ORBITAL DAN PERANANNYA DALAM IKATAN KOVALEN

ORBITAL DAN PERANANNYA DALAM IKATAN KOVALEN

Beberapa atom, terutama hidrogen dan unsur nonlogam dalam golongan IVA, VA, VIA, dan VIIA, berpatungan elektron untuk mencapai konfigurasi elektron mantap. Ikatan kovalen dihasilkan oleh sejumlah atom yang berpatungan. Molekul ialah spesies netral yang terdiri dari dua atau lebih atom yang sama atau berbeda, yang dihubungkan oleh ikatan kovalen.

Ikatan Kovalen adalah ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara bersama oleh 2 atom yang berikatan. Ikatan kovalen terjadi akibat ketidakmampuan salah 1 atom yang akan berikatan untuk melepaskan elektron (terjadi pada atom-atom non logam).

Pembentukan ikatan kovalen terbentuk dari atom-atom unsur yang memiliki afinitas elektron tinggi serta beda keelektronegatifannya lebih kecil dibandingkan ikatan ion. Atom non logam cenderung untuk menerima elektron sehingga jika tiap-tiap atom non logam berikatan maka ikatan yang terbentuk dapat dilakukan dengan cara mempersekutukan elektronnya dan akhirnya terbentuk pasangan elektron yang dipakai secara bersama. Pembentukan ikatan kovalen dengan cara pemakaian bersama pasangan elektron tersebut harus sesuai dengan konfigurasi elektron pada unsur gas mulia yaitu 8 elektron (kecuali He berjumlah 2 elektron).

1.      Ikatan Kovalen Tunggal

Hidrogen (H₂) adalah molekul yang paling sederhana. Atom hidrogen (H) mempunyai satu elektron valensi dan sangat tak mantap. Dengan berpatungan elektron untuk membentuk molekul hidrogen, setiap atom hidrogen mencapai konfigurasi elektron helium yang mantap,yang mempunyai dua elektron. Ikatan kovalen tunggal dihsilkan oleh pasangan elektron valensi patungan :

Kadang-kadang pasangan elektron ini pasangan elektron pada ikatan tunggal ditunjukkan dengan garis, sebagaimana dalam H-H untuk hidrogen. Notasi untuk jenis ini dinamakan rumus struktur, yaitu rumus kimia yang menunjukkan susunan atom dalam molekul. Ada dua hal yang harus diingat mengenai garis di antara atom dalam rumus struktur: garis selalu menyatakan sepasang elektron patungan, dan tidak pernah digunakan untuk menunjukkan ikatan ion.

Air dan amonia adalah dua contoh lain dari pembentukan ikatan kimia melalui pasangan elektron patungan. Dalam molekul air, dua atom hidrogen beerpatungan elektron dengan satu atom oksigen:

Atom hidrogen dan oksigen mencapai konfigurasi gas mulia yang mantap dengan berpatungan electron. Oksigen dalam air mempunyai dua pasangan electron valensi yang tidak berpetungan, yang juga disebut pasangan tanpatungan.

Contoh :

₁H = 1

₉F = 2, 7

Atom H memiliki 1 elektron valensi sedangkan atom F memiliki 7 elektron valensi. Agar atom H dan F memiliki konfigurasi elektron yang stabil, maka atom H dan atom F masing-masing memerlukan 1 elektron tambahan (sesuai dengan konfigurasi elektron He dan Ne). Jadi, atom H dan F masing-masing meminjamkan 1 elektronnya untuk dipakai bersama.

2.      Ikatan Kovalen Ganda Dua dan Ganda Tiga

Ikatan kovalen ganda dua (dua pasangan elektron patungan) dan ikatan kovalen ganda tiga (tiga pasang elektron patungan) umum dijumpai pada molekul. 

