Makalah Teori VSEPR HIBRIDISASI ORDE IKA
MAKALAH IKATAN KIMIA
“ TEORI VSEPR, HIBRIDISASI, ORDE IKATAN DAN MOLEKUL
DIATOMIK HOMONUKLIR “
Disusun Oleh :
Citra Hardiyanti
1503123207
Nanang Kosim
1503113521
Gea Vini Alamanda
1403114807
Tezky Annisa
1503113401
Kelas C
Dosen Penganpu : Dr.Muhdarina, M.Si
Jurusan Kimia
Fakultas Matematika dan Ilmu Pengetahuan Alam
Universitas Riau
2017
1
Kata Pengantar
Segala puji dan syukur penulis ucapkan kehadirat Allah SWT yang telah memberikan
rahmat dan hidayah-Nya kepada penulis, sehingga penulis dapat menyelesaikan makalah
materi ikatan kimia.
Pada kesempatan ini, penulis mengucapkan terima kasih kepada Dosen Pengampu
mata kuliah Ikatan Kimia Ibu Dr.Muhdarina, M.Si selaku dosen serta kepada seluruh pihak
yang telah ikut membantu penulis didalam menyelesaikan makalah ini.
Penulis menyadari bahwa makalah ini masih jauh dari kesempurnaan. Oleh karena itu
penulis mengharapkan kritik dan saran yang bersifat membangun demi kesempurnaan
makalah ini dan akhirnya penulis mengharapkan semoga makalah ini dapa tmemberikan
manfaat bagi perkembangan ilmu pengetahuan.
Pekanbaru, Desember 2017
Penulis
2
BAB I
PENDAHULUAN
A.
Latar Belakang
Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) adalah suatu model kimia yang
digunakan untuk menjelaskan bentuk-bentuk molekul kimiawi berdasarkan gaya tolakan
elektrostatik antar pasangan elektron. Premis utama teori VSEPR adalah bahwa pasangan
elektron valensi disekitar atom akan saling tolak menolak, sehingga susunan pasangan
elektron tersebut akan mengadopsi susunan yang meminimalisasi gaya tolak menolak. . Teori
VSEPR menekankan pada kekuatan tolak menolak diantara pasangan - pasangan elektron
pada atom pusat urutan kekuatannya adalah sebagai berikut : Pasangan Elektron Ikatan
(PEI) ; Pasangan Elektron Bebas (PEB), sehingga kekuatan tolakan antara PEI vs PEI< PEI
vsPEB < PEB vs PEB.Minimalisasi gaya tolakan antar pasangan elektron ini akan
menentukan geometri molekul. Jumlah pasangan elektron di sekitar atom disebut sebagai
bilangan
sterik.
Teori VSEPR biasanya akan dibandingkan dengan teori ikatan valensi yang mengalamatkan
bentuk molekul melalui orbital yang secara energetika dapat melakukan ikatan. Teori ikatan
valensi berkutat pada pembentukan ikatan sigma dan pi. Teori orbital molekul adalah model
lainnya yang digunakan untuk menjelaskan bagaimana atom dan elektron tersusun menjadi
molekul dan ion poliatomik.
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.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.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 orbitalorbital 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.
B.
Rumusan Masalah
1. Bagaimana cara menentukan bentuk molekul berdasarkan teori VSEPR?
2. Apa yang dimaksud dengan teori hibridisasi ?
3. Apa saja macam-macam hibridisasi ?
4. Bagaimana proses pembentukan hibridisasi ?
5. Apakah pengaruh hibridisasi ?
3
6. Apa perbedaan ikatan dalam molekul diatomik homonuklir dan ikatan dalam
molekul diatomik hoteronuklir ?
C.
Tujuan
1. Mengetahui cara menentukan bentuk molekul berdasarkan teori VSEPR.
2. Mengetahui dan memahami pengertian teori hibridisasi.
3. Mengetahui jenis - jenis hibridisasi.
4. Mengetahui cara pembuatan hibridisasi.
5. Mengetahui pengaruh hibridisasi.
6. Memahami ikatan dalam molekul diatomik homonuklir.
4
BAB II
ISI
2.1 VSEPR
A. Struktur Molekul : Model VSEPR
Struktur dari molekul sangat penting untuk menentukan sifat kimianya. Banyak
metode yang digunakan untuk menentukan struktur molekul, penyusunan atom dalam
molekul tiga dimensi. Model ini disebut sebagai model VSEPR ( valence shell electron
pair repulsion ), yang digunakan untuk memprediksi geometri dari molekul yang
terbentuk dari nonlogam. Postulat dari model ini yaitu “ prinsip penentuan struktur
atom dengan dorongan pasangan elektron minimal.
B. Tahapan Menggunakan Model VSEPR
1. Gambarkan struktur lewis molekul.
2. Hitung pasangan elektron disekitar atom pusat, dan susun mereka dengan
tolakan yang minimal.
3. Tentukan posisi atom dari pasangan elektron yang terbagi.
4. Beri nama struktur molekul tersebut dari posisi atomnya.
Cara menggunakan model VSEPR
1. Contoh NH3, Gambarkan struktur lewisnya
2. Hitung pasangan elektron dan atur dalam tolakan yang minimal. Molekul
NH3 memiliki 4 pasang elektron dimana ada 3 pasang elektron ikatan dan
1pasang tidak ikatan.
3. Tentukan posisi atom. Atom H mengalami tolakan dari pasangan elektron
bebas yang terdapat diatas atom nitrogen
4. Beri nama struktur molekul tersebut. Struktur molekul ammonia yaitu
trigonal piramid, tidak tetahedral karena terdapat 3 pasang elektron ikatan
dan 1 pasang elektron bebas.
5
6
Dari diskusi sebelumnya dapat diprediksi bahwa sudut ikatan H-X-H (dimana X
adalah atom pusat) dalam CH4, NH3, dan H2O membentuk sudut ikatan tetrahedral
(109,5˚). Pada percobaan menunjukkan bahwa sudut ikatan senyawa tersebut
ditunjukkan pada gambar dibawah ini.
7
Gambar a menunjukkan susunan tetrahedral dengan empat pasangan elektron
disekeliling oksigen dalam molekul air. Gambar b menyatakan dua pasang elektron
yang dibagi dengan atom oksigen dan atom hidrogen, dan dua pasang elektron bebas.
Gambar c menunjukkan struktur molekular V-Shaped dari molekul air.
Postulat model VSEPR menyatakan pasangan elektron bebas membutuhkan ruang
yang lebih dibandingkan dengan pasangan elektron ikatan dan menurunkan sudut
antara pasangan elektron ikatan.
8
2.2 Hibridisasi
A. sp Hibridisasi
Jenis hibridisasi lain terjadi pada karbon dioksida, yang memiliki Struktur Lewis
berikut:
Pada molekul CO2 atom karbon memiliki dua pasang efektif yang tersusunpada
sudut 180 derajat. Olehkarena itu kita membutuhkan sepasang orbital atom yang
berorientasi pada arah yang berlawanan. Inimemerlukan jenis hibridisasi baru, karena
orbital hibrida sp3 maupun sp2 tidak sesuai dengan kasus ini.Memperoleh dua orbital
hibrida yang diatur pada 180 derajat memerlukan hibridisasi sp, yang melibatkanorbital
satu s dansatu orbital p, seperti ditunjukkan secara skematis pada Gambar 1.
Gambar1.Ketika salah satu orbital s dan satu p orbital yang hibridisasi, satu set dari
dua orbital sp berorientasi pada 180 derajat hasil.
Dalam hal model ini, dua pasangan efektif di sekitar atom akan selalu mensyaratkan
hibridisasi sp dari atom tersebut. Orbital sp karbon dalam karbondioksida ditunjukkan
pada Gambar 2, dan tingkat energi orbital yang sesuai diagram untuk formasi
mereka.Orbital hibrida sp adalah digunakan untuk membentuk σ ikatan antara karbon
dan atom oksigen. Perhatikan itu dua orbital 2p tetap tidak berubah pada karbon
hibridisasi sp. Mereka digunakan untuk membentuk ikatan π ke atom oksigen.
Gambar2
Gambar3.Orbital hibrida pada molekul CO2dan Diagram tingkat energi orbital
untuk pembentukan orbital hibrida sp karbon.
Dalam molekul CO2 masing-masing atom oksigen memiliki tiga pasang efektif itu,
membutuhkan susunan planar trigonal dari pasangan.Sejak satu set trigonal Orbit hibrid
sesuai dengan hibridisasi sp2, masing-masing atom oksigen bisa diasumsikan sp 2
hibridisasi. Orbital pada setiap oksigen tidak berubah proses hibridisasi digunakan
untuk ikatan π dengan atom karbon.
Sekarang kita siap untuk memperhitungkan struktur karbondioksida Lewis.Orbital
sp pada bentuk karbon ikatan σ dengan orbital sp2 pada dua oksigen atom (Gambar
2).Orbital sp2 yang tersisa pada atom oksigen terus pasangan lone.Ikatan π antara atom
karbon dan masing-masing atom oksigen dibentuk oleh tumpang tindih orbital 2p
9
paralel.Atom karbon hibridisasi sp memiliki dua orbital p yang tidak terhibridisasi,
digambarkan pada Gambar 4.Masing-masing orbital p ini digunakan untuk membentuk
sebuah ikatan π dengan atom oksigen (lihat Gambar 5).
