Teori Orbital Molekul New [PDF]

Citation preview

TEORI ORBITAL MOLEKUL ( MOLECULAR ORBITAL THEORY )



A. TEORI ORBITAL MOLEKUL Struktur atom dan metoda mekanika gelombang memungkinkan untuk memecahkan persoalan pokok dalam ilmu kimia, yaitu apa yang menyebabkan atom dapat saling berikatan menjadi molekul. Ada beberapa teori yang memberikan postulat – postulatnya tentang bagaimana bentuk dari suatu senyawa, antara lain, teori Valence-Shell Elektron Pair Repulsion (VSEPR), teori Ikatan Valensi, teori Orbital Molekul, teori Lewis, dan sebagainya. Mengenai ikatan kovalen, dikenal dua jenis pendekatan yaitu teori Orbital Molekul (teori MO) dan teori ikatan valensi (teori VB). Berdasarkan teori ikatan valensi, ikatan kovalen dapat terbentuk jika terjadi tumpang tindih orbital valensi dari atom yang berikatan. Teori Ikatan Valensi mampu secara kualitatif menjelaskan kestabilan ikatan kovalen sebagai akibat tumpang-tindih orbital-orbital atom. Dengan konsep hibridisasi pun dapat dijelaskan geometri molekul sebagaimana yang diramalkan dalam teori VSEPR, tetapi sayangnya dalam beberapa kasus, teori ikatan valensi tidak dapat menjelaskan sifat-sifat molekul yang teramati secara memuaskan. Contohnya adalah molekul oksigen, yang struktur Lewisnya sebagai berikut.



Menurut gambaran struktur Lewis Oksigen di atas, semua elektron pada O2 berpasangan kenyataanya,



dan menurut



molekulnya hasil



seharusnya



percobaan



bersifat



diketahui



diamagnetik,



bahwa



Oksigen



namun bersifat



paramagnetik dengan dua elektron tidak berpasangan. Temuan ini membuktikan adanya kekurangan mendasar dalam teori ikatan valensi, sesuatu yang mendorong pencarian alternatif pendekatan ikatan yang lain yang dapat menjelaskan sifat-sifat O2 dan molekul-molekul lain yang tidak cocok dengan ramalan teori ikatan valensi.



Untuk menjawab hal tersebut diperlukan teori lain yang dapat mendukung kelemahan teori ikatan valensi ini yaitu teori Orbital Molekul. Sifat magnet dan sifat-sifat molekul yang lain dapat dijelaskan lebih baik dengan menggunakan pendekatan mekanika kuantum yang lain yang disebut sebagai teori orbital molekul (OM), yang menggambarkan ikatan kovalen melalui istilah orbital molekul yang dihasilkan dari interaksi orbital-orbital atom dari atom-atom yang berikatan dan yang terkait dengan molekul secara keseluruhan. Perbedaan antara orbital molekul dan orbital atom adalah bahwa orbital atom terkait hanya dengan satu atom. Teori OM menjelaskan bahwa atom-atom individu tidak lagi terdapat dalam molekul. Menurut Bird, T (1987), atom-atom telah melebur menjadi satu kesatuan yaitu molekul itu sendiri. Pendekatan dimulai dengan inti-inti atom yang terdapat dalam molekul pada posisi-posisi tertentu sebagai suatu kesatuan, baru kemudian satu per satu elektron ditempatkan ke dalam sistem tersebut. Kebalikannya, teori ikatan valensi lebih mendasarkan pendekatannya pada sudut pandangan kimia dalam arti bahwa atom-atom secara individu dianggap memang terdapat dalam molekul. Struktur molekul dianggap sebagai ikatan-ikatan yang terbentuk karena pertumpangtindihan orbital-orbital atom-atom yang terdapat dalam molekul tersebut. Teori orbital molekular mengandaikan bahwa apabila dua atomatau lebih bergabung membentuk suatu spesies, maka spesies ini tidak lagi memiliki sifat orbital



atomiksecara



individual,



melainkan



membentuk



orbital



molekular



“baru”.Orbital molekular adalah hasil tumpang-tindih dan penggabungan orbital atomik pada molekul.Menurut pendekatan lurus (linear combination), jumlah molekuleryang bergabung sama dengan orbital atomikyang bergabung. Bila dua atom yang bergabung masing-masing menyediakan satu orbital atomikmaka dihasilkan dua orbital molekuler, salah satu merupakan kombinasi jumlahan kedua orbital atomikyang



