1. Pendahuluan

2. Orbital atom

3. Orbital molekul

4. Ikatan sigma

5. Ikatan pi

6. Orbital hibrida

7. Panjang dan kekuatan ikatan

TUJUAN INSTRUKSIONAL KHUSUS

Setelah mengikuti kuliah pokok bahasan Orbital,

mahasiswa dapat memahami dan menjelaskan orbital

elektron dalam atom maupun molekul

2. ORBITAL ATOM

Pada tahun 1923 Lousis de Broglie menyatakan bahwa sifatelektron dalam atom dapat dijelaskan dengan lebih baikdengan memperlakukan elektron sebagai gelombangdaripada sebagai materi.

Ada 2 macam gelombang: Traveling wave : gelombang air Standing wave : getaran senar gitar

Elektron dalam orbital mengalami vibrasi pada daerahtertentu, sehingga elektron dapat dianggap sebagai standing wave.

Standing wave: senar gitar yang bergantian bergerak keatas dan ke bawah

Bentuk gelombang dari orbital 1s adalah seperti senar

gitar, kecuali bahwa bentuknya adalah tiga dimensi.

Orbital dapat digambarkan dengan wave function, ,

yang merupakan pernyataan matematis dari bentuk

gelombang ketika bervibrasi.

Semua gelombang memiliki tanda positif pada saat

tertentu, sesaat kemudian menjadi negatif.

Densitas elektron pada satu titik dinyatakan dengan 2.

Orbital 1s berbentuk bola simetris, sering digambarkan

dengan lingkaran atau bola dengan nukleus pada

pusatnya dan dengan tanda positif atau negatif untuk

menunjukkan tanda sesaat dari wave function.

ORBITAL S

Orbital 1s

• Untuk elektron dalam orbital 1s: kemungkinan > 90%

elektron berada dalam ruangan yang berbentuk bola.

• Karena jarak rata-rata dari inti atom untuk orbital 2s

lebih besar daripada untuk orbital 1s, maka orbital 2s

digambarkan dengan bola yang lebih besar.

• Akibatnya, densitas elektron rata-rata dalam orbital 2s

lebih kecil daripada densitas elektron rata-rata dalam

orbital 1s.

Bentuk tiga dimensi orbital 1s dan 2s

• Elektron dalam orbital 1s bisa berada dimana saja di

dalam bola 1s.

• Orbital 2s memiliki satu daerah dimana probabilitas

untuk menemukan elektron = 0.

• Ini disebut node, atau tepatnya radial node.

• Jadi elektron 2s bisa berada dimana saja di dalam

bola 2s – termasuk di dalam bola 1s – kecuali di

node.

Orbital 2s dengan 1 radial node

ORBITAL p

• Jika kita letakkan jari kita di tengan senar gitar sementara kitamemetiknya, maka jari-jari kita mencegah titik tengah tersebutuntuk bergerak.

• Pergeseran (gerakan + atau – ) di titik tengah tersebut selalu nol; titik ini disebut node.

• Sekarang ada dua bagian senar yang bergetar dengan arahgetaran yang saling berlawanan.

• Kedua bagian senar itu disebut out of phase (fasanya tidak sama); ketika yang satu bergerak ke atas, maka yang lain bergerak kebawah.

First harmonic dari senar gitar.

First harmonic dari senar gitar menggambarkan orbital 2p.

Orbital 2p digambarkan sebagai dua lobe yang terpisahkanoleh satu node (planar node).

Kedua lobe orbital p saling out of phase.

Jika wave function pada satu lobe bertanda positif, maka padalobe yang lain bertanda negatif.

Orbital 2p

Bentuk tiga dimensi orbital 2p

3. ORBITAL MOLEKUL

Bagaimana atom-atom bergabung dalam suatu ikatan

kovalen untuk membentuk satu molekul?

Model Lewis menggambarkan bagaimana atom

memperoleh konfigurasi oktet dengan cara berbagi

elektron.

Drawback: model Lewis hanya memperlakukan

elektron sebagai partikel, dan tidak memperhitungkan

sifat elektron sebagai gelombang.

