BAB II

PEMBAHASAN

2.1 Teori Orbital Molekul

Teori Orbital Molekular mengandaikan bahwa apabila dua atom atau lebih bergabung

membentuk suatu spesies, maka spesies ini tidak lagi memiliki sifat orbital atomic secara

individual, melainkan membentuk orbital molekular “baru”.

Orbital molekul adalah orbital-orbital dari dua atom yang saling tumpang tindih agar

dapat menghasilkan ikatan kovalen.. Bila dua atom yang bergabung masing – masing

menyediakan satu orbital atomic maka dihasilkan dua orbital molecular, salah satu

merupakan kombinasi jumlahan kedua orbital atomic yang saling menguatkan dan lainnya

kombinasi kurangan yang saling meniadakan.Perkembangan teori orbital molekuler

(Moleculer Orbital Theory-MOT) pada mulanya dipelopori oleh Hunddan Mulliken. Seperti

halnya pada senyawa-senyawa sederhana, konsep orbital molekular juga dapat diterapkan

padasenyawa kompleks. Namun dapat disederhanakan dengan hanya mempertimbangkan

orbital-orbital atomik yang benar-benar berperan dalam pembentukan orbital molekuler (OM)

yaitu orbital 3d, 4s, dan 4p bagi atom pusat dari logam transisi seri pertama dan orbital s-p

atau bentuk hibridisasinya bagi atom donor dari ligan yang bersangkutan.

Sebagian dari orbital molekul mempunyaienergi yang lebih besar daripada energi

orbital atom. Hal tersebut dikarenakan terbentuknya orbital dari orbital molekul pengikatan

(bonding) dan orbital molekul antiikatan (antibonding). Kombinasi jumlahan menghasilkan

orbital molecular ikat (bonding) yang mempunyai energy lebih rendah, dan kombinasi

kurangan menghasilkan orbital molecular antiikat (antibonding). Orbital molekular ikat

(bonding) yaitu orbital dengan rapatan electron ikat terpusat mendekat pada daerah antara

kedua inti atom yang bergabung dan dengan demikian menghasilkan situasi yang lebih stabil.

Orbital molekular antiikat (antibonding) yaitu orbital dengan rapatan electron ikat terpusat

menjauh dari daerah antara inti atom yang bergabung dan menghasilkan situasi kurang stabil.

Jika pada daerah tumpang-tindih ada orbital atonik yang tidak bereaksi dalam pembentukan

ikatan, orbital ikatan yang dihasilkan disebut orbital nonikat (nonbonding). Setiap jenis

orbital secara umum mempunyai energi-energi yang relatif. "Orbital molekul, seperti orbital

atom, dapat berisi dua elektron, satu dengan spin keatas dan yang lain dengan spin kebawah.

Dalam orbital moleku pengikatan, pengikatan kovalen terjadi karena pemakaian bersama

elektron-elektron (yang paling sering adalah pasangan elektron dengan spin yang

berlawanan). Kerapatan elektron rata-rata yang terbesar berada di antara nukleinya dan

cenderung untuk menarik nukleinya bersama-sama. Pemakaian bersama elektron itu sendiri

tidaklah mencukupi untuk terjadinya ikatan kimia. Elektron yang dipakai pada orbital

molekul antipengikatan secara bersama-sama cenderung untuk memaksa inti atau nekleinya

berpisah, sehingga kekuatan ikatan tersebut menurun.

2.2. Pembentukan orbital molekul

Dalam pembentukan molekul, orbital atom bertumpang tindih menghasilkan orbital

molekul yakni fungsi gelombang elektron dalam molekul. Jumlah orbital molekul adalah

jumlah atom dan orbital molekul ini diklasifikasikan menjadi orbital molekul ikatan, non-

ikatan, atau antiikatan sesuai dengan besarnya partisipasi orbital itu dalam ikatan antar atom.

Kondisi pembentukan orbital molekul ikatan adalah sebagai berikut.Syarat pembentukan

orbital molekul ikatan:

(1)        Cuping orbital atom penyusunnya cocok untuk tumpang tindih.

(2)        Tanda positif atau negatif cuping yang bertumpang tindih sama.

(3)        Tingkat energi orbital-orbital atomnya dekat.

