Untuk menggambarkan ikatan kovalen dan struktur
elektron dari molekul banyak teori yang digunakan diantaranya teori lewis. Namu
teori lewis tentang ikatan kimia ini tidak secara jelas menerangkan terjadinya
ikatan kimia. Mengaitkan pembentukan ikatan kovalen dengan berpasangan elektron
merupakan satu langkah yang benar, tetapi tidak cukup untuk menjelaskan hal
yang dimaksud. Sebagai contoh, teori lewis menggambarkan ikatan tunggal antar
atom H dalam H2 dan antar atom F dalam F2 dengan cara
yang pada dasarnya sama sebagai perpasangan dua elektron. Tetapi kedua molekul
ini memiliki energy ikatan dan panjang ikatan yang cukup berbeda (436,4 kJ/mol
dan 74 pm untuk H2 dan 150,6 kJ/mol dan 142 pm pun untuk F2).
Hal ini dan berbagai fakta lainnya tidak dapat dijelaskan oleh teori lewis. Untuk
penjelasan yang lebih lengkap tentang pembentukan ikatan kimia, kita
menggunakan mekanika kunatum. Pada kenyataannya, kajian mekanika kuantum tentang
ikatan kimia juga menyediakan cara untuk memahami geometri molekul.
Pada saat ini, dua teori mekanika kuantum
digunakan untuk menggambarkan pembentukan ikatan kovalen dan struktur elektron
dari molekul yaitu teori ikatan valensi dan teori orbital molekul. Teori ikatan
valensi mengasumsikan bahwa elektron-elektron dalam molekul menempati
orbital-orbital ato dari masing-masing atom. Ini memungkinkan kita
mempertahankan gambaran masing-masing atom yang mengambil peranan dalam pembentukan
ikatan. Teori ini menjelaskan paling tidak secara kualitatif, kestabilan ikatan
kovalen sebagai akibat tumpang tindih orbital-orbitl atom. Dengan menggunakan
konsep hibridisasi, teori ikatan valensi dapat menjelaskan geometri molekul
yang diramalkan oleh model TPEKV (tolakan pasangan elektron kulit valensi atau
VSEPR). Tetapi asumsi bahwa
elektron-elektron dalam suatu molekul menempati orbital-orbital atom pada
masing-masing atom hanya dapat berupa hampiran, karena setiap elektron ikatan
dalam suatu molekul harus berada dalam suatu orbital yang mencirikan molekul
secara keseluruhan (chang,2005). Dalam beberapa kasus, teori ikatan valensi
tidak dapat menjelaskan sifat-sifat molekul yang teramati secara memuaskan.
Perhatikan molekul oksigen, yang struktur lewisnya adalah:
Menurut
gambaran ini, semua elektron pada O2 berpasangan dan molekulnya
seharusnya bersifat diamagnetic. Tetapi hasil percobaan menunjukkan bahwa
molekul oksigen bersifat paramagnetik (lischer, 2009). Namun, sifat paramagnetik oksigen ini dapat
dijelaskan oleh teori yang kedua yaitu teori orbital moleul (OM). Pada tahun 1929, metode orbital molekul kombinasi
linear orbital atom (Bahasa Inggris: linear combination of atomic orbitals
molecular orbital method), disingkat LCAO, diperkenalkan oleh Sir John
Lennard-Jones. Hasil kerja Friedrich Hund, Robert Mulliken, dan
Gerhard Herzberg menunjukkan bahwa teori orbital molekul memberikan deskripsi
yang lebih tepat pada spektrokopi, ionisasi, dan sifat-sifat magnetik molekul
(Wikipedia, 2010). Teori orbital molekul mengasumsikan bahwa
pembentukan orbital molekul dari orbital-orbital atom.
1.1.