3.      Ikatan Kovalen Kordinat

Kadang-kadang satu atom menyediakan dua electron ikatan dalam ikatan kovalen. Dalam hal ini terbentuklah ikatan kovalen kordinat. Ion amonium (NH₄⁺) memunyai satu ikatan kovalen kordinat, yang terbentuk jika sebuah proton (ion hidrogen) bereaksi dengan pasangan electron tanpatungan pada molekul amonia melepas setengah dari pasangan electron tanpatungannya kepada proton untuk membentuk ikatan yang baru, nitrogen pada (NH₄⁺) mengemban muatan positif.

a.       Meramalkan bentuk molekul melalui teori tolakan pasangan electron

Konsep yang dapat menjelaskan bentuk geometri (struktur ruang) molekul dengan pendekatan yang tepat adalah Teori Tolakan Pasangan Elektron Valensi (Valence Shell Electron Pair Repulsion = VSEPR). Teori ini disebut juga sebagai Teori Domain Elektron. Teori Domain dapat menjelaskan ikatan antar atom dari PEB dan PEI yang kemudian dapat mempengaruhi bentuk molekul. Dalam teori ini dinyatakan bahwa "pasangan elektron terikat dan pasangan elektron bebas, yang secara kovalen digunakan bersama-sama di antara atom akan saling menolak, sehingga pasangan itu akan menempatkan diri sejauh-jauhnya untuk meminimalkan tolakan". Teori VSEPR pertama kali dikembangkan oleh ahli kimia dari Kanada, R.J. Gillespie (1957). Bentuk molekul dan strukturnya dapat diramalkan dengan tepat melalui Struktur Lewis. Struktur ini dapat menggambarkan bagaimana elektron tersusun pada suatu atom yang berikatan. Sebagai contoh adalah ikatan kovalen pada molekul HCl. Struktur Lewis juga dapat menggambarkan jumlah pasangan elektron bebas dan jumlah pas-angan elektron ikatan yang berada di sekitar atom pusat. yang berada di sekitar atom pusat:

.

Teori VSEPR tidak menggunakan orbital atom dalam meramalkan bentuk molekul, tetapi menggunakan titik elektron suatu atom. Jika suatu atom bereaksi, maka elektron pada kulit terluar (elektron valensi) akan bcrhubungan langsung terlebih dahulu. Elektron valensi akan menentu-kan bagaimana suatu ikatan dapat terjadi.Teori VSEPR menjelaskan terjadinya gaya tolak-menolak antara pasangan-pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat.

Pada setiap orbital terdapat sejumlah elektron. Ikatan antar atom terjadi karena kecenderungan atom untuk memenuhi rumus duplet dan rumus oktet. Duplet berarti mcmiliki 2 elektron, scdangkan oktet menandakan suatu atom memiliki 8 elektron. Pengaturan pasangan elektron di sekitar atom sedemikian rupa sehingga tolakan di antara pasangan elektron itu minimum. Tolakan minimum tcrjadi bila elektron terletak pada bagian yang saling bcrlawanan terhadap inti. Perhatikan molekul BeC1₂ berikut:

.

Terdapat 2 elektron yang terletak berlawanan pada orbital berupa balon terpilin. Molekul BeC1₂ berbentuk linear dengan sudut 1800. Bagaimana dengan bentuk molekul lain, semisal SO₂ dan BC1₃.

lkatan kovalen adalah ikatan yang terjadi karena pemilikan bersama pasangan elektron berikatan yang merupakan sum-bangan dari kedua atom atau salah satunya.

Tolakan minimum didapat dengan meletakkan elektron pada bagian yang berlawanan. Tolakan minimum pada mulekul BC1₃ dengan atom B sebagai atom pusat didapat dengan bentuk segitiga. Adapun pada molekul SO₂ terdapat 3 kelompok elektron, yang salah satunya adalah PEB dari atom S. Adanya elektron bebas ini akan mendesak atau mendorong elekron ikatan untuk saling berdesakan, sehingga bentuk molekul menjadi bentuk V. Urutan tolak-menolak antara pasangan elektron pada atom pusat dapat diurutkan sebagai: PEB-PEB > PEI-PEB > PEI-PEI. 

b.      Model molekul

Model molekul didefinisikan sebagai gambaran ideal dari suatu system atau proses,seringkali dalam bentuk persamaan matematika,atau perencanaan yang digunakan untuk memfasilitasi perhitungan dan prediksi.Oleh karena itu pemodelan molekul tersebut terkait dengan cara untuk meniru perilaku molekul dan sistem molekul.Kini pemodelan molekul terkait erat dengan pemodelan komputer,karena komputasi telah mengevolusi pemodelan molekul menjadi lebih luas lagi (Prianto,2010).

