Untuk Geometri Molekul
Teori VSEPR (Valence
Shell Electron Pair Repulsion) "tolakan pasangan kulit elektron valensi"
adalah suatu model kimia yang digunakan untuk
menjelaskan bentuk-bentuk molekul kimiawi berdasarkan gaya tolakan
elektrostatik antar pasangan elektron. Teori ini juga dinamakan teori Gillespie-Nyholm,
dinamai atas dua orang pengembang teori ini. Akronim "VSEPR"
diucapkan sebagai "vesper" untuk kemudahan pengucapan.
Teori VSEPR utamanya melibatkan
prediksi susunan pasangan elektron di sekitar satu atau lebih atom pusat pada
suatu molekul. Jumlah pasangan elektron pada kelopak valensi atom pusat
ditentukan dengan menggambarkan struktur Lewis molekul tersebut. Ketika
terdapat dua atau lebih struktur resonansi yang dapat mewakili suatu molekul,
model VSEPR dapat diterapkan pada semua struktur resonansi tersebut. Pada teori
VSEPR, pasangan elektron berganda pada ikatan berganda diperlakukan sebagai
"satu pasang" elektron.
Pasangan elektron diasumsikan berada
pada permukaan bola yang berpusat pada atom pusat. Oleh karena pasangan
elektron tersebut bermuatan negatif, kesemuaan pasangan elektron akan menduduki
posisi yang meminimalisasi gaya tolak menolak antar sesamanya dengan memaksimalkan
jarak antar pasangan elektron. Jumlah pasangan elektron oleh karenanya akan
menentukan keseluruhan geometri molekul.
Sebagai contoh, ketika terdapat dua
pasang elektron di sekitar atom pusat, gaya tolak-menolak di antara keduanya
akan menjadi minimal ketika keduanya berada pada posisi saling berseberangan.
Oleh karena itu, atom pusat diprediksikan mengadopsi geometri linear.
Jika terdapat tiga pasang elektron, maka gaya tolak-menolak diminimalkan dengan
mengadopsi bentuk trigonal. Dengan cara yang sama, untuk empat pasang
elektron, susunan geometri yang optimal adalah tetrahedral.
6.5.1 Keterbatasan Teori VSEPR
Terdapat
berbagai kelompok senyawa yang geometrinya tidak dapat diprediksi secara tepat
oleh teori VSEPR.
Senyawa logam transisi
Banyak senyawa logam transisi yang geometrinya tidak
dapat dijelaskan menggunakan teori VSEPR. Struktur beberapa senyawa ini,
meliputi logam hidrida dan kompleks alkil seperti heksametiltungsten dapat
diprediksi dengan tepat menggunakan teori VALBOND, yang didasarkan pada orbital
hibrid sd dan model ikatan tiga-pusat empat-elektron. Teori medan
kristal merupakan teori sering dapat memprediksi geometri kompleks koordinasi.
Senyawa halida golongan 2
Struktur senyawa halida triatomik dengan logam
golongan 2 tidaklah linear pada fase gas seperti yang diprediksi oleh teori
VSEPR, melainkan berbentuk tekuk (sudut X-M-X:CaF2, 145°; SrF2,
120°; BaF2, 108°; SrCl2, 130°; BaCl2, 115°;
BaBr2, 115°; BaI2, 105°). Gillespie mengajukan bahwa ini
disebabkan oleh interaksi ligan dengan elektron pada inti atom logam yang
menyebabkan polarisasi atom, sehingga kelopak dalam atom tidaklah simetris
berbentuk bola dan memengaruhi geometri molekul.
Beberapa molekul AX2E2
Salah satu contohnya adalah molekul litium oksida Li2O
yang berbentuk linear daripada berbentuk tekuk. Hal ini dikarenakan ikatan yang
bersifat sangat ionik, menyebabkan gaya tolakan yang sangat kuat antara atom
litium.
