BAB I

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Istilah ikatan kimia( antara dua atom atau lebih ) muncul oleh karena

bergabungnya atom-atom yang bersangkutan dalam membentuk senyawa;

gagasan pembentukan ikatan ini umumnya diarahkan pada pembentukan

konfigurasi elektronik yang lebih stabil. Sampai saat ini, konfigurasi elektronik

atau unsur-unsur gas mulia dianggap sebagai ukuran kestabilan suatu senyawa

karena relatif terhadap atom atau unsur-unsur lain, gas mulia jauh lebih sukar

bergabung dengan atom unsur lain(meskipun akhir-akhir ini telah ditemukan

beberapa senyawa gas mulia). Sifat kestabilan kelompok gas mulia tercermin pada

harga energi ionisasi yang sangat tinggi (tertinggi dalam periode) dan afinitas

elektronnya yang sangat rendah (terendah dalam periode).

Dibandingkan dengan konfigurasi elektronik atom unsur-unsur gas mulia,

unsur-unsur golongan utama atau representatif (s dan p) hanya berbeda dalam hal

banyaknya elektron valensi saja. Oleh karena itu terbentuknya senyawa untuk

unsur-unsur ini berkaitan erat dengan peran elektron valensi ( untuk golongan

unsur-unsur d dan f memerlukan pembahsan sendiri ).

Secara ekstrem ada dua cara untuk memenuhi terbentuknya konfigurasi

elektronik gas mulia yaitu pertama dengan cara serah terima (tranfer) elektron

valensi dan kedua dengan cara kepemilikan bersama pasangan elektron “sekutu”

(sharing) dari elektron valensi atom-atom penyusunnya. Cara pertama

menghasilkan ion positif (kation) bagi atom yang melepas elektron dan ion negatif

(anion) bagi atom yang menerima elektron : dengan demikian ikatan yang terjadi

antara keduanya yaitu ikatan ionik berupa gaya-gaya elektrostatik. Cara kedua

menghasilkan ikatan kovalen yang berupa pasangan-pasangan elektron sekutu

yang menjadi milik bersama antara atom-atom yang terlibat. Dalam banyak

contoh, adanya kedua jenis ikatan ini dapat diidentifikasi secara tegas, namun

1

dalam beberapa kasus berupa “transisi” antara keduanya, artinya tidak lagi dapat

ditegaskan secara ikatan ionik 100% murni maupun ikatan kovalen 100% murni.

1.2 Rumusan Masalah

Adapun rumusan masalah dalam makalah ini adalah :

1. Bagaimana pembentukan orbital molekul dan sifat umum orbital

molekul ?

2. Apa yang dimaksud dengan kepolaran ikatan dan momen dwikutub

elektrik ?

3. Bagaimana cara terbentuknya molekul hibrida ?

4. Bagaimana delokalisasi orbital molekul ?

5. Bagaimana orbital molekul dalam molekul dwiatom ?

1.3 Tujuan Penulisan

Adapun tujuan penulisan ini adalah :

1. Untuk mengetahui pembentukan orbital molekul dan sifat umum

orbital molekul ?

2. Untuk mengetahui kepolaran ikatan dan momen dwikutub elektrik ?

3. Untuk mengetahui cara terbentuknya molekul hibrida ?

4. Untuk mengetahui delokalisasi orbital molekul ?

5. Untuk mengetahui orbital molekul dalam molekul dwiatom ?

1.4 Manfaat Penulisan

Makalah ini diharapkan dapat memberikan manfaat berupa informasi

kepada pembaca mengenai masalah yang dikaji.

2

BAB II

PEMBAHASAN

2.1 Teori Orbital Molekul

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

berlawanan karena berada pada satu orbital. Dua buah elektron ditarik oleh inti

masing-masing atom sehingga terbentuk ikatan kovalen. Untuk penjelasan

selanjutnya orbital valensi disebut orbital saja. Orbital dari dua buah atom yang

salng tumpah tindih harus memiliki tingkat energi yang sama atau perbedaan

tingkat energinya.

Perkembangan teori orbital molekuler (Moleculer Orbital Theory-MOT)

pada mulanya dipelopori oleh Hunddan Mulliken. Teori Orbital Molekular

mengandaikan bahwa apabila dua atom atau lebih bergabung membentuk suatu

senyawa, maka senyawa ini tidak lagi memiliki sifat orbital atomik secara

individual, melainkan membentuk orbital molekular “baru”. Orbital

molekul adalah orbital-orbital dari dua atom yang saling tumpang tindih agar

dapat menghasilkan ikatan kovalen. Bila dua atom yang bergabung masing –

masing menyediakan satu orbital atomik maka dihasilkan dua orbital molecular,

salah satu merupakan kombinasi jumlah kedua orbital atomic yang saling

menguatkan dan lainnya kombinasi kurangan yang saling meniadakan.

