Orbital dan peranannya dalam ikatan kovalen

A. SIFAT GELOMBANG

1.  Refleksi(Pemantulan) Gelombang 
Pemantulan gelombang merupakan peristiwa pembalikan arah rambat gelombang karena  membentur suatu medium yang keras.  Pemantulan gelombang ada beberapa macam,  diantaranya:

a.  Pemantulan Gelombang pada Tali
1)  Pada pemantulan gelombang tali dengan ujung terikat,  gelombang dipantulkan dengan fase berlawanan.
 2)  Pada pemantulan gelombang tali dengan ujung bebas,  gelombang dipantulkan dengan fase sama.

b.  Pemantulan Gelombang pada Perinukaan Air Gelombang yang terbentuk pada permukaan air dapat berupa gelombang lurus atau gelombang lingkaran.

2.  Refraksi(Pembiasan)  Gelombang
Peristiwa refraksi gelombang terjadi apabila gelombang merambat melewati dua medium yang berbeda kerapatannya,  kemudian mengalami pembelokan.  Secara umum,  persamaan pembiasan gelombang dituliskan sebagai berikut.

3.  Difraksi Gelombang
Ketika sebuah gelombang melewati celah sempit yang lebarnya seorde dengan panjang gelombang dari gelombang tersebut,  maka gelombang akan mengalami pembelokan.  Peristiwa tersebut disebut dengan difraksi gelombang.  Bila celah diperlebar,  maka difraksi tidak jelas terlihat,  akan tetapi bila celah dipersempit maka difraksi gelombang akan tampak jelas.  Dalam hal ini celah bertindak sebagai sumber gelombang berupa titik,  dan gelombang yang melalui celah dipancarkan berbentuk lingkaran-lingkaran.  Setelah melewati celah sempit,  gelombang akan merambat membentuk lingkaran-lingkaran dengan celah sempit sebagai pusatnya.

4.  Interferensi Gelombang 
Interferensi gelombang merupakan peristiwa perpaduan dua gelombang yang koheren(memiliki frekuensi dan beda fase sama).  Dari polanya yang terbentuk,  interferensi dibedakan menjadi dua,  yakni sebagai berikut.

 a.  Interferensi Destruktif
Interferensi destruktif merupakan interferensi yang saling melemahkan yang terjadi bila dua buah gelombang tersebut berlawanan fase.  Pada saat puncak gelombang dari salah satu sumber gelombang bertemu dengan suatu lembah gelombang dari sumber gelombang lain di suatu titik,  maka superposisi antara dua gelombang tersebut akan menghasilkan gelombang yang memiliki simpangan sama dengan nol.  Pada interferensi destruktif,  selisih jarak atau beda lintasan antara jarak sumber pertama ke titik yang ditinjau dengan jarak sumber kedua ke titik yang sama dinyatakan dengan persamaan berikut.

b.  Interferensi konstruktif
Interferensi konstruktif merupakan interferensi yang saling menguatkan yang terjadi apabila dua buah gelombang memiliki fase yang sama.  Pada saat dua puncak gelombang atau dua lembah gelombang bertemu pada suatu titik,  maka superposisi dari dua puncak gelombang atau dua lembah gelombang tersebut akan menghasilkan gelombang yang memiliki amplitudo dua kali amplitudo masing-masing gelombang sumber.  Kedudukan titik-titik interferensi konstruktif ditentukan berdasarkan selisih jarak sumber gelombang pertama ke titik yang ditinjau dengan jarak sumber gelombang kedua ke titik yang sama

5.  Dispersi(Penguraian)  Gelombang 
Dispersi merupakan penyebaran bentuk gelombang ketika merambat melalui suatu medium Dispersi tidak dapat terjadi pada gelombang bunyi yang merambat melalui udara atau gelombang cahaya yang merambat melalui vakum.

 6. Polarisasi Gelombang 

Polarisasi gelombang merupakan peristiwa dimana sebagian arah getar gelombang terserap.  Polarisasi bisa juga didefinisikan sebagai proses pembatasan gelombang vektor yang membentuk suatu gelombang transversal sehingga menjadi satu arah.

B. ORBITAL IKATAN DAN ANTI IKATAN

Trik Menentukan Orde Ikatan

Senin, 07 Desember 2015

Istilah orde ikatan (bonding order) ini digunakan dalam teori orbital molekul (molecule orbital theory). Menurut teori orbital molekul bahwa semua elektron dalam tiap atom dalam molekul turut terlibat dalam pembentukan ikatan dengan mengisi orbital-orbital, yaitu orbital molekul ikatan (bonding molecule orbital) dan orbital molekul antiikatan (antibonding molecule orbital). Berbeda dengan teori ikatan valensi bahwa dalam pembentukan ikatan antaratom hanya elektron valensi saja. Bagaimana menentukan orde ikatan suatu molekul atau ion?


