1

BAB I

PENDAHULUAN

A. Latar Belakang

Materi adalah setiap objek atau bahan yang membutuhkan ruang, yang

jumlahnya diukur oleh suatu sifat yang disebut massa. Secara umum materi dapat

juga didefinisikan sebagai sesuatu yang memiliki massa dan menempati volume.

Materi tersusun atas molekul-molekul, dan molekul pun tersusun atas atom-

atom. Materi umumnya dapat dijumpai dalam empat fase berbeda,

yaitu padat, cairan, gas, dan plasma. Namun, terdapat pula fase materi yang lain,

seperti kondensat Bose-Einstein.

Benda sehari-hari terdiri dari atom-atom. Materi atom ini terbentuk karena

adanya interaksi dari partikel subatomsebuah inti atom dari beberapa proton dan

neutron, serta awan dari garis edar elektron-elektron. Secara khusus, sains

menganggap gabungan dari partikel-partikel ini merupakan materi karena mereka

memiliki massa diam dan volume. Sebaliknya, partikel tak bermassa, seperti foton,

tidak dianggap sebagai materi karena mereka tidak mempunyai massa diam atau

pun volume.

Book report ini membahas tentang struktur materi, oleh karenanya akan

dibahas keadaan elektron sebagai salah satu penyusun materi, misalnya bilangan

kuantum dan orbital elektron, orbital atom hidrogen, atom multi elektron,

konfigurasi elektron serta ikatan kimia (karena ikatan kimia melibatkan elektron).

Untuk mendukung pembahasan hal-hal tersebut, maka didahului pembahasan teori-

teori pendukungnya antara lain: teori kuantum, atom Bohr, dualitas gelombang

partikel, prinsip ketidak pastian dan mekanika gelombang.

B. Rumusan Masalah

Rumusan masalah yang akan dibahas pada book report ini adalah:

1. Bagaimana menjelaskan radiasi benda hitam dan efek fotolistrik sebagai

dasar teori kuantum?

2. Bagaimana menjelaskan atom hidrogen menurut teori atom Bohr?

2

3. Apakah yang dimaksud dengan dualitas gelombang-partikel dan prinsip

ketidakpastian sebagai dasar mekanika gelombang?

4. Apakah yang dimaksud dengan mekanika gelombang sebagai dasar

untuk menjelaskan orbital elektron?

5. Bagaimana bilangan kuantum menunjukkan sifat orbital dari suatu

elektron pada suatu atom?

6. Bagaimana menafsirkan dan menggambarkan orbital atom hidrogen?

7. Bagaimana aturan penulisan konfigurasi elektron?

8. Bagaimana hubungan konfigurasi elektron dan tabel berkala?

9. Bagaimana penjelasan dan penggambaran dari ikatan kimia?

C. Batasan Masalah

Batasan masalah book report ini adalah struktur materi yang ditinjau dari sifat

elekton sebagai salah satu partikel penyusun materi.

D. Tujuan

Setelah membaca book report ini, diharapkan pembaca dapat mengetahui:

1. Radiasi benda hitam dan efek fotolistrik sebagai dasar teori kuantum.

2. Atom hidrogen menurut teori atom Bohr.

3. Dualitas gelombang-partikel dan prinsip ketidakpastian sebagai dasar

mekanika gelombang.

4. Mekanika gelombang sebagai dasar untuk menjelaskan orbital elektron.

5. Bilangan kuantum menunjukkan sifat orbital dari suatu elektron pada

suatu atom.

6. Tafsiran dan gambaran orbital atom hidrogen.

7. Aturan penulisan konfigurasi elektron.

8. Hubungan konfigurasi elektron dan tabel berkala.

9. Penjelasan dan penggambaran dari ikatan kimia.

E. Manfaat

Sebagai tambahan dan penyegaran pengetahuan bagi pembaca.

3

BAB II

PEMBAHASAN

A. ELEKTRON DALAM ATOM

1. TEORI KUANTUM

Fisika klasik tidak dapat menjelaskan dengan lengkap mengenai emisi cahaya

oleh padatan yang dipanaskan, yang dikenal dengan radiasi benda-hitam. Teori

klasik memprediksi bahwa intensitas radiasi yang dipancarkan akan naik secara

taktentu, sebagaimana pada gambar 01. Pada tahun 1900, untuk menjelaskan

fakta bahwa intensitas tidak naik secara tak tentu, Max Planck (1858-1947)

membuat usulan yang revolusioner: energi, seperti materi adalah diskontinu.

Fisika klasik tidak memberikan batasan banyaknya energi yang dimiliki sistem,

sementara fisika kuantum membatasi energi dengan seperangkat nilai khas yang

diskret. Selisih antara dua energi sistem yang dizinkan juga memiliki nilai

spesifik, yang dinamakan kuantum energi. Artinya energi meningkat dengan

lonjakan kecil, atau kuantum.

Gambar 01. Spektrum radiasi yang dihasilkan oleh benda yang dipanaskan.

Model Planck yang digunakan untuk emisi radiasi elektromagnetik.

Model Planck adalah model yang berasal dari kelompok atom pada

permukaan objek yang dipanaskan yang berosilasi bersama-sama dengan

frekuensi yang sama. Asumsi Planck, bahwa kelompok atom, yaitu osilator,

4

harus memiliki energi yang terkait dengan persamaan e = nhv, dengan n adalah

bilangan bulat positif, v adalah frekuensi osilator dan h adalah konstanta Planck

yang diperoleh melalui eksperimen yang nilainya h = 6,62607 x 10-34 Js. Planck

mempostulatkan: energi dari suatu kuantum radiasi elektromagnetik sebanding

dengan frekuensi radiasi. Pernyataan ini diringkas dalam persamaan Planck.

E = hv (1)

Hanya setelah berhasil diaplikasikan pada gejala selain radiasi benda hitam,

hipotesis kuantum dapat memperoleh status sebagai teori ilmiah yang baru.

Keberhasilan pertama datang pada tahun 1905 dengan penjelasan kuantum oleh

Albert Einstein mengenai efek fotolistrik.

Pada tahun 1888, Heinrich Hertz menemukan bahwa ketika cahaya

mengenai permukaan logam tertentu, elektron ditolak. Gejala ini dinamakan

efek fotolistrik, ciri-ciri yang mencolok adalah:

Emisi elektron hanya terjadi bila frekuensi cahaya datang melebihi nilai

ambang tertentu (vo). Jika syarat ini terpenuhi, maka

Banyaknya elektron yang dipancarkan bergantung pada intensitas cahaya

masuk, tetapi

Energi kinetik elektron yang dipancarkan bergantung pada frekuensi

cahaya.

Hasil ini, terutama kebergantungan pada frekuensi tidak dapat dijelaskan oleh

teori fisika klasik. Einstein menunjukkan bahwa partikel cahaya yang

selanjutnya disebut foton memiliki energi yang khas E = hv. Jika satu foton

dengan energi hv menabrak elektron yang melambung, yang menyerap energi

foton. Jika energi foton tersebut lebih besar dari energi yang mengikat elektron

dengan permukaan (kuantitas yang dikenal dengan fungsi kerja), maka satu

fotoelektron dibebaskan.

5

Gambar 02. (a) Skema alat untuk pengukuran efek fotolistrik. (b) Arus

fotolistrik muncul bila frekensi lebih besar dari vo (c) Voltase penghenti (Vs)

sebagai fungsi frekuensi.

6

Ketika foton menabrak elektron, elektron mengatasi fungsi kerja eVo dan

dibebaskan dengan energi kinetik (1/2)mu2. Jadi, menurut hukum kekekalan

energi diperoleh

yang memberikan

2. TEORI ATOM BOHR

Model Atom Rutherford tidak mengindikasikan bagaimana elektron tersusun di

luar inti atom. Menurut fisika klasik, elektron yang diam akan ditarik ke inti. Ini

berarti elektron harus bergerak mengorbit inti. Elektron yang mengorbit ini harus

mempercepat dan harus memancarkan energi. Dengan melepaskan energi,

elektron malah tertarik lebih dekat ke inti dan akan jatuh secara spiral ke

dalamnya. Pada tahun 1913, Niels Bohr (1885-1962) memecahkan persoalan ini

dengan menggunakan hipotesis kuantum Planck. Dengan menggabungkan teori

klasik dan teori kuantum, Bohr mempostulatkan untuk atom hidrogen:

1. Elektron bergerak dalam orbit yang melingkari inti dengan gerak yang

dideskripsikan oleh fisika klasik.

2. Elektron hanya memiliki satu set orbit tetap yang terizinkan, yang

dinamakan keadaan stasioner. Asalkan elektron tetap dalam orbitnya,

energinya konstan dan tidak ada energi yang dipancarkan. Sifat elektron

ini dinamakan momentum sudut angular. Nilai yang dimungkinkan

nh/2 dengan n bilangan bulat. Jadi n =1 untuk orbit pertama, n =2 untuk

orbit ke dua dan seterusnya.

3. Elektron hanya dapat berpindah dari satu orbit terizinkan ke orbit

terizinkan lainnya. Dalam transisi ini, terlibat kuantitas energi diskrit

yang tetap (kuanta)-baik yang diserap atau dilepaskan.

Teori Bohr memprediksi jari-jari orbit yang terizinkan dalam atom hidrogen.

rn = n2ao, dengan n = 1, 2, 3, ... dan ao = 53 pm (2)

7

Gambar 03. Model atom Bohr untuk atom hidrogen. Cahaya dipancarkan

bila elektron jatuh ke orbit yang nomornya lebih rendah.

Teori Bohr ini juga memungkinkan untuk menghitung kecepatan elektron

dalam orbit ini dan yang terpenting adalah energinya.

(3)

RH adalah konstanta yang nilainya 2,179 x 10-18 J.

Normalnya, elektron ditemukan pada keadaan dasar (n = 1). Ketika

elektron menerima kuantum energi maka elektron bergerak ke tingkat yang lebih

tinggi (n = 2, 3, dan seterusnya) yang disebut keadaan tereksitasi. Ketika

elektron jatuh ke tingkat yang lebih rendah ia melepaskan energi khas.

E = Ef Ei = hv (4)

Persamaan (4) berhubungan dengan frekuensi foton v yang dipancarkan

atom pada percobaan spektroskopi.

Gagasan Bohr ini dapat diaplikasikan untuk ionisasi atom seperti-hidrogen

He+ dan Li+, yang hanya mempunyai satu elektron.

(5)

Dari sudut pandang percobaan, teori Bohr tidak dapat menjelaskan

spektrum emisi dari atom atau ion yang melebihi satu elektron, selain itu juga

8

tidak dapat menjelaskan efek medan magnet pada spektrum emisi. Mekanika

kuantum modern menggantikan teori atom Bohr.