Kasus paling sederhana adalah orbital molekul yang dibentuk dari orbital atom A dan B dan

akan dijelaskan di sini. Orbital molekul ikatan dibentuk antara A dan B bila syarat-syarat di

atas dipenuhi, tetapi bila tanda salah satu orbital atom dibalik, syarat ke-2 tidak dipenuhi dan

orbital molekul anti ikatan yang memiliki cuping yang bertumpang tindih dengan tanda

berlawanan yang akan dihasilkan (Gambar 2.15). Tingkat energi orbital molekul ikatan lebih

rendah, sementara tingkat energi orbital molekul anti ikatan lebih tinggi dari tingkat energi

orbital atom penyusunnya. Semakin besar selisih energi orbital ikatan dan anti ikatan,

semakin kuat ikatan. Bila tidak ada interaksi ikatan dan anti ikatan antara A dan B, orbital

molekul yang dihasilkan adalah orbital non ikatan. Elektron menempati orbital molekul dari

energi terendah ke energi yang tertinggi. Orbital molekul terisi dan berenergi tertinggi disebut

HOMO (highest occupied molecular orbital) dan orbital molekul kosong berenergi terendah

disebut LUMO (lowest unoccupied molecular orbital). Ken’ichi Fukui (pemenang Nobel

1981) menamakan orbital-orbital ini orbital-orbital terdepan (frontier).

Dua atau lebih orbital molekul yang berenergi sama disebut orbital terdegenerasi

(degenerate). Simbol orbital yang tidak terdegenerasi adalah a atau b, yang terdegenerasi

ganda e, dan yang terdegenerasi rangkap tiga t. Simbol g (gerade) ditambahkan sebagai

akhiran pada orbital yang sentrosimetrik dan u (ungerade) pada orbital yang berubah tanda

dengan inversi di titik pusat inversi. Bilangan sebelum simbol simetri digunakan dalam

urutan energi untuk membedakan orbital yang sama degenarasinya. Selain itu, orbital-orbital

itu dinamakan sigma (σ) atau pi(π) sesuai

dengan karakter orbitalnya. Suatu orbital sigma

mempunyai simetri rotasi sekeliling sumbu ikatan, dan

orbital pi memiliki bidang simpul. Oleh karena itu,

ikatan sigma dibentuk oleh tumpang tindih orbital s-s,

p-p, s-d, p-d, dan d-d (Gambar 2.16) dan ikatan pi

dibentuk oleh tumpang tindih orbital p-p, p-d, dan dd

(Gambar 2.17).

Bila dua fungsi gelombang dari dua atom dinyatakan dengan φA dan φB, orbital molekul

adalah kombinasi linear orbital atom (linear combination of the atomic orbitals (LCAO))

diungkapkan:

hanya orbital - orbital atom kulit elektron valensi yang digunakan dalam metoda

orbital molekul sederhana. Pembentukan orbital molekul diilustrasikan di bawah ini untuk

kasus sederhana molekul dua atom. Semua tingkat di bawah HOMO terisi dan semua

tingkat di atas LUMO kosong.

Dalam molekul hidrogen, H2, tumpang tindih orbital 1s masing-masing atom hidrogen

membentuk orbital ikatan σg bila cupingnya mempunyai tanda yang sama dan antiikatan σu

bila bertanda berlawanan, dan dua elektron mengisi orbital ikatan σg (Gambar 2.18).

Dalam molekul dua atom periode dua, dari litium Li2 sampai flourin F2, bila sumbu z adalah

sumbu ikatan, 1σg dan 1σu dibentuk oleh tumpang tindih orbital 2s dan 2σg dan 2σu dari

orbital 2pz dan 1πu dan 1πg dari 2px, dan 2py. molekul-N2-212x300.jpg">

Orbital molekul dua atom yang berbeda dibentuk dengan tumpang tindih orbital atom yang

tingkat energinya berbeda. Tingkat energi atom yang lebih elektronegatif umumnya lebih

rendah, dan orbital molekul lebih dekat sifatnya pada orbital atom yang tingkat energinya

lebih dekat. Oleh karena itu, orbital ikatan mempunyai karakter atom dengan ke-

elektronegativan lebih besar, dan orbital anti ikatan mempunyai karakter atom dengan ke-

elektronegativan lebih kecil.

Misalnya, lima orbital molekul dalam hidrogen fluorida, HF, dibentuk dari orbital 1s

hidrogen dan orbital 2s dan 2p fluor, sebagaimana diperlihatkan dalam Gambar 2.21. Orbital

ikatan 1σ mempunyai karakter fluorin, dan orbital 3σ anti ikatan memiliki karakter 1s

hidrogen. Karena hidrogen hanya memiliki satu orbital 1s, tumpang tindih dengan orbital 2p

fluor dengan karakter π tidak efektif, dan orbital 2p fluor menjadi orbital nonikatan. Karena

HF memiliki delapan elektron valensi, orbital nonikatan ini menjadi HOMO.

