Ini akan membentuk empat orbital hibrida sp3 yang setara dan masing-masing berarah dari pusat ke titik sudut tetrahedron, masing-masing-masing-masing membentuk sudut 109,5° dengan yang lain.
Fungsi gelombang adalah :
Molekul metana terjadi karena bertumpuknya orbital 1s dari H dengan empat orbital hibrida sp3 dari C. Ikatan C – H dalam metana sangat kuat, karena efektifnya tumpukan orbital sepanjang arah itu. Didalam etana, kedua atom C juga menggunakan orbital sp3 ini. Ikatan C – C berupa ikatan sigma yang terjadi karena bertumpuknya dua orbital sp3, satu masing-masing atom C. struktur senyawa NH3 juga dapat diterangkan dengan hibridisasi sp3.
N : 1s2 2s2 2px 2py 2pz
Kelima electron terluar menempati empat orbital hibrida dengan sepasang electron menempati satu orbital dan tiga electron lainnya masing-masing menempati tiga orbital lainnya sebagai electron-elektron yang tidak berpasangan.
Ketiga electron ini selanjutnya berpasangan dengan electron 1s dari H
membentuk molekul NH3. Pasangan electron yang menempati satu orbital
hibrida disebut pasangan menyendiri karena tidak membentuk ikatan. Tolak-menolak antara pasangan-pasangan electron ini menyebabkan sudut H-N-H lebih besar sedikit sari 109,5° dan karenanya sudut H-N-H sedikit lebih kecil dari 109° yaitu 107,3°. Hal yang serupa berlaku bagi molekul H2O dua orbital hibrida
ditempati oleh dua pasang electron menyendiri sedangkan dua orbital lainnya digunakan membentuk ikatan OH.
O : 1s2 2s2 2px 2py 2pz
Tolak-menolak antara pasangan-pasangan electron menyebabkan sudut - O – e lebih besar sedangkan sudut H-O-H lebih kecil 109,5° yaitu 104,5°.
Dalam molekul etilena C2H4 terdapat ikatan sigma maupun ikatan pi antara
kedua atom C.
C : 1s2 2s2 2px 2py
C* : 1s2 2s2 2px 2py 2pz
Dalam molekul ini keadaan mantap tercapai bila atom-atom C itu masing-masing menggunakan dua dari orbital p untuk membentuk orbital hibrida sp2 yang coplanar. Ketiga orbital hibrida dari tiap-tiap atom C digunakan untuk membentuk ikatan sigma C – C maupun C – H.
Orbital 2pz yang tidak ikut didalam hibridisasi tegak lurus pada orbital hibrida.
Orbital 2pz dari atom C membentuk ikatan pi, ikatan ini tidak sekuat ikatan sigma
tetapi cukuo kuat karena dalam hal ini kedua orbital p ini sejajar.ikatan pi ini akan diperlemah apabila ikatan C – C itu dipuntir, karena itu etilena tidak berotasi dalam ikatan bebas seperti etana.
Electron pi mempunyai dua awan muatan, satu diatas dan yang lain dibawah bidang molekul. Kedua awan ini bergantungan tak dapat dipisah-pisah dan bidang molekul merupakan bidang simpul orbital pi.
C : 1s2 2s2 2px 2py 2pz
Dalam molekul asitilen, C2H2 masing-masing atom C menggunakan hibridisasi
sp untuk membentuk ikatan C – H dan C – C yang bersifat ikatan sigma.
Pada masing-masing atom C masih tersisa dua electron tidak berpasangan 2py
dan 2pzv. Electron-elektron ini membentuk dua ilatan pi sehingga ikatan C – C
Awan muatan dari keempat lektron pi ini berbentuk silinder yang menyelubungi sumbu molekul C – C.
