orbital dan perannya dalam ikatan kovalen

A. SIFAT GELOMBANG 

1.  Refleksi(Pemantulan) Gelombang  

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

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

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

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

3.  Difraksi Gelombang 

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

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

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

b.  Interferensi konstruktif 

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

5.  Dispersi(Penguraian)  Gelombang 

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

 6. Polarisasi Gelombang 

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

B. ORBITAL IKATAN DAN ANTI IKATAN

Diagram orbital molekul adalah diagram tingkat energi orbital molekul (OM), yang ditunjukkan sebagai garis horisontal pendek di tengah, diapit oleh tingkat energi orbital atom penyusun (AO) untuk perbandingan, dengan tingkat energi meningkat dari bawah ke atas. Garis, garis putus-putus diagonal, menghubungkan tingkat MO dengan tingkat penyusunnya AO. Tingkat energi degenerate biasanya ditunjukkan berdampingan. Tingkat AO dan MO yang sesuai diisi dengan elektron oleh prinsip larangan Pauli, disimbolkan dengan panah vertikal kecil yang arahannya menunjukkan putaran elektron. Bentuk AO atau MO sendiri sering tidak ditunjukkan pada diagram ini. Untuk molekul diatomik, sebuah diagram MO secara efektif menunjukkan energetika ikatan antara dua atom, yang energi AOnya tidak terikat ditunjukkan pada sisi-sisinya. Untuk molekul poliatomik sederhana dengan "atom pusat" seperti metana (CH₄) atau karbon dioksida (CO₂), diagram MO Mungkin menunjukkan salah satu ikatan identik dengan atom pusat. Untuk molekul poliatomik lainnya, diagram MO dapat menunjukkan satu atau lebih ikatan yang menarik dalam molekul, membiarkan yang lain keluar untuk kesederhanaan. Seringkali bahkan untuk molekul sederhana, AO dan MO tingkat orbital dalam dan elektron mereka dapat diabaikan dari diagram untuk kesederhanaan.
Dalam teori MO orbital molekul terbentuk oleh tumpang tindih orbital atom. Karena ikatan σ memiliki tumpang tindih yang lebih besar daripada ikatan π, σ dan σ* ikatan dan orbital antibonding memiliki pemisahan energi yang lebih besar (pemisahan) dari orbital π dan π*. Energi orbital atom berkorelasi dengan elektronegativitas karena atom elektronegatif lebih banyak menahan elektron mereka lebih erat, menurunkan energi mereka. Pemodelan MO hanya berlaku bila orbital atom memiliki energi yang sebanding; Bila energi sangat berbeda, mode ikatan menjadi ionik. Kondisi kedua untuk tumpang tindih orbital atom adalah bahwa mereka memiliki simetri yang sama.

Diagram OM untuk dihidrogen. Di sini elektron ditunjukkan oleh titik.