Stereokimia  mempelajari  susunan atom 1 gugus dari suatu molekulyang terjadi karena reaksi kimia (stereokimia dinamik) ikatan dalam senyawa C.Atom C adalah tetravalen dan pada senyawa jenuh keempat ikatan tersebut kira-kira identik. Penataan (konformasi) senyawa rantai terbuka dapat digunakan   beberapa cara yakni proyeksi newman, fischer, saw horse, dan wedge line (Respati, 1986).

Berikut model molekul bola dan tongkat dari NH₃ :

A.     Sifat Gelombang

Sebuah teori struktur atom dan molekul maju secara independen dan hampir bersamaan oleh tiga orang pada tahun 1926; Erwin Schrodinger, Werner Heisenberg, dan Paul Dirac. Teori ini, yang disebut gelombang mekanik oleh Schrodinger dan mekanika kuantum oleh Heisenberg, telah menjadi dasar dari mana kita berasal pemahaman modern ikatan dalam molekul. Di jantung mekanika kuantum persamaan disebut fungsi gelombang (dilambangkan dengan huruf psi Yunani, ψ).

Setiap fungsi gelombang sesuai dengan keadaan energi yang berbeda untuk sebuah elektron.

Setiap keadaan energi adalah sublevel dimana satu atau dua elektron dapat berada.

Energi yang berkaitan dengan keadaan elektron dapat dihitung dari fungsi gelombang. Probabilitas relatif menemukan sebuah elektron dalam suatu wilayah ruang dapat dihitung dari fungsi gelombang. 

Gelombang merupakan gejala rambat dari suatu getaran / usikan. Gelombang akan terus terjadi apabila sumber getaran ini terus bergetar terus menerus. Gelombang membawa energy dari satu tempat ketempat yang lain. Gelombang diam merupakan jenis gelombang yang dihasilkan bila orang memetik senar , contohnya seperti senar gitar yang kedua ujungnya mati. Pada saat memetik gitar , ketika gitar di petik kebawah maka gelombang bunyi akan kebawah dan jika senar gitar dipetik keatas maka gelombang bunyi akan keatas,

Dari situasi tersebut diketahui bahwa gelombang diam ini  bergerak hanya dalam satu dimensi. Sedangkan pada gelombang dimensi dua itu dapat dilihat pada pemukulan kepala drum , selain dimensi dua gelombang juga ada yang berdimensi tiga contonya adalah sistem gelombang elektron. Tinggi gelombng diam adalah amplitudonya yang dapat mengarah keatas (nilai positif) atau mengarah kebawah (nilai negativ) terhadap kedudukan istirahat dari senar. Kedudukan pada gelombang yang amplitudonya nol disebut simpul , dan sesuai dengan kedudukan pada senar gitar yang tak bergerak bila senar bergetar.

Dua gelombang diam dapat sefase atau keluar fase yang satu terhadap yang lain. Bila amplitude positif dan negative dari dua gelombang suling sesuai , kedua gelombang tersebut sefase. Bila tanda matematik dari amplitude saling berlawanan, gelombang keluar fase.

Bila dua gelombang yang sefase pada senar yang sama saling tumpang tindih ,mereka saling memperkuat. Perkuatan dinyatakan oleh penambahan fungsi matematik yang sama tanda  yang menggambarkan gelombang. Sebaliknya , sepasang gelombang yang tumpang tindih yang keluar fase, saling mengganggu atau berinterferensi. Proses interferensi dinyatakan oleh penambahan dua fungsi mg batematik yanerlawanan tanda. Interferensi sempurna menghasilkan penghapusan satu gelombang oleh yang lain. Tumpang tindih sebagian dari dua gelombang yang keluar fase menghasilkan simpul

B.     Orbital Ikatan dan Anti Ikatan

Jika dua atom bergabung, orbital atomnya bertumpang tindih menghasilkan orbital molekul; tumpang tindih dua orbital atom menghasilkan dua orbital molekul. Salah stunya adalah orbital ikatan, yakni orbital molekul yang energinya lebih rendah dibanding orbital atom pembentuknya.