Orbital Terdelokalisasi
Dalam valensi terarah diatas tidak dijelaskan apakah metode V.B. atau M.O. yang digunakan. Teori M.O. yang umum membahas gerak electron dalam orbital yang mencakup semua inti atom didalam molekul. Konsep pembentukan ikatan adalah penting dalam ilmu kimia sehingga penerapan teori M.O., ini dilokalkan pada sesuatu ikatan, jadi hanya mencakup pasangan inti atom didalam molekul itu. Teori M.O. terlokalisasi dan teori V.B. dapat diterapkan sama baikknya untuk struktur molekul sederhana. Ada beberapa struktur yang akan lebih rapi dibahas denngan menggunakan M.O. terdelokalisasi.
Tinjau sebuah molekul benzena.
Masing-masing ato C berhibridisasi sp2 dan ketiga orbital hibrida coplanar ini digunakan untuk membentuk ikatan sigma C – C dan C – H sehingga diperoleh cincin segi enam.
Masing-masing atom C masih memiliki satu electron pada orbital 2p, katakan 2pz yang tegak lurus pada bidang segi enam itu. Electron-elektron ini
dapat membentuk iaktan pi dengan sesamanya yang terdekat sehingga akan membentuk tiga ikatan pi terdelokalisasi. Tetapi tidak ada alasan mengapa tumpukan orbital 2pz dan menghasikan suatu orbital molekul terdelokalisasi.
Awan muatan dari keenam electron ini berupa sepasang donat segi enam, saty diatas dan yang lain dibawah bidang molekul. Bidang molekul itu sendiri adalah bidang simpul dari orbital terdelokalisasi.
Dengan adanya delokalisasi, energi molekul akan lebih rendah dan molekul akan lebih mantap. Selisih antara energi keenam electron didalam benzena dengan tiga kali energi sepasang electron pi didalam etilena disebut sebagai energi delokalisasi, pada hakekatnya energi ini adalah suatu bentuk energi resonansi didalam teori V.B. karena suatu orbital molekul hanya dapat
ditempati sepasang electron ( dengan spin berlawanan ) sedangkan disini ada enam electron pi maka orbital molekul terdelokalisasi tersebut diatas haruslah terdiri dari sekurangnya tiga orbital. Memang untuk electron-elektron benzena dikenel tiga electron bonding dan tiga orbital anti bonding.
Hibridisasi s p d
Untuk bilangan kuantum utama n akan terdapat n2 orbital,
n = 1 n2 = 1 1 orbital (1s)
n = 2 n2 = 4 4 orbital (2s, 2px, 2py, 2pz)
n = 3 n2 = 9 9 orbital (3s, 3px, 3py, 3pz, 3dz2, 3dxz, 3dyz, 3dx2-y2,
3dxy)
Lima orbital 3d ini memiliki bilangan kuantum magnet m = -2, -1, 0, +1, +2 dengan n = 3, l = 2. Subskrip xy, yz, xz, x2-y2,dan z2 digunakan untuk menunjukkan bagian sudut dari fungsi gelombang yang bersangkutan.
Sebagai contoh :
Salah satu hibridisasi yang sering dijumpai adalah sebuah orbital s, tiga orbital p dan dua orbital d, semua dari bilangan kuantum utama yang sama ( hibridisasi sp3d2). Untuk orbital d disini diambil orbital 2dz dan dx2-y2, orbital d yang lain
Keenam orbital hibrida ini berarah dari pusat bertitik sudut octahedron teratur. Orbital d juga bisa berasal dari kulit (n-1) sementara s dan p dari kulit n, sehingga hibridisasinya d2sp3 = sp3d2. Logam transisi yang membentuk senyawa kompleks MX6 biasanya berhibridisasi d2sp3 misalnya : Co(NH3)6.
Hibridisasi s p d
Yang sering dijumpai sp3d2 semua dari bilangan kuantum yang sama. Contoh : logam transisi yang membentuk kompleks MX6 yaitu
Keenam orbital hibrid berarah dari titik pusat ketitik sudut octahedron.