Dua orbital atom dapat tumpang tindih dalam dua cara tergantung pada hubungan fasa mereka. Fase orbital adalah konsekuensi langsung dari sifat gelombang seperti elektron. Dalam representasi grafis orbital, fase orbital digambarkan dengan tanda plus atau minus (yang tidak memiliki hubungan dengan muatan listrik) atau dengan menorehkan satu lobus. Tanda fase itu sendiri tidak memiliki arti fisik kecuali saat mencampur orbital untuk membentuk orbital molekul.
Dua orbital tanda yang sama memiliki tumpang tindih yang konstruktif membentuk orbital molekul dengan sebagian besar kerapatan elektron yang berada di antara dua inti. OM ini disebut orbital ikatan dan energinya lebih rendah dari pada orbital atom semula. Suatu ikatan yang melibatkan orbital molekul yang simetris sehubungan dengan rotasi di sekitar sumbu ikatan disebut ikatan sigma (ikatan-σ). Jika fase berubah, ikatannya menjadi ikatan pi (ikatan-π). Label simetri didefinisikan lebih lanjut dengan apakah orbital mempertahankan karakter aslinya setelah inversi pada pusatnya; Jika itu terjadi, maka didefinisikan sebagai gerade, g. Jika orbital tidak mempertahankan karakter aslinya, hal itu adalah ungerade, u.
Orbital atom juga dapat berinteraksi satu sama lain tanpa fase yang menyebabkan pembatalan destruktif dan tidak ada kerapatan elektron antara dua inti pada pesawat nodal yang disebut digambarkan sebagai garis putus-putus tegak lurus. Dalam anti-ikatan OM ini dengan energi yang jauh lebih tinggi daripada AO asli, setiap elektron yang hadir berada di lobus yang mengarah menjauh dari poros internuklir pusat. Untuk orbital ikatan σ yang sesuai, orbital semacam itu akan simetris namun dibedakan darinya dengan tanda asterisk seperti pada σ*. Untuk ikatan-π, orbital ikatan dan anti-ikatan yang sesuai tidak akan memiliki simetri seperti itu di sekitar sumbu ikatan dan masing-masing diberi π dan π*.
Langkah selanjutnya dalam menyusun diagram MO adalah mengisi orbital molekul yang baru terbentuk dengan elektron. Tiga peraturan umum berlaku:

• Prinsip Aufbau menyatakan bahwa orbital terisi dimulai dengan energi terendah
• Prinsip larangan Pauli menyatakan bahwa jumlah elektron maksimum yang menempati orbital adalah dua, dengan putaran yang berlawanan
• Kaidah Hund menyatakan bahwa ketika ada beberapa MO dengan energi yang sama, elektron menempati satu OM pada satu waktu sebelum dua elektron menempati OM yang sama.

MO yang paling tinggi dalam energi disebut Orbital Molekul Terisi Tertinggi atau HOMO dan OM yang kosong tepat di atasnya disebut sebagai Orbital Molekul Kosong Terendah atau LUMO. Elektron pada ikatan OM disebut elektron ikatan dan setiap elektron dalam orbital anti-ikatan akan disebut elektron anti-ikatan. Pengurangan energi elektron ini adalah kekuatan pendorong untuk pembentukan ikatan kimia. Setiap kali pencampuran untuk orbital atom tidak dimungkinkan untuk alasan simetri atau energi, sebuah orbital molekul non-ikatan dibuat, yang seringkali sangat mirip dan memiliki tingkat energi yang sama atau mendekati penyusunnya AO, Sehingga tidak berkontribusi terhadap ikatan energetika. Konfigurasi elektron yang dihasilkan dapat dijelaskan dalam bentuk tipe ikatan, paritas dan okupansi misalnya dihidrogenn 1σ_g². Atau bisa juga ditulis sebagai simbol istilah molekul misalnya ¹Σ_g⁺ untuk dihidrogen. Terkadang, huruf n digunakan untuk menunjukkan orbital non-ikatan.
Untuk ikatan stabil, orde ikatan, yang didefinisikan sebagai
${\displaystyle \ {\mbox{Orde Ikatan}}={\frac {({\mbox{Jml. elektron dalam OM ikatan}})-({\mbox{Jml. elektron dalam OM anti-ikatan}})}{2}}}$
haruslah positif.
Urutan relatif energi MO dan hunian sesuai dengan transisi elektronik yang ditemukan di spektroskopi fotoelektron (PES). Dengan cara ini adalah mungkin untuk menguji secara eksperimental teori OM. Secara umum, transisi PES yang tajam menunjukkan elektron bebas dan pita lebar menunjukkan adanya ikatan dan elektron terdelokalisasi anti-ikatan. Pita dapat diatasi menjadi struktur halus dengan jarak yang sesuai dengan mode getaran kation molekul (lihat prinsip Franck–Condon). Energi PES berbeda dari energi ionisasi yang berkaitan dengan energi yang dibutuhkan untuk melepaskan elektron ke-n setelah elektron n − 1 pertama telah lepas. Diagram OM dengan nilai energi dapat diperoleh secara matematis dengan menggunakan metode metode Hartree–Fock. Titik awal untuk diagram OM adalah geometri molekul yang telah ditentukan untuk molekul yang bersangkutan. Hubungan yang tepat antara energi geometri dan orbital diberikan dalam diagram Walsh.

