ikatan kimia anorganik_2

Orbital atom dan Molekul
Orbital atom adalah daerah dimana elektron terdapat sebagai awan elektron yang diffuse di
sekitar inti. Besarnya orbital atom ditentukan oleh bilangan kuantum utama n, bentuknya
ditentukan oleh bilangan kuantum sekunder l dan orientasinya dalam ruang ditentukan oleh
bilangan kuantum magnet m. Orbital atom yang penting pada penbentukan ikatan kimia ada
tiga, yaitu orbital s (l=0), orbital p (l=1), dan orbital d (l=2).
Teori yang sekarang banyak digunakan untuk menjelaskan ikatan kovalen ialah teori orbital
molekul. Dalam teori ini tiap-tiap molekul dianggap mempunyai orbital seperti pada atom.
Prinsip pauli juga berlaku disini, jadi tidak mungkin orbital molekul mempunyai dua elektron
yang persis sama. Ini berarti setiap orbital molekul hanya dapat diisi oleh dua elektron yang
pintalnya berlawanan. Elektron – elektron yang membentuk molekul , mengisi orbital
molekul sesuai dengan tingkat energi dan spin seperti didalam atom. Istilah orbital atom s, p,
dan d diganti dengan π dan 𝜎 dalam orbital molekul.
Orbital atom yang dapat membentuk orbital molekul yang memenuhi syarat harus memenuhi persyaratan
tertentu,yaitu
a)Harus menggambarkan keadaan dengan energi yang sama
b)Saling tumpangsuh yang berarti
c)Mempunyai simetri yang sama terhadap sumbu molekul A-B
Kombinasi orbital S
Bila orbital atom 1S ditambahkan misalnya orbital atom H membentuk orbital molekul H2
maka orbital molekul yang terjadi disebut orbital 𝜎 1S, orbital molekul yang terjadi disebut
orbital molekul bonding dan ikatan yang terjadi disebut ikatan 𝜎. Ikatan ini terjadi karena
gaya tarik elektron yang tertimbun antara kedua intinya.
Pembentukan orbital molekul 𝜎 1S diatas dapat digambarkan dengan 3 cara,
Bila dua orbital atom 1s dikurangkan satu dari yang lain terbentuk orbital molekul yang
disebut rbital molekul anti bonding 𝜎 1s.
Kombnasi dua orbital atom harus membentuk dua orbital molekul untuk dapat menampung
elektron yang ada. Orbital molekul yang satu disebut orbital bonding, orbital yang kedua
disebut orbital anti bonding dengan energy yang lebih tinggi.
Kombinasi orbital p
Orbital p dapat digabungkan dari ujungnya atau sisinya dengan membentuk orbital molekul
𝜎 atau orbial molekul 𝜋. Orbital atom 2 p terdiri ari orbital-orbital 2px, 2Py, dan 2 Pz yang
ekuivalen dan saling tegak lurus satu sama lain. Duan orbital 2px membentuk orbital molekul
bonding 𝜎2p dan orbital molekul anti bondingnya 𝜎2p yang simetrik sepanjang sumbunya.
Dua orbital 2py membentuk orbital molekul bonding 𝜋 yang diberi lambang Πy2p dan
orbital molekul anti bondingya Π*y2p. demikian pula dengan lambang orbital 2pz. Karena
orbital atom 2py dan 2pz mempunyai energy yang sama atau “terdegenerasi” maka orbital
molekul yang dibentuknya juga akan “terdegenerasi”. Orbital molekul 2p disebut
“terdegenerasi rangkap”karena ada dua orbital molekul yang sama tingkat energinya.
3.2 Tumpang Tindih Orbital
Pemerian ikatan yang sederhana tetapi memang benar dan diterapkan secara luas adalah
gagasan dan yang terlibat dalam pemerian tersebut, yaitu bahwa ikatan kimia dapat terjadi
bila orbital-orbital luar pada atom -atom yang berlainan tumpang-tindih sedemikian, sehingga
memekatkan rapatan elektron antara teras-teras atom. Sebagia panduan dasar yang kualisatif
untuk menilai ada tidaknya ikatan, kriteria mengenai tumpang-tindih orbital-orbital atom
netto yang positif merupakan manfaat yang tidak sejalan, akibatnya pertma-tama akan
ditinjau terhadap tumpang tindih tersebut.
Bila dua atom saling menghampiri cukup dekat sampai satu orbital dari setiap atom memiliki
amplitudo yang besar dalam daerah ruang yang dipunyai bersama, dikatakan bahwa orbitalorbital tumpang tindih. Besarnya amplitudo bisa positif, negatif, atau nol, bergantung kepada
siifat-sifat orbital-orbital yang terlibat.
Tumpang-tindih bertanda positif bila pertindihan kedua orbital mempunyai tanda sama,
keduanya + atau -. Tumpang-tindih bertanda negatif bila daerah pertintihan kedua orbital
mempunyai tanda berlawanan. Tumpang-tindih yang tepat nol terjadi bila terdapat daerah
pertindihan yang tepat sama dengan tanda berlawanan.