3

. Sebagian dari orbital molekul mempunyai energi yang lebih besar

daripada energi orbital atom. Hal tersebut dikarenakan terbentuknya orbital dari

orbital molekul pengikatan (bonding) dan orbital molekul antiikatan

(antibonding). Orbital molekular ikat yaitu orbital dengan rapatan elektron ikat

terpusat mendekat pada daerah antara kedua inti atom yang bergabung dan

menghasilkan situasi yang lebih stabil. Orbital molekular antiikat (antibonding)

yaitu orbital dengan rapatan elektron ikat terpusat menjauh dari daerah antara inti

atom yang bergabung dan menghasilkan situasi kurang stabil. Jika pada daerah

tumpang-tindih ada orbital atonik yang tidak bereaksi dalam pembentukan ikatan,

orbital ikatan yang dihasilkan disebut orbital nonikat (nonbonding).

(a) (b)

Gambar 1 : (a) orbital ikatan (b) orbital anti ikatan

2.2. Pembentukan orbital molekul

Dalam pembentukan molekul, orbital atom bertumpang tindih

menghasilkan orbital molekul yakni fungsi gelombang elektron dalam molekul.

Kondisi pembentukan orbital molekul ikatan adalah sebagai 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 . Orbital molekul ikatan dibentuk antara A dan B bila syarat-syarat

di atas dipenuhi, tetapi bila tanda salah satu orbital atom berbeda (syarat no 2

tidak dipenuhi) maka orbital molekul anti ikatan yang akan dihasilkan karena

memiliki cuping yang bertumpang tindih dengan tanda berlawanan. Tingkat

4

Energi orbital anti ikatan lebih tinggi dibanding dengan energi orbital ikatan

maupun memiliki tingkat 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.

Gambar 1: Pembentukan Orbital Molekul

Elektron menempati orbital molekul dari energi terendah ke energi yang

tertinggi. Orbital molekul terisi dan berenergi tertinggi disebut HOMO (highest

occupied molecular orbital) dan orbital molekul kosong berenergi terendah

disebut LUMO (lowest unoccupied molecular orbital). Dua atau lebih orbital

molekul yang berenergi sama disebut orbital terdegenerasi (degenerate). Simbol

orbital yang tidak terdegenerasi adalah a atau b, yang terdegenerasi ganda e, dan

yang terdegenerasi rangkap tiga t. Simbol g (gerade) ditambahkan sebagai akhiran

pada orbital yang sentrosimetrik dan u (ungerade) pada orbital yang berubah tanda

dengan inversi di titik pusat inversi. Bilangan sebelum simbol simetri digunakan

dalam urutan energi untuk membedakan orbital yang sama degenarasinya. Selain

itu, orbital-orbital 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, p-d, dan d-d (Gambar 2) dan ikatan pi

dibentuk oleh tumpang tindih orbital p-p, p-d, dan dd (Gambar 3).

5

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:

.. (2.1)

Hanya orbital - orbital atom kulit elektron valensi yang digunakan

dalam metoda orbital molekul sederhana. Dalam molekul hidrogen, H2, tumpang

tindih orbital 1s masing-masing 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 3. Orbital molekul H2. Tanda panah mengidentifikasikan spin elektron

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. Oleh karena itu, orbital ikatan mempunyai

karakter atom dengan ke-elektronegativan lebih besar, dan orbital anti ikatan

mempunyai karakter atom dengan ke-elektronegativan lebih kecil.

Misalnya, lima orbital molekul dalam hidrogen fluorida, HF, dibentuk dari orbital

1s hidrogen dan orbital 2s dan 2p fluor, seperti diperlihatkan dalam Gambar 3

Orbital ikatan 1σ mempunyai karakter fluorin, dan orbital 3σ anti ikatan memiliki

karakter 1s hidrogen. Karena hidrogen hanya memiliki satu orbital 1s yang ke-

elektronegativan lebih kecil, 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.

6

Gambar 3. Orbital molekul HF

2.3 Kepolaran Ikatan dan Momen Dwikutub Elektrik

Kepolaran dalam ikatan kimia adalah suatu keadaan dimana distribusi

penyebaran elektron tidak merata atau elektron lebih cenderung terikat pada salah

satu atom. Kepolaran erat kaitannya dengan keelektronegatifan dan bentuk

molekul. Dalam hal kepolaran suatu senyawa tergantung dari harga momen

dipolnya. Momendipol sendiri adalah selisih harga kelektronegatifan antara atom

yang berikatan .