Perhatikan
bahwa
gambar
ikatan
ini
dengan
rapi
menjelaskan
susunan elektron diprediksi oleh struktur Lewis.
Gambar4.Orbital dari sp hibridisasi
atom karbon.
Gambar5.Susunan orbital untuk sp2
hibridisasi atom oksigen.
Hal ini berguna untuk mengingatkan kita pada saat ini bahwa karena kita
menggunakan model ikatan yang sangat sederhana, gambaran molekul yang kita
dapatkan dari model ini adalah perkiraan. Molekul karbon dioksida memberikan
contoh yang bagus. Berbagai jenis bukti menunjukkan bahwa kerapatan elektron di
sekitar dua ikatan CO di CO2 sebenarnya berbentuk silindris simetris - yaitu,
kerapatan elektron homogen di sekitar sumbu molekul OCO.
B. Hibridisasi 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:
Gambar 4. Struktur metilen dengan karbon ikatan
Karbon akan melakukan hibridisasi sp2 karena orbtial-orbital hibrid hanya akan
membentuk ikatan sigma (σ) dan satu ikatan pi (π) seperti yang disyaratkan untuk
ikatan rangkap dua di antara karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang
dan kuat ikat yang sama. Dalam hibridisasi sp2, orbital 2s hanya bergabung dengan dua
orbital 2p:
Sehingga membentuk orbital sp2 dengan satu orbital p tersisa. Dalam etilena, dua
atom karbon membentuk sebuah ikatan sigma dari tumpang tindih dengan dua orbital
sp2karbon lainnya dan setiap karbon membentuk dua ikatan kovalen dengan hidrogen
dengan tumpang tindih s-sp2 yang bersudut 120°, membentuk geometri trigonal planar.
10
Gambar 5. Hibridisasi atom s, px dan py hasi dari formasi tiga sp2 dengan orbital pusat
xy dengan sudut 1200 dan membentuk trigonal planar..........................
Ikatan pi antara atom karbon tegak lurus dengan bidang molekul dan dibentuk oleh
tumpang tindih 2p-2p (namun, ikatan pi boleh terjadi maupun tidak). Pada formasi
orbital sp2, satu orbital 2p pada karbon tidak digunakan. Hal ini menunjukkan bahwa p
yakni orbital pz berorientasi tegak lurus pada orbital sp2.
Gambar 6. Diagram tingkat energi orbital
C. Hibridisasi sp3
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.Hibridisasi menjelaskan atom-atom yang berikatan dari sudut
pandang sebuah atom.Sebagai contoh dapat dilihat pada senyawa metana. Atom karbon
memiliki konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p2 atau dalam bentuk orbital:
Dapat dilihat bahwa hanya terdapat 2 orbital yang tidak berpasangan sedangkan
atom hidrogen yang akan masuk ada 4 sehingga atom karbon akan mengalami
hibridisasi untuk menyediakan orbital untuk berikatan dengan atom hidrogen.
11
Gambar 1. Diagram hibridisasi sp3
Gambar 2. Orbital valensi pada atom C 2s, 2px, 2py dan 2pz serta tumpang tindih
orbital.
Pembentukan orbital hybrid melalui proses hibridisasi adalah sebagai berikut :
1. Salah satu electron yang berpasangan berpromosi ke orbital yang lebih tinggi tingkat
energinya sehingga jumlah electron yang tidak berpasangan sama dengan jumlah
ikatan yang akan terbentuk. Atom yang sedemikian disebut dalam keadaan
tereksitasi. Promosi yang mungkin adalah dari ns ke np dan ns ke ns ke nd atau (n-1)
2. Penggabungan orbital mengakibatkan kerapatan electron lebih besar di daera orbital
hybrid.
3. Terjadi tumpang tindih orbital hybrid dengan orbital atom lain sehingga membentuk
ikatan kovalen atau kovalen koordinasi.
Pada senyawa metana, empat orbital hibrid sp3dari atom karbon, tumpang tindih
dengan orbital 1s hidrogen, menghasilkan empat ikatan sigma (σ). Empat ikatan ini
memiliki panjang dan kuat ikat yang sama, sehingga sesuai dengan pengamatan. Ikatan
sigma terbentuk dari tumpang tindih (overlap) orbital-orbital s atau orbital p. Ikatan
sigma merupakan ikatan kovalen yang paling kuat dengan energy ikatan yang paling
besar.
12
Gambar 3. Bentuk geometri dari struktur metana (CH4)
Maka bisa dilihat 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).
D. dsp3 Hibridisasi
Pada bagian ini kita akan menjelaskan orbital hibrid yang terlibat saat orbital 3d
diasumsikan berpartisipasi dalam ikatan. Pertama kita akan mempertimbangkan
phosphorus pentachloride (PCl5). Struktur Lewis tradisional untuk PCl5 (dengan
asumsi partisipasi orbital d)
Menunjukkan bahwa atom fosfor dikelilingi oleh lima pasang elektron. Karena pada
model VSEPR lima pasang memerlukan pengaturan bipyramidal trigonal,
kita membutuhkan satu set atomit orbital trigonal bipiramida pada fosfor. Kumpulan
orbital semacam itu dibentuk oleh hibridisasi dsp3 dari satu orbital, satu orbital s,
dan tiga orbital p, seperti ditunjukkan pada Gambar 6.
Gambar 6.Satu set orbital hibrida dsp3 pada atom fosfor. Perhatikan bahwa himpunan
lima orbital dsp3 memiliki susunan bipiramidal trigonal. (Setiap orbital
dsp3 juga memiliki lobus kecil yang tidak ditunjukkan dalam diagram ini.)
Meskipun tidak penting untuk tujuan kita, himpunan orbital hibrida dsp3 berbeda
dari hibrida yang telah kita pertimbangkan sejauh ini sehingga orbital hibrida yang
menunjuk ke simpul segitiga (sering disebut tiga orbital hulu khatulistiwa) sedikit
berbeda pada bentuk dari dua lainnya (orbital aksial). Situasi ini berlawanan dengan
13
rangkaian hibrida sp, sp2, dan sp3 dimana masing-masing orbital dalam bentuk tertentu
identik bentuknya dengan yang lain.
Atom fosfor hibrid dsp3 dalam molekul PCl5 menggunakan lima atomnya
orbital dsp3 untuk berbagi elektron dengan lima atom klorin. Catatbahwaenurutmodel
ini adalahsatu set dari lima pasang efektif di sekitar atom tertentu selalu
membutuhkan pengaturan bipyramidal trigonal, yang pada gilirannya melibatkan dsp3
hibridisasi atom itu.
Struktur Lewis untuk PCl5 menunjukkan bahwa masing-masing atom klorin
dikelilingi oleh empat pasang elektron. Ini memerlukan pengaturan tetrahedral, yang
pada gilirannya membutuhkan satu set dari empat orbital sp3 pada masing-masing atom
klorin. Sekarang kita bisa menggambarkan ikatan molekul PCl5. Lima PCl ikatan σ
dibentuk dengan membagi elektron antara orbital dsp3 pada atom fosfor dan orbital sp3
pada masing-masing klorin. Orbital sp3 lainnya pada masing-masing klorin memegang
satu pasang.
E. d2sp3 Hibridisasi
Selanjutnya, kita mempertimbangkan sulfur hexafluorida (SF6), yang memiliki
struktur Lewis tradisional.
Ini memerlukan susunan pasangan oktahedral dan, pada gilirannya, satu oktahedral
dari enam orbital hibrid. Hal ini menyebabkan hibridisasi d2sp3, di mana dua d orbital,
orbital satu s, dan tiga orbital p digabungkan (lihat Gambar 7). Perhatikan bahwa enam
pasangan elektron di sekitar atom selalu disusun secara oktahedral, yang mensyaratkan
hibridisasi d2sp3 atom. Setiap orbital d2sp3 pada atom belerang digunakan untuk
mengikat atom fluor. Karena ada empat pasang pada setiap atom fluorin, atom fluorin
diasumsikan bersifat sp3 hibridisasi.
Gambar6
Gambar5
Gambar5.Set oktahedral orbitalGambar4
2sp3 d pada atom belerang. Lobus kecil dari
setiap orbital hibrida telah dihilangkan untuk kejelasan.
Atom
menyesuaikan
untuk
memenuhi
"kebutuhan"
molekul.
Saat
mempertimbangkan dengan ikatan dalam molekul tertentu, oleh karena itu, kita selalu
memulai dengan molekul daripada komponen atom. Dalam molekul, elektron diatur
untuk memberi masing-masing atom konfigurasi gas mulia jika memungkinkan dan
untuk meminimalkan muntahan pasangan elektron. Kami kemudian berasumsi bahwa
atom menyesuaikan orbital mereka dengan hibridisasi agar molekul dapat mengadopsi
struktur yang memberi energi minimum.