3. DUA GAGASAN YANG MENGARAH KE MEKANIKA KUANTUM

BARU (MEKANIKA GELOMBANG)

3.1 Dualitas Gelombang Partikel

Pada tahun 1924, Louis de Broglie yang mempertimbangkan sifat cahaya

(dualisme sifat cahaya yang bersifat seperti partikel pada efek fotolistrik dan

bersifat sebagai gelombang pada dispersi cahaya oleh prisma) dan materi,

menawarkan usulan: partikel materi yang kecil kadang-kadang menunjukkan

sifat seperti gelombang. Ia sampai ke usulan tersebut dari olah persamaan E =

mc2, E = hv, p = mc, c = v sehingga diperoleh p = h/ dan dengan

mensubstitusikan momentum partikel p = mu, maka akan diperoleh persamaan

de Broglie

(6)

De Broglie menamakan gelombang yang terkait dengan partikel material ini

sebagai gelombang materi. Jika ada materi untuk partikel kecil, maka berkas

partikel seperti elektron akan memperlihatkan sifat khas gelombang, yaitu

difraksi. Jika jarak antara objek-objek yang menghamburkan gelombang kira-

kira sama dengan panjang gelombang radiasi maka interferensi teramati.

Gambar 04. (a) Difraksi sinar X oleh foil logam. (b) Difraksi elektron oleh foil

logam, mengkonfirmasi sifat elektron yang seperti gelombang.

9

3.2 Prinsip Ketidakpastian

Selama tahun 1920-an, Bohr dan Werner Heisenberg mempertimbangkan

percobaan hipotetis untuk mengetahui seberapa tepat perilaku partikel subatom

dapat ditentukan. Dua variabel yang harus diukur adalah posisi partikel (x) dan

momentumnya (p = mu). Kesimpulan yang mereka tarik adalah bahwa akan

selalu ada ketidakpastian dalam pengukuran sehingga hasil kali ketidakpastian

dalam posisi, x, dan ketidakpastian dalam momentum, p, adalah

(7)

Signifikansi persamaan ini, yang disebut prinsip ketidakpastian Heisenberg,

adalah bahwa posisi dan momentum tidak dapat diukur dengan ketepatan tinggi

secara serempak. Dengan kata sederhana, jika lokasi partikel diketahui dengan

tepat, maka dari mana partikel ini datang atau kemana perginya tidak dapat

diketahui dengan tepat. Jika bagaimana partikel ini datang diketahui dengan

tepat, maka letak partikel tidak dapat diketahui dengan tepat.

Gambar 05. Prinsip ketidakpastian ditafsirkan secara grafis Sekumpulan gelombang dengan berbagai panjang gelombang (kiri) dapat bergabung

menjadi paket gelombang (kanan). Superposisi dari panjang gelombang yang berbeda

menghasilkan panjang gelombang rata-rata (AV) dan menyebabkan paket gelombang menjadi lebih terlokalisasi (x) daripada gelombang individu. Semakin banyak jumlah panjang gelombang yang bergabung, semakin tepat partikel terkait dapat ditemukan, yaitu

semakin kecil x. Namun, karena masing-masing panjang gelombang terkait dengan nilai momentum yang berbeda sesuai dengan persamaan de Broglie, maka semakin besar

ketidakpastian dalam momentum yang dihasilkan.

10

4. MEKANIKA GELOMBANG

Fungsi Gelombang Dari Elektron Atom Hidrogen

Pada tahun 1927, Schrodinger menunjukkan bahwa fungsi gelombang suatu

sistem mekanika kuantum dapat diperoleh dengan menyelesaikan persamaan

gelombang yang dikenal sebagai persamaan Schrodinger.

Solusi persamaan Schrodinger untuk atom Hidrogen memberikan fungsi

gelombang untuk elektron atom hidrogen. Fungsi gelombang ini dinamakan

orbital.

Persamaan Scrhodinger untuk elektron dalam tiga dimensi yang harus

dipakai untuk persoalan atom hidrogen atau ion seperti hidrogen, dengan

potensial listrik V adalah Ze2/r yang menyebabkan gaya tarik antara elektron

dan muatan pada inti, Ze, dengan Z adalah nomor atom dari ion yang memiliki

satu elektron, adalah

(8)

Persamaan (3) jika ditulis dalam koordinat bola berkutub

(9)

ketika massa elektron digantikan massa atom tereduksi yang lebih benar, , yang

diberikan sebagai

Persamaan ini adalah persamaan Schrodinger dalam koordinat bola berkutub

untuk ion seperti-hidrogen bernomor atom Z atau atom hidrogen jika Z = 1.

Pada sistem bola berkutub, orbital dapat dapat dinyatakan dalam satu fungsi

R yang bergantung hanya pada r, dan fungsi Y yang bergantung pada dan .

Artinya

11

Fungsi R dinamakan fungsi gelombang radial, dan fungsi Y dinamakan fungsi

gelombang angular. Penyelesaian persamaan Schrodinger ini menghasilkan

satu set bilangan kuantum.

Gambar 06. Hubungan koordinat kartesius dan koordinat bola berkutub.

5. BILANGAN KUANTUM DAN ORBITAL ELEKTRON

Bilangan pertama yang ditetapkan adalah bilangan kuantum utama, n, yang

nilainya

n = 1, 2, 3, ... (9)

Yang kedua adalah bilangan kuantum sudut orbital, l, yang nilainya

l = 0, 1, 2, 3, ..., (n-1) (10)

Yang ketiga adalah bilangan kuantum magnetik, ml, yang nilainya

ml = -l, (-l+1), ..., -2, -1, 0, 1, 2, ... (l-1), +l (11)

Semua orbital dengan nilai n yang sama berada dalam kulit elektronik

utama atau tingkat utama yang sama, dan semua orbital dengan nilai n dan l

yang sama berada dalam subkulit atau subtingkat yang sama. Semakin besar n

maka semakin jauh elektron dari inti. Bilangan kuantum l menentukan distribusi

sudut atau bentuk suatu orbital dan ml menentukan orientasi orbital tersebut.

12

Empat subkulit pertama adalah: subkulit s untuk l = 0, subkulit p untuk l =1,

subkulit d untuk l = 2 dan subkulit f untuk l = 3.

Banyaknya orbital dalam subkulit sama dengan banyaknya nilai ml yang

terizinkan. Nama orbital sama dengan nama subkulit yang ditempatinya.

Misalnya ada satu orbital s dalam subkulit s (karena l = 0 maka ml = 0) dan ada

tiga orbital p pada subkulit p (karena l = 1 maka ml = 0, + 1).

6. MENAFSIRKAN DAN MENGGAMBARKAN ORBITAL ATOM

HIDROGEN

Orbital adalah fungsi gelombang, yaitu solusi matematis persamaan

Schrodinger. Fungsi gelombang tidak mempunyai arti fisis yang signifikan,

namun kuadratnya 2 adalah kuantitas yang dikaitkan dengan probabilitas.

Tabel 01. Fungsi gelombang angular (sudut) dan radial dari atom seperti-

hidrogen yang diperoleh dari memecahkan persamaan Schrodinger pers. (9)

13

6.1 Orbital s

Untuk memperoleh orbital 1s atom hidrogen digunakan Z = 1 dan n = 1.

Gambaran tiga dimensi orbital s adalah berupa bola.

6.2 Orbital p

Orbital 2p tidak memiliki simpul radial. Berlawanan dengan orbital s yang bukan

nol pada r = 0, orbital p hilang pada r = 0. Perbedaan ini mempunyai konsekuensi

penting pada atom multielektron. Probabilitas terbesar menemukan elektron

adalah di dalam dua cuping daerah berbentuk barbel (gambar 08). Perhatikan

bahwa daerah ini tidak berbentuk bola simetris. Perbedaan warna menyatakan

perubahan fase. Orbital p biasanya digambarkan mengarah ke sumbu-sumbu x,

y dan z yang saling tegak lurus, dan lambang px, py dan pz sering digunakan.

Gambar 07. Penggambaran tiga dimensi

densitas probabilitas elektron untuk orbital

1s, 2s dan 3s. Ukuran naiknya kontur terjadi

jika bergerak dari 1s ke 2s atau ke 3s. Untuk

menyoroti perubahan fase saat orbital

bergerak ke luar dari inti digunakan

perbedaan warna untuk menunjukkan

perubahan fase. Orbital 1s warna merah

seluruhnya, orbital 2s warna merah lalu

biru, sedangkan orbital 3s warna merah, lalu

biru lalu merah, hal ini menunjukkan

keberadaan dua simpul radial.

14

Gambar 08. Tiga orbital 2p.

6.2 Orbital d

Permukaan probabilitas kelima orbital d ditunjukkan pada gambar 09. Fase

relatif cuping fungsi gelombang awal dinyatakan dengan warna berbeda. Orbital

d penting untuk memahami kimiawi unsur transisi.

Gambar 09. Penggambaran lima orbital d.

7. SPIN ELEKTRON: BILANGAN KUANTUM KEEMPAT

Pada tahun 1925, George Uhlenbeck dan Samuel Goudsmit mengajukan bahwa

beberapa fitur yang tidak dapat dijelaskan pada spektrum hidrogen dapat

dimengerti dengan mengasumsikan elektron berputar (spinning), seperti bumi

berputar pada sumbunya. Ada dua kemungkinan spin elektron. Kedua

kemungkinan ini memerlukan bilangan kuantum keempat, yaitu bilangan

kuantum spin elektron, ms. Bilangan kuantum ini dapat mempunyai nilai +

(juga dilambangkan dengan ) atau (juga dilambangkan dengan ), nilai ini

tidak bergantung nilai bilangan kuantum lainnya (gambar 10a).

Bukti gejala adanya spin elektron ditunjukkan oleh percobaan Stern dan

Gerlach pada tahun 1920. Perak diuapkan dalam oven, dan berkas atom perak

15

dilewatkan melalui medan magnet yang tidak seragam, dengan berkas terbelah

dua (gambar 10b). Berikut penjelasan yang disederhanakan.

1. Suatu elektron, karena spinnya, menghasilkan medan magnet.

2. Sepasang elektron dengan spin berlawanan tidak mempunyai medan magnet

netto.

3. Pada atom perak 23 elektron mempunyai satu jenis spin dan 24 elektron

mempunyai jenis spin yang berlawanan. Arah medan magnet netto yang

dihasilkan hanya bergantung pada spin dari elektron yang tidak berpasangan.

4. Elektron yang tidak berpasangan akan mempunyai peluang yang sama

memiliki spin +1/2 atau spin -1/2. Medan magnet yang diinduksi oleh atom

perak berinteraksi dengan medan yang tidak seragam, dan berkas atom perak

terbelah menjadi dua berkas.

(a)

(b)

Gambar 10. (a) Visualisasi spin elektron (b) Percobaan Stern-Gerlach.