Gambar 4. Momen dipol beberapa senyawa

7

Suatu molekul dapat bersifat polar maupun nonpolar. Suatu molekul

bersifat nonpolar apabila (1) tersusun atas atom-atom yang sama seperti P4, S8,

dan C60 (fulerena) dengan ikatan-ikatan  yang ada merupakan ikatan kovalen

nonpolar, (2) tersusun atas atom-atom yang berbeda  dengan ikatan-ikatan yang

ada merupakan ikatan kovalen polar, namun karena bentuknya simetris maka ia

bersifat nonpolar seperti molekul-molekul CO2, CH4, PCL5, SF6. Suatu molekul

bersifat polar  apabila  tersusun atas atom-atom yang berbeda  dan terbentuk dari

atom-atom yang mempunyai perbedaan keellektronegatifan  besar. Pada senyawa

polar, elektron yang digunakan bersama tertarik lebih kuat ke salah satu atom.

Akibatnya salah satu atom  akan menjadi lebih bermuatan  negatif dan atom lain

bermuatan positif. Untuk atom bermuatan negatif di beri tanda parsial negatif dan

yang positif diberi tanda parsial positif. Suatu senyawa dikatan polar apabila

memilki elektron bebas, perbedaan keelektronegatifan  serta bentuk molekul tidak

simetris.

Kepolaran molekul ditentukan oleh harga momen dipolnya atau momen

dwikutubnya. Adanya perbedaan keelektronegatifan  antara dua atom  yang

membentuk ikatan kovalen  menyebabkan  atom  yang kurang elektronegatif

kekurangan rapatan elektron, sebaliknya atom  yang  lebih elektronegatif

kelebihan rapatan elektron. Akibatnya pada atom yang lebih elektronegatif  terjadi

muatan parsial positif  (δ+), sedangkan pada atom yang lebih elektronegatif  terjadi

muatan parsial ( δ¯), seperti  yang terdapat pada molekul HF.

Kepolaran suatu molekul dinyatakan menggunakan suatu besaran yang

disebut momen dipol (µ). Besarnya momen dipol suatu molekul ditentukan

menggunakan persamaan berikut.

µ = Q x r .. (3.1)

µ = 0 → molekul nonpolar

µ > 0 atau µ ≠ 0 → molekul polar

8

keterangan:

µ = momen dipol (D, debye) 1 D = 3,33 x 10-30 C.m (coulombmeter)

Q = selisih muatan (Coulomb)

r = jarak antara muatan positif dengan muatan negatif (m)

Semakin besar harga momen dipol, semakin polar senyawa yang

bersangkutan bahkan mendekati ke sifat ionik. Harga momen dipol beberapa

molekul seperti yang tertera pada Tabel dibawah ini.

Tabel 3.1 Harga momen dipol beberapa molekul

Molekul Momen dipol (D) molekul Momen dipol (D)

NO

NH3

HF

HCl

HBr

HI

H2O

0,159

0,23

1,78

1,078

0,82

0,44

1,85

CO

CO2

CHCl3

CH4

CCl4

BF3

BF2

0,112

0

1,09

0

0

0

0

Untuk senyawa-senyawa yang tersusun lebih dari dua atom, kepolaran

molekul tidak dapat ditentukan jika hanya didasarkan pada perbedaan

keelektronegatifan. Hal ini disebabkan senyawa-senyawa tertentu walaupun

memiliki ikatan kovalen polar tetapi molekulnya bersifat nonpolar. Misalnya

CCl4, CO2 dan BeCl2 merupakan beberapa senyawa dengan ikatan kovalen polar

tetapi memiliki molekul yang nonpolar. Pada molekul CCl4, yang mempunyai

bentuk molekul tetrahedaral dengan C sebagai atom pusat dan dikelilingi oleh 4

atom Cl seperti pada Gambar.

9

Gambar 5. Molekul CCl4

Perbedaan keelektronegatifan C dan Cl adalah sebesar 3-2,5 = 0,5. Jadi

ikatan C–Cl termasuk ikatan kovalen (tepatnya ikatan kovalen polar). Walaupun

ikatan C–Cl berupa ikatan kovalen polar tetapi molekulnya bersifat nonpolar. Hal

ini disebabkan, bentuk tetrahedral dari molekul CCl4 dapat dikatakan simetris

karena memiliki pusat simetri pada atom C ditengah, sehingga jumlah momen

ikatan sama dengan nol. Atau dapat dikatan tarikan elektron akibat adanya

perbedaan keelektronegatifan saling meniadakan atau saling menguatkan. Hal ini

dapat diandaikan, suatu benda yang berada di tengah-tengah ditarik dari empat

sudut dengan kekuatan sama, maka benda tersebut tidak akan bergerak. Karena

hal inilah molekul CCl4 bersifat nonpolar.