14
Gambar6.Gambar molekul dengan Model Elektron Lokalisasi
Menggambarkan Molekul dengan Model Elektron Lokalisasi :
1. Gambarkan struktur Lewis (s)
2. Tentukan susunan pasangan elektron dengan menggunakan model VSEPR
3. Tentukan orbital hibrida yang dibutuhkan untuk mengakomodasi pasangan elektron.
Dalam menerapkan model LE, kita tidak boleh terlalu menekankan karakteristik
atom yang terpisah. Atom tertentu yang berasal dari elektron valensi tidak penting;
Yang penting adalah di mana mereka dibutuhkan dalam molekul untuk mencapai
stabilitas maksimal.
2.3 Model Orbital Molekuler
Harus jelas sekarang bahwa model LE bernilai sangat besar dalam menafsirkan struktur
dan ikatan molekul. Namun, ada beberapa masalah dengan model ini pada tingkat perkiraan
ini. Misalnya, karena salah mengasumsikan bahwa elektron dilokalisasi, konsep resonansi
harus ditambahkan. Selain itu, model ini tidak mudah menangani molekul yang mengandung
elektron tak berpasangan. Dan akhirnya, model dalam bentuk ini tidak memberikan informasi
langsung tentang energi ikatan.
Model lain yang sering digunakan untuk menggambarkan ikatan adalah model orbital
molekul. Untuk mengenalkan asumsi, metode, dan hasil dari model ini, kita akan
mempertimbangkan molekul paling sederhana dari semua, H2, yang terdiri dari dua proton
dan dua elektron. Molekul yang sangat stabil, H2 lebih rendah energi daripada atom hidrogen
yang dipisahkan oleh 432 kJ / mol.
Namun, meski diformulasikan dengan mudah, masalah ini tidak bisa dipecahkan dengan
tepat. Kesulitannya sama dengan yang dihadapi dalam berurusan dengan atom polielektronik
- masalah korelasi elektron. Karena kita tidak dapat menjelaskan detail gerakan elektron, kita
tidak dapat mengatasi interaksi elektron-elektron dengan cara tertentu. Kita perlu membuat
perkiraan yang memungkinkan pemecahan masalah tapi itu tidak merusak integritas fisik
model. Keberhasilan pendekatan ini dapat diukur hanya dengan membandingkan prediksi
dari teori dengan pengamatan eksperimental. Dalam hal ini kita akan melihat bahwa model
yang disederhanakan bekerja dengan baik.
15
Gambar 7.Kombinasi orbital atom hidrogen 1s membentuk MOs. Fase orbital
ditunjukkan oleh tanda-tanda di dalam permukaan batas.
Sama seperti orbital atom adalah solusi untuk pengobatan kuantum mekanik atom,
orbital molekul (MOs) adalah solusi untuk masalah molekuler. MO memiliki banyak
karakteristik yang sama dengan orbital atom. Dua yang paling penting adalah (1) mereka
dapat menahan dua elektron dengan putaran yang berlawanan dan (2) kuadrat dari fungsi
gelombang orbital molekul menunjukkan probabilitas elektron.
Seperti dalam penerapan mekanika kuantum pada atom terisolasi, perlakuan orbital MO
dapat dilakukan pada berbagai tingkat kecanggihan. Dalam uraian kita tentang model ini, kita
akan mengasumsikan bahwa MOs untuk H2 dibuat menggunakan orbital hidrogen 1s. Kita
mengatakan bahwa orbital 1s membentuk "basis set" untuk MOs. Pengobatan yang lebih rinci
akan menggunakan basis dasar yang berbeda-satu di mana bagian radial orbital atom
diizinkan bervariasi untuk mencapai energi terendah MO untuk molekul hidrogen. Namun,
untuk menghindari komplikasi sebanyak mungkin, saat kita membahas gagasan mendasar
dari deskripsi MO tentang molekul, kita akan menggunakan versi sederhana dari model ini.
Sekarang kita akan menggambarkan ikatan molekul hidrogen dengan menggunakan
model MO. Langkah pertama adalah untuk mendapatkan orbital molekul hidrogen, sebuah
proses yang sangat disederhanakan jika kita mengasumsikan bahwa MO dapat dikonstruksi
dari orbital hidrogen 1s.Dalam perkiraan ini dari molekul hidrogen, dua hasil MOs:
dimana 1sA dan 1sB mewakili orbital 1s dari dua hidrogen terpisah
atom. Proses ini ditunjukkan secara skematis pada Gambar 8. bersamaan dengan fase
dari orbital.
16
Gambar 8.(a) diagram tingkat energi MO untuk molekul H2. (b) Bentuk MOs adalah
diperoleh dengan mengkuadratkan fungsi gelombang untuk MO1 dan MO2.
Posisi nukleus ditunjukkan oleh •.
Sifat orbital yang paling diminati adalah ukuran, bentuk (dijelaskan oleh
distribusi probabilitas elektron), dan energi. Sifat-sifat ini untuk hidrogen MOs ditunjukkan
pada Gambar 9.
Dari gambar ini kita bisa mencatat beberapa poin penting:
1. Probabilitas elektron kedua MO berpusat di sepanjang garis yang melewati dua inti.
Untuk MO1, probabilitas elektron terbesar ada di antara nukleus. Dalam kasus ini, fase
pencocokan orbital menghasilkan gangguan konstruktif dan kemungkinan elektron
yang ditingkatkan antara kedua inti. Untuk MO 2, ini berpusat di sepanjang sumbu
molekul tapi di luar area antara dua inti. Dalam kasus ini, fasa yang tidak cocok
menghasilkan gangguan destruktif yang mengarah ke simpul dalam probabilitas
elektron antara dua inti. Dalam kedua MOs kerapatan elektron memiliki simetri
silinder sehubungan dengan sumbu molekuler. Artinya, probabilitas electronadalah
sama sepanjang garis yang ditarik tegak lurus terhadap sumbu ikatan pada titik
tertentu pada sumbu. Distribusi elektron simetrik berbentuk silinder ini digambarkan
sebagai sigma (σ), Seperti pada model elektron lokal. Dengan demikian, kita mengacu
pada MO1 dan MO2 sebagai sigma (σ) MOs.
2. Dalam molekul, hanya MO yang tersedia untuk pendudukan oleh elektron. Orbital
atom 1s tidak lagi ada karena molekul H2 - entitas baru - memiliki orbital baru sendiri.
3. MO1 lebih rendah energi daripada orbital 1s atom hidrogen bebas, namun MO 2 lebih
tinggi energi daripada orbital 1s. Fakta ini memiliki implikasi yang sangat penting
bagi stabilitas molekul H2: Jika kedua elektron (satu dari setiap atom hidrogen)
menempati energi rendah MO, mereka akan memiliki energi lebih rendah daripada
yang ada di dua atom hidrogen yang terpisah. Situasi ini mendukung pembentukan
molekul karena alam cenderung mencari energi terendah. Artinya, kekuatan
pendorong pembentukan molekul di sini adalah bahwa MO yang tersedia pada dua
elektron memiliki energi yang lebih rendah daripada orbital atom yang dimiliki
elektron ini dalam atom yang terpisah. Situasi ini adalah ikatan "pro".Di sisi lain, jika
kedua elektron dipaksa untuk menempati MO energi yang lebih tinggi, mereka pasti
17
akan menjadi ikatan "anti". Dalam hal ini elektron ini akan memiliki energi yang lebih
rendah dalam atom yang terpisah daripada molekul; Dengan demikian negara yang
dipisahkan akan disukai. Tentu saja, karena energi rendah MO1 tersedia, kedua
elektron tersebut menempati MO tersebut dan molekul yang dihasilkan stabil. Kita
telah melihat bahwa molekul molekul hidrogen terbagi menjadi dua kelas: ikatan dan
antibondasi. MO ikatan lebih rendah energi daripada orbital atom yang terbentuk.
Elektron dalam jenis orbital ini menyukai molekul; Artinya, mereka akan menyukai
ikatan. MO antibonding lebih tinggi energi daripada orbital atom yang terbentuk.
Elektron dalam jenis orbital ini akan menyukai atom yang dipisahkan (antibondasi).
Gambar 10. mengilustrasikan gagasan ini.
4. Gambar 9. menunjukkan bahwa untuk ikatan MO pada molekul H2, elektron memiliki
probabilitas terbesar berada di antara inti. Inilah yang akan kita harapkan, karena
elektron dapat menurunkan energinya dengan secara bersamaan tertarik oleh kedua
nukleus. Di sisi lain, distribusi elektron untuk MO antibonding sedemikian rupa
sehingga elektron terutama berada di luar ruang antara nuklei. Distribusi jenis ini
diharapkan tidak memberikan kekuatan ikatan apapun. Sebenarnya, ini menyebabkan
elektron menjadi lebih tinggi dalam energi daripada di atom yang terpisah. Dengan
demikian model MO menghasilkan distribusi elektron dan energi yang sesuai dengan
gagasan dasar kita tentang ikatan. Fakta ini meyakinkan kita bahwa model itu masuk
akal secara fisik.
