...

1 Menggambarkan Jenis-Jenis Ikatan dengan Model

by user

on
Category: Documents
4

views

Report

Comments

Transcript

1 Menggambarkan Jenis-Jenis Ikatan dengan Model
Menggambarkan Jenis-Jenis Ikatan
dengan Model-Model Densitas Elektron
Oleh
Dominggus Tahya *) & Muh. Tawil
†)
Abstrak
Kerapatan elektron dapat diterapkan untuk menvisualisasikan ikatan biner, yakni
ikatan kovalen murni, kovalen polar, dan ionik. Rasionalisasi daripada studi ini merupakan bagian dari pengamatan-pengamatan tipe-tipe ikatan yang sama, misalnya
ikatan kovalen murni, adanya variasi sifat-sifat ikatan. Studi ini mengkaji tentang
sederetan kontur-kontur kerapatan elektron untuk senyawa biner yang dihitung
berdasarkan prediksi perbandingan karakteristik kontur-kontur ∆EN.
Abstract
Electron densities are used to visualize pure covalent, polar covalent and ionic bonds
in binary compounds. The rationale for this study steams in part from the observations
that within the same bond type, for example pure covalent, a variety of bond properties
exist. In this study, a series of electron density maps for binary compounds have been
calculated to compare the characteristics of the maps to ∆EN predictions.
Kata Kunci : Densitas Elektron, kovalen, ionik, kovalen polar
PENDAHULUAN
Konsep ikatan kimia paling berguna, dan merupakan salah satu bagian yang
paling sulit dimengerti dalam ilmu kimia (Brown,D, 2002). Memahami struktur dan
kecocokan pada ikatan dapat memungkinkan kita memprediksi sifat-sifat senyawa dan
membawa kepada pengembangan bahan-bahan, misalnya polimer-polimer baru,
teknologi-teknologi maju lain seperti film-film, serat-serat sintetis dan darah buatan.
Pentingnya konsep ini diakui oleh Van Arkel (Arkel,A.E.V, 1956) yang
menggolongkan suatu ikatan sebagai satu dari tiga jenis ikatan (kovalen murni,
kovalen polar, dan ionik). Suatu ikatan kovalen murni menunjukkan densitas elektron
yang sama antara kedua atom yang berikatan dengan tak adanya momen dipole bersih
(Hehre,W.J, 2003). Suatu ikatan kovalen polar menunjukkan perubahan pada densitas
elektron yang berikatan dan memiliki sebuah momen dipole bersih. Pada ikatan ionik
*
) Dosen Kimia FKIP Universitas Pattimura (UNPATI) Ambon
) Dosen Fisika FMIPA Universitas Negeri Makassar (UNM) Makassar
†
1
spektrum ikatan antara kedua inti ikatan, dalam hal ini, momen dipole terbesar
diharapkan.
Kajian Pustaka
Deskripsi modern jenis-jenis ikatan didasarkan pada elektronegativitas relatif
atom-atom yang terlibat dalam ikatan. Jenis ikatan dapat diprediksi menggunakan
model-model yang berbeda; yang paling umum adalah perbedaan elektronegativitas
(EN) Pauling dan ditemukan tepat dalam kebanyakan keadaan. Suatu pengecualian
untuk EN Pauling adalah molekul LiI yang diprediksi kovalen polar, tapi secara
percobaan bersifat ionik.
Suatu metode alternatif telah diusulkan oleh Sproul. Menurutnya, suatu deskripsi
yang lebih lengkap tentang jenis ikatan memerlukan penggunaan suatu parameter
tambahan, ini adalah rata-rata elektronegativitas, ½(A + B), daripada hanya EN.
Kedua model tadi masih tidak lengkap; misalnya dalam ikatan kovalen murni H2 atau
Cl2, perbedaan masih ada dalam energi-energi ikatan. Jadi penggolongan ikatan yang
hanya didasarkan pada elektronegativitas (EN dan ½(A + B)) tidaklah cukup.
Idealnya, jenis-jenis ikatan harus ditentukan dari ukuran densitas elektron
(http://academic,reed.edu/chemistry/roco/Density/index.html). Pada dekade yang lalu,
kemajuan dalam metode percobaan dan metode teoritis memungkinkan penentuan
densitas elektron atau molekul-molekul dan kristal-kristal kecil (Silberberg,M.S,
2003). Dengan kedatangan komputer-komputer yang tidak mahal dan software
penghitungan, maka gambaran densitas elektron sekarang digunakan secara rutin dan
luas untuk menggambarkan orbital, potensial elektrostatik, dan ukuran atom dan
molekul (HyperChem, 2002). Dalam tulisan ini akan dijelaskan ikatan dalam berbagai