• Teori orbital molekul menggabungkan kecenderung-

an atom untuk mengisi konfigurasi oktet dengan

cara berbagi elektron (model Lewis) dengan sifat

elektron sebagai gelombang.

• Menurut teori orbital molekul, ikatan kovalen

terbentuk akibat penggabungan orbital-orbital atom

menjadi orbital molekul – yaitu orbital yang dimiliki

oleh molekul, bukan oleh individu atom.

• Orbital molekul menggambarkan volume ruangan/

space yang melingkupi molekul dimana probabilitas

untuk menemukan elektron sangat besar.

• Orbital molekul memiliki ukuran, bentuk, dan energi

tertentu.

Stabilitas ikatan kovalen disebabkan oleh adanya densitaselektron yang besar di bonding region.

Di daerah ini elektron berada dekat dengan kedua inti atom, sehingga menurunkan keseluruhan energi.

Bonding electron tersebut juga menghalangi kedua inti atom yang bermuatan positif sehingga keduanya tidak salingmenolak.

Desnitas elektron di bonding region

Jika kedua inti berjarak terlalu jauh, maka gaya tarikdengan bonding elektron menjadi sangat kecil ataubahkan hilang.

Jika keduanya terlalu dekat, maka gaya tolakelektrostatik akan menyebabkan keduanya salingmenjauh.

Jadi ada jarak antar nukleus yang optimum dari suatuikatan kovalen, dimana gaya tarik seimbang dengangaya tolak.

Pada jarak optimum, energi senyawa yang terbentukminimum (ikatan terkuat).

Jarak optimum ini disebut panjang ikatan.

• Perhatikan ikatan yang terjadi dalam molekul H2.

• Jika kedua atom saling mendekat, maka kedua fungsigelombang 1s dapat bergabung secara konstruktif sehinggakeduanya saling menguatkan ketika terjadi overlap dandihasilkan bonding molecular orbital (bonding MO).

• Ikatan yang dihasilkan memiliki elektron yang terkonsentrasidi sepanjang garis penghubung kedua inti atom.

• Ikatan type ini disebut ikatan simetris silinder atau ikatansigma ().

Pembentukan orbital molekular dengan ikatan

• Jika kedua orbital 1s dari kedua atom yang overlap saling out of phase, maka akan dihasilkan antibonding molecular orbital.

• Kedua fungsi gelombang 1s tersebut memiliki tanda yang berlawanan, sehingga akan saling melemahkan ketikaoverlap.

• Yang dihasilkan adalah node (nodal plane) yang memisahkankedua atom.

• Keberadaan node yang memisahkan dua nukleus biasanyamenunjukkan bahwa orbital tersebut adalah antibonding *.

• Pada pembentukan ikatan, jika dua orbital mulai saling

overlap, energi dilepaskan, karena elektron di tiap

atom bukan hanya ditarik oleh intinya masing-masing,

tetapi juga ditarik oleh inti yang bermuatan positif dari

atom kedua.

• Jadi yang membuat kedua atom terikat menjadi satu

adalah gaya tarik antara elektron yang bermuatan

negatif dengan inti yang bermuatan positif.

• Semakin banyak overlap, semakin berkurang energi-

nya sampai kedua atom cukup dekat sehingga kedua

inti atom yang bermuatan positif mulai saling tolak.

• Stabilitas maksimum (energi minimum) dicapai jika

kedua inti terpisah oleh jarak tertentu, yang disebut

panjang ikatan.

Overlap ujung-dengan-ujung antara 2 orbital p membentuk satu

bonding molecular orbital dan satu * antibonding molecular

orbital.

• Ikatan pi () terbentuk karena adanya overlap antara 2 orbital p dengan orientasi tegak lurus garis penghubungkedua nukleus.

• Kedua orbital yang sejajar ini overlap sisi-dengan sisi, densitas elektronnya terpusat di atas dan di bawah garispenghubung kedua nukleus.

• Overlap ini paralel, bukan linier (sebagaimana pada ikatansigma), sehingga orbital molekular pi tidak simetris silinder.