Orbital d dapat berasal dari kulit (n-1) sementara s dan p dari kulit n. Bentuk hibridisasinya : p* = 1s2 2s2 2p6 3s 3px 3py 3pz 3d. Kelima orbital hybrid
sp3d berarah ke bipiramidal trigonal. Contoh : PF5, tiga ikatan P – F coplanar dan saling membentuk sudut 120° sedangkan dua ikatan lainnya ┴ bidang itu.
Atom platina dalam kompleks Pt(NH3)2 Cl2 menunjukkan pembentukan empat
ikatan kovalen tetapi hibridisisasinya bukan sp3 seperti pada CH4 melainkan
dsp2 yang bersifat coplanar segi empat.
Hibridisasi yang sering dijumpai adalah hibridisasi d4sp3 yang memberikan delapan orbital hibrida dengan arah dari pusat ke titik sudut dodekahedron. Tabel VIII.2 Beberapa maca hibridisasi
Tipe Pan. rel Contoh Tipe Pan. rel Bentuk Contoh s 1 H2 sp 1,93 Linier Cl-Hg-Cl p 1,73 Cl2 sp2 1,99 Trigonal BCl3 d Tidak digunak an sendiri - sp3 2,00 Tetrahedral CH4 dsp2 2,69 Bujursangkar K2Ni(CN)4 d2p2 2,92 Octahedral K4Fe(CN)6 dsp3 2,8 Trigonal bipiramida PCl5 d4sp2 - Dodekahedral K4Mo(CN) 8
Orbital tak setara
Hibridisasi yang diuraikan diatas, diambil senyawa antara atom pusat dengan sejumlah atom lain yang identik. Karena itu ikatan-ikatan menjadi identik, seperti hal CH4 dan PF5. Tetapi jika diambil atom lain yang tidak identik
maka ada kemungkinan ikatan menjadi tidak identik. Contoh :
Dalam CH4 Semua sudut H – C– H = 109.5º
Dalam CH3Cl Semua sudut H – C– H = 110.5º
Dalam CHCl3 Semua sudut Cl – C– Cl = 110º
Hibridisasi dan Energi Ikatan
Untuk molekul dwiatom, energi ikatan = energi disasosiasi ikatan yakni energi yang dibutuhkan untuk memutuskan ikatan didalam molekul itu, contoh : OH (radikal) H= 101,2 kkal/ mol. Untuk molekul rumit, energi ikatan = harga rata- rata; sedemikian sehingga bangunnya = entalpi pembentukan molekul itu dari atom- atom penyusunnya dalam keadaan standar.
Contoh :
H2O H + OH ΔH = 119,9 kkal/ mol
OH H + O ΔH = 101,2 kkal/ mol H2O 2H + O ΔH = 212,2 kkal/ mol
Maka energi ikatan OH di dalam molekul air ialah x 221.2 = 110,6 kkal/ mol. Perbedaan antara energi ikatan dengan harga energi disasosiasi ikatan biasanya disebabkan oleh 2 hal :
A. Energi stabilisasi dari atom penyusun Contoh :
Disasosiasi air menghasilkan radikal OH yang memiliki satu elektron tak berpasangan, sedangkan disasosiasi radikal OH ini memberikan atom oksigen dengan dua elektron tak berpasangan. Elektron tak berpasangan ini dapat beresonansi dan menurunkan energi atom bebas O sebanyak 17,1 kkal. Mol dibandingkan dengan bila tak ada resonansi.
Bila energi ini diperhitungkan maka energi disasosiasi seharusnya : = 101,2 + 17,1 = 118,3 kkal/ mol
B. Energi resonansi Contoh :
Energi ikatan CH dalam alkana adalah 101 kkal/ mol tetapi disasosiasi Toluena,
CH3 CH2 + H
Hanya membutuhkan energi sebesar 77 kkal/ mol. Selisih sebesar 24 kkal/ mol disebabkan oleh penstabilan radikal benzyl oleh resonansi.
