Bab 10: Ikatan Kimia dan Struktur Molekul • Molekul yang mengandung tiga atom atau lebih mungkin memiliki banyak bentuk berbeda • Hampir semua adalah "tiga dimensi" • Semua bentuk ini dibuat dari lima struktur geometris • Bentuk dapat diklasifikasikan menurut jumlah elektron domain mengandung sekitar atom pusat • Model domain elektron yang sederhana dan bermanfaat adalah valensi shell repulsi shell elektron model atau model VSEPR • Ada dua jenis domain elektron - Domain ikatan melibatkan pasangan elektron yang terlibat dalam ikatan antara dua atom - Domain yang tidak terikat mengandung pasangan elektron yang berhubungan dengan satu atom • Semua elektron dalam ikatan tunggal, rangkap, atau rangkap tiga dianggap berada di dalam sama domain ikatan • Domain nonbonding berisi pasangan elektron bebas (pasangan elektron yang tidak digunakan bersama) atau elektron tidak berpasangan untuk molekul dengan jumlah elektron valensi ganjil • Model VSEPR didasarkan pada gagasan bahwa domain elektron menjaga sejauh mungkin dari satu sama lain • Bentuk yang diharapkan untuk jumlah domain elektron yang berbeda di sekitar atom pusat dapat diringkas: • Jumlah set domain elektron harus diketahui untuk memprediksi bentuk molekul atau ion • Ini bisa dilakukan menggunakan apa saja menggambar struktur Lewis dengan benar • Bentuk molekul menggambarkan susunan atom, bukan susunan domain • Pertimbangkan kasus empat domain Untuk sejumlah domain tertentu, bentuk molekulnya berubah ketika jumlah domain ikatan menurun. • Lima dan enam domain memiliki lebih banyak kemungkinan Bentuk molekul dengan lima domain di sekitar atom pusat. Empat struktur molekul yang berbeda dimungkinkan, tergantung pada jumlah domain nonbonding di sekitar atom pusat M. Bentuk molekul dengan enam domain di sekitar atom pusat. Hanya tiga bentuk molekul berbeda yang diamati, tergantung pada jumlah domain nonbonding di sekitar atom pusat M. • Molekul polar saling menarik satu sama lain Molekul polar cenderung mengorientasikan diri sehingga ujung positif dari satu dipol molekul mendekati ujung negatif yang lain. • Momen dipol dapat ditentukan secara eksperimental • Ternyata banyak molekul dengan ikatan polar adalah nonpolar • Ini dimungkinkan karena pengaturan dipol obligasi tertentu dibatalkan • Polaritas suatu molekul dapat diprediksi dengan mengambil vektor jumlah dipol ikatan • Bond dipol biasanya ditampilkan sebagai panah silang, di mana panah menunjukkan ujung negatif • Simetris molekul seperti ini adalah nonpolar karena ikatan dipol dibatalkan • Semua bentuk dasar simetris, atau seimbang, jika semua domain dan grup yang dilampirkan identik Kloroform, CCl 3 H, adalah asimetris. Jumlah vektor dari dipol ikatan adalah nol yang memberikan molekul dipol bersih. • Molekul akan menjadi nonpolar jika: (a) ikatannya nonpolar, atau (b) tidak ada pasangan elektron bebas dalam kulit valensi atom pusat dan semua atom yang terikat pada atom pusat adalah sama. Domain nonbonding terjadi untuk air dan amonia: ikatan dipol tidak dibatalkan, dan molekul-molekulnya polar • Struktur Lewis dan VSEPR tidak memberi tahu kami Mengapa kelompok elektron ke dalam domain seperti yang mereka lakuka • Bagaimana atom membentuk ikatan kovalen dalam molekul membutuhkan pemahaman tentang bagaimana orbital berinteraksi • Ikatan valensi ( VB) teori dan orbital molekul ( Teori MO) adalah dua teori penting ikatan kovalen • Menurut teori VB, ikatan antara dua atom terbentuk ketika a sepasang elektron dengan milik mereka berputar dipasangkan dibagikan oleh dua tumpang tindih orbital atom, satu orbital dari masing-masing atom yang bergabung dengan ikatan Pandangan VB tentang pembentukan ikatan kovalen di H 2 • Jumlah energi potensial diturunkan ketika bentuk ikatan tergantung, sebagian, pada tingkat tumpang tindih orbital • Karena itu, atom cenderung memposisikan diri sehingga jumlah maksimum tumpang tindih orbital terjadi • Ini menghasilkan energi potensial minimum dan ikatan terkuat • Atom fluorin memiliki 2 tunggal yang ditempati hal orbital • Dapat tumpang tindih dengan hidrogen 1 s orbital untuk membentuk