C. ORBITAL HIBRIDA KARBON                                      

     I.            ATOM KARBON

a. Hibridisasi sp3

Atom larbon memiliki dua orbital (2s dan 2p) untuk membentuk ikatan, artinya jika bereaksi dengan hidrogen maka akan terbentuk dua ikatan C-H. Faktanya, atom karbon membentuk empat ikatan C-H dan menghasilkan molekul metana dengan bentuk bangun ruang tetrahedron.  Linus Pauling (1931) menjelaskan secara matematis bagaimana orbital s dan tiga orbital p berkombinasi atau terhibridisasi  membentuk empat orbital atom yang ekuivalen dengan bentuk tetrahedral. Orbital yang berbentuk tetrahedral disebut dengan hibridisasi sp3. Angka tiga menyatakan berapa banyak tipe orbital atom yang berkombinasi, bukan menyatakan jumlah elektron yang mengisi orbital.

Atom karbon memiliki konfigurasi ground-state 1s2 2s2 2px1 2py1. pada kulit terluar terdapat dua elektron dalam orbital 2s, dan dua elektron tak perpasangan dalam orbital 2p:

Pada posisi tereksitasi, karbon memiliki empat elektron tak berpasangan dan dapat membentuk empat ikatan dengan hidrogen.

b. Hibridisasi sp2

Hibridisasi sp2 terjadi jika satu elektron tereksitasi ke orbital p. Akibatnya, atom karbon yang terhibridisasi  sp2 hanya dapat membentuk tiga ikatan sigma dan satu ikatan pi. Ikatan pi terjadi sebagai akibat dari tumpang tindih elektron pada orbital 2p-2p.

Dua atom karbon sp2 dapat saling membentuk ikatan yang kuat, mereka membentuk ikatan sigma melalui overlap orbital sp2-sp2. Kombinasi ikatan sigma sp2-sp2 dan ikatan pi 2p-2p menghasilkan bentuk ikatan rangkap karbon-karbon. Bentuk bangun ruang dari ikatan atom karbon yang terhibridisasi sp2 adalah trigonal planar.

c. Hibridisasi sp

Atom karbon memiliki kemampuan membentuk tiga macam ikatan, yaitu ikatan tunggal, rangkap dua dan rangkap tiga. Di samping dapat berkombinasi dengan dua atau tiga orbital p, hibrida orbital 2s juga dapat berkombinasi dengan satu orbital p.

Orbital sp memiliki bangun ruang linear dengan sudut ikatan HC- C sebesar 1800 yang telah terverifikasi dari hasil eksperimental. Panjang ikatan hidrogen-karbon sebesar 1.06A dan panjang ikatan karbon-karbon adalah 1.20 A.

  

  II.            ATOM NITROGEN 

a.    Hibridisasi sp³

Ikatan kovalen tidak hanya terbentuk dalam senyawa karbon, tetapi juga dapat dibentuk oleh atom-atrom lain. Semua ikatan kovalen yang dibentuk oleh unsur-unsur dalam tabel periodik dapat dijelaskan dengan orbital hibrida. Secara prinsip, pembentukan hibrida sama dengan pada atom karbon. Atom nitrogmemiliki konfigurasi ground-state: 1s2 2s2 2px1 2py1 2pz1, dan memungkinkan atom nitrogen berikatan dengan tiga atom hidrogen. Pada hibridisasi sp3, satu orbital sp3 diisi oleh dua elektron dan tiga orbital sp3 diisi masingmasing satu elektron.