Kuat ikatan diukur oleh energi ikatan. Sedangkan energi ikatan bertalian dengan banyaknya tumpukan antara orbital- orbital. Jadi diharapkan mekin panjang orbital itu akan membentuk ikatan yang lebih kuat. Ternyata tidak selalu demikian, sehingga bila jari- jari orbital s adalah r(=1), maka panjang orbital hibrida sp, sp2 dan sp3 masing- masing adalah 1.93, 1.99, 2.00. Diharapka kuat ikatan C – H naik menurut muatan tersebut, tapi table dibawah ini menunjukkan urutan sebaliknya.
Tabel VII.4 Hibridisasi dan Kuat Panjang Ikatan
Molekul Hibridisasi Panjang ikatan C-H
(i)
Energi ikatan C-H (kkal/mol)
Etilena sp2 1,079 106
Metana sp3 1,094 103
Radikal CH (p) 1,120 80
Tabel VIII.3 menunjukkan mekin besar karakter s dari orbital hibrida karbon akan menyebabkan makin pendeknya ikatan C – H. Gejala yang sama dijumpai untuk ikatan C – X dengan X ialah karbon, halogen, oksigen dan nitrogen. Pedoman bahwa makin panjang orbital akan makin intensif tumpukan dalam pembentukan ikatan hanya penting dalam arti kualitatif antara lain untuk menentukan arah mana akan terbentuk ikatan yang terkuat. Besarnya integral tumpukan merupakan ukuran yang lebih baik untuk kuat ikatan.
VIII.2.2 Resonansi
Struktur hipotetik dari molekul H2 adalah :
HA (1) HB (2) dengan fungsi gelombang
1
Dan HA (2) HB (1) dengan fungsi gelombang
2
Struktur sebenarnya adalah “hybrid resonansi” dari kedua struktur diatas
dengan ψ = C1
1 + C1
1.
Struktur hipotetik dipilih berdasarkan peranannya didalam kombinasi :
Dan harus memenuhi persamaan :
1. Energi struktur- struktur hipotetik harus sama 2. Kedudukan relative inti harus kurang lebih sama 3. Jumlah elektron tak berpasangan harus sama Contoh :
Nitrometana yang memiliki salah satu O-nya adalah O18 Struktur hipotetik : CH3 N+ O18 O -CH3 N+ O O
18-Efek isotop disini diabaikan.
Dari molekul lain diketahui bahwa NO ikatan rangkap lebih pendek dari NO ikatan tunggal tetapi ternyata dalam nitrometana kedua NO memiliki panjang yang harus sama. Jadi struktur sebenarnya adalah :
dengan struktur yang merupakan adonan dan superposisi dari dan . Disini ketiga persyaratan tersebut diatas terpenuhi , kedudukan inti relatif sama dan sama- sama tidak memiliki elektron tak berpasangan)
Contoh lain :
Karbondioksida yang strukturnya biasa ditulis O = C = O
Ternyata ikatan CO panjangnya 1.15 Å padahal ikatan rangkap CO yang
biasa (seperti pada katone) = 1.22 Å dan bila ganda tiga panjang ikatan
terhitung = 1.10 Å. Jadi ikatan CO sebenarnya adalah diantara ikatan
rangkap dan ikatan ganda tiga. Ini dapat diterangkan dengan struktur- struktur berikut :
O = C = O
I
O+ = C = O
O- = C = O+
III
Sehingga keadaan molekul sebenarnya adalah :
Tenaga ikat C = O diketahui sebesar 175 kkal sehingga panas pembentukan molekul O = C = O kurang lebih dua kali lipat yakni 305 kkal, tetapi fakta
menunjukkan bahwa panas pembentukan CO2 adalah 383 kkal, sehingga
selisih 33 kkal menunjukkan bahwa CO2 yang sebenarnya adalah lebih stabil
daripada O = C = O.