Dalam karbon monoksida, CO, karbon dan

oksigen memiliki orbital 2s dan 2p yang menghasilkan

baik ikatan sigma dan pi, dan ikatan rangkap tiga

dibentuk antar atomnya. Walaupun 8 orbital

molekulnya dalam kasus ini secara kualitatif sama

dengan yang dimiliki molekul yang isoelektronik yakni

N2 dan 10 elektron menempati orbital sampai 3σ,

tingkat energi setiap orbital berbeda dari tingkat energi

molekul nitrogen. Orbital ikatan 1σ memiliki karakter

2s oksigen sebab oksigen memiliki ke-elektronegativan

lebih besar. Orbital antiikatan 2π dan 4σ memiliki

karakter 2p karbon (Gambar 2.22).

Orde ikatan antar atom adalah separuh dari jumlah

elektron yang ada di orbital ikatan dikurangi dengan

jumlah yang ada di orbital anti ikatan. Misalnya, dalam

N2 atau CO, orde ikatannya adalah (8 – 2)/2= 3 dan nilai

ini konsisten dengan struktur Lewisnya.

2.3 Kepolaran Ikatan dan Momen Dwikutub Elektrik

Kepolaran dalam ikatan kimia adalah suatu keadaan dimana distribusi penyebaran

elektron tidak merata atau elektron lebih cenderung terikat pada salah satu atom.

Bagaimana kita dapat menyatakan senyawa bersifat kovalen murni (non polar)atau kovalen

polar. Kepolaran erat kaitannya dengan keelektronegatifan dan bentuk molekul. Dalam hal

kepolaran suatu senyawa tergantung dari harga momen dipolnya. Momendipol sendiri

adalah selisih harga kelektronegatifan antara atom yang berikatan   Ada beberapa yang

mengusulkan tentang nilai keelektronegatifan tiap unsur tapi yang akan kita gunakan

sementara ini adalah data keelektronegatifan yang diusulkan oleh pauling. Seperti tabel di

bawah keelektronegatifan yang di rumuskan oleh Pauli.

Suatu molekul dapat bersifat polar maupun nonpolar. Suatu molekul bersifat nonpolar

apabila. Tersusun atas atom-atom yang sama seperti P4, S8, dan C60 (fulerena) dengan ikatan-

ikatan  yang ada merupakan ikatan kovalen nonpolar. Tersusun atas atom-atom yang

berbeda  dengan ikatan-ikatan yang ada merupakan ikatan kovalen polar, namun karena

bentuknya maka ia bersifat nonpolar seperti molekul-molekul CO2, CH4, PCL5, SF6. Suatu

molekul bersifat polar  apabila  tersusun atas atom-atom yang berbeda  dan bentuknya  tidak

menyebabkan ia bersifat nonpolar seperti H2O  dan NH3. Suatu molekul yang tersusun  atas

atom-atom  yang sama  dapat juga bersifat polar, misalnya ozon (O3).

Senyawa polar adalah senyawa yang terbentuk dari atom-atom yang mempunyai

perbedaan keellektronegatifan  besar. Pada senyawa polar, elektron yang digunakan bersama

tertarik lebih kuat ke salah satu atom. Akibatnya salah satu atom  akan menjadi lebih

bermuatan  negatif dan atom lain bermuatan positif. Untuk atom bermuatan negatif di beri

tanda parsial negatif dan yang positif diberi tanda parsial positif. Suatu senyawa dikatan polar

apabila memilki elektron bebas, perbedaan keelektronegatifan  serta bentuk molekul tidak

simetris.

Tabel 1.1 Keelektronegatifan unsur golongan A

Unsur Keelektronegatifan Unsur Keelektronegatifan

H 2,1 Si 1,8

Li 1,0 Ge 1,8

Na 0,9 Sn 1,8

K 0,8 Pb 1,8

Rb 0,8 N 3,1

Cs 0,8 P 2,1

Fr 0,7 As 2,0

Be 1,5 Sb 1,9

Mg 1,2 Bi 1,9

Ca 1,0 F 4,0

Sr 1,0 Cl 3,0

Ba 0,9 Br 2,8

Ra 0,9 I 2,5

B 2,0 At 1,9

Al 1,5 O 3,5

Ga 1,6 S 2,5

In 1,7 Se 2,4

Ti 1,8 Te 2,1

C 2,5 Po 2,1

Contoh: CH4  dan CaCl2

Kepolaran molekul ditentukan oleh harga momen dipolnya atau momen dwikutubnya.

