Hibridisasi

Teori Hibridisasi dan Contoh Berbagai Macam Hibridisasi

Kimia

Teori Hibridisasi – Hibridisasi  tidak hanya menyangkut tingkat energi, tetapi juga bentuk orbital gambar. Berdasarkan teori Hibridisasi, sebagai contoh C dengan 4 orbital hibrida sp3 (peletakan angka tiga merupakan pangkat dari sp), dapat membentuk 4 ikatan kovalen yang equivalen. Jadi, hibridisasi adalah peleburan orbital-orbital dari tingkat energi yang berbeda menjadi orbital-orbital yang setingkat.

Contoh Berbagai Macam Hibridisasi

Jumlah orbital hibrida (hasil hibridisasi) sama dengan jumlah orbital yang terlihat pada hibridasi itu. Berbagai tipe hibridisasi disajikan dalam tabel berikut:

Namun Teori Hibridisasi berbeda dengan Teori domain elektron yang dapat digunakan untuk meramalkan bentuk molekul, tetapi  teori ini tidak dapat digunakan untuk mengetahui penyebab suatu molekul dapat berbentuk seperti itu.

Sebagai contoh, teori domain elektron meramalkan molekul metana (CH4) berbentuk tetrahedron dengan 4 ikatan C-H yang ekuivalen dan fakta eksperimen juga sesuai dengan ramalan tersebut, akan tetapi mengapa molekul CH4 dapat berbentuk tetrahedron?

Pada tingkat dasar, atom C (nomor atom  = 6) mempunyai konfigurasi elektron sebagai berikut.

Dengan konfigurasi elektron seperti itu, atom C hanya dapat membentuk 2 ikatan kovalen (ingat, hanya elektron tunggal yang dapat dipasangkan untuk membentuk ikatan kovalen). Oleh karena ternyata C membentuk 4 ikatan kovalen, dapat dianggap bahwa 1 elektron dari orbital 2s dipromosikan ke orbital 2p, sehingga C mempunyai 4 elektron tunggal sebagai berikut.

Namun demikian, keempat elektron tersebut tidaklah ekuivalen dengan satu pada satu orbital 2s dan tiga pada orbital 2p, sehingga tidak dapat menjelaskan penyebab C pada CH4 dapat membentuk 4 ikatan ekuivalen yang equivalen. Untuk menjelaskan hal ini, maka dikatakan bahwa ketika atom karbon membentuk ikatan kovalen dengan H membentuk CH4, orbital 2s dan ketiga orbital 2p mengalami hibridisasi membentuk 4 orbital yang setingkat. Orbital hibridanya ditandai dengan sp3 (peletakan angka tiga merupakan pangkat dari sp) untuk menyatakan asalnya, yaitu satu orbital s dan 3 orbital p.

Mengenal Hibridisasi Kimia

Saturday, November 23rd 2013. | kimia, rumus kimia

Mengenal Hibridisasi Kimia – Dalam ilmu kimia atom dikenal ada yang namanya hibridisasi. Apa sebenarnya hibridisasi itu? Hibridisasi dapat didefinisikan sebagai peleburan orbital-orbital dari tingkat energy yang berbeda menjadi orbital yang orbital yang energinya setingkat. Menentukan hibridisasi dapat diperoleh dari domain electron dengan melihat PEB dan PEI yang dipromosikan atau perpindahan elektron diatom pusat yang memiliki jumlah elektron penuh dalam orbital tersebut, harus dipromosi ke orbital selanjutnya agar diperoleh orbital setengah penuh untuk mengikat elektron pada ikatannya.

Bentuk-Bentuk Molekul dan Hibridisasinya

Domain Elektron	PEI	PEB	Hibridisasi	Tipe Molekul	Bentuk Molekul	Contoh
2	2	0	sp	AX2	linier	BeCl2
3	3	0	sp2	AX2	Segi tiga sama sisi	BCl3
	2	1	sp2	AX2E	sudut	SO2
4	4	0	Sp3	AX4	Tetra hedral	CH4
	3	1	Sp3	AX3E	Trigonal piramida	NH3 ; PCl3
	2	2	Sp3	AX2E2	Bentuk V	H2O
5	5	0	Sp3d	AX5	Trigonal bipiramida	PCl5
	3	2	Sp3d	AX3E2	Bentuk T	IF3
	2	3	Sp3d	AX2E3	linier	XeF2
6	6	0	Sp3d2	AX6	oktahedral	SF6
	4	2	Sp3d2	AX4E2	Segiempat planar	XeF4
	5	1	Sp3d2	AX5E	Piramida segiempat	IF5

 Untuk Lebih Jelasnya Mengenai hibridisasi ini mari sobat kita lihat bersama contoh berikut:

BCl₃ (senyawa Boron Triclorida)

Daari senyawa di atas unsur yang menjadi unsur pusat yaitu B (Boron). Maka, B yag memiliki nomor atom 5, kemudian elektron dikonfigurasikan.