Perbedaan energi antara keadaan sebenarnya dengan keadaan yang paling stabil dari struktur hipotetik disebut “Energi Resonansi“.
Benzena merupakan contoh yang paling baik dalam menerangkan resonansi karena benzena sangat stabil meskipun struktur konvensional yang dikemukakan Kekule adalah tiga ikatan rangkap, molekulnya planar dan semua ikatan C – C mempunyai ikatan yang sama.
Kita dapat menulis kelima struktur konvensionalnya sebagai berikut
Kekule Dewar
Struktur yang sebenarnya diberikan oleh,
dimana peranan struktur Kekule lebih penting dari dewar ( struktur Dewar kurang stabil karena energinya lebih besar yang disebabkan panjangnya ikatan yang menyebrangi cincin benzena yang lemah itu). Ikatan- ikatan diantara karbon didalam Benzena hasil hybrid resonansi semuanya setara (bukan ikatan tunggal atau rangkap). Fakta menunjukkan bahwa jarak antara Karbon dengan
H
3C
CH OH CH3Karbon adalah 1.39 Å sedangkan jarak C – C tunggal dalam Hidrokarbon jenuh adalah 1.54 Å dan jarak C = C rangkap dalam ethylene adalah 1.32 Å.
Perlu ditekankan bahwa kelima struktur hipotetik itu sebenarnya tidak ada. Jadi sama sekali sekali tidak ada.
1. Jumlah yang sama dari dan
2. Kesetimbangan tautrometri antara
3. Bentuk pada suatu saat dan pada waktu yang lain
Molekul Benzena sendiri hanya memiliki struktur tunggal yang tak dapat digambarkan secara langsung dengan diagram iktan konvensional. Struktur- struktur hipotetik tetap harus memiliki ketiga persyaratan yang telah disebutkan diatas sehingga harus dibedakan antara resonansi dan tautometri.
Contoh Tautometri
Keto enol
Disini : 1. Posisi atom H yang terikat pada atom C berbeda 2. Ada kesetimbangan antara keto ~ enol
3. Banyaknya masing- masing tautometri bergantung pada kandungan energinya ( Eenol > Eketo) jadi banyaknya enol << keto
Jadi resonansi itu tak ada faktanya tetapi Tautometri benar- benar ada. Perbedaan diantara Resonansi dan Tautometri dapat dijelaskan lagi dengan meninjau momen- dipolenya
Jika N2O adalah hybrid resonansi dari N = N+ = O dan N = N- - O- maka
karena dipole yang menyususn struktur memiliki orientasi yang berlawanan maka resultance dipole-nya dari molekul yang sebenarnya adalah kecil sekali.
H
3C
CO CH3
Jika kedua bentuk tersebut adalah tautometri ( hanya berbeda posisi elektron) maka kedua bentuk akan menyusun dirinya sedemikian rupa sehingga memberikan dipole moment rata- rata yang besar. Ternyata momen dipolenya kecil jadi kedua bentuk diatas adalah resonansi. Jadi aturan bahwa energi yang menyusun struktur harus sama ( hamper sama) jelas pada benzena dimana struktur dewar kurang berarti didalam kombinasi yang menyusun molekul sebenarnya karena energinya jauh lebih besar dari struktur Kekule
Demikian juga perbaikan dari Heitler – London oleh Winbaun yang menyertakan struktur- struktur ionic moleku H2, ternyata kurang berarti karena
energinya cukup besar (lebih besar daripada struktur kovalen HA (1) + HB (2)
dan atau HA (2) + HB (1).
VIII.2.3 Geometri Molekul dan Teori VSEPR
Penataan iktana disekitar atom pusat dalam molekul sederhana BeCl2
(hibridisasi sp), BCl3 (hibridisasi sp2) dan CH4 (hibridisasi sp3) menghasilkan
molekul yang secara geometris simetris. Geometri molekul memberikan sudut Cl Be Cl sebesar 180° (linier), Cl B Cl sebesar 120° (segitiga planar) H C H sebesar 109.5°.