Gambar9.Bonding dan antibonding
MOs
2.4 Orde Ikatan
Pada dasarnya, molekul terbentuk karena memiliki energi lebih rendah dari pada
dipisahkan atom. Pada model MO sederhana ini tercermin dari jumlahikatan elektron (yang
mencapai energi rendah dalam pergi dari bebasatom ke molekul) versus jumlah elektron
antibondasi (yang itulebih tinggi energi dalam molekul daripada di atom bebas). Jika
jumlahelektron ikatan lebih besar dari jumlah elektron antibondasi dalam aMolekul yang
diberikan, molekulnya diprediksi stabil.
Indikator kuantitatif stabilitas molekuler (kekuatan ikatan) untuk di-molekul atom adalah
urutan ikatan: perbedaan antara jumlah ikatan elektron dan jumlah antibonding elektron,
dibagi dengan 2.
Orde Ikatan = Jumlah e- berikatan – Jumlah e- tak berikatan
2
18
Kita membagi 2 karena kita terbiasa memikirkan ikatan dalam bentuk pasangan elektron.
Pesanan obligasi merupakan indikasi kekuatan obligasi karena mencerminkan perbedaan
antara jumlah elektron ikatan dan jumlah anti-ikatan elektron, yang pada gilirannya
mencerminkan kuantitas energi yang dilepaskan saat molekul terbentuk dari atom-atomnya.
Oleh karena itu, order obligasi yang lebih besar mengindikasikan kekuatan ikatan yang lebih
besar Karena molekul H2 memiliki dua ikatan elektron dan tidak ada antibondingelektron,
urutan ikatannya adalah 1:
2−0
Orde Ikatan = 2 = 1
Sekarang kita akan menerapkan model MO ke molekul helium (He2). ApakahModel ini
memprediksi bahwa molekul ini stabil? Karena atom Dia memiliki 1s2 konfigurasi, orbital 1s
digunakan untuk membangun MOs. Oleh karena itu, elektron. Dari diagram yang ditunjukkan
pada Gambar. 1, itu Jelas bahwa dua elektron dinaikkan dalam energi dan dua diturunkan
dalam energi.
2−2
Orde Ikatan = 2 = 0
Gambar. 1
A. Ikatan Molekul Homonuklir Diatomik
Pada bagian ini kita mempertimbangkan molekul diatomikhomonuklear (yang
tersusun dari dua atom identik) yang dibentuk oleh unsur-unsur pada Periode 2 dari
tabel periodik. Atom lithium memiliki 1s2 2s1 konfigurasi elektron, dan dari diskusi.
Pada bagian sebelumnya, tampaknya logis untuk menggunakan Li 1s dan 2s untuk
membentuk MO dari molekul Li2. Namun, orbital 1s di Atom lithium jauh lebih kecil
dari orbital 2s dan oleh karena itu tidak terlalu banyak.
Prinsip umum berikut ini berlaku: Untuk berpartisipasi dalam orbital molekul,
orbital atom harus tumpang tindih di ruang angkasa. Ini berarti bahwa hanya orbital
valensi atom yang berkontribusisecara signifikan ke MO molekul tertentu.
Diagram MO dari molekul Li2 dan bentuk ikatannya antibondingMOs ditunjukkan
pada Gambar 2. Konfigurasi elektron untuk Li2 (hanya elektron valensi) adalah 2s2,
dan order obligasi adalah 1:
19
Orde Ikatan =
2−0
2 =1
Jadi Li2 diharapkan menjadi molekul yang stabil (memiliki energi lebih rendah dari
dua atom litium terpisah). Namun, ini tidak berarti bahwa Li2 adalah bentuk yang
paling stabil dari lithium unsur. Sebenarnya, pada suhu dan tekanan normal,lithium ada
sebagai padatan yang mengandung banyak atom lithium yang terikat bersama.
Untuk molekul berilium (Be2), orbital ikatan dan antibonding keduanya
mengandung dua elektron. Dalam hal ini order obligasi adalah (2 2) / 2 0.
Gambar. 2
Karena atom boron memiliki konfigurasi 1s2 2s2 2p1, kita menggambarkan
B2molekul dengan mempertimbangkan bagaimana p orbital atom bergabung
membentuk MOs. Penarikanorbital p memiliki dua lobus dan terjadi pada tiga set
bersamaorbital tegak lurus Ketika dua atom B saling berhadapan satu sama lain, dua
pasang orbital p dapat tumpang tindih secara paralel.
Pertama, mari kita pertimbangkan MO yang dibentuk oleh tumpang tindih. Jika
kedua orbital tersebut digabungkan secara langsung (ditambahkan bersama),Fase positif
orbital kiri tumpang tindih dengan fase negatif dariorbital kanan Interferensi destruktif
orbital ini menghasilkan simpul antara nukleus yang menyebabkan probabilitas elektron
menurun.
Gambar. 3
20
Orbital p yang tumpang tindih secara paralel juga menghasilkan ikatan dan orbital
antibonding. Bila orbital p paralel ditambahkan bersama, fase pertandingan, dan
interferensi konstruktif terjadi, memberikan orbital ikatan. Bila fase orbital kanan
dibalik dan digabungkan dengan orbital kiri, gangguan destruktif terjadi, memberikan
orbital anti-ikatan. Karena probabilitas elektron terletak di atas dan di bawah garis
antara nukleus, orbitalnya adalah piMOs. Mereka ditunjuk sebagai 2p untuk ikatan MO
dan 2p * untuk antibonding MO.
B. Paramagnetik
Pada titik ini kita perlu membahas propertymagnetisme molekul tambahan. Sebagian
besar bahan tidak memiliki magnet sampai mereka ditempatkan secara magnetis
bidang. Namun, dengan adanya medan seperti itu, daya tarik dua jenis bisa dipaksa.
Paramagnetisme menyebabkan zat tertarik ke arah mendorong medan magnet
Diamagnetisme menyebabkan zat tersebut ditolak dari medan magnet induksi. Sampel
ditimbang dengan elektromagnet dimatikan dan lalu ditimbang lagi dengan
elektromagnet dinyalakan. Kenaikan berat molekul Saat medan menyala menunjukkan
bahwa sampel bersifat paramagnetik. Studi telah menunjukkan bahwa paramagnetisme
dikaitkan dengan elektron yang tidak berpasangan, dan diamagnetisme dikaitkan
dengan elektron berpasangan. Setiap zat yang dimilikinya Kedua elektron berpasangan
dan tidak berpasangan akan menunjukkan paramagnetisme bersih, karena Efek
paramagnetisme jauh lebih kuat daripada diamagnetisme. Demikian Fenomena
paramagnetisme menyediakan sarana siap untuk menguji apakah sebuah zat
mengandung elektron tak berpasangan.
Gambar. 4
Namun, eksperimen menunjukkan bahwa B2 sebenarnya paramagnetik dengan dua
elektron yang tidak berpasangan. Mengapa model menghasilkan prediksi yang salah?
Ini belum ilustrasi lain tentang bagaimana model dikembangkan dan digunakan. Secara
umum, kita coba untuk menggunakan model yang paling sederhana yang menjelaskan
semua pengamatan penting. Dalam kasus ini, walaupun model yang paling sederhana
telah relatif berhasil dalam menggambarkan semua molekul diatomik sampai B2,
pastinya diduga jika tidak dapat menggambarkan molekul B2 dengan benar. Mari
pertimbangkan kembali asumsi kita sebelumnya. Dalam pengobatan B2 kita kita
mengasumsikan bahwa orbital s dan p digabungkan secara terpisah untuk membentuk
21
MO. Perhatikan bahwa meskipun kontribusi s dan p terhadap MO adalah no lagi
terpisah, kami mempertahankan sebutan orbital sederhana. Pencampuran dari hal dan
orbital atom hanya terjadi di MO (2s, 2s *, 2p, dan 2p *).
Gambar. 5
22
BAB III
PENUTUP
3.1 Kesimpulan
Kesimpulan yang diberikan pada makalah ini yaitu sebagai berikut :
1. Cara menentukan bentuk molekul berdasarkan teori VSEPR yaitu dengan cara
menggambarkan struktur lewis molekul, menghitung pasangan elektron disekitar
atom pusat, dan susun mereka dengan tolakan yang minimal, menentukan posisi
atom dari pasangan elektron yang terbagi dan memberi nama struktur molekul
tersebut dari posisi atomnya.
2. Teori 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.
3. Jenis – jenis hibridisasi yaitu hibridisasi sp, sp2, sp3, dsp3, d2sp3.
4. Proses pembentukan hibridisasi yaitu dengan cara menentukan konfigurasi
elektron dari atom pusat, lalu atom pusat akan mengalami hibridisasi untuk
menyediakan orbital dengan elektron yang tidak berpasangan sebanyak jumlah
atom yang akan masuk.
5. Hibridisasi akan mempengaruhi geometri dari molekul tersebut.
6.Pada ikatan dalam molekul diatomik homonuklir digunakan prinsip umum berikut
ini berlaku: Untuk berpartisipasi dalam orbital molekul, orbital atom harus
tumpang tindih di ruang angkasa. Ini berarti bahwa hanya orbital valensi atom
yang berkontribusisecara signifikan ke MO molekul tertentu.
DAFTAR PUSTAKA
23
Zumdahl, S S. 2009. Chemical Principles Sixth Edition. Houghton Mifflin Company,
New York.