Overlap sisi-dengan-sisi antara 2 orbital p membentuk satu

bonding molecular orbital dan satu * antibonding molecular

orbital.

Hibridisasi orbital (L. Pauling)

Kombinasi dari dua atau lebih orbital atomikmembentuk serangkaian orbital atomik baru, disebut orbital hibrida

Ada 3 tipe orbital hibrida

sp3 (satu orbital s + tiga orbital p)

sp2 (satu orbital s + dua orbital p)

sp (satu orbital s + satu orbital p)

ORBITAL HIBRIDA sp3

Bagaimana bentuk orbital sp3?

• Seperti halnya orbital p, orbital sp3 berbentuk lobe.

• Orbital s akan memperbesar satu lobe dari orbital p, tapi

akan memperkecil satu lobe lainnya (yang fasanya

berlawanan), sehingga ukuran kedua lobe orbital sp3

menjadi tidak sama.

• Orbital sp3 lebih stabil daripada orbital p, tapi kurang

stabil dibandingkan sorbital s.

• Lobe orbital sp3 yang lebih besar digunakan dalam

pembentukan ikatan kovalen.

Orbital p

Orbital s

Orbital s

memperbesar lobe

orbital p

Orbital s

memperkecil lobe

orbital p

hibridisasi

Orbital hibrida sp3 terjadi karena adanya penggabungan1orbital s dan 3 orbital p, sehingga orbital hibrida yang dihasilkan berjumlah 4.

Ujung dari keempat orbital hibrida sp3 akan saling menjauhdan akan mengarah ke sudut-sudut tetrahedron beraturandengan sudut 109,5°.

IKATAN DALAM METANA

• Metana memiliki 4 ikatan kovalen.

• Ke-4 ikatan memiliki panjang dan sudut yang sama

• Ke-4 ikatan identik.

ball-and-stick

model

of methane

space-filling

model

of methane

electrostatic

potential

map for

methane

109,5

Bagaimana pembentukan ikatan dalam CH4?

• Struktur elektron karbon:

1s2 2s2 2px1 2py

1

berarti hanya ada 2 elektron yang tidak

berpasangan yang dapat di-share

dengan hidrogen, bukan 4!

• Supaya jelas, digunakan notasi

electrons-in-boxes.

• Hanya elektron level 2 yang digambar,

karena elektron 1s2 letaknya terlalu

dalam untuk bisa terlibat dalam pem-

bentukan ikatan.

• Elektron yang tersedia untuk sharing

adalah elektron 2p.

• Mengapa metana bukan CH2?

• Pada saat ikatan terbentuk, energi di-

lepaskan dan sistem menjadi lebih

stabil.

• Jika karbon membentuk 2 ikatan, energi

yang dilepaskan adalah 210 kkal/mol.

• Hanya ada sedikit beda energi antara

orbital 2s and 2p, sehingga karbon

hanya memerlukan sedikit energi (96

kkal/mol) untuk meningkatkan (promote)

satu elektron dari 2s ke tempat kosong

di 2p sehingga dihasilkan 4 elektron

yang tak berpasangan.

• Energi yang dilepas pada saat pem-

bentukan 4 ikatan = 420 kkal/mol.

• Dengan hanya menggunakan 96

kkal/mol, energi yang dilepaskan

bertambah 210 kkal/mol.

Dalam senyawa metana, semua ikatan karbon-hidrogen identik, tapi elektron kita berada dalam 2 orbital yang berbeda ( 2s dan 2p) masalah!!!

• Elektron mengatur lagi dirinya dalam satu proses yang disebuthibridisasi.

• Proses ini akan mengatur kembali elektron-elektron menjadi 4 orbital hibrida yang identik yang disebut hibrida sp3.

• Setiap orbital sp3 memiliki 25% karakter s dan 75% karakter p.

• Keempat orbital sp3 memiliki energi yang sama.

Keempat orbital hibrida sp3

mengatur dirinya dalam ruangan

sedemikian rupa sehingga

masing-masing berjarak sejauh

mungkin.