 

Nitrogen memiliki tiga elektron tak berpasangan pada orbital hibrid sp3, ketika satu elektron dalam orbital hibrida tersebut tereksitasi ke orbital p maka terbentuk hibrida baru, yaitu sp2.

b.    Hibridisasi sp²  

Nitrogen memiliki tiga elektron tak berpasangan pada orbital hibrid sp3, ketika satu elektron dalam orbital hibrida tersebut tereksitasi ke orbital p maka terbentuk hibrida baru, yaitu sp2. Elektron pada orbital p digunakan untuk membentuk ikatan pi. Jadi, atom nitrogen yang terhibridisasi sp2 memiliki satu ikatan pi yang digunakan untuk membentuk ikatan rangkap dua, mirip dengan molekul etena.

c.        Hibridisasi sp

Apabila elektron yang tereksitasi ke orbital p ada dua maka nitrogen memiliki kemampuan membentuk dua ikatan pi atau satu ikatan rangkap tiga (hibridisasi sp).

III. ATOM OKSIGEN

 

a.        Hidrolisis sp³

Elektron pada ground-state atom oksigen memiliki konfigurasi: 1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1, dan oksigen merupakan atom divalen. Dengan melihat konfigurasi elektronnya, dapat diprediksi bahwa oksigen mampu membentuk dua ikatan sigma karena pada kulit terluarnya terdapat dua elektron tak berpasangan (2py dan 2pz). 

b.    Hidrolisis sp²

Oksigen juga dapat terhibridisasi sp2, yaitu dengan mempromosikan satu elektronnya ke orbital p. Dalam kondisi ini, oksigen hanya memiliki satu ikatan sigma, tetapi juga memilki satu ikatan pi. Contoh molekul yang memiliki atom oksigen terhibridisasi sp2 adalah pada senyawa-senyawa karbonil. 

GUGUS PENGARAH ORTO, PARA, DAN GUGUS PENGARAH META

1.1 Tempat Substitusi

Suatu benzena yang sudah tersubstitusi dapat mengalami substitusi kedua dan menghasilkan disubstitusi benzena. Struktur dari substitusi pertama menentukan tempat dari substitusi kedua dalam cincin benzena. Misalnya, suatu gugus metil dalam cincin mengarahkan substitusi yang kan datang terutama ke tempat orto dan para. Sedangkan suatu gugus nitro dalam cincin benzena mengarahkan substitusi kedua yang akan datang terutama ke tempat meta. Sifat-sifat fisik dan reaktivitas cincin benzena sangat dipengaruhi oleh apakah substituen mengurangi atau menambah kerapatan elektron pada cincin. Mengingat bahwa cicnin aromatik mempunyai awan elektron di atas dan di bawah bidang cincin dan elektron-elektron inilah yang mudah diserang oleh elektrofil. Bila sebuah gugus penarik elektron ditempatkan pada cincin, benzena yang relatif nonpoalar akan elektronegatif.

Perubahan ini kemudian mengubah sifat-sifat fisik senyawa, misalnya titik cair dan titik didih. Setiap gugus yang terikat pada cincin akan mempengaruhi reaktivitas cincin serta menentukan orientasi substitusi. Bila suatu pereaksi elektrofilik menyerang cincin aromatik, gugus yang telah terikat pada cincinlah yang akan menentukan dimana dan bagaimana penyerapan tersebut berlangsung. Substituen yang sudah ada pada cincin aromatik menentukan posisi yang diambil oleh substituen baru. Contohnya, nitrasi pada toluena terutama menghasilkan campuran orto- dan para-nitrotoluena.

Sebaliknya, nitrasi pada nitrobenzena pada kondisi yang serupa terutama menghasilkan isomer meta.

Pola ini juga diikuti oleh substitusi aromatik elektrofilik lain, yakni klorinasi, bromonasi, sulfonasi, dan seterusnya. Toluena terutama juga menjalani substitusi orto, para, sementara nitrobenzena menjalani substitusi meta. Secara umum, gugus terbagi ke dalam salah satu dari dua kategori. Gugus tertentu tergolong pengarah orto, para, dan yang lainnya ialah pengarah meta.

a. Gugus Pengarah Orto, Para (Aktivator)

Gugus pada cincin akan mengarahkan substituen yang baru masuk pada posisi orto, para atau meta sesuai dengan gugus mulanya. Gugus mula tersebut yang disebut sebagai penentu orientasi. Gugus yang merupakan activator kuat adalah gugus pengarah orto, para (adisi elektrofilik mengambil tempat pada posisi orto dan para bergantung pada activator). Orientasi ini terutama disebabkan oleh kemampuan substituen pengaktif kuat untuk melepaskan elektron (gugus amino dan gugus hidoksil merupakan gugus activator yang baik).