Biasanya menentukan orde ikatan suatu molekul atau ion menggunakan rumus ½  dari selisih jumlah elektron dalam orbital molekul ikatan dengan jumlah elektron dalam orbital molekul antiikatan (ditandai dengan *). Tentu saja perlu kecermatan untuk menghitung jumlah elektron pada orbital-orbital molekul itu.

Berikut ini contoh diagram orbital molekul untuk O₂, O₂^–, dan O₂^–2:

---

Diagram Orbital Molekul O2

Untuk menentukan orde ikatan perhatikan pada orbital 2p saja, karena di sini jumlah elektron dalam orbital molekul σ1s = σ*1s dan jumlah elektron dalam orbital molekul σ2s = σ*2s.
Orde ikatan untuk O₂ = ½ ( Σ elektron dalam orbital ikatan – Σ elektron dalam orbital anti-ikatan)
Orde ikatan untuk O₂ = ½ (6 – 2) = 2.

---

Diagram Orbital Molekul O2–

Orde ikatan untuk O₂^– = ½ (6 – 3) = 1,5.

---

Diagram Orbital Molekul O2–2

Orde ikatan untuk O₂^–2 = ½ (6 – 4) = 1.

---

Untuk menjawab soal-soal berupa pilihan berganda (mutiple choice question) diperlukan trik sehingga lebih cepat menjawab pertanyaan yang biasanya menyediakan 4 hingga 5 opsi.

Misal seperti soal berikut:
Ion yang memiliki orde ikatan paling kecil adalah...
A. N₂⁺
B. O₂⁺
C. N₂^–
D. O₂^–
E. F₂^–

Untuk menjawab soal tadi gunakan grafik berikut. Tidak perlu dihafal semua cukup diingat poin skalanya saja, sehingga pada saat menghadapi ujian tinggal dibuat diagram sederhana seperti di bawah ini :) Puncak pertama 2 elektron dan puncak kedua 6 elektron dengan orde 1, puncak ketiga 14 elektron dengan orde 3. buat skala untuk orde ikatan 0,5.


Cara penggunaan:
Hitung jumlah elektron pada molekul, lihat pada sumbu jumlah elektron kemudian ekstrapolasi ke sumbu orde ikatan. 
N₂⁺
nomor atom N = 7, 2 atom N = 2 x 7 = 14 – 1 (elektron lepas hingga bermuatan +) = 13, jadi ordenya adalah 2,5

O₂⁺
Nomor atom O = 8, 2 atom N = 2 x 8 = 16 – 1 (elektron lepas hingga bermuatan +) = 15, jadi ordenya adalah 2,5

N₂^–
Nomor atom N = 7, 2 atom N = 2 x 7 = 14 + 1 (elektron lepas hingga bermuatan +) = 15, jadi ordenya adalah 2,5

O₂^–
Nomor atom O = 8, 2 atom N = 2 x 8 = 16 + 1 (elektron lepas hingga bermuatan +) = 17, jadi ordenya adalah 1,5

F₂^–
Nomor atom F = 9, 2 atom F = 2 x 9 = 18 + 1 (menerima elektron sehingga bermuatan –) = 19, jadi ordenya adalah 0,5

Jadi orde ikatan paling kecil dimiliki oleh F₂^–.

---

Cara lain lagi namun hasil sama dan akurat tanpa menggunakan diagram adalah sebagai berikut:

Molekul atau ion yang memiliki total jumlah elektron rentang 8 sampai 14 orde ikatannya dapat diselesaikan dengan cara mengurangi total jumlah elektron dengan 8 dan membagi hasilnya dengan angka 2.
Contoh:
N₂⁺  ⇒ Total jumlah elektron = 13, ⇒ 13 – 8 = 5, ⇒ 5/2 = 2,5

Molekul atau ion yang memiliki total jumlah elektron rentang 15 sampai 20 orde ikatannya dapat diselesaikan dengan cara menghitung selisih antara total jumlah elektron dengan 20 dan membagi hasilnya dengan angka 2.
Contoh:
F₂^–  ⇒ Total jumlah elektron = 19, ⇒ 20 – 19 = 1, ⇒ 1/2 = 0,5