Kita dapat menggambar inti atom

sebagai pusat dari satu tetra-

hedron (piramid dengan alas

segitiga) dengan orbital yang

mengarah ke sudut-sudut

tetrahedron.

Keempat ikatan dalam metana

terbentuk akibat overlap orbital

sp3 dari C dengan orbital s dari H.

IKATAN DALAM ETANA

• Kedua atom karbon dalam etana adalah tetrahedral.

• Tiap karbon menggunakan 4 orbital sp3 untuk membentuk 4 ikatan kovalen:

H H׀ ׀

H – C – C – H ׀ ׀H H

• Satu orbital sp3 dari atom satu C overlap dengan orbital sp3 dariatom C yang lain membentuk ikatan C – C (ikatan ).

• Ketiga orbital sp3 yang lain dari masing2 atom C overlap denganorbital s dari atom H membentuk ikatan C – H (ikatan ).

Gambar orbital dari etana. Ikatan C – C terbentuk karena overlap sp3

– sp3, dan tiap ikatan C – H terbentuk karena overlap sp3 – s

• Semua ikatan dalam metana dan etana adalah ikatan

sigma () karena semuanya terbentuk akibat overlap

orbital atomik ujung-dengan-ujung

• Semua ikatan tunggal dalam senyawa organik adalah

ikatan sigma.

ORBITAL HIBRIDA sp2

s

p pp

hibridisasi

sp2 sp2

p

sp2

Tiga orbital yang mengalami hibridisasi

orbital hibrida

• Untuk meminimalkan gaya tolak elektron, ketiga orbital harussaling menjauh.

• Sumbu ketiga orbital terletak pada satu bidang datar, mengarah ke ujung-ujung segitiga samasisi dengan atom C sebagai pusatnya.

• Hal ini berarti bahwa sudut ikatan mendekati 120°.

Bagaimana bentuk orbital sp3?

Sumbu dari tiga orbital hibrida sp2 terletak pada satubidang datar dan mengarah ke sudut-sudut segitiga samakaki.

Orbital 2p yang tak terhibridisasi terletak tegak luruspada bidang datar tersebut

• Karena atom C yang terhibridisasi terikat pada tiga atom yang membentuk bidang datar, maka atom C tersebut dinamakantrigonal planar carbon.

• Orbital p yang tak terhibridisasi tegak lurus terhadap bidangyang terbentuk oleh ketiga orbital.

sp2

sp2

sp2

p

Pandangan samping

120

Pandangan atas

IKATAN DALAM ETENA

• Tiap atom karbon dalam etena membentuk 4 ikatan,

tapi masing-masing hanya terikat dengan 3 atom.

• Agar terikat pada 3 atom, tiap atom karbon meng-

hibridisasi 3 orbital atomiknya terbentuk orbital

hibrida sp2.

• Setelah hibridisasi, masing-masing atom C memiliki 3

orbital hibrida sp2 dan satu orbital p.

H H

C = C

H H

C CH

HH

H

Ikatan karena

overlap sp2 – sp2

Ikatan karena

overlap sp2 – s Ikatan

Ikatan

Ikatan

Ikatan

C C

• Kedua orbital p yang overlap untuk membentuk ikatan harussaling sejajar agar terjadi overlap maksimum.

• Ini akan mendorong segitiga yang terbentuk oleh 1 C dan 2 H terletak pada bidang datar yang sama dengan segitiga lain yang terbentuk oleh 1 C dan 2 H.

• Keenam atom pada senyawa etena terletak pada satu bidangdatar, dan elektron pada orbital p menempati ruangan di atasdan di bawah bidang datar tsb.

• Electrostatic potential map untuk etene menunjukkan bahwaetena merupakan senyawa nonpolar dengan akumulasimuatan negatif (daerah berwarna orange) berada di ataskedua atom C.

ball-and-stick

model

space-filling

model

electrostatic

potential map

• Empat elektron mengikat 2 atom karbon dengan ikatanrangkap C-C, sedangkan dua elektron mengikat 2 atom karbon dengan ikatan tunggal C-C.