Pada reaksi nitrasi pada toluena, dapat dilihat bahwa ion nitronium dapat mneyerang karbon cincin yang yang posisinya orto, meta, atau para terhadap gugus meta.

Pada salah satu dari ketiga penyumbang resonansi pada ion benzenonium antar (intermediet) untuk substitusi orto atau para, muatan positif berada pada karbon pembawa metil. Penyumbang resonansi itu ialah karbokation tersier dan lebih stabil daripada penyumbang lainnya, yang merupakan karbokation sekunder. Sebaliknya, dengan serangan meta, semua penyumbang adalah karbokation sekunder, muatan positif pada ion benzenonium intermediet tidak pernah bersebelahan substituen metil. Dengan demikian, gugus metal ialah pengarah orto, para, karena reaksi ini dapat berlangsung melalui karbokation intermediet yang paling stabil. Sama halnya, semua gugus alkil adalah orto, para.

Pada gugus –F, -OH, dan -NH₂ memiliki pasangan elektron bebas, pasangan elektron bebas inilah yang dapat menstabilkan muatan positif di sebelahnya

Baik dalam serangan orto atau para, salah satu penyumbang pada ion benzenonium intermediet menempatkan muatan positif pada karbon hidroksil. Pergeseran pasangan elektron bebas dari oksigen ke karbon positif menyebabkan muatan positif terdelokalisasi lebih jauh, yaitu ke oksigen. Tidak mungkin ada struktur seperti ini pada serangan meta. Dengan demikian hidroksil adalah pengarah orto, para. Pada turunan senyawa aromatik yang lain seperti pada anilina juga termasuk sebagai activator, yaitu gugus pengarah orto, para. (hal 478 fessenden)

Akibat stabilisasi resonansi anilina ialah bahwa cincin menjadi negative sebagian dan sangat menarik bagi elektrofilik yang masuk. Semua posisi orto, meta, dan para pada cincin anilina teraktifkan terhadap substitusi elektrofilik, namun posisi orto, para lebih teraktifkan dari pada posisi meta. Struktur resonansi terpaparkan di atas menunjukkan bahwa posisi-posisi orto dan para mengemban muatan negative parsial, sedangkan posisi meta tidak.

Gugus amino dalam anilina mengaktifkan cincin benzena terhadap substitusi sedemikian jauh sehingga tidak perlu katalis asam Lewis, dan sangat sukar untuk memperoleh monobromoanilina. Anilina beraksi dengan cepat membentuk 2,4,6-tribromoanilina (kedua posisi orto dan posisi para terbrominasikan).

Jadi dapat disimpulkan bahwa semua gugus dengan elektron bebas pada atom yang melekat pada cincin ialah pengarah orto dan para.

b. Gugus Pengarah Meta

Suatu pengarah meta mempunyai atom bermuatan positif atau sebagian positif yang terikat pada cincin benzena. Dalam reaksi nitrobenzena, gugus nitronya tidak menambah kesetabilan intermedietnya. Malahan intermediet substitusi orto, atau para dan keadaan transisinya kurang stabil (karena energy yang tinggi), karena sebuah struktur resonansi mengandung muatan positif pada atom berdekatan. Oleh karena itu, substitusi terjadi lebih banyak pada tempat meta, sebab keadaan transisi dan intermediatnya pada tempat yang berdekatan mengandung muatan positif.