16

8. ATOM MULTI ELEKTRON

Schrodinger mengembangkan persamaan gelombangnya untuk atom hidrogen,

yaitu atom yang hanya memiliki satu elektron. Untuk atom multielektron, timbul

faktor baru: saling tolak di antara elektron-elektron yang menyebabkan saling

berjauhan. Pendekatan hampiran diambil sehingga orbital elektron yang akan

diperoleh akan memiliki jenis yang sama untuk hasil atom hidrogen, dan disebut

orbital seperti-hidrogen. Dibandingkan atom hidrogen, bagian-bagian sudut dari

orbital suatu atom multielektron tidak berubah, namun bagian radialnya berubah.

Elektron pada orbital yang lebih dekat ke inti menghalangi (shield) inti dari

elektron yang lebih jauh. Akibatnya elektron yang menghalangi tersebut

mengurangi efektifitas inti dalam menarik elektron yang lebih jauh. Elektron

pada orbital s lebih efektif melindungi inti dari elektron yang lebih luar

dibandingkan elektron pada orbital p dan d. Kemampuan elektron orbital s yang

memungkinkannya lebih dekat ke inti disebut penembusan (penetration).

Elektron pada orbital dengan penembusan yang baik akan lebih baik dalam

melindungi daripada elektron dengan penembusan rendah.

Dalam beberapa hal, efek kombinasi dari jarak yang memendek antara

tingkat-tingkat energi yang berurutan pada bilangan kuantum yang lebih tinggi

(akibat energi berbanding terbalik dengan kuadrat n) dan pembelahan tingkat

energi subkulit (akibat perlindungan dan penembusan) mengakibatkan beberapa

tingkat energi yang tumpang tindih. Contohnya, berhubung penembusan ekstra

dari elektron 4s yang lebih tinggi dibandingkan elektron 3d, maka tingkat energi

4s di bawah tingkat 3d meskipun bilangan kuantum utamanya n lebih tinggi.

9. KONFIGURASI ELEKTRON

Konfigurasi elektron suatu atom adalah penandaan bagaimana elektron

terdistribusikan di berbagai orbital pada kulit utama dan subkulit. Berikut adalah

aturan untuk menetapkan elektron pada orbital.

a) Elektron menempati orbital sedemikian rupa untuk meminimumkan

energi suatu atom. Gambar 11 menyiratkan urutan penempatan elektron.

17

(12)

Gambar 11. Urutan pengisian elektron pada subkulit.

b) Tidak ada dua elektron dalam suatu atom mempunyai semua empat

bilangan kuantum yang sama-prinsip eksklusi Pauli. Dengan kata lain

hanya dua elektron yang dapat menempati orbital yang sama, dan kedua

elektron ini pasti mempunyai spin yang berlawanan. Akibatnya subkulit s

terdiri dari satu orbital dengan kapasitas dua elektron, subkulit p terdiri atas

tiga orbital dengan kapasitas total sebanyak enam elektron, dan seterusnya.

c) Bila ada orbital yang energinya identik (orbital berdegenerasi), elektron

mula-mula menempati orbital ini satu-demi-satu. Sejalan dengan aturan

ini (dikenal dengan aturan Hund), suatu atom cenderung mempunyai

sebanyak-banyaknya elektron takberpasangan.

Konfigurasi elektron pada atom karbon dapat ditunjukkan dengan tiga cara

yang berbeda:

Elektron pada orbital ditunjukkan sebagai panah. Arah panah terkait spin.

Elektron pada orbital yang sama dengan spin berlawanan disebut

berpasangan. Elektron pada orbital yang berbeda yang terisi satu-demi-satu

pada subkulit yang sama akan mempunyai spin yang sama, atau pararel.

18

Konfigurasi yang paling stabil atau konfigurasi yang paling menguntungkan

secara energetik untuk atom yang terisolasi, yang dibahas di sini, dinamakan

konfigurasi elektron keadaan dasar. Atom dengan konfigurasi yang bukan

paling stabil dikatakan atomnya berada dalam keadaan tereksitasi.

Proses Aufbau. Untuk menuliskan konfigurasi elektron digunakan proses

aufbau (bahasa Jerman) yang berarti membangun adalah dengan

menetapkan konfigurasi elektron pada unsur tersebut sesuai urutan

meningkatnya nomor atom. Untuk maju dari satu atom ke atom berikutnya,

ditambahkan satu proton dan beberapa neutron ke dalam inti dan kemudian

mendeskripsikan orbital yang akan ditambahi elektron. Berikut beberapa

contoh.

Z = 1, H. Keadaan energi terendah untuk elektron adalah orbital 1s.

Konfigurasi elektronnya adalah 1s1.

Z = 2, He. Elektron kedua masuk orbital 1s dan kedua elektron

mempunyai spin yang berlawanan, 1s2.

Z = 3, Li. Konfigurasi elektronnya 1s22s1.

Na: [Ne]3s1 dengan [Ne] disebut sebagai teras (core) neon dan 3s1

sebagai konfigurasi elektron valensi. Elektron yang ditambahkan ke

kulit elektronik yang mempunyai bilangan kuantum utama tertinggi

(kulit terluar atau kulit valensi) disebut elektron valensi.

Ar: [Ne]3s23p6

K: [Ar]4s1

19

Konfigurasi yang ditulis untuk Na dan K ini adalah konfigurasi

elektron ringkas berteraskan gas mulia (noble gas core abbreviated

electron configuration). Berikut contoh lainnya:

10. KONFIGURASI ELEKTRON DAN TABEL BERKALA

Menurut Bohr (1920) kaitan utama antara tabel berkala dengan teori kuantum

adalah konfigurasi elektron. Unsur-unsur dalam golongan yang sama pada

tabel akan memiliki konfigurasi lektron yang serupa.

Pada tabel 02, jika bilangan kuantum utama tertinggi, yaitu kulit terluar

(kulit valensi) diberi label n, maka:

Atom golongan 1 (logam alkali) memiliki satu elektron pada kulit terluar

yaitu ns1.

Atom golongan 17 (halogen) mempunyai tujuh elektron pada kulit

terluar dalam konfigurasi ns2np5.

Atom golongan 18 (gas mulia)-kecuali helium-memiliki kulit terluar

dengan delapan elektron dalam konfigurasi ns2np6.

20

Tabel 02. Konfigurasi elektron beberapa golongan unsur

Golongan Unsur Konfigurasi

Gambar 13 mengaitkan proses aufbau dengan tabel berkala dengan membagi

tabel ke dalam empat blok unsur berdasarkan subkulit yang terisi.

Blok s. Orbital s pada bilangan kuantum utama tertinggi (n) terisi, terdiri

atas golongan 1 dan 2 (plus He dalam golongan 18).

Blok p. Orbital p pada bilangan kuantum utama tertinggi (n) terisi, terdiri

atas golongan 13, 14, 15, 16, 17 dan 18 (kecuali He).

Blok d. Orbital d pada kulit elektronik n-1 (sebelum yang terluar) terisi,

terdiri atas golongan 3 hingga 12.

Blok f. Orbital f pada kulit elektronik n-2 terisi, unsur blok f adalah

lantanida dan aktinida.

Berdasarkan tabel 02 diketahui bahwa konfigurasi elektron terdiri atas

teras (core) gas mulia yang berkaitan dengan gas mulia dari periode

sebelumnya plus elektron tambahan untuk memenuhi nomor atomnya.

Dengan mengenali hal ini dan membagi tabel berkala ke ke dalam blok-

21

blok, dapat menyederhanakan tugas penentuan konfigurasi elektron.

Contohnya, strontium ada dalam golongan 2, golongan blok s kedua,

sehingga konfigurasi kulit valensi adalah 5s2 sebab strontium berada

pada periode kelima. Elektron sisanya berda dalam teras kripton (gas

mulia pada periode sebelumnya, jadi konfigurasi elektron Sr adalah

Sr: [Kr]5s2

Gambar 13. Konfigurasi elektron dan tabel berkala.

22

B. IKATAN KIMIA (Konsep Dasar)

1. Teori Lewis

Pada periode 1916-1919, dua orang Amerika, G.N Lewis dan Irving

Langmuir, dan satu orang Jerman, Walther Kossel, mengajukan usulan penting

mengenai ikatan kimia. Teori yang muncul ini dinamakan Teori Lewis, berikut ini

beberapa gagasan dasar yang berkaitan dengan teori Lewis:

1. Elektron, terutama yang terdapat di kulit elektron terluar (valensi), memainkan

peran fundamental dalam pembentukan ikatan kimia.

2. Dalam beberapa kasus, elektron ditransfer dari satu atom ke atom lain. Ion

positif dan ion negatif terbentuk dan saling tarik melalui gaya elektrostatik yang

dinamakan ikatan ionik (ionic bond).

3. Dalam kasus lain, satu atau lebih pasangan elektron digunakan bersama antara

atom-atom. Ikatan yang terbentuk oleh penggunaan bersama elektron di antara

atom-atom disebut ikatan kovalen (covalent bond).

4. Elektron ditransfer atau digunakan bersama sehingga setiap atom mencapai

konfigurasi elektron yang sangat stabil. Biasanya ini disebut konfigurasi gas

mulia, yaitu konfigurasi dengan delapan elektron di kulit terluar atau suatu

oktet.

1.1 Simbol Lewis dan Struktur Lewis

Simbol Lewis terdiri atas simbol kimia untuk menyatakan inti atom

(nucleus) dan elektron teras suatu atom, bersama dengan titik-titik yang

ditempatkan di seputar simbol tersebut untuk menyatakan elektron valensi.

Simbol Lewis lazimnya ditulis untuk unsur-unsur golongan utama namun

sangat jarang untuk unsur-unsur transisi. Simbol Lewis untuk silicon, yang

memiliki konfigurasi elektron [Ne]3s23p2 adalah:

Simbol Lewis lazimnya ditulis untuk unsur-unsur golongan utama

namun sangat jarang untuk unsur-unsur transisi.

23

Struktur Lewis adalah kombinasi simbol-simbol Lewis yang

menyatakan transfer atau penggunaan bersama elektron dalam suatu ikatan

kimia.

Pada dua contoh tersebut, kami menyatakan elektron yang terlibat

dalam pembentukan ikatan dengan cara berbeda (X) dari satu atom dan ()

dari atom lain. Hal ini membantu menekankan bahwa satu elektron

ditransfer dalam pembentukan ikatan ionik dan sepasang elektron

digunakan bersama dalam ikatan kovalen. Tentu saja, tidak mungkin untuk

membedakan elektron-elektron, dan selanjutnya kita hanya akan

menggunakan titik-titik () untuk menyatakan elektron dalam struktur

Lewis.