Karena setiap orbital atom memberikan paling banyak dua electron, orbital electron, orbital atom dikatakan setengah-terisi bila hanya mengandung satu electron; dan terisi bila mengandung dua electron. Demikian juga, diperlukan dua electron untuk mengisi orbital molekul ikatan atau antiikatan pada suatu tingkat energi.

Molekul hydrogen bersifat mantap karena energy electron dalam orbital ikatan lebih rendah disbanding dalam dua atom hidrogen yang terpisah. Dalam ilustrasi seperti ini, orbital molekul antiikatan biasanya ditiadakan.

            Sebagaimana ditunjukkan oleh gambar, sangat mungkin menemukan electron diantara sejumlah inti atom yang bergabung. Hal ini dapat dibandingkan dengan titik electron untuk molekul hidrogen  yang menggambarkan dua atom hidrogen berpatungan electron valensi untuk membentuk iakatan kovalen tunggal. Dengan mengamati iakatan H-H pada molekul hidrogen, tampak bahwa orbital molekul ikatan benar-benar simetris. Orbital molekul ikatan yang benar-benar simetris menurut sumbu yangmenghubungkan dua atom adalah orbital molekul ikatan-sigma; ikatan yang terbentuk melalui orbital molekul tersebut ialah ikatan sigma. Lambang huruf Latin untuk sigma ialah σ.

 

Ikatan terjadi karena tak seimbangnya gaya tarik dan gaya tolak. Karena keduanyabermutan berlawanan, maka inti dan electron saling taik. Tetapi, inti menolak inti, dan electron menolak electron. Dalam molekul hidrogen, tarikan antara inti dengan elektron yang digambarkan melalui orbital ikatan mengarah kepada gaya tarik-menarik. Dalam orbital antiikatan yang berenergi tinggi, elektron-elektron tidak berada diantara inti, sehinga terjadi gaya tolak.

C.     Orbital Hibrida Karbon

Hibridisasi adalah kombinasi dua atau lebih orbital atom asli native pada suatu atom menghasilkan orbital hibrida dengan syarat jumlah orbital atom yang berkombinasi harus sama dengan jumlah orbital hibrida yang terbentuk.

Ikatan Pi adalah iktan tunggal yang terjadi akibat overlap secara lateral elekron sisa pembastaran dengan electron sisa pembastaran. Pembentukan ikatan pada atom karbon dengan nomor atom 6 menjadi hibrida sp3, sp2 dan sp. Karbon dalam pembentukan ikatan dengan atom lain berturut-turut mengalami peristiwa sebagai berikut:

-          Atom karbon menyerap energi sebesar 86 kkal, sebagian energi dipergunakan untuk promosi oleh elektron spin negative di kulit 2s naik ke tingkat orbital 2pz, sehingga terjadi 4 elektron bujangan di kulit L.

-          Terjadinya hibridasi antara elektron di orbital 2s dengan elektron di orbital 2p dapat menjadi hibrida elektron sp3, sp2 atau sp.

-          Pembentukan tiga dimensi tetrahidral, planar atau linier.

-          Overlap atau tumpang tindih antara elektron hibrida bujangan dengan hidrogen atau antara elektron hibrida bujangan dengan elektron hibrida bujangan membentuk ikatan sigma (σ / kovalen).

-          Overlap antara electron sisa dengan elektron sisa secara lateral menghasilkan ikatan pi (π) untuk hibridasi sp2 atau sp.