• Ikatan rangkap lebih kuat (152 kkal/mol) daripada ikatantunggal (88 kkal/mol).

• Ikatan rangkap lebih pendek (1,33 Å) daripada ikatan tunggal(1,54 Å).

ORBITAL HIBRIDA sp

s

p pp

hibridisasi

sp2 sp2

pp

Dua orbital yang mengalami hibridisasi

orbital hibrida

p

p

sp

sp

Dua lobe yang ukurannya tidak sama pada sudut 180°

orbital 2p yang tak terhibridisasi saling tegak lurus dantegak lurus pada garis yang terbentuk oleh sumbu-sumbu dari dua orbital hibrida sp

IKATAN DALAM ETHYNE

• Tiap atom karbon dalam ethyne (acetylene) hanya

terikat dengan 2 atom: H dan C lainnya.

• Karena tiap atom karbon membentuk ikatan kovalen

dengan 2 atom, maka hanya ada 2 orbital (satu s dan

satu p) yang terhibridisasi menjadi 2 orbital hibrida.

• Jadi tiap atom karbon dalam senyawa ethyne memiliki

2 orbital hibrida sp dan 2 orbital p tak terhibridisasi.

H – C C – H

• Satu orbital sp dari satu atom karbon overlap dengan satu

orbital sp dari atom karbon yang lain membentuk ikatan

karbon–karbon.

• Orbital sp yang lain dari masing-masing atom karbon

overlap dengan orbital s dari atom hidrogen membentuk

ikatan .

• Untuk meminimumkan gaya tolak antara elektron, kedua

orbital sp mengarah pada 2 arah yang berlawanan

membentuk sudut 180°.

• Kedua orbital p yang tak terhibridisasi saling tegak lurus,

dan masing-masing juga tegak lurus dengan orbital sp.

• Masing-masing orbital p yang tak terhibridisasi overlap

sisi-dengan-sisi dengan orbital p yang sejajar dari atom

lainnya, sehingga dihasilkan 2 ikatan .

• Hasil secara keseluruhan adalah ikatan rangkap 3.

C

CH

H

C

C

H

H

H HC C

Ikatan karena

overlap sp – s

Ikatan karena

overlap sp – ps

180

+

• Ikatan rangkap 3 terdiri dari 1 ikatan dan 2 ikatan .

• Karena kedua orbital p yang tak terhibridisasi saling tegaklurus, maka ada daerah dengan densitas elek-tron yang besardi atas dan bawah, serta di depan dan belakang sumbumolekul (internuclear axis).

• Potential map untuk ethyne menunjukkan bahwa muatannegatif terakumulasi pada silinder yang membungkusmolekul yang berbentuk telur.

• Karena 2 atom karbon dalam suatu ikatan rangkap 3 diikatoleh 6 elektron, maka ikatan rangkap 3 lebih kuat (220 kkal/mol) dan lebih pendek (1,2 Å) daripada ikatan rangkap2.

ball-and-stick

model

space-filling

model

electrostatic

potential map

ORBITAL HIBRIDA

H-C-C-H

H

H

H

H

H-C C-H

C C

H

HH

H

Orbital

Hybrid-ization

Types of Bonds

to Carbon Example

sp3 4 sigma bonds

sp2 3 sigma bonds

and 1 p i bond

sp 2 sigma bondsand 2 p i bonds

Ethane

Ethylene

Acetylene

Name

PredictedBond

Angles

109.5°

120°

180°

GroupsBonded

to Carbon

4

2

2

Covalent radius, rcov, adalah ukuran atom yang mem-

bentuk ikatan kovalen.

Satuannya picometer (pm) atau Ångströms (Å), dengan

1 Å = 100 pm.

Pada dasarnya, jumlah dua covalent radii = panjang

ikatan antara dua atom.

Polar covalent bonds cenderung lebih pendek daripada

yang diperkirakan.