Pada nitrobenzena, nitrogen memiliki muatan formal +1, sebagaimana ditunjukkan pada strukturnya. Persamaan untuk pembentukan ion benzenonium intermediet ialah

Salah satu penyumbang pada hybrid resonansi intermediet untuk substitusi orto atau para memiliki dua macam positif yang bersebelahan, yaitu susunan yang sangat tidak diinginkan, sebab muatan yang sama saling tolak-menolak. Tidak ada intermediet seperti ini pada meta, karena alasan inilah substitusi meta lebih disukai. Setiap gugus pengarah meta dihubungkan ke cincin aromatik oleh suatu atom yang merupakan bagian dari ikatan rangkap atau ikatan rangkap tiga, dengan ujung lainnya ialah atom yan lebih elektronegatif daripada karbon seperti atom oksigen dan nitrogen. Dalam hal ini, atom yang langsung melekat pada cincin benzena akan membawa muatan positif parsial seperti nitrogen pada gugus nitro. Ini karena penyumbang resonansi, seperti

Semua gugus yang serupa itu akan menjadi pengarah meta karena alasan yang sama seperti gugus nitro yang bersifat meta, untuk menghindari adanya dua muatan positif yang bersebelahan dalam ion benzenonium intermedietnya. Dapat disimpulkan semua gugus dengan atom yang langsung melekat pada cincin aromatik bermuatan positif atau merupakan bagian dari ikatan majemuk dengan unsure yang lebih elektronegatif ialah pengarah meta.

1.2 Efek Substituen Pada Reaktivitas.

Substituen tidak saja mempengaruhi posisi substitusi, tetapi juga mempengaruhi laju substitusi, yaitu apakah akan berlangsung lebih lambat atau lebih cepat dibandingkan benzena. Suatu substituen dianggap sebagai pengaktif (activating) jika lajunya lebih cepat dan pendeaktif (deactivating) jika lajunya lebih lambat.

Dalam semua gugus pengarah meta, atom yang berhubungan dengan cincin membawa muatan positif penuh atau parsial dan dengan demikian akan menarik elektron dari cincin. Semua pengarah meta dengan demikian juga merupakan gugus pendeaktif cincin. Sebaliknya, gugus pengarah oto para pada umumnya memasok elektron ke cincin dan dengan demikian merupakan pengaktif cincin. Akan halnya halogen (F, Cl, Br, dan I), kedua efek yang berlawanan ini, mengakibatkan pengecualian penting pada aturan tersebut. Karena bersifat sebagai penarik elektron kuat, halogen merupakan pendeaktif cincin, namun karena adanya pasangan elektron bebas, maka halogen adalah pengarah orto para.

DAFTAR PUSTAKA

- www.gudangpengetahuan.com/2014/11/6-sifat-sifat-gelombang.html

- https//id.wikipedia.org/wiki/diagram_orbital_molekul

- sriwahyuningsihd.blogspot.co.id/2016/09/hibridisasi-atom-karbon-nitrogen-dan_12

    