Contoh lainnya adalah O(SiH3)2
dengan sudut Si-O-Si 144,1°. Hal ini berbeda dengan sudut pada Cl2O
yang sebesar 110,9°, (CH3)2O 111.7°, dan N(CH3)3
110,9°. Gillespies mengajukan bahwa terdapat lokalisasi pasangan menyendiri,
sehingga kemampuan pasangan menyendiri tersebut untuk menolak pasangan elektron
lainnya akan menjadi sangat kuat ketika ligannya memiliki elektronegativitas
yang sama ataupun lebih kuat daripada atom pusat. Ketika atom pusat lebih
elektronegatif, seperti pada O(SiH3)2, pasangan
menyendirinya akan kurang terlokalisasi, sehingga memiliki gaya tolakan yang
lebih lemah. Kombinasi efek ini dengan gaya tolak antar ligan akan menyebabkan
sudut ikat Si-O-Si lebih besar daripada yang diprediksi.
Beberapa molekul AX6E1
Beberapa
molekul AX6E1, seperti anion Te(IV) dan Bi(III), TeCl62−,
TeBr62−, BiCl63−, BiBr63−
dan BiI63−, berbentuk oktahedron sempurna dan pasangan
menyendirinya tidak memengaruhi geometri molekul. Salah satu rasionalisasi
pengamatan ini adalah bahwa sesakan sterik ligan tidak menyediakan ruang untuk
pasangan menyendiri yang tidak berikatan,rasionalisasi lainnya menjelaskannya
menggunakan efek pasangan inert.
6.6 Resonansi [KEMBALI]
Dalam kimia, resonansi
atau mesomerisme merupakan penggunaan dua atau lebih struktur
Lewis untuk menggambarkan molekul tertentu. Struktur resonansi adalah salah
satu dari dua atau lebih struktur Lewis untuk satu molekul yang tidak dapat dinyatakan
secara tepat dengan hanya menggunakan satu struktur Lewis. Tanda panah dua arah
menyatakan bahwa struktur-struktur yang diberikan merupakan struktur resonansi
.
Masing-masing struktur resonan
dapat melambangkan struktur Lewis, dengan hanya satu ikatan
kovalen antara masing-masing pasangan atom. Beberapa struktur Lewis
digunakan bersama-sama untuk menjelaskan struktur molekul. Namun
struktur tersebut tidak tetap, melainkan ada sebuah osilasi antara ikatan rangkap
dengan elektron,
saling berbolak-balik. Maka dari itu disebut dengan resonansi. Struktur yang
sebenarnya mungkin saja adalah peralihan dari dua struktur resonan. Bentuk
peralihan (intermediet) dari struktur resonan disebut dengan hibrida resonan.
Sifat Resonansi
Molekul atau ion yang dapat beresonansi mempunyai
sifat-sifat berikut:
- Dapat dituliskan dalam beberapa struktur Lewis yang disebut dengan struktur resonan. Tetapi tidak satupun struktur tersebut melambangkan bentuk asli molekul yang bersangkutan.
- Di antara struktur yang saling beresonansi bukanlah isomer.
- Masing-masing struktur struktur Lewis harus mempunyai jumlah elektron valensi dan elektron tak berpasangan yang sama.
- Ikatan yang mempunyai orde ikatan yang berbeda pada masing-masing struktur tidak mempunyai panjang ikatan yang khas.
- Struktur yang sebenarnya mempunyai energi yang lebih rendah dibandingkan energi masing-masing struktur resonan.
Teori
orbital molekul adalah teori yang menjelaskan ikatan kimia melalui diagram
orbital molekul. Sifat magnet dan sifat-sifat molekul dapat dengan mudah
dijelaskan dengan menggunakan pendekatan mekanika kuantum lain yang disebut
dengan teori orbital molekul. Salah satu contohnya teori orbital molekul dapat
menjelaskan sifat paramagnetisme dari molekul
O₂ sesuai hasil percobaan, bahwa oksigen bersifat paramagnetik dengan dua
elektron tidak berpasangan dan bukan diamagnetik seperti yang dijelaskan dengan
menggunakan teori ikatan valensi. Temuan ini membuktikan adanya kekurangan
mendasar dalam teori ikatan valensi. Teori orbital molekul menggambarkan ikatan
kovalen melalui istilah orbital molekul yang dihasilkan dari interaksi orbital
orbital atom dari atom yang berikatan dengan molekul secara keseluruhan.