Teori ikatan valensi
Teori ikatan valensi yaitu teori mengenai asal usul kekuatan, jumlah, dan
susunan tiga dimensi ikatan kimia di antara atom (Atkins : 413). Teori ikatan
valensi mengasumsikan bahwa sebuah ikatan kimia terbentuk ketika dua valensi
elektron bekerja dan menjaga dua inti atom bersama oleh karena efek penurunan
energi sistem, teori ini berlaku dengan baik pada molekul diatomik. Pada teori
ikatan valensi ini, elektron-elektron dalam molekul menempati orbital-orbital
atom dari masing-masing atom. Berdasarkan hasil kerja Lewis dan
teori valensi ikatan Heitler dan London, dia mewakilkan enam aturan pada ikatan
elektron berpasangan:
1. Ikatan elektron berpasangan
terbentuk melalui interaksi elektron tak-berpasangan pada masing-masing atom.
2. Spin-spin elektron haruslah saling
berlawanan.
3. Seketika dipasangkan, dua elektron
tidak bisa berpartisipasi lagi pada ikatan lainnya.
4. Pertukaran elektron pada ikatan
hanya melibatkan satu persamaan gelombang untuk setiap atom.
5. Elektron-elektron yang tersedia
pada aras energi yang paling rendah akan membentuk ikatan-ikatan yang paling
kuat.
6. Dari dua orbital pada
sebuah atom, salah satu yang dapat bertumpang tindih paling banyaklah yang akan
membentuk ikatan paling kuat, dan ikatan ini akan cenderung berada pada arah
orbital yang terkonsentrasi.
Untuk
mempermudah penjelasan mengenai teori ikatan valensi ini, akan diambil contoh
mengenai pembentukan molekul H2 dari atom H. Dalam teori Lewis,
digambarkan ikatan H-H dengan perpasangan dua elektron pada atom-atom H. Dalam
kerangka teori ikatan valensi, ikatan kovaln H-H dibentuk melalui daerah dalam
ruang yang digunakan bersama oleh kedua orbital 1s dalam atom-atom H, yang
dalam konsep ini disebut tumpang tindih elektron.
Gambar 1. Pembentukan H2 menurut teori ikatan
valensi
Apa
yang terjadi ketika kedua atom H dalam gambar 1 saling mendekat dan membentuk
ikatan dapat dijelaskan sebagai berikut. Awalnya ketika kedua atom saling
berjauhan, tidak ada interaksi yang terjadi. Dapat dikatakan ketika itu, energi
potensialnya nol. Namun, ketika masing-masing atom saling mendekat, setiap
elektron ditarik oleh inti atom yang lain; pada saat yang sama kedua atom
saling tolak menolak, dan begitu juga dengan kedua intinya. Selama kedua atom
masih terpisah, gaya tarik menarik lebih kuat dibandingkan dengan gaya tolak
menolak, sehingga energi potensial turun menjadi negatif ketika atom-atom
saling mendekat. Kecenderungan ini terus berlanjut hingga energi potensial
mencapai titik minimum. Pada titik ini, ketika sistem memiliki energi potensial
terendah. Sistem tersebut mencapai kondisi paling stabil. Kondisi ini berkaitan
dengan tumpang tindih yang baik antar orbital 1s dan pembentukan H2
yang stabil. Sebagai akibat dari penurunan energi potensial sistem, maka
menurut hukum kekekalan energi, sejumlah kalor akan dilepaskan, sehingga reaksi
akan berupa eksoterm (lischera, 2009).