Dalam penataan ikatan tersebut, pasangan elektron dalam tiap orbital ikatan hendaknya sejauh mungkin dari pasangan dalam orbital yang lain. Dengan demikian tolakan neto antara pasangan- pasangan elektron dapat diminimalkan. Pendekatan untuk menjelaskan geometri molekul termaksud dinamakan Model tolakan pasangan elektron kulit valensi atau VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion).
Asas meminimalkan tolakan antara pasangan elektron kulit valensi berlaku juga untuk tolakan antar pasangan- pasangan elektron dalam orbital bonding ( orbital ikatan) dan orbital non bonding. Dalam molekul CH4, tepat
sama. Agar tolakan netto antara pasangan- pasangan elektron seminimal mungkin, sudut- sudut ikatan adalah sudut tetrahedral beraturan sebesar 109.5°.
Pada molekul NH3 satu dari empat orbital hibrida sp3 mengandung satu
pasangan elektron menyendiri sehingga awan muatannya hanya dipengaruhi oleh inti nitrogen saja dan orbital tersebut lebih besar daripada orbital ikatan yang berada diantara dua inti N dan H, Karena tolakan antara pasangan elektron menyendiri dengan pasangan elektron dalam orbital ikatan, maka ikatan
NH didesak untuk lebih berdekatan satu sama lain sehingga sudut HNH adalah 107,3° (lebih kecil dari 109,5°)
Pada molekul H2O yang memiliki dua orbital hibrida sp3 yang
mengandung pasangan elektron menyendiri, efek tolakannya menjadi lebih besar sehingga sudut HOH menjadi lebih kecil daripada 107,3° yakni sebesar 104,5°. Dari sudut ikatan dalam molekul CH4, NH3, H2O yang berbeda tampak
bahwa energi tolakan antara pasangan- pasangan elektron kulit valensi beranekaragam.
Urutan energio tolakan adalah LP – LP > LP – BP > LP – BP . Dengan LP ada;ah pasangan elektron menyendiri dan BP adalah pasangan elekton dalam orbital ikatan. Berdasarkan pada model VSEPR dapat diramalkan penataan geometric pasangan- pasangan elektron dalam kulit valensi atom pusat A untuk molekul ABn dari jumlah pasangan menyendiri di sekitar A.
Ramalan struktur didasarkan pada asumsi berikut :
1. Bila tidak ada pasangan elektron menyendiri dalam kulit valensi atom pusat, penataan geometric pasangan elektron kulit valensi akan identik dengan geometri molekul.
2. Jika terdapat pasangan elektron menyendiri, bentuk yang benar dari molekul dapat diramalkan dengan memperhitungkan selisih energi tolakan anatara pasangan ikatan dan pasangan menyendiri.
3. Bila terdapat lebih dari delapan elektron dalam kulit valensi atom pusat dan terdapat satu atau lebih pasangan elektron menyendiri maka pasangan menyendiri selalu mengambil posisi yang akan meminimalkan antaraksi 90°. Penerapan model VSEPR akan membantu dalam menerangkan sifat- sifat
senyawa baik pada ion maupun pada molekul. Pengubahan NH3 menjadi ion
ammonium NH4+ yang tidak memiliki pasangan elektron menyendiri
mengakibatkan geometri NH4_ identik dengan CH4 dengan sudut tetrahedral
beraturan sebesar 109,5°. Jika NF3 melainkan 102,1° karena F laebih
electronegative akan menarik elektron lebih kuat. Suatu ikatan rangkap seperti C = C dan C = O mengandung lebih dari sepasang elektron sehingga akan menghuni ruangan yang lebih besar dari satu pasangan tunggal serta mengakibatkan sudut ikatan yang berbeda pula. Sudut ikatan X – C – X (X adalah H, F, atau Cl) dalam molekul yang memiliki ikatan rangkap akan lebih
kecil dari 120°. Membandingkankan sudut ikatan akan member banyak informasi tentang senyawa walaupun disadari bahwa teori VSEPR kadang tidak memadahi untuk menerangkan geometri beberapa molekul lain karena banyak factor sebenarnya yang mempengaruhi geometri molekul itu.