---

Orde ikatan untuk ion sisa asam yang mengandung oksigen dihitung menggunakan cara berikut:
Orde ikatan =  [(2 x jumlah O) – muatan] / jumlah O
NO₃^–  ⇒ [(2 x 3) – 1] / 3 = 1,66
ClO₄^– ⇒ [(2 x 4) – 1] / 4 = 1,75
SO₄^–2 ⇒ [(2 x 4) – 2] / 4 = 1,50
NO₂^–  ⇒ [(2 x 2) – 1] / 2 = 1,50
PO₄^–3 ⇒ [(2 x 4) – 3] / 4 = 1,25

---

Selain cara tadi untuk menentukan orde ikatan dapat juga dengan menggambar struktur Lewis terlebih dahulu untuk tiap molekul atau ion kemudian orde ikatan dihitung dengan cara:
Orde ikatan = jumlah ikatan antaratom dibagi dengan jumlah atom yang ada disekitar atom pusat.
Contoh CO₂

O=C=O
Orde ikatan = 4 / 2 = 2

---

Manfaat yang dapat diambil dengan mengetahui orde ikatan antara lain:

• Orde ikatan sebanding dengan ukuran stabilitas termal.
• Orde ikatan sebanding dengan besarnya energi disosiasi ikatan.
• Orde ikatan sebanding dengan kekuatan ikatan.
• Orde ikatan sebanding dengan 1/jarak ikatan
• Orde ikatan sebanding dengan 1/reaktifitas

orbital anti ikatan (antibonding jamak orbital) (kimia, fisika) yang atom atau molekul orbital yang energinya meningkat sebagai atom penyusunnya dibawa lebih dekat bersama-sama - sehingga menghasilkan gaya tolak yang menghalangi ikatan

C. ORBITAL HIBRIDA KARBON

Hibridisasi orbital

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas

Empat orbital sp³.

Tiga orbital sp².

Dalam kimia, hibridisasi adalah sebuah konsep bersatunya orbital-orbital atom membentuk orbital hibrid yang baru yang sesuai dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom. Konsep orbital-orbital yang terhibridisasi sangatlah berguna dalam menjelaskan bentuk orbital molekul dari sebuah molekul. Konsep ini adalah bagian tak terpisahkan dari teori ikatan valensi. Walaupun kadang-kadang diajarkan bersamaan dengan teori VSEPR, teori ikatan valensi dan hibridisasi sebenarnya tidak ada hubungannya sama sekali dengan teori VSEPR.^[1]
Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling^[2] 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 dan kimia organologam. Walaupun skema hibridisasi pada logam transisi dapat digunakan, ia umumnya tidak akurat.
Sangatlah penting untuk dicatat bahwa orbital adalah sebuah model representasi dari tingkah laku elektron-elektron dalam molekul. Dalam kasus hibridisasi yang sederhana, pendekatan ini didasarkan pada orbital-orbital atom hidrogen. Orbital-orbital yang terhibridisasikan diasumsikan sebagai gabungan dari orbital-orbital atom yang bertumpang tindih satu sama lainnya dengan proporsi yang bervariasi. Orbital-orbital hidrogen digunakan sebagai dasar skema hibridisasi karena ia adalah salah satu dari sedikit orbital yang persamaan Schrödingernya memiliki penyelesaian analitis yang diketahui. Orbital-orbital ini kemudian diasumsikan terdistorsi sedikit untuk atom-atom yang lebih berat seperti karbon, nitrogen, dan oksigen. Dengan asumsi-asumsi ini, teori hibridisasi barulah dapat diaplikasikan. Perlu dicatat bahwa kita tidak memerlukan hibridisasi untuk menjelaskan molekul, namun untuk molekul-molekul yang terdiri dari karbon, nitrogen, dan oksigen, teori hibridisasi menjadikan penjelasan strukturnya lebih mudah.
Teori hibridisasi sering digunakan dalam kimia organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang terdiri dari atom C, N, dan O (kadang kala juga P dan S). Penjelasannya dimulai dari bagaimana sebuah ikatan terorganisasikan dalam metana.