Jika pada molekul CCl4 salah satu atom Cl diganti oleh atom lain misalnya

H, maka sifat molekul yang awalnya nonpolar berubah menjadi polar. Hal ini

disebabkan kepolaran ikatan C-H berbeda dengan kepolaran ikatan C-Cl, sehingga

momen dipol yang terbentuk tidak saling meniadakan. Tetapi apabila semua atom

C diganti oleh atom H maka molekulnya bersifat nonpolar karena kepolaran

semua ikatan C–H sama besar sehingga mpmen ikatan yang terbentuk saling

meniadakan.

Dalam molekul nonpolar pusat muatan bersifat positif dan muatan bersifat

negatif berhimpit, sedangkan pada molekul polar pusat muatan positif dan pusat

muatan negatif  dipisahkan oleh jarak tertentu.

10

2.3 Molekul 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 prbital-orbital baru yang tingkat energtfinya sama. Orbital-

orbital 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.

2s 2px 2py 2pz 3pHeKonfigurasi elektronatom C (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 elektron dari

11

keadaan dasar menuju keadaan tereksitasi. Konfigurasi elektron setelah tertjadi

eksitasi sebagai berikut.

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 elektron dari

keadaan dasar menuju keadaan tereksitasi. Konfigurasi elektron setelah tertjadi

eksitasi sebagai berikut.

Setelah tereksitasi, dilanjutkan dengan proses hibridisasi untuk

membentuk orbital-orbital hibrid. Berikut konfigurasi elektron setelah terjadi

proses hibridisasi.

Setelah terjadi proses hibridisasi orbital 2s dan 3p dari atom karbon tidak

memilki jarak atau pemisahan. Hal ini disebabkan tingkat elektronik kedua orbital

12

tersebut telah setara. Orbital-orbital yang telah mengalami hibridisasi ditulis

sebagai 4 orbital hibrida sp3, biasanya hanya disebut sp3.

Dengan adanya 4 elektron yang belum berpasangan dari atom karbon,

maka CH4 dapat terbentuk melalui tumpang tindih orbital sp3 dengan 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 elektron dari atom karbon sebagai atom pusat

pada pembentukan ikatan kovalen dengan 4 atom hidrogen dalam CH4, sebagai

berikut.

13

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.

2.4 Delokalisasi orbital molekul π.

Material yang bertetanggaan atom karbon adalah hibridisasi sp2, terbentuk

awan delokalisasi elektron elektron phi yang disebut dengan terkonjuget

(conjugated).

1. Cincin aromatic

Semua karbon dalam cincin aromatik adalah hibridisasi sp2 yang berarti

bahwa setiap

karbon dapat membentuk tiga σ ikatan dan satu ikatan π. Dalam Gambar. 1.19.a,

semua ikatan tunggal adalah σ sementara setiap ikatan rangkap terdiri dari satu

14

ikatan σ dan satu ikatan π. Namun, ini merupakan penyederhanaan yang

berlebihan dari cincin aromatik. Sebagai contoh, ikatan ganda adalah lebih pendek

dari ikatan tunggal dan jika benzena memiliki struktur yang tepat, cincin itu akan

menjadi cacat akibat perbedaan antara ikatan tunggal dari ikatan ganda (Gambar

1.19.b).

Gambar. 1.19. (a) Representasi dari cincin aromatik, (b) 'cacat' yang dihasilkan

dari struktur tetap

ikatan.

Bahkan, ikatan C-C di benzena semua panjang yang sama. Untuk

memahami ini, kita perlu melihat lebih dekat pada ikatan yang terjadi. Gambar

1.10.a menunjukkan benzena dengan semua ikatannya σ dan diambil seperti yang

kita cari ke dalam bidang dari cincin benzena. Karena semua karbon adalah

hibridisasi sp2, ada orbital 2py tersisa pada setiap karbon yang dapat tumpang

tindih dengan orbital 2py di kedua sisinya itu (Gambar 1.10.b). Dari sini, jelas

bahwa setiap orbital 2py dapat tumpang tindih dengan tetangganya jika bentuk

cincin benar benar bulat. Hal ini menyebabkan orbital molekul yang melibatkan

semua orbital 2py yang mana lobus atas dan bawah bergabung untuk memberikan

dua lingkaran seperti lobus di atas dan di bawah bidang cincin (Gambar 1.11.a).

Orbital molekul simetris dan enam elektron π dikatakan terdelokalisasi di sekitar

cincin aromatik sejak mereka tidak terlokalisasi antara dua atom karbon tertentu.

Cincin aromatik sering direpresentasikan sebagai ditunjukkan pada Gambar.

