Kimia

2. 1. Pendahuluan
2. Orbital atom
3. Orbital molekul
4. Ikatan sigma
5. Ikatan pi
6. Orbital hibrida
7. Panjang dan kekuatan ikatan

3. TUJUAN INSTRUKSIONAL KHUSUS
Setelah mengikuti kuliah pokok bahasan Orbital,
mahasiswa dapat memahami dan menjelaskan orbital
elektron dalam atom maupun molekul

4. 2. ORBITAL ATOM
Pada tahun 1923 Lousis de Broglie menyatakan bahwa sifat
elektron dalam atom dapat dijelaskan dengan lebih baik
dengan memperlakukan elektron sebagai gelombang
daripada sebagai materi.
Ada 2 macam gelombang:
 Traveling wave : gelombang air
 Standing wave : getaran senar gitar
Elektron dalam orbital mengalami vibrasi pada daerah
tertentu, sehingga elektron dapat dianggap sebagai standing
wave.

5. Standing wave: senar gitar yang bergantian bergerak ke
atas dan ke bawah

6.  Bentuk gelombang dari orbital 1s adalah seperti senar
gitar, kecuali bahwa bentuknya adalah tiga dimensi.
 Orbital dapat digambarkan dengan wave function, ,
yang merupakan pernyataan matematis dari bentuk
gelombang ketika bervibrasi.
 Semua gelombang memiliki tanda positif pada saat
tertentu, sesaat kemudian menjadi negatif.
 Densitas elektron pada satu titik dinyatakan dengan 2.
 Orbital 1s berbentuk bola simetris, sering digambarkan
dengan lingkaran atau bola dengan nukleus pada
pusatnya dan dengan tanda positif atau negatif untuk
menunjukkan tanda sesaat dari wave function.
ORBITAL S

7. Orbital 1s

8. • Untuk elektron dalam orbital 1s: kemungkinan > 90%
elektron berada dalam ruangan yang berbentuk bola.
• Karena jarak rata-rata dari inti atom untuk orbital 2s
lebih besar daripada untuk orbital 1s, maka orbital 2s
digambarkan dengan bola yang lebih besar.
• Akibatnya, densitas elektron rata-rata dalam orbital 2s
lebih kecil daripada densitas elektron rata-rata dalam
orbital 1s.

9. Bentuk tiga dimensi orbital 1s dan 2s

10. • Elektron dalam orbital 1s bisa berada dimana saja di
dalam bola 1s.
• Orbital 2s memiliki satu daerah dimana probabilitas
untuk menemukan elektron = 0.
• Ini disebut node, atau tepatnya radial node.
• Jadi elektron 2s bisa berada dimana saja di dalam
bola 2s – termasuk di dalam bola 1s – kecuali di
node.

11. Orbital 2s dengan 1 radial node

12. ORBITAL p
• Jika kita letakkan jari kita di tengan senar gitar sementara kita
memetiknya, maka jari-jari kita mencegah titik tengah tersebut
untuk bergerak.
• Pergeseran (gerakan + atau – ) di titik tengah tersebut selalu nol;
titik ini disebut node.
• Sekarang ada dua bagian senar yang bergetar dengan arah
getaran yang saling berlawanan.
• Kedua bagian senar itu disebut out of phase (fasanya tidak sama);
ketika yang satu bergerak ke atas, maka yang lain bergerak ke
bawah.

13. First harmonic dari senar gitar.

14.  First harmonic dari senar gitar menggambarkan orbital 2p.
 Orbital 2p digambarkan sebagai dua lobe yang terpisahkan
oleh satu node (planar node).
 Kedua lobe orbital p saling out of phase.
 Jika wave function pada satu lobe bertanda positif, maka pada
lobe yang lain bertanda negatif.

15. Orbital 2p

16. Bentuk tiga dimensi orbital 2p

17. 3. ORBITAL MOLEKUL
Bagaimana atom-atom bergabung dalam suatu ikatan
kovalen untuk membentuk satu molekul?
Model Lewis menggambarkan bagaimana atom
memperoleh konfigurasi oktet dengan cara berbagi
elektron.
Drawback: model Lewis hanya memperlakukan
elektron sebagai partikel, dan tidak memperhitungkan
sifat elektron sebagai gelombang.

