ORBITAL DAN PERANANNYA DALAM IKATAN KOVALEN

KIMIA ORGANIK 1

Tujuan Pembelajaran

-          Menguasai sifat gelombang dari elektron atom modern

-          Menggambarkan orbital ikatan dan anti ikatan dari suatu molekul organik sederhana

Bahan kajian

Orbital dan peranannya dalam ikatan kovalen

a.       Sifat gelombang

b.      Orbital ikatan dan anti ikatan

c.       Orbital hibrida karbon

A.    Sifat Gelombang

Radiasi cahaya dapat dianggap sebagai arus foton atau sebagai gerak gelombang, berdasarkan menurut teori de Broglie pada tahun 1923 mengemukakan pendapat bahwa dualisme yang sama terdapat pula dalam hal elektron. Menurut teori relativitas dari Einstain energi suatu partikel dinyatakan sebagai: E=mc². De Broglie kemudian mengemukakan sifat gelombang partikel dari radiasi dapat diterapkan terhadap elektron, karena elektron hampir sekecil foton untuk elektron berlaku. Sifat gelombang dari De Brouglie dibenarkan oleh Davidson dan Germer pada tahun 1928, yang mengemukakan pendapat adalah dimana pola difraksi dan elektron dengan menjatuhkan sinar suatu bidang kristal nikel. Dengan adanya gerak gelombang dari elektron maka diperlukan suatu teori kuantum yang baru, yang selain dapat menerangkan gerak elektron dalam atom yang menghitung energi mungkin, ini juga dapat memperhitungkan efek difraksi.

B.     Orbital Ikatan dan Anti Ikatan

Fasa relatif kedua orbital dalam atom sangat penting dalam menentukan apakah orbital molekul yang terjadi merupakan orbital pengikat atau anti pengikatan. Orbital pengikatan terbentuk dari tumpang tindih fungsi-fungsi gelombang dengan fasa yang sama. orbital anti pengikatan terbentuk dari tumpang tindih fungsi-fungsi gelombang dengan fasa yang berlawanan. Pengisian elektron dalam orbital molekuler kompleks dimulai dari orbital dengan energi terendah yaitu orbital ikat, kemudian nonikat dan antiikat. Orbital ikat seluruhnya terisi elektron-elektron ligan, sesuai dengan peran atom donor ligan, dan ini menunjukkan pada jumlah ikatan metal-ligan atau bilangan koordinasi.

Orbital atom mempunyai bentuk tertentu :

·         Orbital s

Orbital yang paling sederhana adalah orbital s. Setiap subkulit s terdiri atas 1 buah orbital yang berisi 2 elektron. Orbital s berbentuk bola simetri yang menunjukkan bahwa elektron memiliki kerapatan yang sama, jika jarak dari inti atom yang sama, semakin jauh letak elektron dari inti atom kerapatannya semakin rendah, nilai bilangan kuantum suatu orbital mempengaruhi ukuran orbital.

                

·         • Orbital p

Bentuk orbital p seperti balon terpilin. Kepadatan elektron tidak tersebar merata, melainkan terkonsentrasi dalam dua daerah yang berbagi sama besar dan terletak pada dua sisi berhadapan dari inti yang terletak di tengah.

·         Orbital d dan f

Orbital f mempunyai bentuk orbital yang lebih rumit dan lebih kompleks daripada orbital d. Setiap subkulit f mempunyai 7 orbital dengan energi yang setara. Orbital ini hanya digunakan untuk unsur-unsur transisi yang letaknya lebih dalam.

C.    Orbital  Hibrida  Karbon

Empat orbital sp³.

Tiga orbital sp².

·         Sejarah Perkembangan Hibridisasi

Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling dalam  menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH₄). Secara historis, konsep ini dikembangkan untuk sistem-sistem kimia yang sederhana, namun pendekatan ini selanjutnya diaplikasikan lebih luas, dan sekarang ini dianggap sebagai sebuah heuristik yang efektif untuk merasionalkan struktur senyawa organik.

Teori hibridisasi tidaklah sepraktis teori orbital molekul dalam hal perhitungan kuantitatif. Masalah-masalah pada hibridisasi terlihat jelas pada ikatan yang melibatkan orbital d, seperti yang terdapat pada kimia koordinasi .

·         Hibrid sp3

·         Hibridisasi menjelaskan atom-atom yang berikatan dari sudut pandang sebuah atom. Untuk sebuah karbon yang berkoordinasi secara tetrahedal (seperti metana, CH₄), maka karbon haruslah memiliki orbital-orbital yang memiliki simetri yang tepat dengan 4 atom hidrogen. Konfigurasi keadaan dasar  karbon adalah 1s² 2s² 2p_x¹ 2p_y¹ atau lebih mudah dilihat:

C↑↓1s↑↓2s↑2px↑2py2pz{\displaystyle C\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \downarrow }{2s}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p_{x}}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p_{y}}}\;{\frac {\,\,}{2p_{z}}}}

·         Proton yang membentuk inti atom hidrogen akan menarik salah satu elektron valensi karbon. Hal ini menyebabkan eksitasi, memindahkan elektron 2s ke orbital 2p. Hal ini meningkatkan pengaruh inti atom terhadap elektron-elektron valensi dengan meningkatkan potensial inti efektif.