1.11.b untuk mewakili delokalisasi dari elektron π. Delokalisasi meningkatkan

stabilitas dari cincin aromatik seperti mereka kurang reaktif dari alkena (yaitu

membutuhkan lebih banyak energi untuk mengganggu sistem π terdelokalisasi inti

aromatis daripada yang dilakukannya untuk mematahkan ikatan π terisolasi dari

alkena).

15

Gambar 1.10. (a). Diagram ikatan sigma untuk benzena; (b). Diagram ikatan phi

untuk benzena.

Gambar. 11. Ikatan orbital molekul untuk benzena, (b). Representasi dari benzena

untuk menggambarkan delokalisasi.

2. Sistem konjugasi

Cincin aromatik tidak hanya di mana struktur delokalisasi elektron π sistem

dapat terjadi. Delokalisasi terjadi pada sistem terkonjugasi dimana ada ikatan

tunggal dan ganda (misalnya 1,3-butadiena) bolak-balik. Keempat karbon dalam

1,3-butadiena adalah hibridisasi sp2 dan masing-masing karbon memiliki waktu

paruh yang dipenuhi orbital p yang dapat berinteraksi untuk memberikan dua

ikatan π (Gambar 1.12.a). Namun, sejumlah tumpang tindih juga antara orbital p

dari dua atom karbon tengah dan ikatan yang menghubungkan dua alkena

memiliki beberapa karakter ikatan rangkap (Gambar 1.12.b) – Berdasarkan

pengamatan bahwa ikatan ini lebih pendek dari khas ikatan tunggal. Delokalisasi

ini juga menghasilkan peningkatan stabilitas. Namun, penting untuk menyadari

bahwa konjugasi dalam alkena terkonyugasi tidak sebesar seperti pada sistem

aromatik. Dalam sistem yang terakhir, elektron π benar-benar terdelokalisasi

mengikuti putaran cincin dan seluruh ikatan adalah sama panjangnya. Pada 1,3-

butadiena, elektron π tidak sepenuhnya terdelokalisasi dan lebih mungkin

16

ditemukan di ikatan C-C terminal. Meskipun ada sejumlah karakter π dalam

ikatan tengah, yang terakhir ini lebih mirip ikatan tunggal dari satu ikatan

rangkap. Contoh lain dari sistem terkonjugasi meliputi α, β-tak jenuh keton dan α,

β-tidak jenuh ester (Gambar. 1.13). Ini juga telah meningkatkan stabilitas karena

konjugasi.

Gambar. 12. (a) π Bonding pada 1,3-butadiena (b) delokalisasi dalam 1,3-

butadiena.

Gambar. 13. (a) α, β-tidak jenuh keton, (b) α, β-tidak jenuh ester.

Perlakuan yang Lebih Rinci pada Orbital Molekul dalam Molekul Dwiatom

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

Menurut teori OM, tumpang tindih orbital 1s dua atom hidrogen mengarah

pada pembentukan dua orbital molekul, satu orbital molekul ikatan dan satu

17

orbital molekul antiikatan. Orbital molekul ikatan memiliki energi yang lebih

rendah dan kestabilan yang lebih besar dibandingkan dengan orbital atom

pembentuknya. Orbital molekul anti ikatan memiliki energi yang lebih besar dan

kestabilan yang lebih rendah dibandingkan dengan orbital atom pembentuknya.

Penempatan elektron dalam orbital molekul ikatan menghasilkan ikatan kovalen

yang stabil, sedangkan penempatan elektron dalam orbital molekul antiikatan

menghasilkan ikatan kovalen yang tidak stabil.

Syarat pembentukan orbital molekul ikatan:

(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.

Dua atau lebih orbital molekul yang berenergi sama disebut orbital

terdegenerasi (degenerate). Simbol orbital yang tidak terdegenerasi adalah a atau

b, yang terdegenerasi ganda e, dan yang terdegenerasi rangkap tiga t. Simbol g

(gerade) ditambahkan sebagai akhiran pada orbital yang sentrosimetrik dan u

(ungerade) pada orbital yang berubah tanda dengan inversi di titik pusat inversi.

Bilangan sebelum simbol simetri digunakan dalam urutan energi untuk

membedakan orbital yang sama degenarasinya. Selain itu, 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.

Dalam perlakuan OM pada molekul dwiatom Li2, kedua orbital 2s pada

atom bergabung membenuk OM ikatan dan anti ikatan dengan dua elektron

menempati tingkat yang lebih rendah . untuk empat atom dalam barisan diperoleh

empat OM.