18. • Teori orbital molekul menggabungkan kecenderung-
an atom untuk mengisi konfigurasi oktet dengan
cara berbagi elektron (model Lewis) dengan sifat
elektron sebagai gelombang.
• Menurut teori orbital molekul, ikatan kovalen
terbentuk akibat penggabungan orbital-orbital atom
menjadi orbital molekul – yaitu orbital yang dimiliki
oleh molekul, bukan oleh individu atom.
• Orbital molekul menggambarkan volume ruangan/
space yang melingkupi molekul dimana probabilitas
untuk menemukan elektron sangat besar.
• Orbital molekul memiliki ukuran, bentuk, dan energi
tertentu.

19.  Stabilitas ikatan kovalen disebabkan oleh adanya densitas
elektron yang besar di bonding region.
 Di daerah ini elektron berada dekat dengan kedua inti atom,
sehingga menurunkan keseluruhan energi.
 Bonding electron tersebut juga menghalangi kedua inti atom
yang bermuatan positif sehingga keduanya tidak saling
menolak.
Desnitas elektron di bonding region

20.  Jika kedua inti berjarak terlalu jauh, maka gaya tarik
dengan bonding elektron menjadi sangat kecil atau
bahkan hilang.
 Jika keduanya terlalu dekat, maka gaya tolak
elektrostatik akan menyebabkan keduanya saling
menjauh.
 Jadi ada jarak antar nukleus yang optimum dari suatu
ikatan kovalen, dimana gaya tarik seimbang dengan
gaya tolak.
 Pada jarak optimum, energi senyawa yang terbentuk
minimum (ikatan terkuat).
 Jarak optimum ini disebut panjang ikatan.

21. • Perhatikan ikatan yang terjadi dalam molekul H2.
• Jika kedua atom saling mendekat, maka kedua fungsi
gelombang 1s dapat bergabung secara konstruktif sehingga
keduanya saling menguatkan ketika terjadi overlap dan
dihasilkan bonding molecular orbital (bonding MO).
• Ikatan yang dihasilkan memiliki elektron yang terkonsentrasi
di sepanjang garis penghubung kedua inti atom.
• Ikatan type ini disebut ikatan simetris silinder atau ikatan
sigma ().

22. Pembentukan orbital molekular dengan ikatan 

23. • Jika kedua orbital 1s dari kedua atom yang overlap saling out
of phase, maka akan dihasilkan antibonding molecular
orbital.
• Kedua fungsi gelombang 1s tersebut memiliki tanda yang
berlawanan, sehingga akan saling melemahkan ketika
overlap.
• Yang dihasilkan adalah node (nodal plane) yang memisahkan
kedua atom.
• Keberadaan node yang memisahkan dua nukleus biasanya
menunjukkan bahwa orbital tersebut adalah antibonding *.

26. • Pada pembentukan ikatan, jika dua orbital mulai saling
overlap, energi dilepaskan, karena elektron di tiap
atom bukan hanya ditarik oleh intinya masing-masing,
tetapi juga ditarik oleh inti yang bermuatan positif dari
atom kedua.
• Jadi yang membuat kedua atom terikat menjadi satu
adalah gaya tarik antara elektron yang bermuatan
negatif dengan inti yang bermuatan positif.
• Semakin banyak overlap, semakin berkurang energi-
nya sampai kedua atom cukup dekat sehingga kedua
inti atom yang bermuatan positif mulai saling tolak.
• Stabilitas maksimum (energi minimum) dicapai jika
kedua inti terpisah oleh jarak tertentu, yang disebut
panjang ikatan.

28. Overlap ujung-dengan-ujung antara 2 orbital p membentuk satu
 bonding molecular orbital dan satu * antibonding molecular
orbital.

29. • Ikatan pi () terbentuk karena adanya overlap antara 2
orbital p dengan orientasi tegak lurus garis penghubung
kedua nukleus.
• Kedua orbital yang sejajar ini overlap sisi-dengan sisi,
densitas elektronnya terpusat di atas dan di bawah garis
penghubung kedua nukleus.
• Overlap ini paralel, bukan linier (sebagaimana pada ikatan
sigma), sehingga orbital molekular pi tidak simetris silinder.

30. Overlap sisi-dengan-sisi antara 2 orbital p membentuk satu 
bonding molecular orbital dan satu * antibonding molecular
orbital.