1.      Pembentukan ikatan pada atom karbon sp3

Linus Pauling (1931) menjelaskan secara matematis bagaimana orbital s dan tiga orbital p berkombinasi atau terhibridisasi membentuk empat orbital atom yang ekuivalen dengan bentuk tetrahedral. Orbital yang berbentuk tetrahedral disebut dengan hibridisasi sp3. Angka tiga menyatakan berapa banyak tipe orbital atom yang berkombinasi, bukan menyatakan jumlah elektron yang mengisi orbital.

Nomor atom karbon adalah 6. Enam elektron atom karbon tersusun dalam kulit elektron K dan L sehingga konfigurasi elektron atom karbon dalam kondisi ground state (stationer). Yang terlibat dalam pembentukan ikatan hanyalah elektron di kulit luar yaitu 2s dan 2p (elektron valensi), kulit 1s tidak ikut terlibat. Ada 4 tahap yaitu,

a.       Tahap Pertama yaitu energi yang diberikan sebagian digunakan untuk promosi elektron spin negative dikulit 2s naik ke tingkat 2pz dan berubah menjadi spin positif, sehingga diperoleh konfigurasi elektron aktif di kulit L.

b.      Tahap Kedua adalah empat elektron bujangan di kulit 2s, 2px, 2py dan 2pz mengadakan pembastaran membentuk empat orbital hibrida yang seragam. Empat orbital hibrida tersebut dinamai hibrida sp3, karena merupakanhasil hibridasi satu kulit s dan tiga kulit p.

c.       Tahap Ketigayaitu keempat orbital hibrida tersebut mengadakan tolak menolak satu sama lain membentuk tiga dimensi yang paling stabil yaitu bentuk tetrahedral (pyramid) dengan sudut antara keempat hibrida tersebut sebesar 128^o30’.

d.      Tahap Keempat adalah overlap/tumpang tindih antara orbital hibrida bujangan tersebut dengan masing-masing satu atom hidrogen membentuk empat ikatan kovalen (sigma/s). Dari hasil keempat tahap tersebut terbentuklah molekul netral CH₄ yang dinamakan metana.

2.      Pembentukan ikatan pada atom karbon sp2

Contoh dari ikatan pada atom karbon sp2 adalah pembentukan CH₂ = CH₂.Nomor atom karbon adalah 6. Enam elektron atom karbon tersusun dalam kulit elektron K dan L sehingga konfigurasi elektron atom karbon dalam kondisi ground state (stationer). Yang terlibat dalam pembentukan ikatan hanyalah elektron di kulit luar yaitu 2s dan 2p (elektron valensi), kulit 1s tidak ikut terlibat. Ada 4 tahap seperti halnya pada karbon sp3 perbedaannya adalah ada satu elektron di kulit 2pz tidak ikut terlibat dalam pembastaran.

a.       Tahap Pertama yaitu energi yang diberikan sebagian digunakan untuk promosi elektron spin negative dikulit 2s naik ke tingkat 2pz dan berubah menjadi spin positif, sehingga diperoleh konfigurasi elektron aktif di kulit L. 

b.      Tahap Kedua adalah tiga elektron bujangan di kulit 2s, 2px dan 2py mengadakan pembastaran membentuk tiga orbital hibrida yang seragam. Orbital hibrida tersebut dinamai hibrida sp2, karena merupakan hasil hibridasi satu kulit s dan dua kulit p.

c.       Tahap Ketiga yaitu ketiga orbital hibrida tersebut mengadakan tolak menolak satu sama lain membentuk tiga dimensi yang paling stabil yaitu bentuk trigonal planar (horizontal) dengan sudut antara ketiga hibrida tersebut sebesar 120^o.Elektron sisa 2pz berposisi tegak lurus terhadap trigonal planar tersebut. Amplitudo positif berada diatas bidang dan amplitudo negative berada dibawah bidang.

d.      Tahap Keempat adalah tahap dimana diperlukan satu spesies sp2 atom lain yang mempunyai satu elektron sisa (elektron yang tidak ikut terlibat dalam pembastaran). Dimana elektron sisa tersebut overlap secara lateral dengan elektron sisa spesies yang kedua membentuk ikatan pi (π). Satu orbital hibrida sp2 bujangan dari masing-masing spesies overlap secara axial dan membentuk ikatan sigma antara karbon dan karbon. Dua hibrida sp2 bujangan lainnya dari masing-masing karbon overlap dengan atom hidrogen sehingga terbentuk 4 ikatan sigma (sigma/σ).