Kekuatan ikatan logam tercermin dalam kalor sublimasi logam, dengan kata

lain, perubahan entalpi untuk proses endoterm:

M (padat) à M (berwujud gas) ∆H= Hsub

18

Logam ∆H sub (kJ/mol)

Li

Na

K

Rb

Cs

159

109

88

84

79

Ada kesejajaran antara kedudukan yang rendah dalam tabel berkala dengan

rendahnya energy disosiasi molekul dwiatom. Penurunan dapat disebabkan oleh

karena meningkatnya ukuran atom dan jarak antar atom, karena menipisnya lem

elektron yang ditimbulkan.

Telah diketahui bahwa O2 dan N2 membentuk molekul dwiatom sedangkan

S dan P membentuk molekul poliatom atau rantai. Memang benar, bahwa

perbedaan antara kimiawi B, C, N, dan O dan Al, Si, P, serta S dan unsur – unsur

yang lebih berat dari golongan ini cukup menyolok, yang untuk banyak hal tidak

berguna menganggap unsur – unsur periode pertama sebagai prototip dari

sejawatnya.

Karbon adalh benar – benar nonlogam dan kimiawinya didominasioleh

ikatan tunggal, ganda dan rangkap tiga, pada dirinya sendiri atau pada nitrogen,

oksigen, dan beberapa unsur lainnya. Yang membedakan karbon dari unsur

lainnyaadalh kemampuannya yang unik untuk membentuk rantai ikatan karbon –

karbon (disebut katanasi) dalm senyawa yang nyata dari unsurnya sendiri.

Nitrogen. Gas Nitrogen, N relatip tidak reaktif karena ikatan N ≡ N yang

sangat kuat serta struktur elektroniknya ( halaman 76). Senyawa nitrogen adalh

kovalen, biasanya menyangkut tiga ikatan tunggal ,meski juga ada ikatan ganda

seperti C≡N atau Os≡ N. dengan unsur – unsur yang elektropositif, membentuk

nitrida ionic yang mengandung N3.

19

Oksigen. Melekul Dwiatom mempunyai dua electron tidak berpasangan

( halaman 75) dan sebagai akibatnya sangat reaktif. Terdapat keistimewaan

kimiawi dengan ikatan kovalen seperti dalam (CH3)2C = O, (C2H5)2O, CO, SO3

dan lainnya. Meskipun demikian , ion hidrosida, OH, ada dalam bentuk padatan

maupun larutan, meskipun dalam pelarut hidrosilat, ion OH- terhindrasi melalui

ikatan hydrogen.

Orbital s akan membentuk ikatan sigma dan orbital p akan membentuk

ikatan pi. Orbital dengan tanda asterik (*) berarti merupakan orbital anti

pengikatan yang menyebabkan molekul menjadi tidak stabil. Semakin banyak

elektron pada orbital anti pengikatan, suatu molekul akan semakin tidak stabil.

Dari gambar tersebut dapat kita ketahui bahwa gas O2 merupakan gas

paramagnetik karena elektron tidak mengisi orbital π*px dan π*

py secara penuh.

Sehingga konfigurasi elektron valensi molekul O2 adalah:

(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

Fluor sangat reaktif sehubungan dengan rendahnya energy ikatan dalam F2.

Hal ini sebagian merupakan hasi dari tolakan oleh electron tidak berikatan.

Senyawaan ionic yang mengandung ion- ion F- dan senyawa kovalen yang

mengandung ikatan X – F telah dikenal baik

Senyawaan dari banyak unsure dapat bertindak sebagai akseptor, namun

untuk N, P, dan As trivalent serta senyawaan dwivalent O dan S umumnya

bersifat donor. Meskipun demikian, donor yang sangat penting adalah ion halide

dan pseuhalida serta ion – ion seperti hidrida, H-, dan ion karban seperti CH3-.

Perilaku basa Lewis juga ditunjukkan oleh beberapa senyawaan logam

transisi. Salah satu contohnya adalah senyawaan (ɳ5 – C5H5)2ReH yang merupakan

basa kuat terhadap proton seperti NH3. Molekul-molekul donor dan akseptor,

keduanya netral. Apabila ikatan terbentuk maka akan mengakibatkan atom donor

akan kehilangan muatan negatifnya dan mengubahnya menjadi positif. Atom ini

hanya memiliki sebagian dari pasangan elektron yang sebelumnya dimilikinya

secara utuh. Sebaliknya, atom akseptor memiliki muatan negatif yang berlebih.

20

Hal ini memang benar untuk penggunaan bersama pasangan elektron secara

sempurna. Polaritas yang lebih kecil dikenal jikaa pasangan elektron tetap

merupakan sifat atom donor daripada akseptor, pada kasus yang hanya ditandai

dengan muatan + dan  – pada atom atom.