senyawa biner menggunakan model-model densitas elektron; yang menunjukkan
bahwa gambaran demikian dapat lebih baik dalam menentukan jenis ikatan
dibandingkan
dengan
gambaran
elektronegativitas
relatif
seperti
peta
elektronegativitas EN Pauling.
2
METODE DAN PROSEDUR
Gambaran densitas elektron H2, Cl2, Br2, FI, dan LiI masing-masing
menunjukkan isosurface (keadan permukaan yang sama) pada 0,08 aμ dan dihitung
pada tingkat Hartree-Fock menggunakan rangkaian dasar 3-21G* dalam program Spartan ’04. Gambaran densitas elektron untuk KCl dan RbCl dihitung pada tingkat
teori yang sama dengan menggunakan rangkaian dasar yang sama dalam HyperChem
7.5 Student’s Edition. Optimalisasi geometri dilakukan pada semua senyawa sebelum
perhitungan densitas elektron.
HASIL DAN PEMBAHASAN
1. Kovalen Murni
Gambaran densitas elektron yang dihitung untuk serangkaian molekul (H2, Cl2
dan Br2) dengan ikatan-ikatan kovalen murni ditunjukkan dalam Gambar 1. Semua
molekul menunjukkan distribusi simetris densitas elektron antara atom-atom yang
berikatan. Untuk H2 densitas elektron terbesar ditempatkan antara atom-atom yang
berikatan sedangkan jenis-jenis diatomik dalam grup halogen menunjukkan suatu
tempat yang menurun/pinggang (dip/waist) yang jelas, atau kuantitas elektron-elektron
yang lebih rendah antara atom-atom yang berikatan.
Suatu ikatan kovalen murni adalah ikatan yang memiliki EN sebesar 0;
meskipun ini benar, ada beberapa perbedaan dalam pernyataan luas saat menunjuk
kepada energi-energi ikatan percobaan yang berbeda dari setiap molekul (Tabel 1).
Kajian literatur kami menunjukkan bahwa densitas elektron yang berikatan untuk H2,
Cl2 dan Br2 berbeda-beda dengan meningkatnya jari-jari atom dari H ke Br yang
mencerminkan derajat kovalensi murni yang berbeda. Kurangnya dip/waist di daerah
ikatan H2 (jari-jari atom 37 pm), berbeda dengan dip/waist yang dirumuskan dengan
baik dalam Br-Br (jari-jari atom 114 pm), adalah akibat dari jari-jari atom yang
meningkat. Ini diharapkan menempatkan elektron-elektron yang berikatan lebih lanjut
dari inti mengurangi daya tarik. Ini juga yang menyebabkan kurangnya densitas
3
elektron sepanjang sumbu ikatan yang menyebabkan ikatan yang lebih panjang dan
lebih lemah. Gambaran densitas elektron berkorelasi dengan kecenderungan ini seperti
pada Gambar 1. Tabel 1 juga diberikan untuk membandingkan data percobaan
molekul-molekul di dalam EN yang sama.
Gambar 1. Kovelen Murni : Keseluruhan model dinyatakan secara berskala untuk
menggambarkan ukuran relatif mereka yang sebenarnya dan dihitung menggunakan
rangkaian dasar 3-21 G* pada tingkat Hartree-Fock dan pada densitas elektron
isosurface sebesar 0,08 aμ. Semua model ditunjukkan dengan EN = 0
4
2. Kovalen Polar
Gambaran densitas elektron untuk dua molekul kovalen polar, FI dan LiI;
ditunjukkan dalam Gambar 2. FI dan LiI memiliki EN yang sama sebesar 1,5 dan
digolongkan hanya sebagai ikatan kovalen polar menurut prediksi Pauling; densitas
elektron dua senyawa ini memberikan gambaran yang sangat berbeda dalam hal sifatsifat ikatan. Dalam LiI, kurangnya densitas elektron di daerah ikatan adalah wakil dari
situasi ikatan ion, sedangkan senyawa FI menunjukkan berbagi asimetris elektronelektron antara inti ikatan yang menunjukkan suatu ikatan kovalen polar. Selanjutnya,
perbedaan dalam momen-momen dipole dan energi ikatan (Tabel 2) juga mendukung
prediksi densitas elektron dari Gambar 2, yang menyimpulkan FI sebagai senyawa
kovalen polar dan LiI sebagai ionik.
Gambar 2. Kovalen Polar : Secara keseluruhan kedua model berskala untuk
menggambarkan ukuran relatif mereka yang sebenarnya, dan dihitung menggunakan
rangkaian dasar 3-21 G* pada tingkat Hartree-Fock dan pada densitas elektron
isosurface sebesar 0,08 aμ. Kedua model ditunjukkan dengan EN = 1,5.
5
Untuk memahami korelasi ini, orang dapat meminta gagasan ikatan sederhana
yang meliputi interaksi orbital. Energi valensi 2p ( -15 hartrees) orbital fluorin dan