1.2 Struktur Lewis Untuk Senyawa Ionik

Untuk senyawa ionik dari unsur golongan utama, simbol Lewis dari

ion logam tidak mempunyai titik jika semua elektron valensinya lepas, dan

muatan ionik kation dan anionnya ditunjukkan. Gagasan ini digambarkan

seperti contoh sebagai berikut:

Contoh :

Tulislah struktur Lewis untuk senyawa berikut : (a) BaO; (b) MgCl2;

(c) aluminium oksida.

Penyelesaian :

(a) Tulislah simbol Lewisnya dan tentukan berapa elektron harus diperoleh

atau dilepaskan oleh setiap atom untuk mencapai konfigurasi elektron

gas mulia. Ba melepaskan dua elektron dan O memperoleh dua.

24

(b) Atom Cl hanya dapat menerima satu elektron karena telah mempunyai

tujuh elektron valensi. Satu elektron lagi akan melengkapi oktetnya.

Sebaliknya, atom Mg harus melepaskan dua elektron agar mencapai

konfigurasi elektron gas mulia neon. Jadi, dua atom Cl diperlukan untuk

setiap atom Mg.

(c) Rumus aluminium oksida langsung mengikuti struktur Lewis.

Gabungan satu atom Al, yang melepaskan tiga elektron, dan satu atom

O, yang memperoleh dua elektron, menyebabkan kelebihan satu

elektron yang lepas. Untuk mencocokkan banyaknya elektron yang

dilepaskan dan yang diperoleh, unit rumus harus didasarkan pada dua

atom Al dan tiga atom O.

Senyawa yang dijelaskan di atas adalah senyawa ionik biner yang terdiri

atas kation monatomik dan anion monatomik. Senyawa ionik terner

yang lazim ditemui terdiri atas ion monatomik dan ion poliatomik.

Pengikatan diantara atom-atom dalam ion poliatomik adalah kovalen.

25

2. Ikatan Kovalen

Telah diketahui bahwa semakin rendah energi ionisasi suatu unsur, maka

akan semakin bersifat logam. Natrium jauh lebih bersifat logam dibandingkan

hidrogen. Faktanya, hidrogen dipandang sebagai nonlogam. Atom hidrogen dalam

wujud gas tidak memberikan elektron kepada atom nonlogam lainnya. Pengikatan

diantara atom hidrogen dan atom klorin melibatkan penggunaan bersama elektron,

yang menghasilkan ikatan kovalen. Untuk menekankan penggunaan bersama

elektron, coba kita pikirkan struktur Lewis HCl dengan cara berikut ini:

Lingkaran dengan garis terputus menyatakan kulit elektron terluar dari

atom-atom yang berikatan. Banyaknya titik pada atau di dalam setiap lingkaran

menyatakan banyaknya elektron efektif dalam setiap kulit valensi. Atom H

mempunyai dua titik, sebagaimana pada konfigurasi elektron He. Atom Cl

mempunyai delapan titik, bersesuaian dengan konfigurasi kulit terluar Ar.

Perhatikan bahwa dua elektron antara H dan Cl dihitung dua kali. Kedua elektron

ini digunakan bersama oleh atom H dan atom Cl. Pasangan elektron yang digunakan

bersama ini membangun ikatan kovalen.

Teori Lewis membantu kita memahami mengapa hidrogen unsur dan klorin

unsur berada sebagai molekul diatomik, H2 dan Cl2. Sepasang elektron digunakan

bersama diantara kedua atom. Penggunaan bersama satu pasang elektron diantara

atom-atom yang terikat menghasilkan ikatan kovalen tunggal. Untuk menekankan

pentingnya pasangan elektron dalam teori Lewis, istilah pasangan ikatan digunakan

untuk pasangan elektron dalam ikatan kovalen, sementara pasangan bebas

digunakan untuk pasangan elektron yang tidak terlibat dalam pengikatan. Dalam

menuliskan struktur Lewis biasanya untuk mengganti beberapa pasangan elektron

dengan tanda hubung (), terutama untuk pasangan ikatan. Hal ini ditunjukkan

pada struktur Lewis berikut ini.

26

2.1 Ikatan Kovalen Koordinat

Teori Lewis mengenai pengikatan menjelaskan ikatan kovalen

sebagai penggunaan bersama sepasang elektron, tetapi ini tidak selalu

berarti bahwa setiap atom menyumbangkan satu elektron kepada ikatan.

Suatu ikatan kovalen yang satu atomnya menyumbangkan sekaligus dua

elektron kepada pasanagan yang digunakan bersama dinamakan ikatan

kovalen koordinat.

Ikatan yang terbentuk antara atom N dari NH3 dan ion H+ pada

gambar struktur di atas adalah ikatan kovalen koordinat. Namun, perlu

dicatat bahwa begitu ikatan ini telah terbentuk tidak mungkin lagi

mengatakan mana dari keempat ikatan N H yang merupakan ikatan

kovalen koordinat. Jadi, ikatan kovalen koordinat tidak dapat dibedakan dari

ikatan kovalen reguler.

2.2 Ikatan Kovalen Ganda

Seringkali lebih dari satu pasang elektron harus digunakan bersama

jika suatu atom harus mencapai oktet (konfigurasi elektron gas mulia). CO2

dan N2 adalah dua molekul yang atom-atomnya menggunakan bersama

lebih dari satu pasang elektron.

27

Pada aplikasi gagasan tentang struktur Lewis pada CO2 terlihat

bahwa atom C dapat menggunakan bersama satu elektron valensi dengan

setiap atom O sehingga membentuk dua ikatan tunggal karbon ke oksigen.

Namun, hal ini membuat atom C dan kedua atom O masih belum

oktet. Masalah ini diatasi dengan menggeser elektron tak berpasangan ke

dalam kawasan ikatan, yang ditunjukkan dengan tanda panah merah.

3. Ikatan Kovalen Polar dan Peta Potensial Elektrostatik

Ikatan kovalen yang elektronnya tidak digunakan bersama secara setara

diantara dua atom disebut ikatan kovalen polar. Pada ikatan seperti ini, elektron

bergeser ke arah unsur yang lebih nonlogam. Penggunaan bersama yang tidak setara

ini menghasilkan muatan negatif parsial pada unsur yang lebih nonlogam, ditandai

dengan -, dan muatan positif parsial pada unsur yang lebih logam, yang ditandai

dengan +. Jadi, dapat dinyatakan ikatan polar pada HCl menggunakan struktur

Lewis, dengan muatan parsial + dan - menunjukkan bahwa pasangan elektron

ikatan terletak lebih dekat pada atom Cl daripada atom H.

Potensial elektrostatik adalah kerja yang dilakukan dalam menggerakkan

satu unit muatan positif dengan kecepatan konstan dari satu kawasan molekul ke

kawasan lain. Peta potensial elektrostatik diperoleh dengan menelusuri secara

hipotetis permukaan densitas elektron dengan muatan titik positif. Muatan titik

positif akan tertarik ke kawasan kaya elektron, kawasan dengan muatan negatif

berlebih ketika semua muatan dari inti dan elektron telah diperhitungkan dan

potensial elektrostatik akan negatif. Suatu peta potensial elektrostatik memberi

informasi tentang distribusi muatan elektron dalam molekul.

28

Gambar 14. Determinasi dari peta potensial elektrostatik untuk amonia.

Peta ini memberikan distribusi muatan elektron di permukaan.

3.1 Elektronegativitas

Ikatan H Cl adalah polar sebab atom Cl mempunyai afinitas

elektron yang lebih besar dibandingkan atom H. Namun, afinitas elektron

adalah sifat atom, dan predikasi yang lebih bermakna dalam hal polaritas

ikatan adalah didasarkan pada sifat molekul, yaitu yang terkait dengan

kemampuan atom untuk melepaskan atau memperoleh elektron ketika atom

merupakan bagian dari molekul, bukannya sebagai atom yang terisolasi dari

atom lain.

Elektronegativitas, menjelaskan kemampuan atom untuk bersaing

memperoleh elektron dengan atom lain yang diikatnya. Dengan demikian,

elektronegativitas berkaitan dengan energi ionisasi dan afinitas elektron.

Unsur dengan energi ionisasi yang tinggi dan afinitas elektron yang besar

dan negatif, seperti fluorin, akan mempunyai elektronegativitas yang besar

29

relatif terhadap atom dengan energi ionisasi rendah dan afinitas elektron

kecil, seperti natrium.

Nilai elektronegativitas memungkinkan kita mendalami besarnya

sifat polar dalam ikatan kovalen berdasarkan selisih elektronegativitas, EN

nilai mutlak dari selisih nilai-nilai EN dari atom-atom yang berikatan. Jika

EN kedua atom sangat kecil, ikatan diantaranya pada dasarnya kovalen.

Jika EN besar, ikatan tersebut pada dasarnya ionik. Untuk nilai EN

pertengahan, ikatan dikatakan sebagai kovalen polar.

4. Menuliskan Struktur Lewis

4.1 Persyaratan Dasar

Beberapa fitur penting dari struktur Lewis, yaitu :

Semua elektron valensi dari atom pada struktur Lewis harus muncul

dalam struktur.

Biasanya, semua elektron dalam struktur Lewis berpasangan.

Biasanya, setiap atom mencapai oktet elektron pada kulit terluarnya.

Namun, hidrogen dibatasi pada dua elektron pada kulit terluarnya.

Adakalanya, ikatan kovalen ganda diperlukan. Ikatan kovalen ganda

terbentuk paling mudah oleh atom C, N, O, P dan S.

4.2 Struktur Kerangka

Dalam struktur kerangka dengan lebih dari dua atom, biasanya

dibedakan antara atom pusat dan atom terminal. Atom pusat terikat pada

dua atai lebih atom, dan atom terminal terikat hanya pada satu atom lainnya.

Contohnya, etanol, CH3CH2OH. Pada struktur ini, atom pusat baik atom C

maupun atom O dicetak dengan warna merah. Atom terminal semua enam

atom H dicetak dengan warna biru.

30

Ada beberapa fakta tambahan mengenai atom pusat, atom terminal, dan

struktur kerangka, yaitu:

Atom hidrogen selalu merupakan atom terminal.

Atom pusat umumnya adalah atom dengan elektronegatvitas terendah.

Atom karbon selalu merupakan atom pusat.

Kecuali untuk sejumlah besar molekul organik seperti rantai, molekul

dan ion poliatomik umumnya mempunyai struktur kompak dan simetris.

4.3 Strategi Untuk Menuliskan Struktur Lewis

Langkah-langkah yang harus dilakukan agar tercapai struktur Lewis yang

masuk akal dapat digambarkan dalam skema sebagai berikut :

Hitunglah total banyaknya elektron dalam struktur

Letakkan dua elektron di setiap ikatan pada struktur kerangka

Letakkan elektron yang

tersisa pada atom pusat

Kurangkan banyaknya elektron yang digunakan

sampai tahap ini dari total banyaknya elektron

valensi. Apakah ada elektron tersisa?