Hibrida yang Melibatkan Orbital d

Orbital hibrida sp3d dan sp3d2

Hibridisasi sp3d pada PC15. Pada PCl5, atom pusat Pospor dengan nomor

atom P mempunyai konfigurasi electron valensi ls22s22p63s23p3. Pada PC15

terdapat 5 ikatan kovalen, jadi Phospor harus mempunyai 5 orbital yang setengah

penuh. Dengan menerima energy, konfigurasi Phospor pada keadaan tereksitasi

menjadi ls22s22p63s13p33d1 . oleh karena itu terdapat 1 orbital s, 3 orbital p dan

1 orbital d yang akan berhibridisasi membentuk 5 orbital hibrida sp3d. geometri

yang terbentuk dari orbital ini adalah trigonal piramida dengan sudut 120°.

Hibridisasi sp3d2 pada SF6

Molekul SF6 mempunyai atom pusat S dengan nomor atom 16 dan

mempunyai konfigurasi electron [Ne]3s23p4 pada keadaan dasar. SF6

mempunyai 6 ikatan kovalen yang mengindikasikan 6 orbital yang terisi penuh.

Dengan menerima energy, konfigurasi electron sulfur pada keadaan tereksitasi

adalah [Ne] 3s13p33d2. Pada keadaan tereksitasi sulfur mempunyai 6 orbital yang

terisi setengah penuh pada orbital terluarnya yaitu 1 orbital 2, 3 orbital p dan 2

orbital d yang akan mengalami hibridisasi membentuk orbital hibrida sp3d2

dengan geometri octahedral.

Gas Mulia dan senyawa Antarhalogen

Antar Halogen dapat mengalami reaksi kimia. Oleh karena kekuatan oksidator

menurun dari Fluor sampai Iod, Halogen dapat mengoksidasi Ion Halida yang

terletak di bawahnya (displacement reaction). Dengan demikian, reaksi yang

terjadi antar Halogen dapat disimpulkan dalam beberapa pernyataan di bawah ini :

21

1. F2 dapat mengoksidasi Cl- menjadi Cl2, Br- menjadi Br2, serta I- menjadi I2.

2. Cl2 dapat mengoksidasi Br- menjadi Br2, serta I- menjadi I2. Cl2 tidak dapat

mengoksidasi F- menjadi F2.

3. Br2 dapat mengoksidasi I- menjadi I2. Br2 tidak dapat mengoksidasi F- menjadi F2

maupun Cl- menjadi Cl2.

4. I2 tidak dapat mengokisdasi F- menjadi F2, Cl- menjadi Cl2, serta Br- menjadi Br2.

Gas F2 dapat diperoleh dari elektrolisis cairan (bukan larutan) Hidrogen Fluorida

yang diberi sejumlah padatan Kalium Fluorida untuk meningkatkan konduktivitas

pada temperatur di atas 70°C. Di katoda, ion H+ akan tereduksi menjadi gas H2,

sedangkan di anoda, ion F- akan teroksidasi menjadi gas F2.

Gas Cl2 dapat di peroleh melalui elektrolisis lelehan NaCl maupun elektrolisis

larutan NaCl. Melalui kedua elektrolisis tersebut, ion Cl- akan teroksidasi

membentuk gas Cl2 di anoda. Gas Cl2 juga dapat diperoleh melalui proses klor-

alkali, yaitu elektrolisis larutan NaCl pekat (brine). Reaksi yang terjadi pada

elektrolisis brine adalah sebagai berikut :

2 NaCl(aq) +  2 H2O(l) ——> 2 NaOH(aq) +  H2(g) +  Cl2(g)

Reaksi antar halogen, reaksinya secara umum dapat dinyatakan sebagai berikut:

X2 + nY2         2XYn

Y = halogen yang lebih elektronegatif

n = 1,3,5 dan 7

Gas Mulia (Noble Gas) adalah bagian kecil dari atmosfer. Gas Mulia terletak

pada Golongan VIIIA dalam sistem periodik. Gas mulia terdiri dari unsur Helium

(He), Neon (Ne), Argon (Ar), Kripton (Kr), Xenon (Xe), dan Radon (Rn).

22

Keistimewaan unsur-unsur gas mulia adalah memiliki konfigurasi elektron yang

sempurna (lengkap), dimana setiap kulit dan subkulit terisi penuh elektron.

Dengan demikian, elektron valensi unsur gas mulia adalah delapan (kecuali unsur

Helium dengan dua elektron valensi). Konfigurasi demikian menyebabkan gas

mulia cenderung stabil dalam bentuk monoatomik dan sulit bereaksi dengan unsur

lainnya.