saling



menguatkan



dan



lainnya



kombinasi



kurangan



yang



saling meniadakan. Kombinasi jumlahan menghasilkan orbital molekul terikat (bonding) yang



mempunyai energilebih



rendah,



dan



kombinasi kurangan



menghasilkan orbital molekuler antiikat (antibonding). Orbital molekul terikat (bonding) yaitu orbital dengan rapatan elektron ikat terpusat mendekat pada daerah antara kedua inti atom yang bergabung dan dengan demikian



menghasilkan



situasi



yang



lebih



stabil.Orbital molekulerantiikat



(antibonding) yaitu orbital dengan rapatan elektronikat terpusat menjauh dari



daerah antara inti atom yang bergabung dan menghasilkan situasi kurang stabil.Penempatan elektron dalam orbital molekul ikatan menghasilkan ikatan kovalen yang stabil, sedangkan penempatan elektron dalam orbital molekul antiikatan menghasilkan ikatan kovalen yang tidak stabil. Jika pada daerah tumpang-tindih ada orbital atomikyang tidak bereaksi dalam pembentukan ikatan, orbital ikatan yang dihasilkan disebut orbital nonikat (nonbonding).Dalam orbital molekul ikatan kerapatan elektron lebih besar di antara inti atom yang berikatan.



Sementara,



dalam



orbital



molekul



antiikatan,kerapatan elektron



mendekati nol diantara inti. Perbedaanini dapat dipahami bila kita mengingat sifat gelombang pada elektron. Gelombang dapat berinteraksi sedemikian rupa dengan gelombang lain membentuk interferensi konstruktif yang memperbesar amplitudo,



dan



juga



interferensi



destruktif



yang



meniadakan



amplitudo.Pembentukan orbital molekul ikatan berkaitan dengan interferensi konstruktif, sementara pembentukan orbital molekul antiikatan berkaitan dengan interferensi destruktif. Jadi, interaksi konstruktif dan interaksi destruktif antara dua orbital 1sdalam molekul H2 mengarah pada pembentukan ikatan sigma (σ1s) dan pembentukan antiikatan sigma (σ*1s)



Pada gambar diatas dapat dilihat bahwa pada orbital molekul antiikatan sigma terdapat simpul (node) yangmenyatakan kerapatan elektron nol, sehingga kedua inti positif saling tolak-menolak.



Gambar 2.2 Tingkat energi orbital molekul ikatan dan antiikatan molekul H2 Penggunaan teori orbital molekul ini dapat diterapkan pada molekulmolekul lain selain molekul H2. Hanya saja, jika dalam molekul H2kita hanya perlu memikirkan orbital 1ssaja, maka pada molekul lain akan lebih rumit karena kita perlu memikirkan orbital atom lainnya juga. Untuk orbital p, prosesnya akan lebih rumit karena orbital ini dapat berinteraksi satu sama lain dengan cara yang berbeda. Misalnya, dua orbital 2pdapat saling mendekat satu sama lain ujung keujung untuk menghasilkan sebuah orbital molekul ikatan sigma dan orbital molekul antiikatan sigma. Selain itu, kedua orbital pdapat saling tumpang tindih secara menyimpang untuk menghasilkan orbital molekul pi (π2p) dan orbital molekul antiikatan pi (π*2p).



Gambar 2.3(a) pembentukan satu orital molekul ikatan sigma dan satu orbital molekul antiikatan sigma ketika orbitalp saling tumpang tindih ujung-ke-ujung. (b) ketika orbital p saling tumpang tindih menyamping, terbentuk suatu orbital molekul pi dan suatu orbital molekul antiikatan pi Dalam orbital molekul sigma (sigma moleculer orbital) (ikatan atau antiikatan, kerapatan elektron terkonsentrasi secara simetris di seputar garis antara kedua inti atom-atom yang berikatan.Dua elektron dalam orbital molekul sigma membentuk ikatan sigma.