Teori Orbital Molekul
Seperti
yang telah dijelaskan pada pendahuluan bahwa
memberikan deskripsi yang lebih tepat pada
spektrokopi, ionisasi, dan sifat-sifat magnetik molekul
(Wikipedia, 2010). Teori orbital
molekul (OM) menggambarkan
ikatan kovalen melalui istilah orbital molekul yang dihasilkan dari
interaksi orbital-orbital atom dari atom-atom yang berikatan dan yang terkait
dengan molekul secara keseluruhan (lischerb, 2009). Konstruksi orbital molekul dari orbital atom, ibagian dalam
pembentukan molekul. Separuh dari orbital molekul mempunyai energi yang lebih
besar daripada energi orbital atom. Orbital yang dibentuk yaitu orbital molekul
pengikatan (bonding) dan orbital molekul antiikatan (anti bonding). Elektron
yang tidak mengambil bagian dalam pengikatan disebut elektron tidak berikatan
(nonbonding) dan mempunyai energy yang sama dengan energy yang dimiliki
atom-atom yang terpisah. Energi –energi relatif dari setiap jenis orbital
secara umum terlihat pada gambar 2 berikut ini (Dogra, 1990): 
Gambar
2. Kombinasi orbital atom yang membentuk orbital atom
Orbital
atom yang mengambil bagian dalam pembentukan orbital molekul harus memenuhi
persyaratan sebgai berikut:
1. Orbital
atom yang membentuk orbital molekulm harus mempunyai energi yang dapat
dibandingkan.
2. Fungsi
gelombang dari masing-masing orbital atom harus bertumpang tindih dalam ruangan
sebanyak mungkin..
3. Fungsi
gelombang orbital atom harus mempunyai simetri yang relatif sama dengan sumbu
molekul.
Yang paling umum membentuk orbital molekul
adalah σ (sigma) dan orbital π (pi). Orbital sigma simetris disekitar sumbu
antarnuklir. Penampang tegak lurus terhadap sumbu nuklir (biasanya sumbu x)
memberikan suatu bentuk elips. Ini terbentuk dari orbital s maupun dari p dan
orbital d yang mempunyai telinga sepanjang sumbu antar nuklir. Orbital π
terbentuk ketika orbital p pada setiap atom mengarah tegak lurus terhadap sumbu
antarnuklir. Daerah tumpang tindih ada di atas dan di bawah sumbu ikatan (lihat
gambar 3). 
Gambar
3. Bentuk orbital molekul yang terbentuk dari orbital atom
Pembahasan
Mengenai Diagram Korelasi Orbital Molekul HCl
Molekul
HCl merupakan molekul heteronuklir, dimana kedua atom berasal dari unsur yang
berbeda. Atom Cl memiliki nomor atom 17 dengan konfigurasi elektron: 1s2 2s2
2p6 3s2 3p5, sedangkan atom H memiliki
nomor atom 1 dengan konfigurasi elektron: 1s1. Atom Cl lebih
elektronegatif daripada atom H. Diagram korelasi orbital molekul menunjukkan
bahwa tingkat-tingkat energi dari atom Cl yang lebih elektronegatif bergeser ke arah bawah,
karena atom Cl menarik elektron-elektron valensi lebih kuat dari pada atom H. Seperti
gambar 4 diagram korelasi orbital molekul HCl.
Gambar 4. Diagram korelasi orbital molekul
HCl
Orbital-orbital
atom bercampur secara signifikan membentuk orbital molekul hanya jika energi
orbital-orbital ini cukup berdekatan dan mempunyai simetri yang benar. Pada
molekul HCl, orbital 1s dari atom Cl energinya terlalu rendah untuk bisa
bercampur dengan orbital 1s dari atom H. Hal yang sama juga terjadi untuk
orbital 2s atom Cl. Berdasarkan teori hibridisasi sebelum atom Cl berikatan
dengan atom H membentuk molekul maka akan terjadi hibridisasi orbital atau
pencampuran orbital atom Cl. Pada atom Cl dapat dilihat bahwa orbital 3s
bercampur dengan orbital 3p (karena berada dalam satu kulit) sebelum membentuk
orbital molekul. Hal ini dikarenakan semua
elektron pada kulit terluar memiliki kesempatan yang sama untuk berikatan
dengan elektron pada atom H, sehingga terjadi pencampuran orbital 3s dan 3p
pada atom Cl.