Gambarlah struktur kerangka

Indentifikasilah atom terminal

Lengkapi oktet atom-atom terminal (atom H

memerlukan duet)

Apakah semua atom

memiliki oktet?

Letakkan elektron yang

tersisa pada atom pusat

Letakkan elektron yang

tersisa pada atom pusat

31

4.4 Muatan Formal

Muatan formal adalah muatan yang tampak pada atom-atom tertentu

pada struktur Lewis yang muncul bila atom-atom tidak menyumbangkan

banyaknya elektron secara setara kepada ikatan kovalen yang

menghubungkannya. Muatan formal pada suatu atom dalam struktur Lewis

adalah banyaknya elektron valensi dalam atom bebas minus banyaknya

elektron yang ditempatkan ke atom itu pada struktur Lewis, dengan

elektron-elektron ditempatkan dengan cara berikut:

Hitunglah elektron pasangan bebas seperti semuanya kepunyaan atom

yang mengembannya.

Bagilah elektron pasangan ikatan secara setara diantara atom-atom yang

berikatan.

Muatan formal pada struktur Lewis dapat ditunjukkan dengan angka kecil

yang dilingkari.

Berikut ini adalah aturan umum yang dapat membantu menentukan struktur

Lewis yang masuk akal berdasarkan muatan formalnya.

Jumlah muatannya formal pada struktur Lewis harus sama dengan nol

untuk molekul netral dan harus sama dengan besarnya muatan untuk ion

poliatomik.

Bila muatan formal diperlukan, angkanya harus sekecil-kecilnya.

Muatan formal negatif biasanya muncul pada atom yang paling

elektronegatif; muatan formal positif pada atom yang paling kurang

elektronegatif.

Struktur yang mempunyai muatan formal dengan tanda yang sama pada

atom-atom bersebelahan cenderung tidak terjadi.

32

5. Resonansi

Situasi ketika dua atau lebih struktur Lewis yang masuk akal dapat

dituliskan tetapi struktur yang benar tidak dapat dituliskan sama sekali disebut

resonansi. Struktur sejatinya adalah hibrid resonansi dari struktur-struktur

penyumbang yang masuk akal. Struktur penyumbang yang dapat diterima pada

hibrid resonansi semuanya harus mempunyai struktur kerangka yang sama; atom-

atom hanya dapat berbeda dalam cara pendistribusian elektron di dalam struktur.

Dalam banyak kasus, ada beberapa struktur resonansi penyumbang yang

tidak berkontribusi secara setara. Contohnya anion azida, N3- dengan tiga struktur

resonansi berikut.

Kita dapat memutuskan struktur resonansi mana yang kemungkinan besar

berkontribusi paling banyak kepada hibrid dengan mengaplikasikan aturan umum

untuk muatan formal.

6. Kekecualian Pada Aturan Orbit

6.1 Spesies Dengan Elektron Ganjil

Teori Lewis hanya menangani pasangan elektron dan tidak

menjelaskan tempat meletakkan elektron tak berpasangan; elektron ini

dapat berada pada atom N atau O. Namun, untuk mendapatkan suatu

struktur yang bebas dari muatan formal, kita akan meletakkan elektron tak

berpasangan pada atom N.

Kehadiran elektron tak berpasangan mengakibatkan spesies berelektron

ganjil bersifat paramagnetik. NO adalah paramagnetik. Molekul dengan

jumlah elektron genap diharapkan semua elektronnya berpasangan dan

bersifat diamagnetik.

33

6.2 Oktet Tak Lengkap

Struktur Lewis untuk boron trifluoride mengarah ke struktur yang

atom B nya hanya memiliki enam elektron dalam kulit valensinya (oktet tak

lengkap). Suatu pengamatan yang mendukung struktur boron trifluoride

adalah bahwa panjang ikatan B F pada BF3 lebih pendek dibandingkan

untuk ikatan tunggal. Ikatan yang lebih pendek menyiratkan bahwa terdapat

lebih dari dua elektron, artinya, ada sifat ikatan ganda dalam ikatannya.

Elektronegativitas fluorin yang tinggi dan elektronegativitas boron yang

jauh lebih rendah menyiratkan sifat ionik yang cukup besar pada ikatan

boron ke fluorin. Ini menyiratkan kemungkinan struktur ionik seperti

berikut.

Spesies dengan oktet tak lengkap terbatas pada beberapa senyawa berilium,

boron, dan aluminium.

6.3 Kulit Valensi Terkembang

Telah diketahui bahwa dalam menuliskan struktur Lewis semua

atomnya kecuali H memiliki oktet lengkap, artinya setiap atomnya

mempunyai delapan elektron valensi. Ada beberapa struktur Lewis yang

melanggar aturan ini karena memiliki 10 atau bahkan 12 elektron valensi di

seputar atom pusat, menghasilkan apa yang disebut kulit valensi

terkembang. Contohnya, fosforus membentuk dua klorida, PCl3 dan PCl5.

Dapat dituliskan struktur Lewis untuk PCl3 dengan aturan oktet. Pada PCl5,

dengan lima atom Cl terikat langsung ke atom P pusat, kulit terluar dari

atom P tampaknya harus memiliki sepuluh elektron. Dapat dikatakan bahwa

kulit valensi telah berkembang menjadi 10 elektron. Pada molekul SF6, kulit

valensi tampak mengembang menjadi 12.

34

7. Bentuk Molekul

Bentuk molekul adalah gambaran geometrik yang diperoleh bila

menghubungkan inti-inti atom yang terikat dengan garis lurus. Untuk mendapatkan

penjelasan lengkap mengenai bentuk molekul, perlu diketahui dua kuantitas, yaitu:

Panjang ikatan, jarak antara inti-inti atom yang berikatan.

Sudut ikatan, sudut antara garis-garis bersebelahan yang mewakili ikatan.

Gambar 15. Bentuk geometrik molekul. Untuk menggambarkan geometri

bentuk molekul H20 dibutuhkan besar panjang ikatan dan sudut ikatan.

Molekul diatomik hanya mempunyai satu ikatan dan tidak ada sudut ikatan.

Berhubung bentuk geometrik yang dibentuk oleh dua titik adalah garis lurus, maka

semua molekul diatomik adalah linear. Molekul triatomik mempunyai dua ikatan

dan satu sudut ikatan.

7.1 Teori Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi (VSEPR)

Dalam teori VSEPR, berfokus pada pasangan elektron dalam kulit

elektron valensi atom pusat dalam suatu struktur. Akibatnya, akan

dihasilkan bentuk geometris tertentu untuk molekul.

Pasangan elektron akan saling menolak, baik ketika elektron-elektron tersebut berada dalam

ikatan kimia (ikatan pasangan) ataupun tidak digunakan bersama (pasangan bebas). Pasangan

elektron mengambil orientasi di seputar atom untuk meminimumkan tolakan.

35

Aspek lain dari teori VSEPR adalah fokus tidak saja pada pasangan

elektron, tetapi juga pada gugus elektron. Satu gugus elektron dapat berup

pasangan, baik pasangan bebas maupun pasangan ikatan, atau dapat pula

sebagai elektron tunggal yang tidak berpasangan pada atom dengan oktet

tak lengkap, seperti pada NO. Sebuah gugus dapat juga berupa ikatan

rangkap dua atau tiga diantara dua atom. Jadi, di dalam molekul

atom C pusat hanya mempunyai dua gugus elektron dalam

kulit valensinya. Setiap ikatan rangkap dua dengan dua pasang elektron

diperlakukan sebagai satu gugus elektron.

Dalam molekul H2O, dua dari keempat gugus elektron adalah

pasangan ikatan dan dua lainnya adalah pasangan bebas. Bentuk molekul

diperoleh dengan menghubungkan kedua inti H ke inti O dengan garis lurus.

Untuk H2O, geometri gugus elektronnya adalah tetrahedral dan geometri

molekulnya berbentuk V atau bengkok.

7.2 Beberapa Kemungkinan Untuk Distribusi Gugus Elektron

Geometri molekul sama seperti geometri gugus elektron hanya bila

semua gugus elektron merupakan pasangan ikatan. Jika satu atau lebih

gugus elektron adalah pasangan bebas, geometri molekulnya berbeda dari

geometri gugus elektron, meskipun diturunkan dari geometri tersebut.

Terdapat dua gagasan mengenai geometri gugus elektron dan geometri

molekul, yaitu :

1. Semakin dekat dua gugus elektron dipaksakan, semakin kuat tolakan

diantaranya.

2. Elektron pasangan bebas menyebar lebih luas dibandingkan elektron

pasangan ikatan. Akibatnya tolakan satu pasangan bebas dengan

pasangan bebas lainnya lebih besar dibandingkan antara dua pasangan

ikatan.

36

Strategi empat langkah berikut dapat digunakan untuk memprediksi bentuk

molekul, yaitu :

1. Menggambar struktur Lewis yang masuk akal untuk spesies (molekul

atau ion poliatomik).

2. Menentukan banyaknya gugus elektron di seputar atom pusat, dan

mengidentifikasi sebagai gugus elektron pasangan ikatan atau elektron

pasangan bebas.

3. Menetapkan geometri gugus elektron di seputar atom pusat linear,

planar-trigonal, tetrahedral, bipiramida-trigonal, atau oktahedral.

4. Menentukan geometri molekul dari posisi di seputar atom pusat yang

ditempati inti atom lain.

7.3 Molekul Dengan Lebih Dari Satu Atom Pusat

Walaupun banyak struktur yang hanya mempunyai satu atom pusat,

teori VSEPR dapat juga diaplikasikan pada molekul atau anion poliatomik

dengan lebih dari satu atom pusat. Dalam kasus ini, distribusi geometrik

atom-atom terminal di seputar setiap atom pusat harus ditentukan dan

hasilnya kemudian digabung menjadi satu deskripsi mengenai bentuk

molekul.

Contoh:

Mengaplikasikan teori VSEPR untuk molekul dengan lebih dari satu atom

pusat. Metil isosianat, CH3NCO, digunakan dalam manufaktur insektisida,

seperti karbaril (Sevin). Dalam molekul CH3NCO ini, tiga atom H dan atom

O adalah atom terminal dan dua atom C dan satu atom N adalah atom pusat.

Buatlah sketsa molekul ini.

Penyelesaian:

Untuk mengaplikasikan metode VSEPR, dimulai dengan struktur Lewis

yang masuk akal. Banyaknya elektron valensi pada struktur ini adalah :

Dari C Dari N Dari O Dari H

(2 x 4) (1 x 5) (1 x 6) (3 x 1) = 22

37

Dalam menggambarkan struktur kerangka dan menempatkan elektron

valensi, pertama-tama kita memperoleh struktur dengan oktet tak lengkap.