Dalam orbital molekul pi (ikatan atau antiikatan),



kerapatan elektron terkonsentrasi di atas dan di bawah garis imajiner yang menghubungkan kedua inti atom yang berikatan. Dua elektron dalam orbital molekul pi membentuk ikatan pi. Ikatan rangkap duahampir selalu terdiri atas ikatan sigma dan ikatan pi, ikatan rangkap selalu berupa ikatan sigma dengan dua ikatan pi Fungsi gelombang elektron dalam suatu atom disebut orbital atom. Karena kebolehjadian menemukan elektron dalam orbital molekul sebanding dengan kuadrat fungsi gelombang, peta elektron nampak seperti fungsi gelombang. Suatu fungsi gelombang mempunyai daerah beramplitudo positif dan negatif yang disebut cuping (lobes). Tumpang tindih cuping positif dengan positif atau negatif dengan negatif dalam molekul



akan memperkuat satu sama lain



membentuk ikatan, tetapi cuping positif dengan negatif akan meniadakan satu sama lain tidak membentuk ikatan. Besarnya efek interferensi ini mempengaruhi besarnya integral tumpang tindih dalam kimia kuantum B.Pembentukan Orbital Molekul Dalam pembentukan molekul, orbital atom bertumpang tindih menghasilkan orbital molekul yakni fungsi gelombang elektron dalam molekul. Jumlah orbital molekul adalah jumlah atom, dan orbital molekul ini diklasifikasikan menjadi orbital



molekul



ikatan,



non-ikatan,



atau



besarnyapartisipasi orbital itu dalam ikatan



antiikatan



sesuai



dengan



antar atom. Syarat pembentukan



orbital molekul ikatansebagai berikut: 1.Cuping orbital atom penyusunnya cocok untuk tumpang tindih. 2.Tanda positif atau negatif cuping yang bertumpang tindih sama.



3.Tingkat energi orbital-orbital atomnya dekat Kasus paling sederhana adalah orbital molekul yang dibentuk dari orbital atom A dan B dan akan dijelaskan di sini. Orbital molekul ikatan dibentuk antara dan B bila syarat-syarat di atas dipenuhi, tetapi bila tanda salah satu orbital atom dibalik, syarat ke-2 tidak dipenuhi dan orbital molekul anti ikatan yang memiliki cuping yang bertumpang tindih dengan tanda berlawanan yang akan dihasilkan (Gambar 2.4).



Gambar 2.4 Pembentukan orbital molekul Tingkat energi orbital molekul ikatan lebih rendah, sementara tingkat energi orbital molekul anti ikatan lebih tinggi dari tingkat energi orbital atom penyusunnya.Semakin besar selisih energi orbital ikatan dan anti ikatan, semakin kuat ikatan. Bila tidak ada interaksi ikatan dan anti ikatan antara A dan B, orbital molekul yang dihasilkan adalah orbital non ikatan. Elektron menempati orbital molekul dari energi terendah ke energi yang tertinggi. Orbital molekul terisi dan berenergi tertinggi disebut HOMO (highest occupied molekulerorbital) dan orbital molekul kosong berenergi terendah disebut LUMO (lowest unoccupied molekulerorbital) Dua atau lebih orbital molekul



yang berenergi sama disebut orbital



terdegenerasi (degenerate). Orbital-orbital itu dinamakan sigma (σ) atau pi(π) sesuai dengan karakter orbitalnya. Suatu orbital sigma mempunyai simetri rotasi sekeliling sumbu ikatan, dan orbital pi memiliki bidang simpul. Oleh karena itu, ikatan sigma dibentuk oleh tumpang tindih orbital s-s, p-p, s-d, pd, dan d-d (Gambar 2.5) dan ikatan pi dibentuk oleh tumpang tindih orbital p-p, pd, dan dd(Gambar 2.6).



Bila dua fungsi gelombang dari dua atom dinyatakan dengan φA dan φB, orbital molekul adalah kombinasi linear orbital atom (linear combination of the atomic orbitals (LCAO)diungkapkan sebagai :