VIII.3 Teori Orbital Molekul (MO) untuk H2 dan H2+
Teori Orbital Molekul (MO) bertolak dari sistem dimana inti- inti atom telah berjarak satu sama lain seperti kedudukan kesetimbangan dalam molekul mantap. Andaikan mlekul H2 yang sederhana yaitu dua atom H yang identik
saling terikat oleh sejumlah elektron. Kedua atom H ini kemudian bergabung membentuk atom gabungan dengan massa dan muatan yang dua kali lipat dari inti HA atau inti HB tunggal.
Pendekatan lewat atom gabungan adalah sangat kualitatif sedangkan pendekatan yang lebih matematis adalah dengan metoda Kombinasi Linier Orbital Atom ( metode LCAO). Bila diandaikan molekul H2 masin- masing adalah
inti A dan B. Jika elektron berada di dekat inti A maka fungsi gelombangnya adalah atau orbital atom A. Begitu pula adalah orbital atom B yang menggambarkan bila elektron berada didekat inti B. Untuk mendapatkan persamaan gelombang yang menggambarkan keadaan dengan energi terendah yakni elektron terikat oleh kedua inti dilakukan kombinasi linear orbital atom.
Persamaan gelombangnya dapat dinyatakan sebagai
N adalah tetapan normalisasi yang dipilih sedemikian hingga yaitu
pengintegralan ke seluruh ruang dari memberikan jawaban 1 atau
dimana dt=dx dy=dz elemen volum.
Untuk mendapatkan nilai koefisien CA dan CB digunakan metoda variasi yang
akan memberikan energi terendah untuk ????….. Bila energi E dianggap fungsi
CA dan CB maka .
Penyelesaian matematik persamaan ini menghasilkan dua nilai yaitu CA = CB
dan CA sehingga hasil totalnya adalah :
Fungsi gelombang disebut orbital molekul ikatan ( orbital molekul bonding) yang menggambarkan keadaan dengan rapat elektron yang besar diaerah antar kedua inti. Fungsi gelombang disebut orbital molekul anti ikatan ( orbital molekul anti bonding).
Orbital molekul anti ikatan memiliki energi yang lebih tinggi dengan rapat elektron yang menjauhi daerah antar inti. Fungsi gelombang lebih dtabil daripada , karena memiliki energi lebih rendah yang berkaitan dengan tolak menolak antar inti yang berkurang dengan tingginya rapat elektron di daerah antar inti.
Untuk menunjukkan sifat simetri dari fungsi gelombang biasa ditulis (gerade= genap) dan ditulis (ungerade= ganjil). Orbital disebut simetrik jika fungsi gelombangnya tidak berubah tanda bila koordinat (x, y, z) dari elektron diganti oleh (-x, -y, -z). Untuk molekul fungsi gelombangnya adalah :
dan
menggambarkan elektron berada di dekat inti A dan menggambarkan
elektron berada di dekat inti B.
Untuk molekul ini teori orbital molekul menberikan energi dan panjang ikatan yang sama seperti yang diberikan oleh teori ikatan valensi. Kedua metode menggunakan teknik kombinasi linear. Perbedaannya adalah metode ikatan valensi bertolak dari struktur – struktur hipotetik yang menggambarkan
dan untuk sedangkan metode orbital molekul menekankan penempatan
elektron dalam orbital yang telah ditetapkan yaitu dan .
VIII. Orbital Ikatan dan Anti Ikatan
Orbital ikatan atau orbital bonding dan orbital anti ikatan atau orbital anti bonding merupakan orbital molekul hasil pertumpukan ( overlapping) dari orbital- orbital atom.