Dengan menggeser elektron yang terindikasi, maka dapat dicapai oktet pada

setiap atom.

Atom C di sebelah kiri mempunyai empat gugus elektron disekitarnya

semua berupa psangan ikatan. Bentuk di bagian ujung molekul ini

tetrahedral. Atom C di sebelah kanan, dengan membentuk dua ikatan

rangkap, diperlukan seolah mempunyai dua gugus elektron disekitarnya.

Distribusinya linear. Untuk atom N, tiga gugus elektron terdistribusi dengan

cara planar trigonal. Sudut ikatan C N C haruslah sekitar 120.

7.4 Bentuk Molekul dan Momen Dipol

Pada molekul HCl, atom Cl lebih elektronegatif dibandingkan atom

H. Elektron tergeser ke arah atom Cl. Molekul HCl adalah molekul polar.

Pada penggambaran berikut digunakan tanda panah dengan tanda silang di

ujungnya yang mengarah ke atom yang menarik elektron lebih kuat.

Jauhnya pergeseran muatan dalam suatu ikatan kovalen polar dinyatakan

dengan momen dipol (). Momen dipol adalah hasil kali muatan parsial ()

dengan jarak (d). Jika hasil kali x d mempunyai nilai 3,34 x 10-30 Coulomb

38

x meter (C.m), momen dipol () mempunyai nilai yang disebut 1 debye (D).

Satu metode percobaan dalam menentukan momen dipol didasarkan pada

perilaku molekul polar di medan listrik.

Molekul CO2 adalah nonpolar. Perlu dibedakan antara perpindahan densitas

muatan elektron dalam ikatan tertentu dan dalam molekul secara

keseluruhan. Selisih elektronegativitas antara C dan O mengakibatkan

perpindahan densitas muatan elektron ke arah atom O dalam setiap ikatan

karbon ke oksigen dan menghasilkan dipol ikatan.

C. IKATAN KIMIA (ASPEK-ASPEK TAMBAHAN)

1. METODE IKATAN VALENSI

Pembentukan ikatan kovalen dari aspek pertumpangtindihan orbital atom

dinamakan metode ikatan valensi (valence bond method). Terciptanya ikatan

kovalen dalam metode ikatan valensi biasanya didasarkan pada tumpang tindih

orbital terisi setengah, tetapi adakalanya tumpang tindih seperti itu melibatkan

orbital terisi penuh pada satu atom dan orbital kosong pada atom lainnya. Metode

ikatan valensi memberikan model pengiikatan elektron elektron terlokalisasi.

Elektron teras (core) dan elektron valensi pasangan bebas mempertahankan lokasi

orbital yang sama seperti dalam atom atom terpisah dan densitas muatan dari

elektron terikat terkonsentrasi di kawasan pertumpang tindihan orbital.

Gambar 16. Pengikatan dalam H2S

39

2. HIBRIDASI ORBITAL ATOM

Dalam sebagian besar kasus, penjelasan tentang geometri molekul

berdasarkan pertumpangtindihan sederhana orbital atom yang tidak dimodifikasi

ternyata tidak cocok dengan hasil pengamatan. Contohnya, berdasarkan konfigurasi

elektron keadaan dasar dari kulit valensi karbon adalah

Hidrokarbon paling sederhana yang teramati pada kondisi normal laboratorium

adalah metana, CH4. Metana adalah molekul stabil yang tidak reaktif dengan rumus

molekul yang konsisten dengan aturan oktet dari teori Lewis. Untuk mendapatkan

rumus molekul metana melalui metode ikatan valensi, kita memerlukan diagram

orbital untuk karbon dengan empat elektron takberpasangan sehingga

tumpangtindih orbital menghasilkan empat ikatan C H. Konfigurasi elektron yang

dihasilkan adalah konfigurasi elektron keadaan tereksitasi.

Konfigurasi elektron pada keadaan tereksitasi ini menyiratkan suatu suatu molekul

dengan tiga ikatan C H yang saling tegak lurus. Ikatan keempat akan mengarah

ke posisi manapun dalam molekul yang dapat mengakomodasi atom H keempat.

Suatu skema pengikatan yang didasarkan pada konfigurasi elektron keadaan

tereksitasi kurang dalam menjelaskan sudut ikatan dalam CH. Salah satu cara

mengatasi masalah ini adalah dengan memodifikasi orbital atom dari atomatom

terikat. Kombinasi aljabar dari persamaan gelombang satu orbital 2s dan tiga orbital

2p atom karbon menghasilkan satu set baru yang terdiri atas empat orbital identik.

Orbital baru ini, yang terarah secara tetrahedral, memiliki energi pertengahan antara

orbital 2s dan 2p. Orbital atom murni dengan orbital atom terformulasi untuk atom

terikat dinamakan hibridisasi (hybridization) dan orbital baru disebut orbital

hibrid (hybrid orbital).

40

Dalam skema hibridisasi, banyaknya orbital hibrid sama dengan total

banyaknya orbital atom penyusunnya. Simbol menunjukkan jumlah dan jenis

orbital yang terlibat. Jadi, sp3 menandakan bahwa satu orbital s dan tiga orbital p

bergabung. Penggambaran untuk hibridisasi sp3 dari orbital kulit valensi karbon

adalah

Tujuan skema hibridisasi adalah menjelaskan bentuk molekul berdasarkan fakta

dari hasil percobaan. Hibridisasi bukanlah fenomena fisis yang sebenarnya. Untuk

beberapa ikatan kovalen tidak ada satu skema hibridisasi yang terbukti baik.

Namun, konsep hibridisasi bekerja dengan sangat baik untuk molekul yang

mengandung karbon sehingga banyak digunakan dalam kimia organik.

PENGIKATAN DALAM H2O DAN NH3

Ketika diaplikasikan untuk H2O dan NH3, teori VSEPR menjelaskan

geometri gugus elektron tetrahedral untuk empat gugus elektron. Pengikatan dalam

NH3, contohnya dapat dideskripsikan dari aspek diagram orbital kulit valensi untuk

nitrogen sebagai berikut :

Berhubung satu dari orbital sp3 dihuni oleh sepasang elektron pasangan bebas,

hanya tiga orbital sp3 terisi setengah yang terlibat dalam pembentukan ikatan.

Sekalipun skema hibridisasi sp3 tampaknya bekerja sangat baik untuk H2O dan

NH3, ada bukti teoritis dan percobaan (spektroskopis) yang mengarah pada diskripsi

berdasarkan orbital p yang tidak terhibridisasi dari atom pusat.

41

ORBITAL HIBRID sp2

Tetangga golongan 13 karbon yaitu boron mempunyai empat orbital tetapi

hanya mempunyai tiga elektron dalam kulit valensinya. Untuk kebanyakan

senyawa boron, skema hibridisasi yang layak menggabungkan satu orbital 2s dan

dua orbital 2p menjadi tiga orbital hibrid sp2 dan meninggalkan satu orbital p yang

tidak terhibridisasi. Skema hibridisasi sp2 berkaitan dengan geometri gugus

elektron planar trigonal. Dalam skema hibridisasi dari teori ikatan valensi,

banyaknya orbital terkekalkan, artinya dalam atom yang berhibridisasi sp2 masih

ada empat orbital, tiga hibrid sp2 dan satu orbital p yang tidak terhibridisasi.

Gambar 17. Skema hibridisasi sp2

ORBITAL HIBRID sp

Tetangga boron di golongan dua, berilium, memiliki empat orbital dan

hanya dua elektron dalam kulit valensinya. Dalam skema hibridisasi yang terbaik

menjelaskan senyawa gas berilium tertentu, orbital 2s dan satu orbital 2p. Be

42

berhibridisasi menjadi dua orbital hibrid sp dan dua orbital 2p sisanya tidak

berhibridisasi.

ORBITAL HIBRID sp3d DAN sp3d2

Untuk menjelaskan skema hibridisasi yang berhubungan dengan geometri

gugus 5 elektron dan 6 elektron dari teori VSEPR, perlu melangkah lebih jauh dari

subkulit s dan p pada kulit valensi dan ini berarti melibatkan kontribusi orbital d.

Tercapainya lima orbital fosforus terisi setengah untuk menjelaskan lima ikatan P

Cl dalam PCl5 dan geometri molekul bipiramida trigonalnya melalui hibridisasi

satu orbital s, tiga orbital p dan satu orbital d pada kulit valensi menjadi lima orbital

hibrid sp3d.

Tercapainya enam orbital sulfur terisi setengah untuk menjelaskan enam ikatan S

F dalam SF6 dan geometri molekul oktahedralnya melalui hibridisasi satu orbital s,

tiga orbital p, dan dua orbital d pada kulit valensi menjadi enam orbital hibrid sp3d2.

ORBITAL HIBRID DAN TEORI TOLAKAN PASANGAN ELEKTRON

KULIT VALENSI (VSEPR)

Pada tahun 1931, Linus Pauling mengenalkan konsep hibridisasi orbital

untuk menjelaskan geometri CH4, H2O, dan NH3. N.V. Sidgwick dan H.E. Powell

adalah yang pertama kali menyarankan bahwa geometri molekul ditentukan oleh

susunan pasangan elektron dalam kulit valensi dan selanjutnya dikembangkan ke

dalam seperangkat aturan yang dikenal sebagai VSEPR oleh Ronald Gillespie dan

43

Ronald Nyholm pada tahun 1957. Keuntungan VSEPR adalah bahwa teori ini

memiliki kemampuan prediksi berdasarkan struktur Lewis, sementara skema

hibridisasi memerlukan pengetahuan awal mengenai geometri molekul. Skema

hibridisasi yang mungkin untuk atom pusat dalam struktur dalam metode ikatan

valensi dapat dipilih dengan:

Menuliskan struktur Lewis yang masuk akal untuk spesies yang diamati

Menggunakan teori VSEPR untuk memprediksi geometri gugus elektron

atom pusat yang mungkin

Menyeleksi skema hibridisasi yang berhubungan dengan geometri gugus

elektron.

3. IKATAN KOVALEN GANDA

Dua jenis tumpang tindih orbital terjadi bila ikatan ganda dideskripsikan

dengan metode ikatan valensi. Contoh spesifik ikatan rangkap dua karbon ke

karbon dalam etilena, C2H4, dan ikatan rangkap tiga karbon ke karbon dalam

asetilena, C2H2.

Pengikatan Dalam C2H4

Etilena mempunyai ikatan rangkap dua karbon ke karbon dalam struktur Lewisnya.