Pendekatan atau pembentukan orbital molekuler memiliki beberapa prinsip dasar yang harus dipenuhi. Prinsip dasar itu adalah: a. Jumlah molekuler yang terbentuk sama dengan jumlah orbital atomik yang berinteraksi. b. Jumlah orbital antiikatan yang terbentuk sama dengan jumlah orbital ikatan. c. Tiap orbital molekuler dapat menampung dua elektron yang harus memiliki spin yang berlawanan d. Elektron-elektron yang terdapat pada orbital molekuler juga mengikuti aturan Hund dan prinsip Pauli. e. Untuk membentuk ikatan yang stabil, jumlah elektron dalam orbital ikatan harus lebih besar daripada jumlah elektron dalam orbital antiikatan. Untuk memahami sifat-sifat molekul, kita harus mengetahui bagaimana elektron-elektron terdistribusidi antara orbital-orbital molekul. Prosedur untuk menentukan konfigurasi elektron suatu molekul analog dengan prosedur yang digunakan untuk menentukan konfigurasi elektron atom. Aturan konfigurasi elektron untuk membantu memahmi kestabilan orbital molekul. Aturan tersebut dijelaskan sebagai berikut:



a. Jumlah orbital molekul yang terbentuk selalu sama dengan jumlah orbital atom yang bergabung. b. Semakin stabil orbital molekul ikatan, semakin kurang stabil orbital molekul antiikatan yang berkaitan. c. Pengisian orbital molekul dimulai dari energi rendah ke energi tinggi. d. Dalam molekul stabil, jumlah elektron dalam orbital molekul ikatan selalu lebih banyak daripada dalam orbital molekul antiikatan karena kita selalu menempatkan elektron dalamorbital molekul ikatan yang berenergi lebih rendah terlebih dahulu e. Ketika elektron ditambahkan ke orbital molekul dengan energi yang sama, susunan yang paling stabil diramalkan aoleh aturan Hund, yaitu elektron memasuki ke orbital-orbital molekul ini dengan spin sejajar. f. Jumlah elektron dalam orbital molekul sama dengan jumlah semua elektron pada atom-atom yang berikatan Adapun macam-macam pembentukan orbital molekul diantaranya sebagai berikut: 1. Pembentukan Teori Orbital Molekul pada Senyawa Diatomik Homointi Senyawa diatomik homointiterdiri dari dua unsur yang memiliki inti atom yang identik. Atom-atom yang sama akan memiliki tingkat energi yang sama pula.Dalam molekul hidrogen (H2) tumpang tindih orbital 1s masingmasing atom



hidrogen



membentuk



orbital



ikatan



σg bila



cupingnya



mempunyai tanda yang sama dan antiikatan σu bila bertanda berlawanan, dan dua elektron mengisi orbital ikatan σg(Gambar 2.7).



Gambar 2.7 Orbital molekul H2, tanda panah mengindikasikan spin elektronnya Terbentuknya orbital molekuler pada molekul H2 dapat didekati dengan metoda KLOA (Kombinasi Linear Orbital Atomik) sebagai berikut:



Ψ = N (Ψx + Ψy) Ψ* = N (Ψx + Ψy) Ψ



= fungsi gelombang untuk orbital molekuler



Ψ



= fungsi gelombang untuk orbital molekuler



Ψx danΨy = fungsi gelombang orbital 1s hidrogen untuk atom x dan y N



= konstanta normaliasi



N mempunyai nilai sedemikian sehingga: Dimana dt adalah volume unsur dalam tiga dimensi yaitu: dt = dx.dy.dz. dari persamaan dapat diperoleh peluang menemukan sebuah elektron dengan jalan mengkuadratkan persamaan gelombang Ψ. Ψ2 = N2 (Ψx2 + Ψy2 + 2Ψx Ψy) Ψx2 menunjukkan peluang menemukan elektron di sekeliling atom x Ψy2 menunjukkan peluang menemukan elektron di sekeliling atom y 2Ψx + Ψy menunjukkan peningkatan elektron pada daerah antara kedua inti Untuk persamaan gelombang Ψ* peluang untuk menemukan sebuah elektron dinyatakan dalam: Ψ*2 = N2 (Ψx2 + Ψy2 - 2ΨxΨy) -2Ψx Ψymenyatakan penurunan kepekatan elektron pada daerah antara kedua inti. Untuk molekul oksigen (O2) dengan konfigurasi 8O= 1s2 2s2 2p4.