31. Hibridisasi orbital (L. Pauling)
Kombinasi dari dua atau lebih orbital atomik
membentuk serangkaian orbital atomik baru,
disebut orbital hibrida
Ada 3 tipe orbital hibrida
sp3 (satu orbital s + tiga orbital p)
sp2 (satu orbital s + dua orbital p)
sp (satu orbital s + satu orbital p)

32. ORBITAL HIBRIDA sp3
Bagaimana bentuk orbital sp3?
• Seperti halnya orbital p, orbital sp3 berbentuk lobe.
• Orbital s akan memperbesar satu lobe dari orbital p, tapi
akan memperkecil satu lobe lainnya (yang fasanya
berlawanan), sehingga ukuran kedua lobe orbital sp3
menjadi tidak sama.
• Orbital sp3 lebih stabil daripada orbital p, tapi kurang
stabil dibandingkan sorbital s.
• Lobe orbital sp3 yang lebih besar digunakan dalam
pembentukan ikatan kovalen.

33. Orbital p
Orbital s
Orbital s
memperbesar lobe
orbital p
Orbital s
memperkecil lobe
orbital p
hibridisasi

34.  Orbital hibrida sp3 terjadi karena adanya penggabungan
1orbital s dan 3 orbital p, sehingga orbital hibrida yang
dihasilkan berjumlah 4.
 Ujung dari keempat orbital hibrida sp3 akan saling menjauh
dan akan mengarah ke sudut-sudut tetrahedron beraturan
dengan sudut 109,5°.

35. IKATAN DALAM METANA
• Metana memiliki 4 ikatan kovalen.
• Ke-4 ikatan memiliki panjang dan sudut yang sama
• Ke-4 ikatan identik.
ball-and-stick
model
of methane
space-filling
model
of methane
electrostatic
potential
map for
methane
109,5

36. Bagaimana pembentukan ikatan dalam CH4?
• Struktur elektron karbon:
1s2 2s2 2px
1 2py
1
berarti hanya ada 2 elektron yang tidak
berpasangan yang dapat di-share
dengan hidrogen, bukan 4!
• Supaya jelas, digunakan notasi
electrons-in-boxes.
• Hanya elektron level 2 yang digambar,
karena elektron 1s2 letaknya terlalu
dalam untuk bisa terlibat dalam pem-
bentukan ikatan.
• Elektron yang tersedia untuk sharing
adalah elektron 2p.
• Mengapa metana bukan CH2?

37. • Pada saat ikatan terbentuk, energi di-
lepaskan dan sistem menjadi lebih
stabil.
• Jika karbon membentuk 2 ikatan, energi
yang dilepaskan adalah 210 kkal/mol.
• Hanya ada sedikit beda energi antara
orbital 2s and 2p, sehingga karbon
hanya memerlukan sedikit energi (96
kkal/mol) untuk meningkatkan (promote)
satu elektron dari 2s ke tempat kosong
di 2p sehingga dihasilkan 4 elektron
yang tak berpasangan.
• Energi yang dilepas pada saat pem-
bentukan 4 ikatan = 420 kkal/mol.
• Dengan hanya menggunakan 96
kkal/mol, energi yang dilepaskan
bertambah 210 kkal/mol.

38. Dalam senyawa metana, semua ikatan karbon-hidrogen identik,
tapi elektron kita berada dalam 2 orbital yang berbeda ( 2s dan 2p)
 masalah!!!
• Elektron mengatur lagi dirinya dalam satu proses yang disebut
hibridisasi.
• Proses ini akan mengatur kembali elektron-elektron menjadi 4
orbital hibrida yang identik yang disebut hibrida sp3.
• Setiap orbital sp3 memiliki 25% karakter s dan 75% karakter p.
• Keempat orbital sp3 memiliki energi yang sama.

39. Keempat orbital hibrida sp3
mengatur dirinya dalam ruangan
sedemikian rupa sehingga
masing-masing berjarak sejauh
mungkin.
Kita dapat menggambar inti atom
sebagai pusat dari satu tetra-
hedron (piramid dengan alas
segitiga) dengan orbital yang
mengarah ke sudut-sudut
tetrahedron.
Keempat ikatan dalam metana
terbentuk akibat overlap orbital
sp3 dari C dengan orbital s dari H.