Keberadaan unsur-unsur Gas Mulia pertama kali ditemukan oleh Sir William

Ramsey. Beliau adalah ilmuwan pertama yang berhasil mengisolasi gas Neon,

Argon, Kripton, dan Xenon dari atmosfer. Beliau juga menemukan suatu gas yang

diisolasi dari peluruhan mineral Uranium, yang mempunyai spektrum sama

seperti unsur di matahari, yang disebut Helium. Helium terdapat dalam mineral

radioaktif dan tercatat sebagai salah satu gas alam di Amerika Serikat. Gas

Helium diperoleh dari peluruhan isotop Uranium dan Thorium yang

memancarkan partikel α. Gas Radon, yang semua isotopnya radioaktif dengan

waktu paruh pendek, juga diperoleh dari rangkaian peluruhan Uranium dan

Thorium.

Saat mempelajari reaksi kimia dengan menggunakan gas PtF6 yang sangat reaktif,

N. Bartlett menemukan bahwa dengan oksigen, akan terbentuk suatu padatan

kristal [O2]+[PtF6]-. Beliau mencatat bahwa entalpi pengionan Xenon sama dengan

O2. Dengan demikian, suatu reaksi yang analog diharapkan dapat terjadi.

Ternyata, hal tersebut benar. Pada tahun 1962, beliau melaporkan senyawa

pertama yang berhasil disintesis menggunakan Gas Mulia, yaitu padatan kristal

merah dengan formula kimia [Xe]+[PtF6]-. Selanjutnya, berbagai senyawa Gas

Mulia juga berhasil disintesis, diantaranya XeF2, XeF4, XeF6, XeO4, dan XeOF4.

23

BAB III

PENUTUP

3.1 Kesimpulan

Menurut teori orbital molekul, bila 2 atom bergabung membentuk

molekul, maka setiap orbital pada atom-atom yang terlibat dan sama energinya

membentuk orbital molekul. Pendekatan Linier Combination of Atomic Orbital,

menghasilkan 2 fungsi gelombang yang mencerminkan energi orbital molekul

ikatan dan energi orbital molekul antiikatan. Orbital molekul ikatan adalah daerah

dimana kerapatan elektron paling besar dan didaerah antar kedua inti, sedangkan

orbital molekul antiikatan adalah daerah dimana Kerapatan elektron paling besar

dan berada jauh dari daerah antar kedua inti. Jumlah dan jenis orbital molekul

σ atau π , ditentukan oleh jumlah dan jenis orbital atom pembentuknya. Pengisian

elektron pada orbital molekul, mengikuti prinsip Pauli, aturan Aufbau dan aturan

Hund, sama dengan pengisian orbital atom. Teori Orbital Molekul dapat

diterapkan pada molekul diatomik heteronuklir, menjelaskan sifat magnetik

senyawa dan kekuatan ikatan melalui orde ikatan.

Hibridasi adalah peristiwa penggabungan beberapa orbital atom dan

menghasilkan orbital hibrida yang jumlah, bentuk dan arahnya ditentukan oleh

jumlah dan jenis orbital atom pembentuknya. Ikatan pada molekul C6H6 dapat

dijelaskan melalui gabungan teori Ikatan Valensi dan Teori Orbital Molekul.

Orbital Molekul terdelokalisasi merupakan daerah yang tersebar pada 3 atom atau

lebih dalam molekul, dimana rapat elektron paling tinggi.

24

Daftar Pustaka

Asyanto, Irwanda. 2014. Unsur – Unsur Periode Pendek yang Pertama.

http://irwanda132.blogspot.com/2014_01_01_archive.html. Diakses tanggal

5 Oktober 2014

Nhasrudin. 2012. Gas Mulia dan Halogen.

http://nhasrudin.wordpress.com/2012/05/03/gas-mulia-dan-halogen/.

Diakses tanggal 5 Oktober 2014

Pangganti, Esdi. 2011. Unsur – Unsur Golongan Utama.

http://esdikimia.wordpress.com/2011/10/25/unsur-unsur-golongan-utama/.

Diakses Tanggal 5 Oktober 2014

Rauna, Sfendi. 2010. Logam.

http://rauansfendi.blogspot.com/2010_01_01_archive.html. Diakses tanggal

5 Oktober 2014.

Sumbono, Aung. 2012. Kimia Organik 2 (STKIP Muhammadiyah Sorong 2012).

http://aungsumbono.blogspot.com/2012/03/kimia-organik-2-stkip-

muhammadiyah.html. Diakses tanggal 5 Oktober 2014.

Wijayanti, Yuni. 2012. Teori Orbit Molekul.

http://kawaiarisu.blogspot.com/2012/06/teori-orbit-molekul.html. Diakses

tangga 5 Oktober 2014.

Zonalia Kimia Pasca UNP. 2011. Hibridisasi Orbital.

http://zonaliakimiapasca.wordpress.com/2011/05/07/hibridisasi-orbital/.

Diakses tanggal 5 Oktober 2014

25