C∗↑↓1s↑sp3↑sp3↑sp3↑sp3{\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}}

Pada CH₄, empat orbital hibrid sp³ bertumpang tindih dengan orbital 1s hidrogen  menghasilkan empat ikatan sigma.  Empat ikatan ini memiliki panjang dan kuat ikat yang sama, sehingga sesuai dengan pengamatan.

 sama dengan 

Sebuah pandangan alternatifnya adalah dengan memandang karbon sebagai anion C⁴⁻. Dalam kasus ini, semua orbital karbon terisi:

C4−↑↓1s↑↓2s↑↓2px↑↓2py↑↓2pz{\displaystyle C^{4-}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \downarrow }{2s}}\;{\frac {\uparrow \downarrow }{2p_{x}}}{\frac {\uparrow \downarrow }{2p_{y}}}{\frac {\uparrow \downarrow }{2p_{z}}}}

^·          2. Hibrid sp²

Senyawa karbon ataupun molekul lainnya dapat dijelaskan seperti yang dijelaskan pada metana. Misalnya etilena (C₂H₄) yang memiliki ikatan rangkap dua di antara karbon-karbonnya. Struktur Kekule metilena akan tampak seperti:

Ethene Lewis Structure. Each C bonded to two hydrogens and one double bond between them.

·         Karbon akan melakukan hibridisasi sp² karena orbtial-orbital hibrid hanya akan membentuk ikatan sigma dan satu ikatan pi seperti yang disyaratkan untuk ikatan rangkap dua di antara karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang dan kuat ikat yang sama. Hal ini sesuai dengan data percobaan.

C∗↑↓1s↑sp2↑sp2↑sp2↑p{\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}{\frac {\uparrow \,}{p}}}

Jumlah huruf p tidaklah seperlunya terbatas pada bilangan bulat, yakni hibridisasi seperti sp^2.5 juga dapat terjadi. Dalam kasus ini, geometri orbital terdistorsi dari yang seharusnya. Sebagai contoh, seperti yang dinyatakan dalam kaidah Bent, sebuah ikatan cenderung untuk memiliki huruf-p yang lebih banyak ketika ditujukan ke substituen yang lebih elektronegatif.

3.      Hibrid sp

Ikatan kimia dalam senyawa seperti alkuna dengan ikatan rangkap tiga dijelaskan dengan hibridisasi sp.

C∗↑↓1s↑sp↑sp↑p↑p{\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp}}{\frac {\uparrow \,}{p}}{\frac {\uparrow \,}{p}}}Dalam model ini, orbital 2s hanya bergabung dengan satu orbital-p, menghasilkan dua orbital sp dan menyisakan dua orbital p. Ikatan kimia dalam asetilena (etuna) terdiri dari tumpang tindih sp-sp antara dua atom karbon membentuk ikatan sigma, dan dua ikatan pi tambahan yang dibentuk oleh tumpang tindih p-p. Setiap karbon juga berikatan dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp bersudut 180°.

·         Hibridisasi bentuk orbital

Hibridisasi membantuk kita dalam menjelaskan bentuk molekul:

Jenis molekul	Utama kelompok	Logam transisi[4]
AX2	·         Linear (180°) ·         hibridisasi sp ·         E.g., CO2	·         Tekuk (90°) ·         hibridisasi sd ·         E.g., VO2+
AX3	·         Datar trigonal (120°) ·         hibridisasi sp2 ·         E.g., BCl3	·         Piramida trigonal (90°) ·         hibridisasi sd2 ·         E.g., CrO3
AX4	·         Tetrahedral (109.5°) ·         hibridisasi sp3 ·         E.g., CCl4	·         Tetrahedral (109.5°) ·         hibridisasi sd3 ·         E.g., MnO4−
AX5	-	·         Piramida persegi (73°, 123°)[5] ·         hibridisasi sd4 ·         E.g., Ta(CH3)5
AX6	-	·         Prisma trigonal (63.5°, 116.5°)[5] ·         hibridisasi sd5 ·         E.g., W(CH3)6
Molekul Hipervalen  (Resonansi)
Jenis molekul	Utama kelompok	Logam transisi
AX2	-	Linear (180°)
AX3	-	Datar trigonal (120°)
AX4	-	Tetrahedral (109.5°)
		Datar persegi (90°)
AX5	Bipiramida trigonal (90°, 120°)	Bipiramida trigonal, Piramida persegi[7]
AX6	Oktahedral (90°)	Oktahedral (90°)
AX7	Bipiramida pentagonal (90°, 72°)	Bipiramida pentagonal, oktahedral dengan sudut tambahan, Piramida persegi dengan sudut tambahan[8]

·         Teori hibridisasi dan teori orbital molekul

Teori hibridisasi adalah bagian yang tak terpisahkan dari kimia organik dan secara umum didiskusikan bersama dengan teori orbital molekul  dalam buku pelajaran kimia organik tingkat lanjut. Walaupun teori ini masih digunakan secara luas dalam  kimia organik, teori hibridisasi secara luas telah ditinggalkan pada kebanyakan cabang kimia lainnya. Masalah dengan teori hibridisasi ini adalah kegagalan teori ini dalam memprediksikan spektra fotoelektron dari kebanyakan molekul, meliputi senyawa yang paling dasar seperti air dan metana. Dari sudut pandang pedagogi, pendekatan hibridisasi ini cenderung terlalu menekankan lokalisasi elektron-elektron ikatan dan tidak secara efektif mencakup simetris molekul seperti yang ada pada teori orbital molekul.