Seperti halnya untuk menjelaskan sifat-sifat ion kompleks, teori orbital
molekul juga dapat dijadikan pendekatan yang baik karena teori orbital molekul
dapat menjelaskan fakta bahwa ikatan anatara ion logam dan ligan bukan hanya
merupakan ikatan ion yang murni tetapi juga terdapat ikatan k.
6.8 Orbital Molekul Pi dan Sigma [KEMBALI]
6.8.1 Orbital Molekul Pi
Simbol σ adalah huruf Yunani
untuk s. Ketika ikatan ini dilihat dari atas, MO σ mirip dengan orbital atom s.
6.8.1 Orbital Molekul Pi
Dalam kimia, ikatan pi (ikatan π) adalah
ikatan kimia kovalen yang dua cuping orbital atom yang berlektron tunggal
bertumpang tindih dengan dua cuping orbital atom lainnya yang juga berlektron
tunggal. Hanya terdapat satu bidang simpul dari orbital yang melewati dua inti
atom.
Huruf Yunani π
berasal dari nama orbital p karena simetri orbital ikatan pi adalah sama dengan
orbital p ketika dilihat dari sumbu ikatan. Orbital p biasanya terlibat dalam
ikatan sejenis ini. Orbital d juga dianggap terlibat dalam ikatan pi, tetapi
tidaklah seperlunya benar, walaupun konsep ikatan orbital d sesuai dengan
hipervalensi.
Ikatan pi
biasanya lebih lemah dari ikatan sigma karena rapatan elektronnya lebih jauh
dari inti atom yang bermuatan positif, sehingga memerlukan lebih banyak energi.
Dari sudut pandang mekanika kuantum, kelemahan ikatan ini dijelaskan oleh
ketumpangtindihan yang sangat sedikit di antara orbital p oleh karena
orientasinya yang paralel.
Walaupun
ikatan pi lebih lemah dari ikatan sigma, ikatan pi seringkali merupakan
komponen dari ikatan rangkap bersamaan dengan ikatan sigma. Kombinasi dari
ikatan sigma dan pi lebih kuat dari ikatan pi dan sigma yang berdiri sendiri.
Kekuatan ikatan yang bertambah dari ikatan rangkap diindikasikan oleh banyak
pengamatan, tetapi yang paling menonjol adalah kontraksi panjang ikatan.
Sebagai contoh, dalam kimia organik, panjang ikat karbon-karbon pada etana adalah
154 pm, etilena 133 pm, dan asetilena 120 pm.
6.8.2 Orbital Molekul Sigma
Dalam kimia, ikatan sigma
(ikatan σ) adalah sejenis ikatan kimia kovalen yang paling kuat. Ikatan sigma
dapat dijelaskan dengan jelas untuk molekul diatomik menggunakan konsep grup
simetri. Dalam pendekatan formal ini, ikatan σ adalah simetris terhadap rotasi
di sumbu ikat. Dengan definisi ini, bentuk ikatan sigma yang umum adalah s+s, pz+pz,
s+pz, dan dz2+dz2 (z
ditentukan sebagai sumbu ikat). Teori kuantum juga mengatakan bahwa orbital
molekul (MO) yang bersimetri sama akan bercampur. Konsekuensi dari percampuran
molekul diatomik ini adalah fungsi gelombang orbital molekul s+s dan pz+pz
menyatu. Ruang lingkup percampuran ini tergantung pada energi relatif dari MO
yang bersimetri.
Untuk molekul homodiatomik.
orbital σ yang berikatan tidak memiliki bidang simpul di antara atom-atom yang
berikatan. Antiikat atau orbital σ* ditentukan dengan keberadaan sebuah
bidang simpul antara dua atom yang berikatan ini. Oleh karena ikatan sigma
adalah jenis ikatan kovalen yang paling kuat, elektron-elektron dalam ikatan
ini kadang-kadang dirujuk sebagai elektron sigma.
Tidak ada komentar:
Posting Komentar