1s + 1s +
Orbital atom Orbital atom Orbital molekul
ikatan Orbital molekul ikatan 2s + 2s 2s + 2s* 2px + 2px 2px + 2px* 2py + 2py 2py + 2py* 2pz + 2pz 2pz + 2pz* 3s + 3s 3s + 3s*
Tanda * menunjukkan anti ikatan ( anti bonding).
Disini berlaku hokum kekekalan atau konservasi orbital yakni jumlah orbital sebelum dan sesudah pertumpukan tetap sama. Tampak bahwa dari dua orbital atom yang bertumpukan akan diperoleh dua orbital molekul yakni molekul ikatan ( bonding) dan anti ikatan ( anti bonding). Orbital molekul (sigma) ditulis σ sedangkan orbital molekul pi ditulis π.
Orbital ikatan memiliki energi yang selalu lebih rendah dari orbital ikatan yang sejenis, misal
Urut- urutan energi orbital molekul adalah sebagai berikut :
σ1s < σ1s* < σ2s < σ2s* < σ2px < π2py = π2pz < π2py* = π2pz* < σ2px dan dan
seterusnya. Perlu dicatat bahwa berbeda dengan orbital molekul umumnya, maka energi π2py* jauh lebih tinggi diatas π2pz* sedangkan π2py = π2pz dan π2py*= π2pz*, karena orbital py dan pz bersifat degenerate yakni memiliki tingkat
energi yang sama walaupun fungsi gelombangnya berbeda.
Perbedaan antara orbital molekul ikatan dan anti ikatan disamping perbedaan energinya menyangkut pula perbedaan tentang distribusi elektronnya. Pada orbital molekul ikatan, elektron dipusatkan didaerah antar inti ikatan, elektron- elektron berada jauh ( terpisah) dari daerah antar inti.
VIII.5 Orbital Sigma, Pi, dan Prinsip Aufbau
Seperti pernah dikemukakan, orbital molekul ada yang disebut orbital sigma dengan lambang σ dan orbital pi dengan lambang π.Orbital sigma adalah orbital yang tidak memiliki bidang simpul (nodal plane) sedangkan orbital pi adalah orbital yang memiliki bidan simpul.
Pertumpukan antar orbital atom s, antar orbital hibrida, antar orbital atom
px dan kombinasi diantara ketiga macam orbital tersebut senantiasa
menghasilkan orbital molekul sigma. Sedangkan pertumpukan antar orbital atom py dengan py serta orbital atom pz dengan pz senantiasa menghasilkan ikatan
atom orbital molekul pi. Diantara ketiga orbital p, sebetulnya tidak harus px yang
pertumpukannya menghasilkan orbital sigma, tetapi yang jelas hanya satu orbital p yang menghasilkan orbital sigma dan dua yang lain adalah pembentuk orbital pi. Disini dipilih orbital px sebagai pembentuk orbital sigma sehingga
orbital py dan pz masing-masing akan menghasilkan orbital pi bila saling
bertumpukan (overlapping).
Seperti urutan energi orbital atom dimana penataan elektron mengikuti prinsip aufbau maka urutan energi molekul pun mengikuti aufbau prinsip ( Building principle) sebagai berikut :
σ1s < σ1s* < σ2s < σ2s* < σ2px < π2py = π2pz < π2py* = π2pz* < σ2px < σ2px* <
σ3s < σ3s* dan seterusnya.
Perlu dicatat bahwa energi σpx* (σpx*anti bonding) jauh diatas energi
(degenerate) yang dapat dipahami dengan mudah dengan melihat diagram energi tersebut diatas.
σpx< σpy = σpz < σpy* = σ2pz* < σ 2px*
degenerate degenerate
Orbital molekul Pi Py dan PZ serta orbital molekul Pi Py* dan PZ* memiliki sifat
degenerate yakni mempunyai energi yang sama meskipun dengan fungsi gelombang yang berbeda.