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
Teori ikatan valensi memprediksikan, berdasarkan pada keberadaan dua orbital p yang terisi setengah, bahwa C akan membentuk dua ikatan kovalen, yaitu CH₂. Namun, metilena adalah molekul yang sangat reaktif (lihat pula: karbena), sehingga teori ikatan valensi saja tidak cukup untuk menjelaskan keberadaan CH₄.
Lebih lanjut lagi, orbital-orbital keadaan dasar tidak bisa digunakan untuk berikatan dalam CH₄. Walaupun eksitasi elektron 2s ke orbital 2p secara teori mengizinkan empat ikatan dan sesuai dengan teori ikatan valensi (adalah benar untuk O₂), hal ini berarti akan ada beberapa ikatan CH₄ yang memiliki energi ikat yang berbeda oleh karena perbedaan aras tumpang tindih orbital. Gagasan ini telah dibuktikan salah secara eksperimen, setiap hidrogen pada CH₄ dapat dilepaskan dari karbon dengan energi yang sama.
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.
Kombinasi gaya-gaya ini membentuk fungsi-fungsi matematika yang baru yang dikenal sebagai orbital hibrid. Dalam kasus atom karbon yang berikatan dengan empat hidrogen, orbital 2s (orbital inti hampir tidak pernah terlibat dalam ikatan) "bergabung" dengan tiga orbital 2p membentuk hibrid sp³ (dibaca s-p-tiga) menjadiC ∗ ↑↓ 1 s ↑ s p 3 ↑ s p 3 ↑ s p 3 ↑ s p 3 {\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:
C 4 − ↑↓ 1 s ↑↓ 2 s ↑↓ 2 p x ↑↓ 2 p y ↑↓ 2 p z {\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}}}}
Jika kita menrekombinasi orbital-orbital ini dengan orbital-s 4 hidrogen (4 proton, H⁺) dan mengijinkan pemisahan maksimum antara 4 hidrogen (yakni tetrahedal), maka kita bisa melihat bahwa pada setiap orientasi orbital-orbital p, sebuah hidrogen tunggal akan bertumpang tindih sebesar 25% dengan orbital-s C dan 75% dengan tiga orbital-p C. HaL ini sama dengan persentase relatif antara s dan p dari orbital hibrid sp³ (25% s dan 75% p).
Menurut teori hibridisasi orbital, elektron-elektron valensi metana seharusnya memiliki tingkat energi yang sama, namun spektrum fotoelekronnya ^[3] menunjukkan bahwa terdapat dua pita, satu pada 12,7 eV (satu pasangan elektron) dan saty pada 23 eV (tiga pasangan elektron). Ketidakkonsistenan ini dapat dijelaskan apabila kita menganggap adanya penggabungan orbital tambahan yang terjadi ketika orbital-orbital sp³ bergabung dengan 4 orbital hidrogen.

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.
Dalam hibridisasi sp², orbital 2s hanya bergabung dengan dua orbital 2p:
C ∗ ↑↓ 1 s ↑ s p 2 ↑ s p 2 ↑ s p 2 ↑ p {\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}{\frac {\uparrow \,}{p}}}
membentuk 3 orbital sp² dengan satu orbital p tersisa. Dalam etilena, dua atom karbon membentuk sebuah ikatan sigma dengan bertumpang tindih dengan dua orbital sp² karbon lainnya dan setiap karbon membentuk dua ikatan kovalen dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp² yang bersudut 120°. Ikatan pi antara atom karbon tegak lurus dengan bidang molekul dan dibentuk oleh tumpang tindih 2p-2p (namun, ikatan pi boleh terjadi maupun tidak).
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.

Hibrid sp

Ikatan kimia dalam senyawa seperti alkuna dengan ikatan rangkap tiga dijelaskan dengan hibridisasi sp.C ∗ ↑↓ 1 s ↑ s p ↑ s p ↑ 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 dan bentuk molekul

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

Secara umum, untuk sebuah atom dengan orbital s dan p yang membentuk hibrid h_i dengan sudut θ {\displaystyle \theta } , maka berlaku: 1 + λ {\displaystyle \lambda } _i λ {\displaystyle \lambda } _j cos( θ {\displaystyle \theta } ) = 0. Rasio p/s untuk hibrid i adalah λ {\displaystyle \lambda } _i², dan untuk hibrid j λ {\displaystyle \lambda } _j². Dalam kasus khusus hibrdid dengan atom yang sama, dengan sudut θ {\displaystyle \theta } , persamaan tersebut akan tereduksi menjadi 1 + λ {\displaystyle \lambda } ² cos( θ {\displaystyle \theta } ) = 0. Sebagai contoh, BH₃ memiliki geometri datar trigonal, sudut ikat 120^o, dan tiga hibrid yang setara. Maka 1 + λ {\displaystyle \lambda } ² cos( θ {\displaystyle \theta } ) = 0 menjadi 1 + λ {\displaystyle \lambda } ² cos(120^o) = 0, berlaku juga λ {\displaystyle \lambda } ² = 2 untuk rasio p/s. Dengan kata lain terdapat hibrid sp² seperti yang diperkirakan dari daftar di atas.

molekul hipervalen[6] (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]