44

Etilena adalah molekul planar dengan sudut ikatan H C H dan H C C sebesar

1200. Teori VSEPR memperlakukan setiap atom C dikelilingi oleh tiga gugus

elektron dalam susuunan planar trigonal. Salah satu ikatan diantara dua atom

karbon dihasilkan dari tumpang tindih orbital hibrid sp2 dari setiap atom. Tumpang

tindih ini terjadi di sepanjang garis yang menghubungkan inti kedua atom tersebut.

Orbital orbital yang bertumpang tindih dengan cara ujung ke ujung ini

menghasilkan ikatan sigma, dilambangkan dengan . Ikatan kedua diantara kedua

atom C dihasilkan dari tumpang tindih orbital p yang tidak berhibridisasi. Dalam

ikatan ini, ada kawasan dengan densitas muatan elektron yang tinggi di atas dan di

bawah bidang dari atom karbon dan atom hidrogen. Ikatan yang dihasilkan dengan

cara tumpang tindih sisi ke sisi dari dua orbital paralel dinamakan ikatan .

Gambar 18. Pengikatan dan dalam C2H4

Model bola dan tongkat mengilustrasikan pengikatan dalam etilena. Model ini

menunjukkan bahwa:

Bentuk molekul ditentukan hanya oleh orbital yang membentuk ikatan

Rotasi pada ikatan rangkap dua sangat terbatas. Pada model bola dan

tongkat atom H terminal mudah memuntir dan merotasi pada ikatan s yang

menghubungkannya dengan atom C. Namun, untuk memelintir satu gugus

45

-CH2 ke luar bidang lainnya akan mengurangi banyaknya orbital p yang

bertumpang tindih dan melemahkan ikatan . Ikatan rangkap dua adalah

ikatan yang kaku dan molekul C2H4 adalah planar.

Pengikatan Dalam C2H2

Pengikatan dalam asetilena, C2H2, serupa dengan yang ada di C2H2 tetapi dengan

perbedaan berikut. Struktur Lewis C2H2 menampilkan ikatan kovalen rangkap tiga.

Molekul ini liniear. Skema hibridisasi untuk menghasilkan orbital hibrid dalam

orientasi liniear adalah sp. Diagram orbital kulit valensi yang menyatakan

hibridisasi sp adalah pada ikatan rangkap tiga dalam C2H2, salah satu dari ikatan

karbon ke karbon adalah ikatan dan dua lainnya adalah ikatan .

Gambar 19. Pengikatan dan dalam C2H2

Model bola dan tongkat etilena, C2H4

46

4. TEORI ORBITAL MOLEKUL

Teori orbital molekul (molecular orbital theory), dimulai dengan gambar

sederhana molekul tetapi dengan cepat menjadi rumit pada rinciannya. Teori ini

menempatkan elektron elektron dalam sebuah molekul ke dalam satu seri orbital

yang dimiliki oleh molekul tersebut secara keseluruhan. Orbital molekul yang

terbentuk oleh interferensi destruktif (pengurangan) dua orbital 1s mengakibatkan

berkurangnya probabilitas elektron di antara inti inti. Ini menghasilkan orbital

molekul anti ikatan (antibonding molecular orbital), dilambangkan dengan

superskrip (*) sebab interferensi destruktif menempatkan densitas muatan elektron

yang sangat rendah di antara kedua inti. Probabilitas elektron atau densitas muatan

elektron dalam orbital *1s adalah (1sA 1sB)2. Dengan densitas muatan elektron

yang rendah diantara inti inti atom, inti tidak terhalang dari inti lainnya, maka

terjadilah tolakan kuat dan ikatan melemah (sehingga diberi istilah anti ikatan).

Orbital molekul anti ikatan ini dilambangkan dengan *1s dan berada pada energi

yang lebih tinggi dibandingkan orbital atom 1s.

Gambar 20. Interaksi dua atom Hidrogen menurut Teori Molekul

47

GAGASAN DASAR YANG MENYANGKUT ORBITAL MOLEKUL

1. Banyaknya orbital molekul (molecular orbital) yang terbentuk sama dengan

banyaknya orbital atom yang bergabung

2. Dari dua orbital molekul yang terbentuk, bila dua orbital atom bergabung salah

satunya adalah orbital molekul ikatan pada energi yang lebih rendah

dibandingkan dengan orbital atom asalnya. Lainnya adalah orbital molekul anti

ikatan pada energi yang lebih tinggi.

3. Pada konfigurasi keadaan dasar, elektron memasuki orbital molekul yang

energinya paling rendah

4. Jumlah maksimum elektron dalam orbital molekul tertentu adalah dua

5. Pada konfigurasi keadaan dasar, elektron elektron memasuki orbital molekul

orbital molekul yang berenergi sama satu demi satu sebelum elektron

elektron tersebut mulai berpasangan

Suatu spesies molekul yang stabil memiliki lebih banyak elektron dalam orbital

ikatan dibandingkan dalam orbital anti ikatan. Dalam teori orbital molekul, orde

ikatannya adalah setengah dari selisih jumlah elektron ikatan dan elektron anti

ikatan.

MOLEKUL DIATOMIK UNSUR UNSUR PERIODE PERTAMA

H2+

Spesies ini mempunyai satu elektron. Elektron ini memasuki orbital 1s yaitu

orbital molekul ikatan. Orde ikatannya adalah

H2

Molekul ini mempunyai dua elektron, keduanya dalam orbital 1s. Orde

ikatannya adalah 1

48

He2+

Ion ini mempunyai tiga elektron. Dua elektron berada pada orbital 1s dan satu

orbital pada *1s. spesies ini ada sebagai ion stabil dengan orde ikatan 1/2 .

He2

Dua elektron berada dalam orbital 1s dan dua dalam orbital *1s. Orde

ikatannya adalah 0. Tidak ada ikatan yang dihasilkan. He2 bukanlah ikatan

yang stabil.

Gambar 21. Diagram orbital molekul untuk molekul diatomik

dan ionion dari unsur periode pertama

ORBITAL MOLEKUL UNSUR UNSUR PERIODE KEDUA

Orbital molekul yang terbentuk melalui penggabungan orbital atom 2s sama

dengan yang terbentuk dari orbital atom 1s, kecuali berada pada energi yang lebih

tinggi. Dua cara yang mungkin bagi orbital atom 2p untuk bergabung menjadi

orbital molekul dari ujung ke ujung dan sisi ke sisi. Tumpang tindih terbaik untuk

orbital p adalah di sepanjang garis lurus (artinya dari ujung ke ujung). Gabungan

ini menghasilkan orbital molekul , yaitu 2p dan *2p. Dalam pembentukan

gabungan orbital ikatan dan anti ikatan di sepanjang sumbu antar intiharus

mempertimbangkan fase orbital 2p. Cuping positif yang berwarna gelap mengarah

49

ke inti dan fungsi fungsi gelombangnya sefase, maka penjumlahan kedua fungsi

gelombang menghasilkan kenaikan densitas elektron di kawasan antar inti dan

menghasilkan orbital 2p. Bila dua orbital atom dengan cuping cuping berlawanan

fase mengarah ke kawasan antar inti, sebuah bidang simpul di pertengahan antar

inti akan terbentuk dan menghasilkan orbital anti ikatan *2p. Penggabungan sisi

ke sisi dari sepasang orbital 2p akan menghasilkan orbital molekul jenis yaitu 2p

dan *2p. orbital jenis 2p terbentuk dengan cara menjumlahkan orbital p pada satu

inti dengan orbital p pada inti lainnya, sehingga cuping positif dan cuping negatif

dari satu orbital berada sefase dengan cuping positif dan cuping negatif dari orbital

p yang lain pada inti lainnya. Orbital anti ikatan *2p dibentuk melalui pengurangan

dua orbital p yang tegak lurus terhadap sumbu antarinti. Selain bidang simpul yang

mengandung inti, suatu simpul terbentuk di antara intiinti dan ini merupakan sifat

anti ikatan. Dalam orbital molekul anti ikatan yang ada di bidang simpul diantara

inti inti dengan desitas muatan elektron menurun hingga nol.

Gambar 22. Pembentukan orbital ikatan dan orbital anti ikatan dari orbital 2p

50

Gambar 23. Penggabungan orbital atom 2p

Diagram tingkat energi untuk orbital molekul yang terbentuk dari orbital

atom kulit elektronik utama kedua berhubungan dengan tingkat energi orbital atom.

Contohnya, orbital molekul yang terbentuk dari orbital 2s berada pada energi yang

lebih rendah daripada yang terbentuk dari orbital 2p. Ekspektasi lain adalah bahwa

orbital ikatan jenis seharusnya memiliki energi lebih rendah dibandingkan dengan

jenis , sebab tumpang tindih ujung ke ujung dari orbital 2p mestinya lebih meluas

dibandingkan tumpang tindih sisi ke sisi, menghasilkan energi yang lebih rendah.

51

Berikut ini adalah bagaimana penempatan elektron elektron pada orbital

molekul dari molekul diatomik unsur unsur periode kedua. Dimulai dengan

orbital 1s dan *1s yang terisi penuh. Kemudian menambahkan elektron sesuai

dengan urutan menaiknya energi ke orbital molekul kulit utama kedua yang

tersedia. Sama seperti saat menyusun orbital atom kulit valensi, orbital molekul

kulit kedua dari molekul diatomik dapat disusun dengan urutan menaiknya energi.

Kemudian elektron dapat ditempatkan ke orbital orbital tersebut sehingga

didapatkan diagram orbital molekul.

52

Gambar 24. Diagram orbital molekul untuk molekul diatomik homointi unsur

periode kedua

Dalam kasus homointi, kedua atom adalah sama dan koefisiennya adalah setara

sebab terdapat probabilitas yang setara untuk menemukan elektron di dalam orbital

yang berkaiatan dengan dua inti tersebut. Jika intinya berbeda, diharapkan terdapat

probabilitas yang lebih besar untuk menemukan elektron di dalam orbital yang

berkaitan dengan unsur yang lebih elektronegatif. Energi orbital ikatan lebih dekat

53

ke energi unsur yang lebih elektronegatif, sementara energi orbital anti ikatan lebih

dekat ke energi unsur yang kurang elektronegatif. Kedua atom tidak boleh terpisah

terlalu jauh nomor atomnya agar orde tingkat energinya tidak terlalu berbeda dari

yang ditemukan untuk spesies diatomik homointi.