Gambar 2.8 Orbital molekul O2 Dari Gambar 2.8 dapat diketahui bahwa selain adanya orbital atom (samping), ada juga orbital molekul (Tengah). Elektron-elektron pada orbital molekul merupakan jumlah dari elektron-elektron yang terdapat di dalam masingmasing orbital kulit valensi unsur penyusunnya. Orbital s akan membentuk ikatan sigma dan orbital p akan membentuk ikatan pi. Orbital dengan tanda asterik (*) berarti merupakan orbital anti pengikatan, suatu molekul menjadi tidak stabil. Semakin banyak elektron pada orbital anti pengikatan, suatu molekul akan semakin tidak stabil. Dari gambar tersebut dapat diketahui bahwa



gas O2 merupakan gas paramagnetik karena elektron tidak mengisi



orbital π*pxdan π*py secara penuh/ sehingga konfigurasi elektron valensi molekul



O2adalah:



(σ2s)2(σ*2s)2(σ2pz)2(



π2px)2(π2py)2(π*2px)1(π*2py)1



atau



(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2( π2p)4(π*2p)2



Gambar 2.9 Orbital molekul N2



Orde ikatan antar atom adalah separuh dari jumlah elektron yang ada di orbital ikatan dikurangi dengan jumlah yang ada di orbital anti ikatan. Misalnya, dalam N2atau CO, orde ikatannya adalah (8 –2)/2= 3 dan nilai ini konsisten dengan struktur Lewisnya.



2.Teori Orbital Molekul pada Senyawa Diatomik Heterointi Atom-atom berbeda, maka



pada



tentu



senyawa



atom-atom



ini



memiliki



memiliki



keelektronegativitas



tingkat



energi



yang



yang



berbeda



pula. Orbital molekul dua atom yang berbeda dibentuk dengan tumpang tindih orbital atom yang tingkat energinya berbeda. Tingkat energi atom yang lebih elektronegatif umumnya lebih rendah, dan orbital molekul lebih dekat sifatnya pada orbital atom yang tingkat energinya lebih dekat. Oleh karena itu, orbital ikatan mempunyai karakter atom dengan keelektronegatifan lebih besar, dan orbital anti



ikatan mempunyai karakter atom dengan keelektronegatifan lebih



kecil.Misalnya, lima orbital molekul dalam hidrogen fluorida, HF, dibentuk dari orbital 1s hidrogen dan orbital 2s dan 2p fluor, sebagaimana diperlihatkan dalam Gambar 2.21. Orbital ikatan 1σ mempunyai karakter fluorin, dan orbital 3σ anti ikatan memiliki karakter 1s hidrogen. Karena hidrogen hanya memiliki satu orbital 1s, tumpang tindih dengan orbital 2p fluor dengan karakter π tidak efektif, dan orbital 2p fluor menjadi orbital nonikatan. Karena HF memiliki delapan elektron valensi, orbital nonikatan ini menjadi HOMO.



Gambar 2.10 Orbital molekul HF BUKU PROF / ss karbon monoksida, CO, karbon dan oksigen memiliki orbital 2s dan 2p yang menghasilkan baik ikatan sigma dan pi, dan ikatan rangkap tiga dibentuk antar atomnya. Walaupun 8 orbital molekulnya dalam kasus ini secara kualitatif sama dengan yang dimiliki molekul yang isoelektronik yakni N2dan 10 elektron menempati orbital sampai 3σ, tingkat energi setiap orbital berbeda dari tingkat energi molekul nitrogen. Orbital ikatan 1σ memiliki karakter 2s oksigen sebab oksigen memiliki ke-elektronegativan lebih besar. Orbital antiikatan 2π dan 4σ memilikikarakter 2p karbon (Gambar 2.11)



Gambar 2.11 Orbital molekul CO Konfigurasi elektron valensi molekul CO adalah (σ2s)2(σ*2s)2(π2p)4(σ2p)2. Pada molekul diatomik heterointi, energi orbital π2p lebih rendah dibanding σ2p, sehingga letak orbital σ2p berada di atas π2p, berbeda dengan letak orbital kedua orbital tersebut pada molekul diatomik homointi Molekul HCl merupakan molekul heterointi, dimana kedua atom berasal dari unsur yang berbeda. Atom Cl memiliki nomor atom 17 dengan konfigurasi elektron: 1s2 2s2 2p63s23p5, sedangkan atom H memiliki nomor atom 1 dengan konfigurasi elektron: 1s1. Atom Cl lebih elektronegatif daripada atom H. Diagram korelasi orbital molekul menunjukkan bahwa tingkat-tingkat energi dari atom Cl yang lebih elektronegatif bergeser ke arah bawah, karena atom Cl menarik elektron-elektron valensi lebih kuat dari pada atom H seperti gambar 2.12