ikatan tunggal dalam hidrogen fluorida Pandangan VB tentang pembentukan ikatan di HF. Hanya fluor yang setengah terisi 2 hal orbital ditampilkan. • Tumpang tindih yang lebih rumit sering terjadi • Dalam hidrogen sulfida (H 2 S) dua setengah terisi 3 hal orbital pada sulfur tumpang tindih dengan 1 s orbital pada dua atom hidrogen H 1 s orbital memposisikan diri untuk tumpang tindih maksimum dengan S 3 hal orbital. Sudut ikatan 90º yang diprediksi sangat dekat dengan nilai eksperimental 92º. • Ada banyak molekul dengan bentuk dan sudut ikatan yang gagal sesuai dengan model VB seperti yang dikembangkan • Model VSEPR memprediksi dengan benar banyak bentuk dan sudut ini • Deskripsi ikatan yang realistis seringkali membutuhkan penggabungan atau pencampuran dua orbital atom • Orbital campuran yang menghasilkan disebut orbital atom hibrida • Orbital-orbital baru memiliki bentuk dan sifat arah yang berbeda Mencampur 2 s dan (satu) 2 hal orbital atom menghasilkan sepasang sp orbital hibrida. Perhatikan bahwa lobus besar dari orbital hibrida ini menunjukkan arah yang berlawanan. Pandangan VB tentang ikatan dalam BeH 2. Keduanya H 1 s orbital mendekati lobus besar keduanya sp orbital hibrida di Be (a). Tumpang tindih (b) dan representasi dari distribusi elektron setelah dua ikatan Be-H terbentuk (c). (Geometri eksperimental yang benar diprediksi.) • Ketika sebuah s orbital bergabung dengan dua hal orbital, tiga sp 2 orbital hibrida terbentuk • Ketika sebuah s orbital menggabungkan dengan tiga hal orbital, empat sp 3 orbital hibrida terbentuk • Superskrip menunjukkan jumlah hal orbital dalam campuran atau campuran • Jumlah orbital dilestarikan: jumlah orbital hibrida dalam suatu himpunan sama dengan jumlah orbital atom yang digunakan untuk membentuk himpunan (Sebuah) sp orbital hibrida berorientasi pada 180º satu sama lain. (b) sp 2 orbital hibrida berorientasi pada 120º satu sama lain. (c) sp 3 orbital hibrida berorientasi pada 109,5º satu sama lain. Deskripsi VB tentang ikatan dalam BCl 3. Setiap ikatan B-Cl dibentuk oleh tumpang tindih dari setengah diisi hal orbital klorin dengan sp 2 orbital hybrid pada boron. (Hanya yang setengah terisi hal orbital masing-masing klor ditampilkan.) Ikatan dalam molekul etana. (a) Tumpang tindih orbital. (B) Tingkat tumpang tindih sp 3 orbital dalam ikatan karbon-karbon tidak cukup dipengaruhi oleh rotasi dua CH 3 - kelompok relatif satu sama lain di sekitar ikatan. • Molekul dengan atom pusat dengan lebih dari empat domain elektron melanggar aturan oktet dan mengharuskannya d orbital untuk membentuk orbital yang cukup untuk ikatan • Dua hibrida paling umum yang melibatkan d orbital adalah sp 3 d dan sp 3 d 2 orbital hibrida • Itu sp 3 d titik hibrida menuju sudut bipyramid trigonal dan sp 3 d 2 arahkan ke sudut sebuah segi delapan (Sebuah) sp 3 d orbital hibrida yang dibentuk dengan mencampur suatu s, tiga p, dan a d orbital. (b) sp 3 d 2 orbital hibrida yang dibentuk dengan mencampur suatu s, tiga p, dan dua d orbital. • Model VSEPR dapat digunakan untuk mendapatkan deskripsi VB tentang ikatan - Contoh: (1) VSEPR memprediksi bahwa CH 4 adalah tetrahedrial, sehingga molekul harus digunakan sp 3 orbital hibrida. (2) VSEPR memprediksi SF itu 6 adalah oktahedral sehingga molekul harus digunakan sp 3 d 2 orbital hibrida • Molekul dengan domain nonbonding juga dapat digambarkan dengan orbital hibrid • Pasangan mandiri menempati volume sedikit lebih banyak daripada pasangan elektron ikatan Atom nitrogen dalam amonia memiliki satu pasangan elektron bebas. Sudut ikatan HNH eksperimental adalah 107º. Atom oksigen dalam air memiliki dua pasang elektron dan sudut ikatan HOH eksperimental 104,5º. • Pembentukan ikatan kovalen koordinat juga dapat digambarkan dengan orbital hibrid • Ion tetrafluoroborate terbentuk ketika ion fluoride membentuk ikatan kovalen coordiante dengan boron trifluoride • • • 3 • • 3 (menggunakan BFsp BF Fhybrid) an 4 Ikatan berganda juga dapat dijelaskan dengan menggunakan orbital hibrid • Dua jenis obligasi penting Sigma ikatan berkonsentrasi kerapatan elektron di sepanjang