24
“ TEORI VSEPR, HIBRIDISASI, ORDE IKATAN DAN MOLEKUL
DIATOMIK HOMONUKLIR “
Disusun Oleh :
Citra Hardiyanti
1503123207
Nanang Kosim
1503113521
Gea Vini Alamanda
1403114807
Tezky Annisa
1503113401
Kelas C
Dosen Penganpu : Dr.Muhdarina, M.Si
Jurusan Kimia
Fakultas Matematika dan Ilmu Pengetahuan Alam
Universitas Riau
2017
1
Kata Pengantar
Segala puji dan syukur penulis ucapkan kehadirat Allah SWT yang telah memberikan
rahmat dan hidayah-Nya kepada penulis, sehingga penulis dapat menyelesaikan makalah
materi ikatan kimia.
Pada kesempatan ini, penulis mengucapkan terima kasih kepada Dosen Pengampu
mata kuliah Ikatan Kimia Ibu Dr.Muhdarina, M.Si selaku dosen serta kepada seluruh pihak
yang telah ikut membantu penulis didalam menyelesaikan makalah ini.
Penulis menyadari bahwa makalah ini masih jauh dari kesempurnaan. Oleh karena itu
penulis mengharapkan kritik dan saran yang bersifat membangun demi kesempurnaan
makalah ini dan akhirnya penulis mengharapkan semoga makalah ini dapa tmemberikan
manfaat bagi perkembangan ilmu pengetahuan.
Pekanbaru, Desember 2017
Penulis
2
BAB I
PENDAHULUAN
A.
Latar Belakang
Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) adalah suatu model kimia yang
digunakan untuk menjelaskan bentuk-bentuk molekul kimiawi berdasarkan gaya tolakan
elektrostatik antar pasangan elektron. Premis utama teori VSEPR adalah bahwa pasangan
elektron valensi disekitar atom akan saling tolak menolak, sehingga susunan pasangan
elektron tersebut akan mengadopsi susunan yang meminimalisasi gaya tolak menolak. . Teori
VSEPR menekankan pada kekuatan tolak menolak diantara pasangan - pasangan elektron
pada atom pusat urutan kekuatannya adalah sebagai berikut : Pasangan Elektron Ikatan
(PEI) ; Pasangan Elektron Bebas (PEB), sehingga kekuatan tolakan antara PEI vs PEI< PEI
vsPEB < PEB vs PEB.Minimalisasi gaya tolakan antar pasangan elektron ini akan
menentukan geometri molekul. Jumlah pasangan elektron di sekitar atom disebut sebagai
bilangan
sterik.
Teori VSEPR biasanya akan dibandingkan dengan teori ikatan valensi yang mengalamatkan
bentuk molekul melalui orbital yang secara energetika dapat melakukan ikatan. Teori ikatan
valensi berkutat pada pembentukan ikatan sigma dan pi. Teori orbital molekul adalah model
lainnya yang digunakan untuk menjelaskan bagaimana atom dan elektron tersusun menjadi
molekul dan ion poliatomik.
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.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.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 orbitalorbital 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.
B.
Rumusan Masalah
1. Bagaimana cara menentukan bentuk molekul berdasarkan teori VSEPR?
2. Apa yang dimaksud dengan teori hibridisasi ?
3. Apa saja macam-macam hibridisasi ?
4. Bagaimana proses pembentukan hibridisasi ?
5. Apakah pengaruh hibridisasi ?
3
6. Apa perbedaan ikatan dalam molekul diatomik homonuklir dan ikatan dalam
molekul diatomik hoteronuklir ?
C.
Tujuan
1. Mengetahui cara menentukan bentuk molekul berdasarkan teori VSEPR.
2. Mengetahui dan memahami pengertian teori hibridisasi.
3. Mengetahui jenis - jenis hibridisasi.
4. Mengetahui cara pembuatan hibridisasi.
5. Mengetahui pengaruh hibridisasi.
6. Memahami ikatan dalam molekul diatomik homonuklir.
4
BAB II
ISI
2.1 VSEPR
A. Struktur Molekul : Model VSEPR
Struktur dari molekul sangat penting untuk menentukan sifat kimianya. Banyak
metode yang digunakan untuk menentukan struktur molekul, penyusunan atom dalam
molekul tiga dimensi. Model ini disebut sebagai model VSEPR ( valence shell electron
pair repulsion ), yang digunakan untuk memprediksi geometri dari molekul yang
terbentuk dari nonlogam. Postulat dari model ini yaitu “ prinsip penentuan struktur
atom dengan dorongan pasangan elektron minimal.
B. Tahapan Menggunakan Model VSEPR
1. Gambarkan struktur lewis molekul.
2. Hitung pasangan elektron disekitar atom pusat, dan susun mereka dengan
tolakan yang minimal.
3. Tentukan posisi atom dari pasangan elektron yang terbagi.
4. Beri nama struktur molekul tersebut dari posisi atomnya.
Cara menggunakan model VSEPR
1. Contoh NH3, Gambarkan struktur lewisnya
2. Hitung pasangan elektron dan atur dalam tolakan yang minimal. Molekul
NH3 memiliki 4 pasang elektron dimana ada 3 pasang elektron ikatan dan
1pasang tidak ikatan.
3. Tentukan posisi atom. Atom H mengalami tolakan dari pasangan elektron
bebas yang terdapat diatas atom nitrogen
4. Beri nama struktur molekul tersebut. Struktur molekul ammonia yaitu
trigonal piramid, tidak tetahedral karena terdapat 3 pasang elektron ikatan
dan 1 pasang elektron bebas.
5
6
Dari diskusi sebelumnya dapat diprediksi bahwa sudut ikatan H-X-H (dimana X
adalah atom pusat) dalam CH4, NH3, dan H2O membentuk sudut ikatan tetrahedral
(109,5˚). Pada percobaan menunjukkan bahwa sudut ikatan senyawa tersebut
ditunjukkan pada gambar dibawah ini.
7
Gambar a menunjukkan susunan tetrahedral dengan empat pasangan elektron
disekeliling oksigen dalam molekul air. Gambar b menyatakan dua pasang elektron
yang dibagi dengan atom oksigen dan atom hidrogen, dan dua pasang elektron bebas.
Gambar c menunjukkan struktur molekular V-Shaped dari molekul air.
Postulat model VSEPR menyatakan pasangan elektron bebas membutuhkan ruang
yang lebih dibandingkan dengan pasangan elektron ikatan dan menurunkan sudut
antara pasangan elektron ikatan.
8
2.2 Hibridisasi
A. sp Hibridisasi
Jenis hibridisasi lain terjadi pada karbon dioksida, yang memiliki Struktur Lewis
berikut:
Pada molekul CO2 atom karbon memiliki dua pasang efektif yang tersusunpada
sudut 180 derajat. Olehkarena itu kita membutuhkan sepasang orbital atom yang
berorientasi pada arah yang berlawanan. Inimemerlukan jenis hibridisasi baru, karena
orbital hibrida sp3 maupun sp2 tidak sesuai dengan kasus ini.Memperoleh dua orbital
hibrida yang diatur pada 180 derajat memerlukan hibridisasi sp, yang melibatkanorbital
satu s dansatu orbital p, seperti ditunjukkan secara skematis pada Gambar 1.
Gambar1.Ketika salah satu orbital s dan satu p orbital yang hibridisasi, satu set dari
dua orbital sp berorientasi pada 180 derajat hasil.
Dalam hal model ini, dua pasangan efektif di sekitar atom akan selalu mensyaratkan
hibridisasi sp dari atom tersebut. Orbital sp karbon dalam karbondioksida ditunjukkan
pada Gambar 2, dan tingkat energi orbital yang sesuai diagram untuk formasi
mereka.Orbital hibrida sp adalah digunakan untuk membentuk σ ikatan antara karbon
dan atom oksigen. Perhatikan itu dua orbital 2p tetap tidak berubah pada karbon
hibridisasi sp. Mereka digunakan untuk membentuk ikatan π ke atom oksigen.
Gambar2
Gambar3.Orbital hibrida pada molekul CO2dan Diagram tingkat energi orbital
untuk pembentukan orbital hibrida sp karbon.
Dalam molekul CO2 masing-masing atom oksigen memiliki tiga pasang efektif itu,
membutuhkan susunan planar trigonal dari pasangan.Sejak satu set trigonal Orbit hibrid
sesuai dengan hibridisasi sp2, masing-masing atom oksigen bisa diasumsikan sp 2
hibridisasi. Orbital pada setiap oksigen tidak berubah proses hibridisasi digunakan
untuk ikatan π dengan atom karbon.
Sekarang kita siap untuk memperhitungkan struktur karbondioksida Lewis.Orbital
sp pada bentuk karbon ikatan σ dengan orbital sp2 pada dua oksigen atom (Gambar
2).Orbital sp2 yang tersisa pada atom oksigen terus pasangan lone.Ikatan π antara atom
karbon dan masing-masing atom oksigen dibentuk oleh tumpang tindih orbital 2p
9
paralel.Atom karbon hibridisasi sp memiliki dua orbital p yang tidak terhibridisasi,
digambarkan pada Gambar 4.Masing-masing orbital p ini digunakan untuk membentuk
sebuah ikatan π dengan atom oksigen (lihat Gambar 5).