40. IKATAN DALAM ETANA
• Kedua atom karbon dalam etana adalah tetrahedral.
• Tiap karbon menggunakan 4 orbital sp3 untuk membentuk 4
ikatan kovalen:
H H
‫׀‬ ‫׀‬
H – C – C – H
‫׀‬ ‫׀‬
H H
• Satu orbital sp3 dari atom satu C overlap dengan orbital sp3 dari
atom C yang lain membentuk ikatan C – C (ikatan ).
• Ketiga orbital sp3 yang lain dari masing2 atom C overlap dengan
orbital s dari atom H membentuk ikatan C – H (ikatan ).

41. Gambar orbital dari etana. Ikatan C – C terbentuk karena overlap sp3
– sp3, dan tiap ikatan C – H terbentuk karena overlap sp3 – s

42. • Semua ikatan dalam metana dan etana adalah ikatan
sigma () karena semuanya terbentuk akibat overlap
orbital atomik ujung-dengan-ujung
• Semua ikatan tunggal dalam senyawa organik adalah
ikatan sigma.

43. ORBITAL HIBRIDA sp2




s
p p
p
hibridisasi




sp2 sp2
p
sp2
Tiga orbital yang
mengalami hibridisasi
orbital hibrida
• Untuk meminimalkan gaya tolak elektron, ketiga orbital harus
saling menjauh.
• Sumbu ketiga orbital terletak pada satu bidang datar,
mengarah ke ujung-ujung segitiga samasisi dengan atom C
sebagai pusatnya.
• Hal ini berarti bahwa sudut ikatan mendekati 120°.
Bagaimana bentuk orbital sp3?

44.  Sumbu dari tiga orbital hibrida sp2 terletak pada satu
bidang datar dan mengarah ke sudut-sudut segitiga sama
kaki.
 Orbital 2p yang tak terhibridisasi terletak tegak lurus
pada bidang datar tersebut

45. • Karena atom C yang terhibridisasi terikat pada tiga atom yang
membentuk bidang datar, maka atom C tersebut dinamakan
trigonal planar carbon.
• Orbital p yang tak terhibridisasi tegak lurus terhadap bidang
yang terbentuk oleh ketiga orbital.
sp2
sp2
sp2
p
Pandangan samping
120
Pandangan atas

46. IKATAN DALAM ETENA
• Tiap atom karbon dalam etena membentuk 4 ikatan,
tapi masing-masing hanya terikat dengan 3 atom.
• Agar terikat pada 3 atom, tiap atom karbon meng-
hibridisasi 3 orbital atomiknya  terbentuk orbital
hibrida sp2.
• Setelah hibridisasi, masing-masing atom C memiliki 3
orbital hibrida sp2 dan satu orbital p.
H H
C = C
H H

47. C C
H
H
H
H
Ikatan  karena
overlap sp2 – sp2
Ikatan  karena
overlap sp2 – s Ikatan 
Ikatan 
Ikatan 
Ikatan 
C C

48. • Kedua orbital p yang overlap untuk membentuk ikatan harus
saling sejajar agar terjadi overlap maksimum.
• Ini akan mendorong segitiga yang terbentuk oleh 1 C dan 2 H
terletak pada bidang datar yang sama dengan segitiga lain
yang terbentuk oleh 1 C dan 2 H.
• Keenam atom pada senyawa etena terletak pada satu bidang
datar, dan elektron pada orbital p menempati ruangan di atas
dan di bawah bidang datar tsb.
• Electrostatic potential map untuk etene menunjukkan bahwa
etena merupakan senyawa nonpolar dengan akumulasi
muatan negatif (daerah berwarna orange) berada di atas
kedua atom C.

49. ball-and-stick
model
space-filling
model
electrostatic
potential map
• Empat elektron mengikat 2 atom karbon dengan ikatan
rangkap C-C, sedangkan dua elektron mengikat 2 atom
karbon dengan ikatan tunggal C-C.
• Ikatan rangkap lebih kuat (152 kkal/mol) daripada ikatan
tunggal (88 kkal/mol).
• Ikatan rangkap lebih pendek (1,33 Å) daripada ikatan tunggal
(1,54 Å).