Gambar 2.12. Orbital molekul HCl Orbital-orbital atom bercampur secara signifikan membentuk orbital molekul hanya jika energi orbital-orbital ini cukup berdekatan dan mempunyai simetri yang benar. Pada molekul HCl, orbital 1s dari atom Cl energinya terlalu rendah untuk bisa bercampur dengan orbital 1s dari atom H. Hal yang sama juga terjadi untuk orbital 2s atom Cl. Berdasarkan teori hibridisasi sebelum atom Cl berikatan dengan atom H membentuk molekul maka akan terjadi hibridisasi orbital atau pencampuran orbital atom Cl. Pada atom Cl dapat dilihat bahwa orbital 3s bercampur dengan orbital 3p (karena berada dalam satukulit) sebelum membentuk orbital molekul. Hal ini dikarenakan semua elektron pada kulit terluar memiliki kesempatan yang sama untuk berikatan dengan elektron pada atom H, sehingga terjadi pencampuran orbital 3s dan 3p pada atom Cl. Interaksi antara 3s pada atom Cl membentuk ikatan sigma, biasanya apabila terjadi interaksi membentuk ikatan maka akan terbentuk 2 orbital yaitu orbital σ dan σ*. Namun, karena orbital ikatan 4sb lebih rendah energinya dari nonbonding maka tidak terbentuk ikatan anti sigma (σ*). Tumpang tindih total dari orbital 1s hidrogen dengan orbital3Px atau 3Py (terletak di atas 5sbpada gambar 4) atom Cl



adalah nol, sebab fasa positif dan negatif dari fungsi gelombang gabungan bila dijumlahkan menjadi nol. Atom Cl hanya meninggalkan orbital 3Pz (4s b), yang bergabung dengan orbital 1s hidrogen menghasilkan orbital σ dan σ*. Dari gambar 2.12dapat dilihat bahwa orbital 3Px (2πnb), dan 3Py(2πnb) dari klor tidak bercampur dengan orbital 1s dari hidrogen dan dengan demikian tetap berada dalam keadaan atomic (nonpengikatan). Elektron-elektron dalam orbital ini tidak berkontribusi secara signifkan dalam pengikatan kimia. Karena klor lebih elektronegatif daripada hidrogen, energi orbital 3p nya terletak dibawah energi orbital 1s darihidrogen. Bila kedelapan elektron valensi digunakan untuk HCl, maka konfigurasi orbital molekul yang dihasilkan adalah: (3sCl)2(σ)2(3pCl)4 Orde ikatan totalnya adalah 1 sebab elektron-elektron dalam orbital atom nonpengikatan tidak mempengaruhi orde ikatan. elektron-elektron dalam orbital σ akan lebih cenderung ditemukan dekat dengan atom klorin daripada didekat atom hidrogen, dan dengan demikian HCl memiliki momen dipol Hδ+ClδC. Orde Ikatan (bond order) Untuk menentukan seberapa stabil suatu molekul diatomik, kita tentu membutuhkan patokan kuantitatifnya. Disini dapat digunakan orde ikatan sebagai nilai kestabilan tersebut. Semakin besar nilaiorde ikatan, semakin stabil molekul tersebut.



Dari rumus tersebut, dapat disimpulkan semakin banyak elektron pada orbital anti ikatan, semakin tidak stabil molekul tersebut. Selain itu orde ikatan dapat digunakan untuk mengetahui keberadaan suatu molekul atau eksistensi suatu molekul dan ion. Molekul ion homodiatomik atau heterodiatomik tidak ada di dunia apabila memiliki orde ikatan nol. Contohnya apada molekul He2.



GAMBAR DIAGRAM MOLEKUL HE2 PROF Berdasarkan gambar tersebut diperoleh harga orde ikatan He2 adalah nol. Ini merupakan penjelasan mengapa molekul He2 tidak ada atau tidak eksis di dunia.



Untuk molekul-molekul H2, F2, O2, N2, HCl dan CO ada di dunia karena molekulmolekul tersebut harga orde ikatannya tidak nol. Sedangkan untuk molekul Ne2, Kr2, Rd2, Xe2 tidak ada di dunia karena meiliki orde ikatan nol.