₅B = 1s² , 2s², 2p¹Elektron valensi = 3
Dari konfigurasi elektron di atas kita dapat digambarkan diagram orbital awal dari elektron valensi Boron adalah
2s², 2p¹

Orbital di atas belum mengalami hibridisasi. Kemudia untuk dapat memasankan elektron pada boron dengan elektro dari atom kloring diperlukan 3 buah elektron yang tidak berpasangan. Nah untuk mendapatkan 3 elektron tidak berpasangan inilah dilakukan perpindahan elektron dari orbital yang disebut hibridisasi. Berikut diagram orbital atom boron setelah hibridisasi

Dari diagram di atas terjadi hibridisasi yang terdiri dari orbital s dan orbital p yang awalnya sp¹ menjadi sp² dan menghasilkan molekul berbentuk segitiga sama sisi. Buat menambah pemahaman sobat kita ulas lagi satu contoh berikut:

Hibridisasi dalam molekul PCl₅

molekul PCl5 diketahui berbentuk bipiramida trigonal. Atom phosfor (nomor atom =15)

mempunyai konfigurasi elektron sebagai berikut.

15P : [Ne] 3s² 3p³

Supaya dapat membentuk 5 ikatan kovalen, maka 1 elektron dari orbital 3s harus dipromosikan ke orbital 3d. Selanjutnya orbital 3s , ketiga orbital 3p, dan 1 orbital 3d mengalami hibridisasi membentuk orbital hibrida sp3d yang berbentuk bipiramida trigonal.

15P : [Ne] 3s² 3p³ 3d⁰

Promosi menjadi

15P : [Ne] 3s¹ 3p³ 3d¹

Hibridisasi dari atom P pada PCl5 adalah sp3d1. Demikian tadi sobat konsep sederhana hibridisasi dan contoh hibridisasi kimia yang terjadi pada atom boron dan phosphor pada senyawa BCl3 dan PCl5. Semoga bermanfaat dan selamat belajar.

Ikatan pi

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas

Elektron orbital molekul dan atom yang menunjukkan sebuah ikatan-pi pada bagian kiri bawah gambar.

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.

Dua orbital-p yang membentuk ikatan-π.

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, namun 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, namun 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.

Atas: Dua orbital-p yang paralel. Bawah: Ikatan pi terbentuk oleh pertumpangtindihan. Warna merah muda dan kelabu mewakili model bola dan batang dari fragmen molekul yang terdapat ikatan pi.

Pemutusan ikatan pi ketika ikatan tersebut berotasi dikarenakan oleh orientasi paralel yang hilang.

Dua orbital-s masih tumpang tindih ketika ikatan berotasi karena orientasinya masih sepanjang sumbu. Lingkaran mewakili orbital s. Elips mewakili ikatan sigma.

Selain ikatan sigma, sebuah pasangan atom yang dihubungkan dengan ikatan rangkap dua memiliki satu ikatan pi dan ikatan rangkap tiga memiliki dua ikatan pi. Ikatan pi dihasilkan dari tumpang tindih orbital-orbital. Ikatan pi memiliki sifat yang lebih baur dari ikatan sigma. Elektron-elektron pada ikatan pi kadang kala dirujuk sebagai elektron pi. Fragmen molekul yang dihubungkan dengan ikatan pi tidak dapat diputar tanpa memutuskan ikatan pi tersebut, karena perputaran akan merusak orientasi paralel dari orbital-orbital p yang membentuk ikatan pi.

Kasus khusus

Ikatan pi tidak seperlunya menghubungkan sepasang atom yang juga memiliki ikatan sigma.
Pada beberapa kompleks logam, interaksi pi antara atom logam dengan orbital antiikat pi alkana dan alkena membentuk ikatan pi.
Dalam beberapa kasus ikatan rangkap banyak antara dua atom, tidak terdapat ikatan sigma sama sekali, yang ada hanyalah ikatan pi. Contohnya meliputi diferri heksakarbonil (Fe₂(CO)₆), dikarbon (C₂) dan borana B₂H₂. Dalam senyawa-senyawa ini, ikatan pusat hanya terdiri dari ikatan pi, dan agar mencapai wilayah tumpang tindih yang maksimum, panjang ikatan menjadi lebih pendek dari yang diperkirakan.^[1]

Ikatan sigma

Ikatan σ antara dua atom: lokalisasi rapatan elektron.

Orbital atom dan molekul elektron, memperlihatkan ikatan sigma dari dua orbital s dan sebuah ikatan sigma dari dua orbital p

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, p_z+p_z, s+p_z, dan d_z²+d_z² (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 p_z+p_z 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.
Simbol σ adalah huruf Yunani untuk s. Ketika ikatan ini dilihat dari atas, MO σ mirip dengan orbital atom s.

Ikatan sigma dalam senyawa poliatomik

Ikatan sigma ini didapatkan dari orbital-orbital atom yang tumpang tindih. Konsep ikatan sigma diperluas untuk menjelaskan interaksi ikatan yang melibatkan ketumpangtindihan cuping tunggal sebuah orbital dengan cuping tunggal lainnya. Sebagai contoh, propana dideskripsikan mengandung 10 ikatan sigma, masing-masing untuk dua ikatan C-C dan delapan ikatan C-H. Ikatan σ pada molekul poliatomik ini sangat ter-delokalisasi dan berlawanan dengan konsep dua orbital satu ikatan. Terlepas dari masalah ini, konsep ikatan σ sangatlah berguna, sehingga digunakan secara luas.

Ikatan sigma dalam senyawa yang berikatan rangkap banyak

Senyawa-senyawa yang memiliki ikatan rangkap, seperti etilena dan kromium(II) asetat memiliki ikatan sigma di antara ikatan rangkap tersebut. Ikatan sigma ini ditambahi dengan ikatan π seperti pada etilena dan bahkan dengan ikatan &delta seperti pada kasus kromium(II) asetat untuk membentuk ikatan rangkap.