Suatu molekul bersifat polar bila  > 0 atau    0. Adanya perbedaan keelektronegatifan  antara

dua atom  yang membentuk ikatan kovalen  menyebabkan  atom  yang lebih elektronegatif

kekurangan rapatan elektron, sebaliknya atom  yang  lebih elektronegatif kelebihan rapatan

elektron. Akibatnya pada atom yang lebih elektronegatif  terjadi muatan parsial positif ( +),

sedangkan pada atom yang lebih elektronegatif  terjadi muatan parsial ( -), seperti  yang

terdapat pada molekul HF.

Molekul diatomik yang mengandung atom-atom dari unsur yang berbeda biasanya

berupa molekul polar dan memiliki momen dipol, sedangkan molekul diatomik yang

mengandung atom-atom dari unsur yang sama tidak memiliki momen dipol dan berupa

molekul non-polar.

Kepolaran suatu molekul dinyatakan menggunakan suatu besaran yang disebut momen dipol

(µ). Besarnya momen dipol suatu molekul ditentukan menggunakan persamaan berikut.

µ = Q x r 1 D = 3,33 x 10-30 C.m (coulombmeter)

µ = 0 → molekul nonpolar

µ > 0 atau µ ≠ 0 → molekul polar

keterangan:

µ = momen dipol (D, debye)

Q = selisih muatan (Coulomb)

r = jarak antara muatan positif dengan muatan negatif (m)

Semakin besar harga momen dipol, semakin polar senyawa yang bersangkutan bahkan mendekati ke

sifat ionik. Harga momen dipol beberapa molekul seperti yang tertera pada Tabel.

Molekul Momen dipol (D) molekul Momen dipol (D)

NO

NH3

HF

HCl

HBr

HI

H2O

0,159

0,23

1,78

1,078

0,82

0,44

1,85

CO

CO2

CHCl3

CH4

CCl4

BF3

BF2

0,112

0

1,09

0

0

0

0

Momen dipol merupakan suatu besaran vektor yang digambarkan

menggunakanmoment ikatan. Jika jumlah vektor momen-momen ikatan lebih besar dari nol,

maka molekul tersebut bersifat polar, sebaliknya jika jumlah vektor momen-momen ikatan

sama dengan nol, maka maka molekul tersebut bersifat nonpolar. Momen ikatan terbentuk

jika dua atom yang berikatan dalam suatu senyawa memiliki perbedaan

keelektronegatifan. Elektron yang yang ditarik oleh atom yang lebih elektronegatif

menunjukan arah momen ikatan dan ditunjukan menggunakan tanda → dari atom yang

kurang elektronegatif menuju atom yang lebih elektronegatif. Akibat tarikan elektron yang

terjadi, terbentuk semacam kutub negatif pada atom yang lebih elektronegatif, sedangkan

pada atom yang kurang elektronegatif akan terbentuk semacam kutub positif.

Kutub positif atau negatif yang terbentuk disebut muatan parsial, yang digambarkan

menggunakan simbol delta (δ). Muatan parsial negatif (δ¯) diberikan pada unsur yang lebih

elektronegatif dan muatan parsial positif (δ+) diberikan pada unsur yang kurang elektronegatif

(lebih elektropositif).

Berikut contoh menggambar muatan parsial pada molekul HCl.

Dari contoh di atas terlihat bahwa terdapat muatan positif dan negatif pada tanda δ yang

digunakan. Tanda tersebut tidak sama dengan +1 atau -1 seperti pada simbol ion, tetapi tanda

ini hanya menggambarkan elektron ikatan tidak sepenuhnya dipindahkan ke atom Cl.

Untuk senyawa diatom yang disusun oleh unsur yang sejenis, molekul yang dimiliki selalu

bersifat nonpolar kecuali ozon yang bersifa polar. Hal ini disebabkan dua atom penyusun

senyawa memiliki keelektronegatifan sama sehingga tidak terbentuk momen ikatan.

Sedangkan untuk senyawa diatom yang disusun oleh dua atom yang berbeda molekul yang

dimiliki selalu bersifat polar karena adanya perbedaan keeltronegatifan.