Perhatikan
bahwa
gambar
ikatan
ini
dengan
rapi
menjelaskan
susunan elektron diprediksi oleh struktur Lewis.
Gambar4.Orbital dari sp hibridisasi
atom karbon.
Gambar5.Susunan orbital untuk sp2
hibridisasi atom oksigen.
Hal ini berguna untuk mengingatkan kita pada saat ini bahwa karena kita
menggunakan model ikatan yang sangat sederhana, gambaran molekul yang kita
dapatkan dari model ini adalah perkiraan. Molekul karbon dioksida memberikan
contoh yang bagus. Berbagai jenis bukti menunjukkan bahwa kerapatan elektron di
sekitar dua ikatan CO di CO2 sebenarnya berbentuk silindris simetris - yaitu,
kerapatan elektron homogen di sekitar sumbu molekul OCO.
B. Hibridisasi 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:
Gambar 4. Struktur metilen dengan karbon ikatan
Karbon akan melakukan hibridisasi sp2 karena orbtial-orbital hibrid hanya akan
membentuk ikatan sigma (σ) dan satu ikatan pi (π) seperti yang disyaratkan untuk
ikatan rangkap dua di antara karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang
dan kuat ikat yang sama. Dalam hibridisasi sp2, orbital 2s hanya bergabung dengan dua
orbital 2p:
Sehingga membentuk orbital sp2 dengan satu orbital p tersisa. Dalam etilena, dua
atom karbon membentuk sebuah ikatan sigma dari tumpang tindih dengan dua orbital
sp2karbon lainnya dan setiap karbon membentuk dua ikatan kovalen dengan hidrogen
dengan tumpang tindih s-sp2 yang bersudut 120°, membentuk geometri trigonal planar.
10
Gambar 5. Hibridisasi atom s, px dan py hasi dari formasi tiga sp2 dengan orbital pusat
xy dengan sudut 1200 dan membentuk trigonal planar..........................
Ikatan pi antara atom karbon tegak lurus dengan bidang molekul dan dibentuk oleh
tumpang tindih 2p-2p (namun, ikatan pi boleh terjadi maupun tidak). Pada formasi
orbital sp2, satu orbital 2p pada karbon tidak digunakan. Hal ini menunjukkan bahwa p
yakni orbital pz berorientasi tegak lurus pada orbital sp2.
Gambar 6. Diagram tingkat energi orbital
C. Hibridisasi sp3
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.Hibridisasi menjelaskan atom-atom yang berikatan dari sudut
pandang sebuah atom.Sebagai contoh dapat dilihat pada senyawa metana. Atom karbon
memiliki konfigurasi elektron 1s2 2s2 2p2 atau dalam bentuk orbital:
Dapat dilihat bahwa hanya terdapat 2 orbital yang tidak berpasangan sedangkan
atom hidrogen yang akan masuk ada 4 sehingga atom karbon akan mengalami
hibridisasi untuk menyediakan orbital untuk berikatan dengan atom hidrogen.
11
Gambar 1. Diagram hibridisasi sp3
Gambar 2. Orbital valensi pada atom C 2s, 2px, 2py dan 2pz serta tumpang tindih
orbital.
Pembentukan orbital hybrid melalui proses hibridisasi adalah sebagai berikut :
1. Salah satu electron yang berpasangan berpromosi ke orbital yang lebih tinggi tingkat
energinya sehingga jumlah electron yang tidak berpasangan sama dengan jumlah
ikatan yang akan terbentuk. Atom yang sedemikian disebut dalam keadaan
tereksitasi. Promosi yang mungkin adalah dari ns ke np dan ns ke ns ke nd atau (n-1)
2. Penggabungan orbital mengakibatkan kerapatan electron lebih besar di daera orbital
hybrid.
3. Terjadi tumpang tindih orbital hybrid dengan orbital atom lain sehingga membentuk
ikatan kovalen atau kovalen koordinasi.
Pada senyawa metana, empat orbital hibrid sp3dari atom karbon, tumpang tindih
dengan orbital 1s hidrogen, menghasilkan empat ikatan sigma (σ). Empat ikatan ini
memiliki panjang dan kuat ikat yang sama, sehingga sesuai dengan pengamatan. Ikatan
sigma terbentuk dari tumpang tindih (overlap) orbital-orbital s atau orbital p. Ikatan
sigma merupakan ikatan kovalen yang paling kuat dengan energy ikatan yang paling
besar.
12
Gambar 3. Bentuk geometri dari struktur metana (CH4)
Maka bisa dilihat 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).
D. dsp3 Hibridisasi
Pada bagian ini kita akan menjelaskan orbital hibrid yang terlibat saat orbital 3d
diasumsikan berpartisipasi dalam ikatan. Pertama kita akan mempertimbangkan
phosphorus pentachloride (PCl5). Struktur Lewis tradisional untuk PCl5 (dengan
asumsi partisipasi orbital d)
Menunjukkan bahwa atom fosfor dikelilingi oleh lima pasang elektron. Karena pada
model VSEPR lima pasang memerlukan pengaturan bipyramidal trigonal,
kita membutuhkan satu set atomit orbital trigonal bipiramida pada fosfor. Kumpulan
orbital semacam itu dibentuk oleh hibridisasi dsp3 dari satu orbital, satu orbital s,
dan tiga orbital p, seperti ditunjukkan pada Gambar 6.
Gambar 6.Satu set orbital hibrida dsp3 pada atom fosfor. Perhatikan bahwa himpunan
lima orbital dsp3 memiliki susunan bipiramidal trigonal. (Setiap orbital
dsp3 juga memiliki lobus kecil yang tidak ditunjukkan dalam diagram ini.)
Meskipun tidak penting untuk tujuan kita, himpunan orbital hibrida dsp3 berbeda
dari hibrida yang telah kita pertimbangkan sejauh ini sehingga orbital hibrida yang
menunjuk ke simpul segitiga (sering disebut tiga orbital hulu khatulistiwa) sedikit
berbeda pada bentuk dari dua lainnya (orbital aksial). Situasi ini berlawanan dengan
13
rangkaian hibrida sp, sp2, dan sp3 dimana masing-masing orbital dalam bentuk tertentu
identik bentuknya dengan yang lain.
Atom fosfor hibrid dsp3 dalam molekul PCl5 menggunakan lima atomnya
orbital dsp3 untuk berbagi elektron dengan lima atom klorin. Catatbahwaenurutmodel
ini adalahsatu set dari lima pasang efektif di sekitar atom tertentu selalu
membutuhkan pengaturan bipyramidal trigonal, yang pada gilirannya melibatkan dsp3
hibridisasi atom itu.
Struktur Lewis untuk PCl5 menunjukkan bahwa masing-masing atom klorin
dikelilingi oleh empat pasang elektron. Ini memerlukan pengaturan tetrahedral, yang
pada gilirannya membutuhkan satu set dari empat orbital sp3 pada masing-masing atom
klorin. Sekarang kita bisa menggambarkan ikatan molekul PCl5. Lima PCl ikatan σ
dibentuk dengan membagi elektron antara orbital dsp3 pada atom fosfor dan orbital sp3
pada masing-masing klorin. Orbital sp3 lainnya pada masing-masing klorin memegang
satu pasang.
E. d2sp3 Hibridisasi
Selanjutnya, kita mempertimbangkan sulfur hexafluorida (SF6), yang memiliki
struktur Lewis tradisional.
Ini memerlukan susunan pasangan oktahedral dan, pada gilirannya, satu oktahedral
dari enam orbital hibrid. Hal ini menyebabkan hibridisasi d2sp3, di mana dua d orbital,
orbital satu s, dan tiga orbital p digabungkan (lihat Gambar 7). Perhatikan bahwa enam
pasangan elektron di sekitar atom selalu disusun secara oktahedral, yang mensyaratkan
hibridisasi d2sp3 atom. Setiap orbital d2sp3 pada atom belerang digunakan untuk
mengikat atom fluor. Karena ada empat pasang pada setiap atom fluorin, atom fluorin
diasumsikan bersifat sp3 hibridisasi.
Gambar6
Gambar5
Gambar5.Set oktahedral orbitalGambar4
2sp3 d pada atom belerang. Lobus kecil dari
setiap orbital hibrida telah dihilangkan untuk kejelasan.
Atom
menyesuaikan
untuk
memenuhi
"kebutuhan"
molekul.
Saat
mempertimbangkan dengan ikatan dalam molekul tertentu, oleh karena itu, kita selalu
memulai dengan molekul daripada komponen atom. Dalam molekul, elektron diatur
untuk memberi masing-masing atom konfigurasi gas mulia jika memungkinkan dan
untuk meminimalkan muntahan pasangan elektron. Kami kemudian berasumsi bahwa
atom menyesuaikan orbital mereka dengan hibridisasi agar molekul dapat mengadopsi
struktur yang memberi energi minimum.