valensi 5p ( -20 hartrees) orbital iodin dapat dibandingkan besarnya, dan diharapkan
berinteraksi menguntungkan untuk membentuk ikatan kovalen dalam FI. Karena
orbital atom fluorine lebih rendah energinya, orbital molekuler ikatan yang berisi
pasangan elektron akan menjadi seperti fluorine, yang menghasilkan muatan yang
sedikit negatif di sekitar inti fluorin. LiI di sisi lain benar-benar berbeda. Energi 2s ( 5 hartrees) orbital valensi lithium dan 5p ( -20 hartrees) orbital iodin berbeda pada
dasarnya dan jadi pembentukan ikatan kovalen antara orbital-orbital ini berkurang.
Orbital molekul ikatan menjadi lebih seperti-iodin dan pasangan elektron akan terletak
di suatu daerah yang jauh lebih dekat ke iodin. Dalam hal LiI, energi yang tak
sebanding adalah cukup besar yang pasangan elektron terletak secara eksklusif pada
iodin dengan demikian menghasilkan pembentukan suatu ikatan ion. Pembenaran ini
6
sesuai dengan pengamatan dalam gambar 2 dan Tabel 2 data percobaan; juga diberikan
untuk membandingkan karakteristik kedua molekul kovalen polar.
2. Senyawa Biner Ionik
Gambaran densitas elektron kontur 2-D (dua senyawa ionik), KCl dan RbCl,
ditunjukkan dalam Gambar 3. Dalam kedua hal ini, polarisasi awan elektron diamati.
Kedua senyawa biner ini memiliki sebuah EN sebesar 2,2 maka bersifat ionik.
Klasifikasi sederhana ini tidak menjelaskan ketidaksesuaian dalam energi ikatan
percobaan 427 KJ/mol untuk KCl dan 448 KJ/mol untuk RbCl saat orang akan
mengharapkan keduanya menjadi identik dengan adanya asumsi yang jelas bahwa
ikatan-ikatan ini adalah sama. Selanjutnya panjang ikatan tak dapat digunakan untuk
menjelaskan perbedaan ini kalau bergantung pada ukuran ion-ion.
Untuk memahami lebih baik pengamatan ini orang harus memperhatikan
pembentukan ikatan kovalen dalam senyawa ionik (kovalensi). Awan elektron antar
inti dalam KCl menunjukkan penyimpangan lebih besar yang menggambarkan derajat
ikatan kovalen lebih besar; sedangkan penyimpangan ke derajat yang kurang teramati
dalam RbCl menunjukkan karakter kovalen yang lebih kecil. Karakter kovalen yang
lebih besar memperlemah ikatan ionik dalam KCl dengan demikian menunjukkan
energi ikatan yang lebih rendah. Sebaliknya, RbCl memiliki karakter kovalen yang
lebih sedikit yang menghasilkan energi ikatan lebih tinggi.
Adanya ikatan kovalen dalam sistem-sistem ion sebelumnya telah dinyatakan
dalam potensial ion. Ion K+ memiliki potensial ion lebih besar dibandingkan dengan
ion Rb+ dengan demikian menunjukkan derajat kovalensi yang lebih besar. Tabel 3
menunjukkan suatu pemandangan yang diperluas dari daerah antar inti. Jarak yang
lebih kecil “c” dalam KCl berlawanan dengan “d” (lebih besar) dalam RbCl
memberikan ukuran yang lebih kuantitatif untuk derajat penyimpangan dalam dua
senyawa biner ini. Fajans mengusulkan bahwa kation dari muatan yang sama, tapi dari
ukuran yang berkurang akan mempolarisasikan anion-anion ke tingkat yang lebih
besar.
7
8
KESIMPULAN
Gambaran densitas elektron memberikan wawasan yang lebih baik ke sifat setiap
jenis ikatan. Gambaran densitas elektron juga termasuk penggambaran yang lebih
intuitif untuk kekuatan ikatan dalam sistem kovalen murni dan sistem ionik, dan
metode penggolongan ikatan yang lebih tepat dalam sistem-sistem kovalen polar.
Dafar Pustaka
Arkel, A.E.V. ( 1958) . Molecules and Crystals in Inorganic Chemistry. New York :
Interscience.
Brown,D. 2002. The Chemical Bond in Inorganic Chemistry-The Valance Bond
Model. Oxford : Oxford Science Publications.
Hehre,W.J. (2003). A Guide to Molecular Mechanics and Quantum Chemical Calculation; Wavefunction Inc: Irvine,CA.
Http://acedemic.reed.edu/chemistry/roco/Density/index.html.
HyperChem. 2002. Release 7 for Windows Reference Manual. Hypercube Inc.
Silberberg.M.S. (2003). Chemistry: Molecular Nature of Matter and Change, 3rd edn.
New York : McGraw-Hill Press.
9
Fly UP