Tetapi untuk senyawa-senyawa yang tersusun lebih dari dua atom, kepolaran molekul

tidak dapat ditentukan jika hanya didasarkan pada perbedaan keelektronegatifan. Hal ini

disebabkan senyawa-senyawa tertentu walaupun memiliki ikatan kovalen polar tetapi

molekulnya bersifat nonpolar. Misalnya CCl4, CO2 dan BeCl2 merupakan beberapa senyawa

dengan ikatan kovalen polar tetapi memiliki molekul yang nonpolar.

Pada molekul CCl4, yang mempunyai bentuk molekul tetrahedaral dengan C sebagai atom

pusat dan dikelilingi oleh 4 atom Cl seperti pada Gambar.

Perbedaan keelektronegatifan C dan Cl adalah sebesar 3-2,5 = 0,5. Jadi ikatan C–Cl termasuk

ikatan kovalen (tepatnya ikatan kovalen polar) karena perbedaan keeltronegatifan lebih kecil

Walaupun ikatan C–Cl berupa ikatan kovalen polar tetapi molekulnya bersifat nonpolar.

Hal ini disebabkan, bentuk tetrahedral dari molekul CCl4 dapat dikatakan simetrism karena

memiliki pusat simetri pada atom C ditengah, sehingga jumlah momen ikatan yang sama

dengan nol. Atau dapat dikatan tarikan elektron akibat adanya perbedaan keelektronegatifan

saling meniadakan atau saling menguatkan (perhatikan tanda panah pada strutur). Hal ini

dapat diandaikan, suatu benda yang berada di tengah-tengah ditarik dari empat sudut dengan

kekuatan sama, maka benda tersebut tidak akan bergerak. Karena hal inilah molekul

CCl4 bersifat nonpolar.

Jika CCl4 salah satu atom Cl diganti oleh atom lain misalnya H, maka sifat molekul

yang awalnya nonpolar berubah menjadi polar. Hal ini disebabkan kepolaran ikatan C-H

berbeda dengan kepolaran ikatan C-Cl, sehingga momen dipol yang terbentuk tidak saling

meniadakan. Tetapi apabila semua atom C diganti oleh atom H maka molekulnya bersifat

nonpolar karena kepolaran semua ikatan C–H sama besar sehingga mpmen ikatan yang

terbentuk saling meniadakan.

Pada molekul BCl2 dan CO2 mempunyai bentuk molekul linear dengan B dan C sebagai atom

pusat.

Atom Cl dan atom O lebih elektronegatif dibanding atom B dan C yang bertindak sebagai

atom pusat (pada gambar yang berwarna hitam), sehingga elektron ikatan lebih tertarik

kearah atom Cl dan O. Namun, atom B dan C masing-masing mengikat 2 atom yang sejenis

maka momen ikatan yang terbentuk tertarik ke arah yang berlawanan dengan kekuatan yang

sama, sehingga molekulnya bersifat nonpolar.

Molekul H2O walaupun rumus molekulnya mirip dengan CO2 dan BCl2 tetapi bersifat polar.

Hal ini disebabkan, pada molekul H2O, atom O sebagai atom pusat masih memiliki pasangan

elektron bebas. Hal ini menyebabkan molekul H2O tidak berbentuk linear seperti molekul

CO2 dan BCl2, sehingga momen ikatan yang terbentuk tidak saling menguatkan atau tidak

saling meniadakan.

Harga momen dipol suatu senyawa diperoleh berdasarkan  hasil eksperimen. Dengan

mengetahui harga momen dipol  suatu senyawa, maka besarnya muatan parsial pada

molekul tersebut dapat  diperkirakan  dengan menggunakan persamaan             = q x

d  dengan q adalah besarnya muatan parsial  dalam satuan coulomb (C) dan d adalah jarak

antara pusat muatan positif dan muatan negatif  dalam satuan meter.

Meskipun memilki ikatan kovalen polar, tetapi molekul BeCl2, BF3, CH4, PCl5 dan

SF6merupakan molekul-molekul nonpolar karena bentuk molekulnya menyebabkan jumlah

vektor dari momen ikatan dan momen pasangan elektron  bebasnya sama dengan nol.

Menentukan polar atau tidaknya suatu molekul cukup menjumlahkan secara vektor momen-

momen ikatan yang ada tanpa melihat momen PEB. Jika vector momen ikatan lebih besar

dari nol, maka bersifat polar  dan jika momen ikatan sama dengan nol maka bersifat

nonpolar.

Dalam molekul nonpolar pusat muatan bersifat positif dan muatan bersifat negatif

berhimpit, sedangkan poda molekul polar pusat muatan positif dan pusat muatan

negatif  dipisahkan oleh jarak tertentu.