14
Gambar6.Gambar molekul dengan Model Elektron Lokalisasi
Menggambarkan Molekul dengan Model Elektron Lokalisasi :
1. Gambarkan struktur Lewis (s)
2. Tentukan susunan pasangan elektron dengan menggunakan model VSEPR
3. Tentukan orbital hibrida yang dibutuhkan untuk mengakomodasi pasangan elektron.
Dalam menerapkan model LE, kita tidak boleh terlalu menekankan karakteristik
atom yang terpisah. Atom tertentu yang berasal dari elektron valensi tidak penting;
Yang penting adalah di mana mereka dibutuhkan dalam molekul untuk mencapai
stabilitas maksimal.
2.3 Model Orbital Molekuler
Harus jelas sekarang bahwa model LE bernilai sangat besar dalam menafsirkan struktur
dan ikatan molekul. Namun, ada beberapa masalah dengan model ini pada tingkat perkiraan
ini. Misalnya, karena salah mengasumsikan bahwa elektron dilokalisasi, konsep resonansi
harus ditambahkan. Selain itu, model ini tidak mudah menangani molekul yang mengandung
elektron tak berpasangan. Dan akhirnya, model dalam bentuk ini tidak memberikan informasi
langsung tentang energi ikatan.
Model lain yang sering digunakan untuk menggambarkan ikatan adalah model orbital
molekul. Untuk mengenalkan asumsi, metode, dan hasil dari model ini, kita akan
mempertimbangkan molekul paling sederhana dari semua, H2, yang terdiri dari dua proton
dan dua elektron. Molekul yang sangat stabil, H2 lebih rendah energi daripada atom hidrogen
yang dipisahkan oleh 432 kJ / mol.
Namun, meski diformulasikan dengan mudah, masalah ini tidak bisa dipecahkan dengan
tepat. Kesulitannya sama dengan yang dihadapi dalam berurusan dengan atom polielektronik
- masalah korelasi elektron. Karena kita tidak dapat menjelaskan detail gerakan elektron, kita
tidak dapat mengatasi interaksi elektron-elektron dengan cara tertentu. Kita perlu membuat
perkiraan yang memungkinkan pemecahan masalah tapi itu tidak merusak integritas fisik
model. Keberhasilan pendekatan ini dapat diukur hanya dengan membandingkan prediksi
dari teori dengan pengamatan eksperimental. Dalam hal ini kita akan melihat bahwa model
yang disederhanakan bekerja dengan baik.
15
Gambar 7.Kombinasi orbital atom hidrogen 1s membentuk MOs. Fase orbital
ditunjukkan oleh tanda-tanda di dalam permukaan batas.
Sama seperti orbital atom adalah solusi untuk pengobatan kuantum mekanik atom,
orbital molekul (MOs) adalah solusi untuk masalah molekuler. MO memiliki banyak
karakteristik yang sama dengan orbital atom. Dua yang paling penting adalah (1) mereka
dapat menahan dua elektron dengan putaran yang berlawanan dan (2) kuadrat dari fungsi
gelombang orbital molekul menunjukkan probabilitas elektron.
Seperti dalam penerapan mekanika kuantum pada atom terisolasi, perlakuan orbital MO
dapat dilakukan pada berbagai tingkat kecanggihan. Dalam uraian kita tentang model ini, kita
akan mengasumsikan bahwa MOs untuk H2 dibuat menggunakan orbital hidrogen 1s. Kita
mengatakan bahwa orbital 1s membentuk "basis set" untuk MOs. Pengobatan yang lebih rinci
akan menggunakan basis dasar yang berbeda-satu di mana bagian radial orbital atom
diizinkan bervariasi untuk mencapai energi terendah MO untuk molekul hidrogen. Namun,
untuk menghindari komplikasi sebanyak mungkin, saat kita membahas gagasan mendasar
dari deskripsi MO tentang molekul, kita akan menggunakan versi sederhana dari model ini.
Sekarang kita akan menggambarkan ikatan molekul hidrogen dengan menggunakan
model MO. Langkah pertama adalah untuk mendapatkan orbital molekul hidrogen, sebuah
proses yang sangat disederhanakan jika kita mengasumsikan bahwa MO dapat dikonstruksi
dari orbital hidrogen 1s.Dalam perkiraan ini dari molekul hidrogen, dua hasil MOs:
dimana 1sA dan 1sB mewakili orbital 1s dari dua hidrogen terpisah
atom. Proses ini ditunjukkan secara skematis pada Gambar 8. bersamaan dengan fase
dari orbital.
16
Gambar 8.(a) diagram tingkat energi MO untuk molekul H2. (b) Bentuk MOs adalah
diperoleh dengan mengkuadratkan fungsi gelombang untuk MO1 dan MO2.
Posisi nukleus ditunjukkan oleh •.
Sifat orbital yang paling diminati adalah ukuran, bentuk (dijelaskan oleh
distribusi probabilitas elektron), dan energi. Sifat-sifat ini untuk hidrogen MOs ditunjukkan
pada Gambar 9.
Dari gambar ini kita bisa mencatat beberapa poin penting:
1. Probabilitas elektron kedua MO berpusat di sepanjang garis yang melewati dua inti.
Untuk MO1, probabilitas elektron terbesar ada di antara nukleus. Dalam kasus ini, fase
pencocokan orbital menghasilkan gangguan konstruktif dan kemungkinan elektron
yang ditingkatkan antara kedua inti. Untuk MO 2, ini berpusat di sepanjang sumbu
molekul tapi di luar area antara dua inti. Dalam kasus ini, fasa yang tidak cocok
menghasilkan gangguan destruktif yang mengarah ke simpul dalam probabilitas
elektron antara dua inti. Dalam kedua MOs kerapatan elektron memiliki simetri
silinder sehubungan dengan sumbu molekuler. Artinya, probabilitas electronadalah
sama sepanjang garis yang ditarik tegak lurus terhadap sumbu ikatan pada titik
tertentu pada sumbu. Distribusi elektron simetrik berbentuk silinder ini digambarkan
sebagai sigma (σ), Seperti pada model elektron lokal. Dengan demikian, kita mengacu
pada MO1 dan MO2 sebagai sigma (σ) MOs.
2. Dalam molekul, hanya MO yang tersedia untuk pendudukan oleh elektron. Orbital
atom 1s tidak lagi ada karena molekul H2 - entitas baru - memiliki orbital baru sendiri.
3. MO1 lebih rendah energi daripada orbital 1s atom hidrogen bebas, namun MO 2 lebih
tinggi energi daripada orbital 1s. Fakta ini memiliki implikasi yang sangat penting
bagi stabilitas molekul H2: Jika kedua elektron (satu dari setiap atom hidrogen)
menempati energi rendah MO, mereka akan memiliki energi lebih rendah daripada
yang ada di dua atom hidrogen yang terpisah. Situasi ini mendukung pembentukan
molekul karena alam cenderung mencari energi terendah. Artinya, kekuatan
pendorong pembentukan molekul di sini adalah bahwa MO yang tersedia pada dua
elektron memiliki energi yang lebih rendah daripada orbital atom yang dimiliki
elektron ini dalam atom yang terpisah. Situasi ini adalah ikatan "pro".Di sisi lain, jika
kedua elektron dipaksa untuk menempati MO energi yang lebih tinggi, mereka pasti
17
akan menjadi ikatan "anti". Dalam hal ini elektron ini akan memiliki energi yang lebih
rendah dalam atom yang terpisah daripada molekul; Dengan demikian negara yang
dipisahkan akan disukai. Tentu saja, karena energi rendah MO1 tersedia, kedua
elektron tersebut menempati MO tersebut dan molekul yang dihasilkan stabil. Kita
telah melihat bahwa molekul molekul hidrogen terbagi menjadi dua kelas: ikatan dan
antibondasi. MO ikatan lebih rendah energi daripada orbital atom yang terbentuk.
Elektron dalam jenis orbital ini menyukai molekul; Artinya, mereka akan menyukai
ikatan. MO antibonding lebih tinggi energi daripada orbital atom yang terbentuk.
Elektron dalam jenis orbital ini akan menyukai atom yang dipisahkan (antibondasi).
Gambar 10. mengilustrasikan gagasan ini.
4. Gambar 9. menunjukkan bahwa untuk ikatan MO pada molekul H2, elektron memiliki
probabilitas terbesar berada di antara inti. Inilah yang akan kita harapkan, karena
elektron dapat menurunkan energinya dengan secara bersamaan tertarik oleh kedua
nukleus. Di sisi lain, distribusi elektron untuk MO antibonding sedemikian rupa
sehingga elektron terutama berada di luar ruang antara nuklei. Distribusi jenis ini
diharapkan tidak memberikan kekuatan ikatan apapun. Sebenarnya, ini menyebabkan
elektron menjadi lebih tinggi dalam energi daripada di atom yang terpisah. Dengan
demikian model MO menghasilkan distribusi elektron dan energi yang sesuai dengan
gagasan dasar kita tentang ikatan. Fakta ini meyakinkan kita bahwa model itu masuk
akal secara fisik.