Daerah dimana dua orbital,ø1 dan ø2 memiliki pertindihan positif , rapatan elektron lebih
besar daripada jumlah aljabar rapatan elektron dari orbital terpisah, yaitu (ø1 + ø2)2 lebih
besar dari pada ø12 + ø22 , sebesar 2ø1ø2. Lebih banyak rapatan elektron digunakan bersama
antara kedua atom. Gaya tarik kedua inti terhadap elektron-elektron ini lebih besar daripada
tolakmenolak inti-inti, dan terjadilah gaya tarikan netto atau interaksi ikatan.
Dalam tumpang-tindih negatif, rapatan elektron yang digunakan bersama berkurang sebesar
2ø1 ø2, dan tolakan antar-inti bertambah besar . Hal ini menyebabkan interaksi tolakan netto
atau anti ikatan.
Bila tumpang tindih netto nol, tidak terjadi kenaikan ataupun penurunan rapatan elektron
bersama, karena itu tidak tejadi interaksi-interaksi tolakan ataupun tarikan. keadaan ini
diperkirakan sebagai interaksi non-ikatan.
3.3 Mengpa atom H2 Stabil Ssdangkan He2 Tidak stabil
Sekali tanda dan besarnya pertindihan antara pasangan orbital tertentu diketahui, hasilnya
dinyatakan dalam energi interaksi secara diagram, disebut diagram tingkat energi. Dapat
diterangkan dengan mengambil contoh molekul hidrogen H2. Setiap atom hanya memiliki
satu orbital, yakni orbital 1s, yang cukup stabil untuk digunakan dalam pengikatan. Jadi akan
diperiksa cara-cara yang mungkin di man a kedua orbital 1s, ø1 dan ø2 dapat tumpang
tindihapabila dua atom H saling mendekati.
Terdapat dua kemungkinan,bila kedua orbital 1s digabung dengan pertindihan positif,
terjadilah interaksi ikatan. Kombinasi pertindihan positif, ø1 + ø2 dapat dipandang sebagai
orbital itu sendiri, yang disebut orbital molekul (OM), dan ditandai ψb. Indeks b berarti
ikatan. Sedangkan pertindihan negatif ø1 - ø2, membentuk orbital molekul ψa, dimana indeks a
menyatakan anti ikatan.
Bila dua atom hidrogen saling mendekat sehingga terbentuk orbital molekul, OM,ψb. Orital
molekul sepertihalnya orbital atom mengikuti prinsip eksklusi yang berarti bahwa ia dapat
ditempati oleh tidak lebih dari dua elektron, dan juga bila kedua elektron tersebut memiliki
spin yang yang berlawanan. Dengan memisalkan kedua elektron itu ada, satu dari setiap atom
H, spinnya berpasangan dan menempati ψb, terbentuklah suatu ikatan .
Atom He berbeda dari atom H karena memiliki dua elektron , dan karena dalam molekul He2
lalu terdapat 4 elektron. Ini berarti bahwa ψb dan ψa masing-masing harus diduduki oleh
sepasang elektron. Karenanya, apa pun kestabilan yang diperoleh dari penghunian ψb, akan
dilawan oleh efek anti-ikatan elektron-elektron dalam ψa. Hasilnya adalah tidak adanya ikatan
netto yang berarti, dan atom-atom He lebih stabil secara terpisah daripada terikat bersama.
3.4 Molekul Diatom Homonuklir
Homonuklir berarti memiliki inti atom yang identik. Aturan Aufbau, prinsip Pauli dan aturan
Hund yang diterapkan dalam penempatan elektron pada orbital atom, juga berlaku pada
pengisian orbital molekul. Jadi terlebih dahulu elektron menempati orbital molekul yang
energinya paling rendah, setiap orbital molekul ditempati oleh maksimum dua elektron, dan
setiap orbital molekul yang energinya sama dtempati sebuah elektron, sebelum ditempati
elektron yang berpasangan.
Berikut ini diberikan contoh pengisian elektron pada orbital molekul diatom homonuklir.
a. konfigurasi elektron molekul H2
konfigurasi molekul H2 adalah H2 (𝜎1s)2
b. konfigurasi elektron ion H2+
konfigurasi elektron H2+ adalah H2+ H2 (𝜎1s)1
c. konfigurasi elektron He2, He ; 1s2
molekul He2 tidak dikenal, karena daya ikatan 𝜎1s ditiadakan oleh ikatan 𝜎*1s.
d. konfigurasi elektron molekul N2
N = 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1
Orbital (𝜎1s)2 dan (𝜎*1s)2 yang tidak diperlihatkan pada gambar di atas dapat di ganti dengan
KK, karena kedua orbital tersebut berasal dari orbital 1s.
Ikatan (z𝜎)2 dan (y𝜎)2 saling meniadakan sehingga tersisa 6 elektron yang membentuk ikatan
rangkap tiga, yaitu ikatan 𝜎 dan ikatan 𝜋, yaitu x𝜎 dan 𝑤𝜋.
e. konfigurasi elektron molekul O2
Konfigurasi 8O = [He] 2s2 2p4
Sehingga:
Dari gambar tersebut dapat kita ketahui bahwa selain adanya orbital atom (Samping), ada
juga orbital molekul (Tengah). Elektron – elektron pada orbital molekul merupakan jumlah
dari elektron – elektron yang terdapat didalam masing – masing orbital kulit valensi unsur
penyusunnya.
Orbital s akan membentuk ikatan sigma dan orbital p akan membentuk ikatan pi. Orbital
dengan tanda asterik (*) berarti merupakan orbital anti pengikatan 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