3.      Pembentukan ikatan pada atom karbon sp

Contoh pembentukan CH ≡≡ CH (Etuna). Nomor atom karbon adalah 6. Enam elektron atom karbon tersusun dalam kulit elektron K dan L sehingga konfigurasi elektron atom karbon dalam kondisi ground state (stationer). Yang terlibat dalam pembentukan ikatan hanyalah elektron di kulit luar yaitu 2s dan 2p (elektron valensi), kulit 1s tidak ikut terlibat. Ada 4 tahap seperti halnya pada karbon sp3 perbedaannya adalah ada dua elektron di kulit 2py dan 2pz tidak ikut terlibat dalam pembastaran.

a.       Tahap Pertama yaitu energi yang diberikan sebagian digunakan untuk promosi elektron spin negative dikulit 2s naik ke tingkat 2pz dan berubah menjadi spin positif, sehingga diperoleh konfigurasi elektron aktif di kulit L.

b.      Tahap Kedua adalah dua elektron bujangan di kulit 2s dan 2px mengadakan pembastaran membentuk dua orbital hibrida yang seragam bentuknya seperti “thoet-thoet”. Dua orbital hibrida tersebut dinamai hibrida sp, karena merupakan hasil hibridasi satu kulit s dan satu kulit p.

c.       Tahap Ketiga yaitu kedua orbital hibrida tersebut mengadakan tolak menolak satu sama lain membentuk tiga dimensi yang paling stabil yaitu bentuk linier (garis lurus) dengan sudut antara kedua hibrida tersebut sebesar 180^o.Elektron sisa 2py dan 2pz berposisi saling tegak lurus dan juga tegak lurus pada garis lurus tersebut. Amplitudo positif berada diatas dan didepan garis lurus dan amplitudo negative berada dibawah dan dibelakang garis lurus.

d.      Tahap Keempat adalah tahap dimana diperlukan satu spesies sp atom lain yang mempunyai dua elektron sisa (elektron yang tidak ikut terlibat dalam pembastaran). Dimana elektron sisa tersebut overlap secara lateral dengan elektron sisa spesies yang kedua membentuk ikatan pi (π). Satu orbital hibrida sp bujangan dari masing-masing spesies atom karbon sp overlap secara axial dan membentuk satu ikatan sigma antara kedua atom tersebut dan orbital hibrida karbon sp bujangan yang kedua dari masing-masing atom karbon dioverlapkan dengan atom hidrogen membentuk ikatan sigma. Sehingga terbentuk 3 ikatan sigma (sigma/σ) dan 2 ikatan pi. Dari hasil keempat tahap tersebut terbentuklah molekul netral yang dinamakan etuna.

DAFTAR PUSTAKA

Wilbraham, Antony C, 1992. Pengantar Kimia Organik dan Hayati. Bandung: ITB

https://ikatankovalen.wordpress.com/2011/06/23/pengertian-dan-jenis-jenis-ikatan-kovalen/

http://viviruthmia.web.unej.ac.id/2015/04/05/teori-ikatan-valensi-dan-teori-orbital-molekul/

http://chemistry35.blogspot.co.id/2011/04/orbital-ikatan-dan-anti-ikatan-dalam.html

https://kusumawardhaniblog.wordpress.com/2016/02/11/hibridasi-karbon-c/

http://www.nafiun.com/2013/06/bentuk-molekul-teori-domain-elektron.html

 http://chemistry-ekhaokt.blogspot.co.id/2015/05/teori-orbital-molekul.html

http://sriwahyuningsihd.blogspot.co.id/2016/09/otbital-dan-peranannya-dalam-ikatan.html

http://nellysarisimbolon.blogspot.co.id/2016/09/normal-0-false-false-false-in-x-none-x.html

http://dwindahpermata.blogspot.co.id/2016/09/orbital-dan-peranannya-dalam-ikatan_10.html