TEORI IKATAN VALENSI ( VALENCE BOND THEORY) A. TEORI IKATAN VALENSI Pembentukan ikatan kovalen dapat dijelaskan menggunakan dua teori yaitu teori ikatan valensi dan teori orbital molekul. Berdasarkan teori ikatan valensi, ikatan kovalen dapat terbentuk jika terjadi tumpang tindih orbital valensi dari atom yang berikatan. Orbital valensi merupakan orbital terluar dari suatu atom dan merupakan tempat terletaknya elektron valensi. Orbital valensi inilah yang digunakan pada pembentukan ikatan kimia. Dua atom



yang saling mendekati



masing-masing memiliki orbital valensi dan satu elektron. Orbital valensi ini saling tumpang tindih sehingga elektron yang terletak pada masing-masing orbital valensi saling berpasangan. Sesuai larangan Pauli maka kedua elektron yang berpasangan tersebut harus memiliki spin yang berlawanankarena berada pada satu orbital.Dua buah elektronditarik oleh inti masing-masing



atom sehingga



terbentuk ikatan



kovalen.Untuk penjelasan selanjutnya orbital valensi disebut orbital saja.Orbital dari dua buah atom yang salIng tumpah tindih harus memiliki tingkat energi yang sama atau perbedaan tingkat energinya. Teori ikatan valensi terdiri dari dua yaitu orbital atom (orbital asli) dan orbital hibrida. 1. Pembentukan Ikatan Kovalen Menggunakan Orbital Asli Dua jenis orbital yang digunakan dalam pembentukan ikatan kovalen yaitu orbital asli dan orbital hibridisai.jenis orbital yang digunakan dalam pembentukan ikatan kovalen dapat diramalkan berdasarkan geometri, terutama besar sudut ikatan yang



ada



disekitar



atom



terbentuk menggunakan orbital asli. Contoh H2S



pusat.Berikut



beberapa



molekul



yang



Dari konfigurasi elektron atom S pada keadaan dasar dapat diketahui bahwa pada orbital 2py dan orbital 2pz masing-masing masih kekurangan satu elektron, demikian pula pada atom H masih kekurangan satu elektron pada orbital 1s. Oleh sebab itu dalam pembentukan H2S, dua elektron yang terletak pada orbital 3p berpasangan dengan dengan dua elektron pada orbital 1s dari dua atom hidrogen. Besarnya



sudut



ikatan dua



buah



orbital



p



adalah



90°.



Berdasarkan eksperimen diperoleh besarnya sudut ikatan H-S-H sebesar 92°. Perbedaan sudut ikatan disebabkan oleh tolakan antara dua inti atom hidrogen yang berdekatan. Karena perbedaan sudut ikatan tidak begitu jauh maka pembentukan ikatan H-S, atom S dianggap menggunakan orbitalorbital asli.



Gambar tumpang tindih orbital-orbital pada pembentukan ikatan H-S dalam molekul H2S Contoh HCl



Dari



konfigurasi



elektron



atom Clpada



keadaan



dasar



dapat



diketahui bahwa pada orbital 2pz masih kekurangan satu elektron, demikian pula pada atom H



masih



kekurangan



satu



elektron



pada



orbital 1s.



Oleh sebab itu dalam pembentukan H2S, dua elektron yang terletak pada orbital 3p berpasangan dengan dengan dua elektron pada orbital 1s dari dua atom hidrogen. Oleh sebab itu dalam pembentukan HCl, satu elektron yang terletak pada orbital 3pz berpasangan dengan dengan satu elektron pada orbital 1s dari satu atom hidrogen. Molekul HCl berbentuk lenear dan memiliki sebuah ikatan tunggal, sehingga molekul HCl menggunakan orbital asli dalam pembentukan ikatan H-Cl.



Gambar tumpang tindih orbital-orbital atom pada pembentukan ikatan H-Cl dalam molekul HCl 2. Pembentukan Ikatan Kovalen Menggunakan Orbital Hibrida Sebagaian



besar



molekul



dalam



pembentukan ikatan



kovalen,



menggunakan orbital-orbital hibrida yang terbentuk melalui proses hibridisasi yang pertama kali dijelaskan oleh Lewis dan Langmuir. Proses hibridisasi merupakan suatu proses penggabungan orbital-orbital asli yang tingkat energinya berbeda menjadi orbital-orbital baru yang tingkat energtinya sama. Orbitalorbital baru yang terbentuk disebut orbital hibrida. Sebelum terjadi hibridisasi, didahului dengan terjadinya eksitasi elektron dari keadaan dasar ke keadaan terksitasi,



sehingga diperlukan



sejumlah



energi agar



terjadinya



eksitasi.



