulkan bahwa Be menggunakan orbital hibrida sp dalam ikatan dengan H, karena orbital sp memiliki susunan linear (lihat Tabel 10.4). Proses hibridisasi dapat dibayangkan sebagai berikut. Pertama, kita menggambar diagram orbital untuk keadaan dasar Be:

Dengan mempromosikan elektron 2s ke orbital 2p, kita mendapatkan status tereksitasi:

Orbital 2s dan 2p kemudian bercampur untuk membentuk dua orbital hibrida:

Dua ikatan Be-H dibentuk oleh tumpang tindih orbital sp Be dengan orbital 1s dari atom H. Jadi, BeH₂ adalah molekul linear.

(b) Konfigurasi elektron keadaan dasar dari Al adalah [Ne] 3s²3p¹. Karena itu, atom Al memiliki tiga elektron valensi. Struktur Lewis dari AlI₃ adalah 

Ada tiga pasang elektron di sekitar Al; oleh karena itu, pengaturan pasangan elektron adalah trigonal planar. Kita menyimpulkan bahwa Al menggunakan orbital hibrida sp² dalam ikatan dengan I karena orbital sp² memiliki susunan trigonal planar (lihat Tabel 10.4). Diagram orbital atom Al keadaan dasar adalah

Dengan mempromosikan elektron 3s ke dalam orbital 3p, kita memperoleh kondisi tereksitasi berikut:

Orbital 3s dan dua 3p kemudian dicampur untuk membentuk tiga orbital hibrida sp²:


Orbital hibrida sp² tumpang tindih dengan orbital 5p dari I untuk membentuk tiga ikatan Al-I kovalen. Kita memperkirakan bahwa molekul AlI₃ adalah trigonal planar dan semua sudut IAlI adalah 120º.

(c) Konfigurasi elektron keadaan dasar P adalah [Ne] 3s²3p³. Oleh karena itu, atom P memiliki lima elektron valensi. Struktur Lewis dari PF₃ adalah

Ada empat pasang elektron di sekitar P; oleh karena itu, pengaturan pasangan elektron adalah tetrahedral. Kita menyimpulkan bahwa P menggunakan orbital hibrida sp³ dalam ikatan dengan F, karena orbital sp³ memiliki pengaturan tetrahedral (lihat Tabel 10.4). Proses hibridisasi dapat dibayangkan terjadi sebagai berikut. Diagram orbital atom P keadaan dasar adalah

Dengan mencampur orbital 3s dan 3p, kita memperoleh empat orbital hibrida sp³.


Seperti dalam kasus NH₃, salah satu orbital hibrida sp³ digunakan untuk mengakomodasi pasangan elektron bebas atom P. Tiga orbital hibrida sp³ lainnya membentuk ikatan kovalen P-F dengan orbital 2p dari F. Kita memperkirakan geometri molekul menjadi trigonal berbentuk piramida; sudut FPF harus sedikit kurang dari 109,5º.

Latihan
Tentukan keadaan hibridisasi atom yang digarisbawahi dalam senyawa berikut: (a) SiBr₄ dan (b) BCl₃.

Hibridisasi Orbital  s, p, dan d
Kita telah melihat bahwa hibridisasi dengan jelas menjelaskan ikatan yang melibatkan orbital s dan p. Namun, untuk unsur pada periode ketiga dan seterusnya, kita tidak selalu dapat menjelaskan geometri molekul dengan mengasumsikan bahwa hanya orbital s dan p yang terhibridisasi. Untuk memahami pembentukan molekul dengan geometri trigonal bipiramida dan oktahedral, misalnya, kita harus memasukkan orbital d dalam konsep hibridisasi.

Perhatikan molekul SF₆ sebagai contoh. Dalam Bagian 10.1 kita mempelajari bahwa molekul ini memiliki geometri oktahedral, yang juga merupakan susunan enam pasangan elektron. Tabel 10.4 menunjukkan bahwa atom S adalah hibridisasi sp³d² dalam SF₆. Konfigurasi elektron keadaan dasar dari S adalah [Ne] 3s²3p⁴. Hanya berfokus pada elektron valensi, kita memiliki diagram orbital
Karena level 3d cukup dekat energinya dengan level 3s dan 3p, kita dapat mempromosikan elektron 3s dan 3p ke dua orbital 3d:

Mencampur orbital 3s, tiga 3p, dan dua 3d menghasilkan enam orbital hibrida sp³d²:

Keenam ikatan S-F dibentuk oleh tumpang tindih orbital hibrida dari atom S dengan orbital 2p dari atom F. Karena ada 12 elektron di sekitar atom S, aturan oktet dilanggar. Penggunaan orbital d selain orbital s dan p untuk membentuk oktet yang diperluas (lihat Bagian 9.9) adalah contoh ekspansi kulit valensi. Unsur periode kedua, tidak seperti unsur periode ketiga, tidak memiliki tingkat energi 2d, sehingga mereka tidak pernah dapat memperluas kulit valensinya. (Ingat bahwa ketika n = 2, l = 0 dan 1. Dengan demikian, kita hanya dapat memiliki orbital 2s dan 2p.) Karenanya atom unsur periode kedua tidak pernah dapat dikelilingi oleh lebih dari delapan elektron dalam salah satu senyawanya.

Contoh 10.4 berkaitan dengan ekspansi kulit valensi pada unsur periode ketiga.

Contoh 10.4
Jelaskan keadaan hibridisasi fosfor dalam fosfor pentabromida (PBr₅).

Strategi
Ikuti prosedur yang sama seperti ditunjukkan pada Contoh 10.3.

Penyelesaian
Konfigurasi elektron keadaan dasar P adalah [Ne] 3s²3p³. Oleh karena itu, atom P memiliki lima elektron valensi. Struktur Lewis dari PBr₅ adalah

Ada lima pasang elektron di sekitar P; oleh karena itu, pengaturan pasangan elektron adalah trigonal bipiramida. Kita menyimpulkan bahwa P menggunakan orbital hibrida sp³d dalam ikatan dengan Br, karena orbital hibrida sp³d memiliki susunan trigonal bipiramida (lihat Tabel 10.4). Proses hibridisasi dapat dibayangkan sebagai berikut. Diagram orbital atom P keadaan dasar adalah
Mempromosikan elektron 3s ke dalam orbital 3d menghasilkan keadaan tereksitasi berikut:

Mencampur satu orbital 3s, tiga 3p, dan satu 3d menghasilkan lima orbital hibrida sp³d:

Orbital hibrida ini tumpang tindih dengan orbital 4p Br untuk membentuk ikatan kovalen P-Br yang banyak. Karena tidak ada pasangan elektron bebas pada atom P, geometri PBr₅ adalah trigonal bipiramida.

Latihan
Jelaskan status hibridisasi Se di SeF₆.

Ulasan Konsep
Apakah hibridisasi Xe dalam XeF₄ (lihat Contoh 9.12)?

Share:

No comments:

Post a Comment

Total Dilihat

Postingan Populer

Label

Arsip Blog

Postingan Terbaru

Cari Dengan Kata

Ikuti Dengan Email

Web Design By
Fp Comp

Pengikut