Gambar9.Bonding dan antibonding
MOs
2.4 Orde Ikatan
Pada dasarnya, molekul terbentuk karena memiliki energi lebih rendah dari pada
dipisahkan atom. Pada model MO sederhana ini tercermin dari jumlahikatan elektron (yang
mencapai energi rendah dalam pergi dari bebasatom ke molekul) versus jumlah elektron
antibondasi (yang itulebih tinggi energi dalam molekul daripada di atom bebas). Jika
jumlahelektron ikatan lebih besar dari jumlah elektron antibondasi dalam aMolekul yang
diberikan, molekulnya diprediksi stabil.
Indikator kuantitatif stabilitas molekuler (kekuatan ikatan) untuk di-molekul atom adalah
urutan ikatan: perbedaan antara jumlah ikatan elektron dan jumlah antibonding elektron,
dibagi dengan 2.
Orde Ikatan = Jumlah e- berikatan – Jumlah e- tak berikatan
2
18
Kita membagi 2 karena kita terbiasa memikirkan ikatan dalam bentuk pasangan elektron.
Pesanan obligasi merupakan indikasi kekuatan obligasi karena mencerminkan perbedaan
antara jumlah elektron ikatan dan jumlah anti-ikatan elektron, yang pada gilirannya
mencerminkan kuantitas energi yang dilepaskan saat molekul terbentuk dari atom-atomnya.
Oleh karena itu, order obligasi yang lebih besar mengindikasikan kekuatan ikatan yang lebih
besar Karena molekul H2 memiliki dua ikatan elektron dan tidak ada antibondingelektron,
urutan ikatannya adalah 1:
2−0
Orde Ikatan = 2 = 1
Sekarang kita akan menerapkan model MO ke molekul helium (He2). ApakahModel ini
memprediksi bahwa molekul ini stabil? Karena atom Dia memiliki 1s2 konfigurasi, orbital 1s
digunakan untuk membangun MOs. Oleh karena itu, elektron. Dari diagram yang ditunjukkan
pada Gambar. 1, itu Jelas bahwa dua elektron dinaikkan dalam energi dan dua diturunkan
dalam energi.
2−2
Orde Ikatan = 2 = 0
Gambar. 1
A. Ikatan Molekul Homonuklir Diatomik
Pada bagian ini kita mempertimbangkan molekul diatomikhomonuklear (yang
tersusun dari dua atom identik) yang dibentuk oleh unsur-unsur pada Periode 2 dari
tabel periodik. Atom lithium memiliki 1s2 2s1 konfigurasi elektron, dan dari diskusi.
Pada bagian sebelumnya, tampaknya logis untuk menggunakan Li 1s dan 2s untuk
membentuk MO dari molekul Li2. Namun, orbital 1s di Atom lithium jauh lebih kecil
dari orbital 2s dan oleh karena itu tidak terlalu banyak.
Prinsip umum berikut ini berlaku: Untuk berpartisipasi dalam orbital molekul,
orbital atom harus tumpang tindih di ruang angkasa. Ini berarti bahwa hanya orbital
valensi atom yang berkontribusisecara signifikan ke MO molekul tertentu.
Diagram MO dari molekul Li2 dan bentuk ikatannya antibondingMOs ditunjukkan
pada Gambar 2. Konfigurasi elektron untuk Li2 (hanya elektron valensi) adalah 2s2,
dan order obligasi adalah 1:
19
Orde Ikatan =
2−0
2 =1
Jadi Li2 diharapkan menjadi molekul yang stabil (memiliki energi lebih rendah dari
dua atom litium terpisah). Namun, ini tidak berarti bahwa Li2 adalah bentuk yang
paling stabil dari lithium unsur. Sebenarnya, pada suhu dan tekanan normal,lithium ada
sebagai padatan yang mengandung banyak atom lithium yang terikat bersama.
Untuk molekul berilium (Be2), orbital ikatan dan antibonding keduanya
mengandung dua elektron. Dalam hal ini order obligasi adalah (2 2) / 2 0.
Gambar. 2
Karena atom boron memiliki konfigurasi 1s2 2s2 2p1, kita menggambarkan
B2molekul dengan mempertimbangkan bagaimana p orbital atom bergabung
membentuk MOs. Penarikanorbital p memiliki dua lobus dan terjadi pada tiga set
bersamaorbital tegak lurus Ketika dua atom B saling berhadapan satu sama lain, dua
pasang orbital p dapat tumpang tindih secara paralel.
Pertama, mari kita pertimbangkan MO yang dibentuk oleh tumpang tindih. Jika
kedua orbital tersebut digabungkan secara langsung (ditambahkan bersama),Fase positif
orbital kiri tumpang tindih dengan fase negatif dariorbital kanan Interferensi destruktif
orbital ini menghasilkan simpul antara nukleus yang menyebabkan probabilitas elektron
menurun.
Gambar. 3
20
Orbital p yang tumpang tindih secara paralel juga menghasilkan ikatan dan orbital
antibonding. Bila orbital p paralel ditambahkan bersama, fase pertandingan, dan
interferensi konstruktif terjadi, memberikan orbital ikatan. Bila fase orbital kanan
dibalik dan digabungkan dengan orbital kiri, gangguan destruktif terjadi, memberikan
orbital anti-ikatan. Karena probabilitas elektron terletak di atas dan di bawah garis
antara nukleus, orbitalnya adalah piMOs. Mereka ditunjuk sebagai 2p untuk ikatan MO
dan 2p * untuk antibonding MO.
B. Paramagnetik
Pada titik ini kita perlu membahas propertymagnetisme molekul tambahan. Sebagian
besar bahan tidak memiliki magnet sampai mereka ditempatkan secara magnetis
bidang. Namun, dengan adanya medan seperti itu, daya tarik dua jenis bisa dipaksa.
Paramagnetisme menyebabkan zat tertarik ke arah mendorong medan magnet
Diamagnetisme menyebabkan zat tersebut ditolak dari medan magnet induksi. Sampel
ditimbang dengan elektromagnet dimatikan dan lalu ditimbang lagi dengan
elektromagnet dinyalakan. Kenaikan berat molekul Saat medan menyala menunjukkan
bahwa sampel bersifat paramagnetik. Studi telah menunjukkan bahwa paramagnetisme
dikaitkan dengan elektron yang tidak berpasangan, dan diamagnetisme dikaitkan
dengan elektron berpasangan. Setiap zat yang dimilikinya Kedua elektron berpasangan
dan tidak berpasangan akan menunjukkan paramagnetisme bersih, karena Efek
paramagnetisme jauh lebih kuat daripada diamagnetisme. Demikian Fenomena
paramagnetisme menyediakan sarana siap untuk menguji apakah sebuah zat
mengandung elektron tak berpasangan.
Gambar. 4
Namun, eksperimen menunjukkan bahwa B2 sebenarnya paramagnetik dengan dua
elektron yang tidak berpasangan. Mengapa model menghasilkan prediksi yang salah?
Ini belum ilustrasi lain tentang bagaimana model dikembangkan dan digunakan. Secara
umum, kita coba untuk menggunakan model yang paling sederhana yang menjelaskan
semua pengamatan penting. Dalam kasus ini, walaupun model yang paling sederhana
telah relatif berhasil dalam menggambarkan semua molekul diatomik sampai B2,
pastinya diduga jika tidak dapat menggambarkan molekul B2 dengan benar. Mari
pertimbangkan kembali asumsi kita sebelumnya. Dalam pengobatan B2 kita kita
mengasumsikan bahwa orbital s dan p digabungkan secara terpisah untuk membentuk
21
MO. Perhatikan bahwa meskipun kontribusi s dan p terhadap MO adalah no lagi
terpisah, kami mempertahankan sebutan orbital sederhana. Pencampuran dari hal dan
orbital atom hanya terjadi di MO (2s, 2s *, 2p, dan 2p *).
Gambar. 5
22
BAB III
PENUTUP
3.1 Kesimpulan
Kesimpulan yang diberikan pada makalah ini yaitu sebagai berikut :
1. Cara menentukan bentuk molekul berdasarkan teori VSEPR yaitu dengan cara
menggambarkan struktur lewis molekul, menghitung pasangan elektron disekitar
atom pusat, dan susun mereka dengan tolakan yang minimal, menentukan posisi
atom dari pasangan elektron yang terbagi dan memberi nama struktur molekul
tersebut dari posisi atomnya.
2. Teori 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.
3. Jenis – jenis hibridisasi yaitu hibridisasi sp, sp2, sp3, dsp3, d2sp3.
4. Proses pembentukan hibridisasi yaitu dengan cara menentukan konfigurasi
elektron dari atom pusat, lalu atom pusat akan mengalami hibridisasi untuk
menyediakan orbital dengan elektron yang tidak berpasangan sebanyak jumlah
atom yang akan masuk.
5. Hibridisasi akan mempengaruhi geometri dari molekul tersebut.
6.Pada ikatan dalam molekul diatomik homonuklir digunakan prinsip umum berikut
ini berlaku: Untuk berpartisipasi dalam orbital molekul, orbital atom harus
tumpang tindih di ruang angkasa. Ini berarti bahwa hanya orbital valensi atom
yang berkontribusisecara signifikan ke MO molekul tertentu.
DAFTAR PUSTAKA
23
Zumdahl, S S. 2009. Chemical Principles Sixth Edition. Houghton Mifflin Company,
New York.
24