7. PANJANG DAN KEKUATAN IKATAN

COVALENT RADIUS

Z Simbol r (Å)

1 H 0,31

2 He 0,28

3 Li 1,28

4 Be 0,96

5 B 0,84

6 C (sp3) 0,76

C (sp2) 0,73

C (sp) 0,69

7 N 0,71

8 O 0,66

9 F 0,57

Covalent radius untuk beberapa atom

Panjang dan kekuatan ikatan pada beberapa senyawa

H-C-C-H

H

H

H

H

H

C C

H

H H

H-C C-H

C-C

C-C

C-C

C-H

C-H

C-H

Formula Bond

Orbital

Overlap

Bond Length

(pm)

Bond Strength

[kJ (kcal)/mol]

sp3-sp

3

sp2-1s

sp-sp, tw o 2p -2p

sp-1s

sp3-1s

sp2-sp

2, 2p-2p

153.2

111.4

133.9

110.0

121.2

109.0

376 (90)

422 (101)

727 (174)

464(111)

966 (231)

556 (133)

Ethane

Ethylene

Acetylene

Name

1 pm = 1 picometer = 10-2 Å

8. EFEK INDUKTIF

• Dalam suatu ikatan kovalen antara 2 atom yang berbeda, elektron dalam ikatan tidak terbagi sama.

• Elektron lebih tertarik pada atom yang elektronegativitasnyalebih besar.

• Ini diwakili dengan tanda panah.

• Polaritas overall suatu molekul ditentukan oleh polaritas masing-masing ikatan, formal charge, dan kontribusi lone pair, yang kesemuanya dapat diwakili dengan pengukuran dipole moment (μ).

• Semakin besar dipole moment, semakin polar senyawa tersebut.

• Dalam suatu ikatan kovalen antara 2 atom yang berbeda, elektron dalam ikatan tidak terbagi sama.

• Elektron lebih tertarik pada atom yang elektronegativitasnyalebih besar.

• Ini diwakili dengan tanda panah.

• Polaritas overall suatu molekul ditentukan oleh polaritas masing-masing ikatan, formal charge, dan kontribusi lone pair, yang kesemuanya dapat diwakili dengan pengukuran dipole moment (μ).

• Semakin besar dipole moment, semakin polar senyawa tersebut.

9. HIPERKONJUGASI

• Suatu ikatan σ dapat menstabilkan karbokation di dekatnyadengan cara mendonasikan elektron ke orbital p yang kosong.

• Muatan positif berpindah atau ‘menyebar’.

• Efek menstabilkan ini disebut resonansi.

Elektron dalam ikatan σ menghabiskan sebagianwaktunya dalam orbital pyang kosong.

10. EFEK MESOMERIK

• Elektron dapat bergerak melalui jaringan ikatan π.

• Ikatan π dapat menstabilkan muatan negatif, muatan positf, sepasang non-bonding electron (lone pair), atau ikatan didekatnya melalui mekanisme resonansi.

• Tanda anak panah panah melengkung digunakan sebagai simbolperpindahan elektron pada ikatan π atau lone pair sehinggadihasilkan resonansi bentuk lain.

• Hanya elektron, bukan nukleus, yang berpidah dalam resonansi.

EFEK MOSOMERIK POSITIF

• Jika suatu sistem π mendonasikan elektron , maka sistem π tersebut memiliki efek mesomerik positif, +M.

Jika satu lone pair didonasikan, maka gugus yang mendonasikantersebut memiliki efek mesomerik positif, +M.

EFEK MOSOMERIK NEGATIF

Jika suatu sistem π menerima elektron , maka sistem π tersebutmemiliki efek mesomerik negatif, – M.

• Struktur sebenarnya dari kation dan anion adalah antara keduabentuk resonansi di atas.

• Semua bentuk resonansi harus memiliki muatan overall yang sama dan mengikuti aturan valensi yang sama.

Dalam senyawa netral, selalu ada gugus +M dan −M : satu gugusmendonasikan elektron (+M) dan gugus yang lain menerimaelektron (−M).

Tidak semua bentuk resonansi berada pada tingkat energi yang sama. Dalam fenol, yang dominan adalah resonansi dengan cincinbenzena aromatik.