Gambar 25. Dua skema tingkat energi dari orbital molekul yang mungkin

untuk molekul diatomik dari unsur periode kedua

54

5. ELEKTRON TERDELOKALISASI: PENGIKATAN DALAM

MOLEKUL BENZENA

PENGIKATAN DALAM BENZENA

Pada tahun 1865, Friedrick Kekul mengajukan usulan pertama kali

mengenai struktur benzena. Ia menyarankan bahwa molekul C6H6 terdiri atas cincin

karbon heksagonal yang dihubungkan melalui ikatan kovalen tunggal dan ikatan

rangkap secara berselang seling. Setiap atom C dihubungkan dengan dua atom C

lainnya dan dengan satu atom H. Untuk menjelaskan fakta bahwa ikatan karbon ke

karbon semuanya sama, Kekul menyarankan bahwa ikatan tunggal dan ikatan

rangkap terus menerus berosilasi dari satu posisi ke posisi lainnya. Pemahaman

yang lebih seksama mengenai pengikatan dalam molekul benzena dapat diperoleh

melalui penggabungan metode ikatan valensi dan metode orbital molekul.

Kerangka ikatan untuk struktur planar yang teramati dapat dikonstruksikan

dengan sudut ikatan 120o dengan menggunakan hibridisasi sp2 padaa setiap atom

karbon. Tumpang tindih ujung ke ujung dari orbital sp2 menghasilkan ikatan .

Keenam orbital 2p sisanya digunakan untuk mengkonstruksi ikatan

terdelokalisasi. Untuk menggambarkan pengikatan terdelokalisasi, simbol untuk

benzena sering ditulis sebagai heksagon dengan lingkaran di dalamnya.

Gambar 26. Pengikatan dalam benzena (C6H6) dengan metode ikatan valensi

Enam orbital atom 2p dari atom C bergabung membentuk enam orbital

molekul dengan jenis ini. Tiga dari orbital molekul jenis ini adalah orbital

molekul ikatan, dan tiga lainnya adalah anti ikatan. Keenam orbital 2p sefase

sebagaimana ditunjukkan oleh fakta bahwa semua cuping warna gelap berada pada

satu sisi kerangka . Dua orbital molekul ikatan berikutnya masingmasing

55

mempunyai satu simpul sehingga mempunyai energi yang sama, artinya dua orbital

tersebut berdegenerasi. Pasangan orbital berikutnya yaitu orbital anti ikatan.

Mempunyai dua simpul dan orbital terakhir mempunyai 3 simpul

Ketiga orbital ikatan terisi penuh dengan enam elektronnya (satu elektron

2p dari setiap atom C ) dan ketiga orbital anti ikatan tetap kosong. Orde ikatan yang

berhubungan dengan keenam elektron dalam orbital molekul ikatan adalah 3.

Ketiga ikatan terdistribusi di antara keenam atom C yang menjadi setengah ikatan

diantara setiap pasang atom C. Ketiga orbital molekul ikatan pada C6H6

menggambarkan distribusi muatan elektron dalam molekul. Karena tersebar

diantara keenam atom C dan bukannya terkonsentrasi diantara pasangan atom C,

maka orbital molekul ini disebut orbital molekul terdelokalisasi (delocalized

molecular orbital ).

Gambar 27. Diagram orbital molekul untuk C6H6

6. PENGIKATAN DALAM LOGAM

Dalam atom nonlogam, kulit valensi biasanya mempunyai lebih banyak

elektron dibandingkan jumlah orbitalnya. Pada teori pengikatan logam begitu

56

banyak pengikatan dapat terjadi dengan elektron yang sangat sedikit. Teori ini juga

menjelaskan bahwa logam memperlihatkan derajat yang jauh lebih banyak dalam

sifat tertentu dibandingkan nonlogam, misalnya tampilan yang mengkilat,

kemampuan menghantar listrik, dan mudahnya deformasi (logam mudah ditipiskan

membentuk lembaran dan ditarik menjadi kawat).

Model Lautan Elektron

Padatan logam digambarkan sebagai jaringan ion positif yang terendam

dalam lautan electron. Elektron dalam larutan ini adalah adalah bebas (tidak

terikat pada ion manapun) dan mudah bergerak. Jadi, jika elektron dari suatu

sumber eksternal memasuki kawat logam di salah satu ujungnya, elektron bebas

akan bergerak melalui kawat dan meninggalkan kawat di ujung lain dengan laju

yang sama. Elektron bebas (elektron yang ada di lautan elektron) tidak terbatas

kemampuannya dalam menyerap foton cahaya tampak sebab elektron elektron itu

melenting pada atom. Jadi, logam menyerap cahaya tampak dan bersifat opak.

Elektron pada permukaan logam mampu meradiasi ulang cahaya yang mengenai

permukaan pada frekuensi yang sama sehingga menjelaskan tampilan mengilap dari

logam. Mudahnya deformasi logam dapat dijelaskan sebagai berikut, jika satu

lapisaan ion logam dipaksa saling memasuki, misalkan dengan hantaman paku,

tidak akan ada ikatan yang pecah. Struktur internal logam pada dasarnya tidak

berubah dan lautan elektron dengan cepat menyesuaikan dengan situasi baru.

57

Gambar 28. Model lautan elektron dari logam

Teori Pita

Model lautan elektron adalah penjelasan kualitatif sederhana mengenai

wujud logam, tetapi untuk kebanyakan tujuan, teori pengikatan logam yang

digunakan adalah suatu bentuk teori orbital molekul yang disebut teori pita (bond

theory). Dalam pembentukan orbital molekul dan pengikatan antara dua atom Li,

setiap atom Li menyumbang satu orbital 2s pada pembentukan dua orbital molekul,

2s dan *2s. Elektron yang semula didiskripsikan sebagai elektron 2s1 dari atom Li

masuk dan mengisi setengah orbital molekul ini. Artinya elektron mengisi penuh

orbital 2s dan meninggalkan *2s kosong. Jika gabungan atomatom Li diperluas

dengan atom Li ketiga, maka tiga orbital molekul terbentuk dan mengandung total

tiga elektron, set orbital molekul terisi setengah. Proses ini dapat diperluas ke

jumlah atom yang sangat banyak (N) yaitu total banyaknya atom dalam kristal Li.

Hasil yang didapatkan berupa satu set yang terdiri dari N orbital molekul dengan

pemisahan energi yang sangat kecil diantara setiap pasang tingkat energi yang

58

berurutan. Kumpulan dari tingkat energi orbital molekul yang sangat berdekatan

dinamakan pita energi.

Dalam pita ini ada N elektron (elektron 2s dari setiap atom Li) yang

menghuni N/2 orbital molekul dengan energi terendah secara berpasangan.

Elektron elektron tersebut adalah elektron elektron yang menyebabkan

pengikatan atom atom Li. Elektron elektron tersebut adalah elektron valensi dan

pita tempat elektron elektron tersebut ditemukan dinamakan disebut pita valensi.

Selisih energi antara tingkat terhuni dan tingkat tidak terhuni dalam pita valensi

begitu kecil, maka elektron dapat dengan mudah tereksitasi dari tingkat terhuni

tertinggi ke tingkat tidak terhuni yang terletak tepat di atasnya. Eksitasi ini

menimbulkan efek berupa elektron yang bergerak, dapat dilakukan dengan

memberi sedikit beda potensial listrik. Sifat penting untuk konduktivitas listrik

adalah suatu pita energi yang hanya sebagian terisi elektron. Pita energi seperti ini

disebut pita konduksi. Pada Lithium, pita 2s merupakan pita valensi dan sekaligus

pita konduksi.

Gambar 29. Pembentukan pita energi dalam logam Litium

Gambar 30. Logam, semikonduktor, dan insulator menurut teori pita

59

Semikonduktor

Banyak alat elektonik modern bergantung pada penggunaan material

semikonduktor. Diode pemancar cahaya (Light Emitting Diode, LED), transistor,

dan sel surya (solar cell) adalah beberapa komponen elektronik yang kita kenal

menggunakan semikonduktor. Yang menentukan sifat elektronik dari

semikonduktor adalah celah energi (celah pita) diantara pita valensi dan pita

konduksi. Dalam beberapa material, misalnya Kadmium kuning (CdS), celah ini

berukuran tetap. Material seperti ini disebut semikonduktor intrinsik. Bila cahaya

putih berinteraksi dengan semikonduktor ini, elektron tereksitasi (terpromosi) ke

pita konduksi. CdS menyerap cahaya violet dan sedikit cahaya biru, tetapi frekuensi

lain mengandung energi yang lebih kecil daripada yang diperlukan untuk

mempromosikan elektron di atas celah energi ini. Frekuensi yang tidak diserap akan

dipantulkan dan warna yang dilihat adalah kuning. Beberapa semikonduktor,

seperti GaAs dan PbS, mempunyai celah pita yang cukup kecil sehingga semua

frekuensi cahaya tampak akan diserap. Tidak ada cahaya tampak yang dipantulkan

dan material tampak berwarna hitam.

Dalam semikonduktor seperti silikon dan germanium, pita valensi terhuni

dan pita konduksi kosong dipisahkan hanya oleh celah energi yang sempit. Elektron

dalam pita valensi dapat memperoleh energi termal yang cukup untuk melompat ke

tingkat pita konduksi. Semakin besar energi termal, semakin banyak elektron yang

dapat membuat transisi. Dengan cara ini, teori pita menjelaskan pengamatan bahwa

konduktivitas listrik pada semikonduktor meningkat dengan meningkatnya suhu.

Dalam banyak semikonduktor ekstrinsik, ukuran celah pita dikendalikan dengan

menambahkan pengotor (impurity) secara seksama. Prosesnya dinamakan

pendadahan (doping). Sebagai contoh pada proses pendadahan pada silikon.

Ketika silikon didadah dengan fosforus, tingkat energi atom P terletak tepat

di bawah pita konduksi silikon. Setiap atom P menggunakan empat dari lima

elektron valensinya untuk membentuk ikatan dengan empat atom Si tetangga dan

energi termal saja cukup untuk mengakibatkan elektron valensi terpromosikan ke

pita konduksi, meninggalkan ion positif P+ yang imobil (tak bergerak). Atom P

disebut atom donor dan konduktivitas listrik dalam semikonduktor jenis ini

60

melibatkan gerakan elektron dari atom donor melalui pita konduksi. Jenis

semikonduktor ini disebut jenis n, dengan n berarti negatif.

Jika silikon didadah dengan aluminium, tingkat energi atom Al yang disebut

sebagai atom akseptorterletak tepat di atas pita valensi silikon. Berhubung satu

atom Al hanya mempunyai tiga elektronvalensi, atom Al membentuk ikatan

pasangan elektron regular dengan tiga atom Si tetangga, tetapi hanya membentuk

ikatan berelektron satu dengan atom Si keempat. Namun, satu elektron dengan

mudah terpromosikan dari pita valensi ke atom Aldalam tingkat akseptor.

Membentuk ion negatif Al- imobil. Ketika peristiw ini terjadi suatu lubang positif

(positif hole) tercipta pada pita valensi. Berhubung konduktivitas listrik dalam

semikonduktor ini terdiri atas migrasi lubang lubang positif, maka disebut

semikonduktor jenis p.

Gambar 31. Semikonduktor jenis p dan n