Tingkat elektronik pada keadaan tereksitasi lebih tinggi dibandingkan tingkat energi elektronik pada keadaan dasar. Contohnya pembentukan molekul CH4.



Berdasarkan eksperimen diperoleh panjang dan sudut semua ikatan sama besar (109,8º). Hal ini membuktikan bahwa semua ikatan C-H dalam molekul CH4 adalah ekivalen. Untuk menjelaskan hal ini maka diperlukan konsep hibridisasi. Berikut konfigurasi elektron atom C pada keadaan dasar.



Dari konfigurasi elektron atom karbon pada keadaan dasar diketahui bahwa, jika atom karbon menggunakan orbital asli pada pembentukan ikatan maka hanya terbentuk CH2, yakni tumpang tindih antara orbital 2px dan 2py dari atom karbon dengan 2



orbital



1s dari 2 atom



hidrogen. Namun,



pada



kenyataannya dijumpai lebih stabil CH4 dibanding CH2. Oleh sebab itu, agar 4 atom hidrogen semuanya berikatan kovalen dengan atom karbon, maka diperlukan 4 buah elektron tidak berpasangan dari atom karbon.Hal ini dapat diperoleh melalui proses eksitasi atau promosi elektrondari keadaan dasar menuju keadaan tereksitasi. Konfigurasi elektron setelah tertjadi eksitasi sebagai berikut.



Setelah



tereksitasi,



membentuk orbital-orbital terjadi



dilanjutkan



dengan



hibrid. Berikut



proses



konfigurasi



hibridisasi elektron



untuk setelah



proses hibridisasi.



Perhatikan, setelah terjadi proses hibridisasiorbital 2s dan 3p dari atom karbon tidak memilki jarak atau pemisahan. Hal ini disebabkan tingkat elektronik kedua orbital tersebut telah setara. Orbital-orbital yang telah



mengalami hibridisasiditulis sebagai 4 orbital hibrida sp3, biasanya hanya disebut sp3. Dengan adanya4 elektron yang belum berpasangandari atom karbon, maka CH4 dapat terbentuk melalui tumpang tindih orbital sp3dengan 4 orbital 1s dari 4 atom H, berikut konfigurasi elektron atom C dalam CH4 dan tumpang tindih orbital-orbital hibrida sp3 atom karbon dengan orbital 1s atom hidrogen ditunjukan pada Gambar



Secara ringkas konfigurasi elektrondariatom karbon sebagai atom pusat pada pembentukan ikatan kovalen dengan 4 atom hidrogen dalam CH4, sebagai berikut:



Molekul CH4 berbentuk tetrahedral. Hal ini disebabkan tumpang tindih 4 orbital hibrida sp3 dari atom C dengan 4 orbital 1s dari 4 atom H mengarah pada pojok-pojok tetrahdral. Perlu diketahui bahwa, bentuk terahedral dari molekul CH4 telah lama diketahui sebelum konsep hibridisasi dikemukakan. B. Perbedaan Teori Ikatan Valensi dan Teori Orbital Molekul No. Perbedaan 1.



Ikatan



TIV Ikatan



TOM hanya



dibebankan Ikatan



dibebankan



pada kedua atom tidak pada pada kedua atom dan molekul 2.



Penerapan



juga molekul



Menggunakan



konsep Tidak ada ruang bagi



hibridisasi dan resonansi 3.



Hubungan sifat



dengan Tidak dapat menjelaskan sifat Dapat



paramagnetik paramagnetik pada Oksigen



Oksigen 4.



penerapan resonansi



sifat



menjelaskan paramagnetik



pada Oksigen



Pendekatan kuantitatif Pendekatan



dalam Pendekatan



dalam



perhitungan



memiliki perhitungan



cukup



langkah sederhana



yang



cukup rumit



dan



membutuhkan ketelitian lebih tinggi



DAFTAR PUSTAKA