garis antara atom yang bergabung dengan ikatan. Ikatan dapat disebabkan oleh tumpang tindih (a) s, ( b) p, atau (c) orbital hibrid. Obligasi pi terbentuk ketika dua hal orbital tumpang tindih ke samping alih-alih ujung ke ujung. Kerapatan elektron terkonsentrasi di dua daerah pada sisi berlawanan dari sumbu ikatan. • Ikatan berganda hampir selalu terdiri dari ikatan sigma tunggal dan satu atau lebih ikatan pi • Ikatan pi terbentuk dari hal orbital itu tidak terlibat dalam orbital hibrida • Hidrokarbon sering melibatkan ikatan pi • Ikatan rangkap dalam alkena terdiri dari satu sigma dan satu ikatan pi; ikatan rangkap tiga dalam alkynes terdiri dari satu sigma dan dua obligasi pi Ikatan rangkap karbon-karbon dalam etena. Ikatan rangkap karbon-karbon terdiri dari satu sigma dan satu ikatan pi. (a) sp orbital hibrida pada masing-masing karbon membentuk ikatan sigma dalam asetilena (ethyne). (B) tumpang tindih 2 hal x dan 2 hal y orbital membentuk dua ikatan pi. (c) ikatan pi setelah terbentuk. • Grup yang terhubung oleh ikatan tunggal dapat dengan bebas berputar • Rotasi dibatasi di sekitar ikatan rangkap Jika CH 2 kelompok di depan adalah untuk memutar relatif terhadap yang di belakang, yang tidak dikaburkan hal orbital tidak lagi selaras, artinya ikatan pi akan putus. Pemutusan ikatan membutuhkan lebih banyak energi daripada yang tersedia melalui pembengkokan dan peregangan normal pada suhu kamar. • Teori VB dapat diringkas: 1) Kerangka dasar molekul ditentukan oleh pengaturan ikatan sigma 2) Orbital hibrid digunakan untuk membentuk ikatan sigma dan pasangan elektron bebas 3) Jumlah orbital hibrid yang dibutuhkan oleh atom dalam suatu struktur sama dengan jumlah atom yang terikat padanya plus jumlah pasangan elektron bebas di kulit valensinya 4) Ketika ada a ikatan rangkap dalam molekul, terdiri dari satu sigma dan satu ikatan pi 5) Ketika ada a ikatan rangkap tiga, terdiri dari satu sigma dan dua ikatan pi • Orbital molekul ( Teori MO) berpandangan bahwa molekul mirip dengan atom • Molekulnya memiliki orbital molekul yang dapat diisi oleh elektron seperti orbital atom dalam atom • Seperti halnya orbital hibrid, jumlah MO yang dibentuk dengan menggabungkan orbital atom selalu sama dengan jumlah orbital atom yang digabungkan • Di MO ikatan kerapatan elektron terbentuk di antara inti • Elektron dalam ikatan MO cenderung menstabilkan molekul • Di MOs antibonding pembatalan gelombang elektron mengurangi kerapatan elektron antara inti • Antibonding MOs cenderung membuat molekul tidak stabil ketika ditempati oleh elektron Interaksi keduanya 1 s orbital pada hidrogen dapat bergabung dari satu ikatan ( •1 s ) dan satu antibonding(*•MO. ) Ini s 1 adalah orbital sigma karena kerapatan elektron terkonsentrasi di sepanjang garis imajiner yang melewati kedua nuklei. • Bonds MOs lebih rendah energi daripada MOs antibonding • Ini dapat direpresentasikan menggunakan diagram tingkat energi Diagram tingkat energi MO untuk H 2 dan dia 2. Pesanan obligasi adalah satu (1) untuk H 2 dan nol (0) untuk He 2. • MOs mengikuti aturan pengisian yang sama dengan orbital atom: 1) Elektron mengisi orbital berenergi terendah yang tersedia 2) Tidak lebih dari dua elektron, dengan putaran yang dipasangkan, dapat menempati orbital apa pun 3) Elektron menyebar sebanyak mungkin, dengan spin tidak berpasangan, pada orbital yang memiliki energi yang sama Perkiraan energi relatif orbital molekul dalam molekul diatomik periode kedua. (a) Li 2 melalui N 2, ( b) O 2 melalui Ne 2. • Teori MO benar memprediksi elektron tidak berpasangan di O 2 sedangkan teori VB tidak • Teori MO menangani dengan mudah hal-hal yang bermasalah dengan teori VB • Teori MO agak sulit karena bahkan molekul sederhana pun membutuhkan perhitungan yang luas • Teori MO menggambarkan "resonansi" dengan sangat efisien Kerangka sigma (a) dan pi (b) benzena. Awan elektron berbentuk donat ganda (c) dibentuk oleh elektron pi. Dalam istilah MO, elektron adalah terdelokasi dan stabilitas ekstra adalah energi delokalisasi. Secara fungsional, energi resonansi dan delokalisasi adalah "sama".