Interaksi
antara 3s pada atom Cl membentuk ikatan sigma, biasanya apabila terjadi interaksi
membentuk ikatan maka akan terbentuk 2 orbital yaitu orbital σ dan σ*.
Namun, karena orbital ikatan 4sb lebih rendah energinya dari nonbonding
maka tidak terbentuk ikatan anti sigma (σ*). Tumpang tindih total
dari orbital 1s hidrogen dengan orbital 3Px
atau 3Py (terletak di atas 5sb pada gambar 4) atom
Cl adalah nol, sebab fasa positif dan negatif dari fungsi gelombang gabungan
bila dijumlahkan menjadi nol. Atom Cl
hanya meninggalkan orbital 3Pz (4sb), yang bergabung
dengan orbital 1s hidrogen menghasilkan orbital σ dan σ*.
Dari
gambar 4 dapat dilihat bahwa orbital 3Px (2πnb), dan
3Py(2πnb) dari klor tidak bercampur dengan orbital 1s
dari hidrogen dan dengan demikian tetap berada dalam keadaan atomic
(nonpengikatan). Elektron-elektron dalam orbital ini tidak berkontribusi secara
signifkan dalam pengikatan kimia. Karena klor lebih elektronegatif daripada
hidrogen, energi orbital 3p nya terletak dibawah energi orbital 1s dari
hidrogen. Bila kedelapan elektron valensi digunakan untuk HCl, maka konfigurasi
orbital molekul yang dihasilkan adalah:
(3sCl)2 (σ)2
(3pCl)4
Orde
ikatan totalnya adalah 1 sebab elektron-elektron dalam orbital atom
nonpengikatan tidak mempengaruhi orde ikatan. elektron-elektron dalam orbital σ
akan lebih cenderung ditemukan dekat dengan atom klorin daripada didekat atom
hidrogen, dan dengan demikian HCl memiliki momen dipol Hδ+Cl δ-.
Kesimpulan
Tingkat-tingkat energi dari atom Cl yang lebih
elektronegatif bergeser ke arah bawah, karena atom Cl menarik elektron-elektron
valensi lebih kuat dari pada atom H. Pada molekul HCl, orbital 1s, 2s dari atom
Cl energinya terlalu rendah untuk bisa bercampur dengan orbital 1s dari atom H.
sebelum atom Cl berikatan dengan atom H membentuk molekul maka akan terjadi
hibridisasi orbital atau pencampuran orbital atom Cl. Pada atom Cl dapat
dilihat bahwa orbital 3s bercampur dengan orbital 3p (karena berada dalam satu
kulit) sebelum membentuk orbital molekul.
orbital 3Px (2πnb),
dan 3Py(2πnb) dari klor tidak bercampur dengan
orbital 1s dari hidrogen dan dengan demikian tetap berada dalam keadaan atomik
(nonpengikatan). HCl memiliki momen dipol Hδ+Cl δ-. Bila kedelapan elektron valensi
digunakan untuk HCl, maka konfigurasi orbital molekul yang dihasilkan adalah:
(3sCl)2 (σ)2
(3pCl)4
Atkins, P.W.,1994. Kimia Fisika. Jakarta : Erlangga.
Chang, R.,2005. Kimia Dasar Jilid1. Jakarta :
Erlangga.
Dogra. 1990. Kimia Fisik dan Soal-Soal. Jakarta:
UI-Press.
Lichera. 2009. Teori Ikatan
Valensi-VSEPR. http://lischer.wordpress.com. (18 April 2010)
Licherb. 2009. Teori Orbital Molekul.
http://lischer.wordpress.com. (18 April 2010)
Oxtoby, dkk., 2003. Prinsip-Prinsip Kimia. Jakarta :
Erlangga.
Wikipedia. 2010. Ikatan kimia.
http://id.wikipedia.org. (22 April 2010).
0 komentar:
Posting Komentar