D

Orbital ikatan dan anti-ikatan dalam molekul hidrogen sederhana Pada pembahasan ini diasumsikan bahwa anda telah memahami bagaimana terbentuknya ikatan kovalen sederhana diantara dua atom. Orbital atom setengah isi pada tiap atom mengalami tumpang-tindih (overlap) untuk membentuk orbital baru (orbital molekul) yang berisi dua elektron dari kedua atom. Pada kasus dua atom hidrogen, masing-masing atom mempunyai satu elektron dalam orbital 1s. Atom-atom hidrogen ini akan membentuk orbital baru di sekitar kedua inti hidrogen. Adalah penting mengetahui secara pasti apakah arti dari orbital molekul ini. Kedua elektron sangat mungkin ditemukan di orbital molekul ini – dan tempat yang paling mungkin untuk menemukan elektron adalah di daerah yang berada diantara garis dua inti. Molekul dapat terbentuk karena kedua inti atom tarik-menarik dengan kuat dengan pasangan elektron. Ikatan yang paling sederhana ini disebut ikatan sigma – suatu ikatan sigma adalah ikatan dimana pasangan elektron paling mungkin ditemukan pada garis diantara dua inti. Akan tetapi . . . Semua ini adalah hasil penyederhanaan! Pada teori orbital molekul jika anda memulai dengan dua orbital atom, maka anda harus mendapatkan dua orbital molekul – dan rupanya kita baru memperoleh satu orbital molekul. Orbital molekul kedua terbentuk, tetapi dalam banyak kasus (termasuk molekul hidrogen) orbital ini kosong, tidak terisi elektron. Orbital ini disebut sebagai orbital anti-ikatan. Orbital anti-ikatan mempunyai bentuk dan energi yang sedikit berbeda dari orbital ikatan. Diagram berikut menunjukkan bentuk-bentuk dan tingkat energi relatif dari berbagai orbital atom dan orbital molekul ketika dua atom hidrogen dikombinasikan. Orbital anti-ikatan selalu ditunjukan dengan tanda bintang pada simbolnya. Perhatikan, ketika orbital ikatan terbentuk, energinya menjadi lebih rendah daripada energi orbital atom asalnya (sebelum berikatan). Energi dilepaskan ketika orbital ikatan terbentuk, dan molekul hidrogen lebih stabil secara energetika daripada atom-atom asalnya. Sedangkan, suatu orbital anti-ikatan adalah kurang stabil secara energetika dibanding atom asalnya. Stabilnya orbital ikatan adalah karena adanya daya tarik-menarik antara inti dan elektron. Dalam orbital anti-ikatan daya tarik-menarik yang ada tidak ekuivalen – sebaliknya, anda akan mendapatkan tolakan. Sehingga peluang menemukan elektron diantara dua inti sangat kecil – bahkan ada bagian yang tidak mungkin ditemukan elektron diantara dua inti tersebut. Sehingga tak ada yang menghalangi dua inti untuk saling menolak satu sama lain. Jadi dalam kasus hidrogen, kedua elektron membentuk orbital ikatan, karena menghasilkan stabilitas yang paling besar – lebih stabil daripada yang dimiliki oleh atom yang terpisah/tak berikatan, dan lebih stabil dari elektron dalam orbital anti-ikatan. Posted in: Materi Pengayaan (Ikatan kimia) Email This BlogThis! Share to Twitter Share to Facebook Newer Post Older Post Home 0 comments: Post a Comment Links to this post Create a Link widgets Jaga Bumi Kita Jaga Bumi Kita Pilih Bahasa Diberdayakan oleh Google TerjemahanTerjemahan Kontak FB Ilo Kimia Wk Buat Lencana Anda Kategori Perangkat Pembelajaran Proses Industri Kimia PTK (penelitian Tindakan Kelas) Daftar Entri Ikuti lewat e-mail Tautan Kedinasan BPTIKP Jateng Dinas Pendidikan Jateng Jardiknas Kemdiknas Kementrian Pendidikan Nasional LPMP jateng Pendaftaran PPG Pusat Kurikulum dan Perbukuan Puslitjak Balitbang Kemdiknas SMA Taruna Nusantara PT Negeri ITB ITS UGM UNAIR UNDIP UNIBRAW Univ. Indonesia (UI) Univ. Pertahanan Indonesia UNPAD UNS Sekolah Kedinasan AAL AAU Akademi BMG Akademi Imigrasi Akademi Kepolisian Akademi Militer AKIP ( Penjaga Lapas) IPDN STAN STIP (Pelayaran) STIS (Statistika) STPI Curug (Pilot) STSN (Sandi Negara) Tautan Kimia Kump Animasi Praktikum Kimia Kump Film dan Animasi Kimia Kump Percobaan Kimia Kumpulan media Power Point Software Kimia 1 Software Kimia 2 Wikipedia Kimia Jurnal Kimia abc Chemistry journal Chemistry Daily Indonesian Journal Chemistry Jurnal LIPI Jurnal Pendidikan Cheap Offers: http://bit.ly/gadgets_cheap

Cheap Offers: http://bit.ly/gadgets_cheap