50. ORBITAL HIBRIDA sp




s
p p
p
hibridisasi




sp2 sp2
p
p
Dua orbital yang
mengalami hibridisasi
orbital hibrida
p
p
sp
sp

51.  Dua lobe yang ukurannya tidak sama pada sudut 180°
 orbital 2p yang tak terhibridisasi saling tegak lurus dan
tegak lurus pada garis yang terbentuk oleh sumbu-
sumbu dari dua orbital hibrida sp

52. IKATAN DALAM ETHYNE
• Tiap atom karbon dalam ethyne (acetylene) hanya
terikat dengan 2 atom: H dan C lainnya.
• Karena tiap atom karbon membentuk ikatan kovalen
dengan 2 atom, maka hanya ada 2 orbital (satu s dan
satu p) yang terhibridisasi menjadi 2 orbital hibrida.
• Jadi tiap atom karbon dalam senyawa ethyne memiliki
2 orbital hibrida sp dan 2 orbital p tak terhibridisasi.
H – C  C – H

53. • Satu orbital sp dari satu atom karbon overlap dengan satu
orbital sp dari atom karbon yang lain membentuk ikatan 
karbon–karbon.
• Orbital sp yang lain dari masing-masing atom karbon
overlap dengan orbital s dari atom hidrogen membentuk
ikatan .
• Untuk meminimumkan gaya tolak antara elektron, kedua
orbital sp mengarah pada 2 arah yang berlawanan 
membentuk sudut 180°.
• Kedua orbital p yang tak terhibridisasi saling tegak lurus,
dan masing-masing juga tegak lurus dengan orbital sp.
• Masing-masing orbital p yang tak terhibridisasi overlap
sisi-dengan-sisi dengan orbital p yang sejajar dari atom
lainnya, sehingga dihasilkan 2 ikatan .
• Hasil secara keseluruhan adalah ikatan rangkap 3.

54. C
C
H
H
C
C
H
H
H H
C C
Ikatan  karena
overlap sp – s
Ikatan  karena
overlap sp – ps
180
+

55. • Ikatan rangkap 3 terdiri dari 1 ikatan  dan 2 ikatan .
• Karena kedua orbital p yang tak terhibridisasi saling tegak
lurus, maka ada daerah dengan densitas elek-tron yang besar
di atas dan bawah, serta di depan dan belakang sumbu
molekul (internuclear axis).
• Potential map untuk ethyne menunjukkan bahwa muatan
negatif terakumulasi pada silinder yang membungkus
molekul yang berbentuk telur.
• Karena 2 atom karbon dalam suatu ikatan rangkap 3 diikat
oleh 6 elektron, maka ikatan rangkap 3 lebih kuat (220
kkal/mol) dan lebih pendek (1,2 Å) daripada ikatan rangkap
2.

56. ball-and-stick
model
space-filling
model
electrostatic
potential map

57. ORBITAL HIBRIDA
H-C-C-H
H
H
H
H
H-C C-H
C C
H
H
H
H
Orbital
Hybrid-
ization
Types of
Bonds
to Carbon Example
sp3
4 sigma bonds
sp2 3 sigma bonds
and 1 pi bond
sp 2 sigma bonds
and 2 pi bonds
Ethane
Ethylene
Acetylene
Name
Predicted
Bond
Angles
109.5°
120°
180°
Groups
Bonded
to Carbon
4
2
2

58. Covalent radius, rcov, adalah ukuran atom yang mem-
bentuk ikatan kovalen.
Satuannya picometer (pm) atau Ångströms (Å), dengan
1 Å = 100 pm.
Pada dasarnya, jumlah dua covalent radii = panjang
ikatan antara dua atom.
Polar covalent bonds cenderung lebih pendek daripada
yang diperkirakan.
7. PANJANG DAN KEKUATAN IKATAN
COVALENT RADIUS

59. Z Simbol r (Å)
1 H 0,31
2 He 0,28
3 Li 1,28
4 Be 0,96
5 B 0,84
6 C (sp3) 0,76
C (sp2) 0,73
C (sp) 0,69
7 N 0,71
8 O 0,66
9 F 0,57
Covalent radius untuk beberapa atom

60. Panjang dan kekuatan ikatan pada beberapa senyawa
H-C-C-H
H
H
H
H
H
C C
H
H H
H-C C-H
C-C
C-C
C-C
C-H
C-H
C-H
Formula Bond
Orbital
Overlap
Bond Length
(pm)
Bond Strength
[kJ(kcal)/mol]
sp3
-sp3
sp2
-1s
sp-sp, tw o 2p-2p
sp-1s
sp3
-1s
sp2
-sp2
, 2p-2p
153.2
111.4
133.9
110.0
121.2
109.0
376 (90)
422 (101)
727 (174)
464(111)
966 (231)
556 (133)
Ethane
Ethylene
Acetylene
Name
1 pm = 1 picometer = 10-2 Å

61. 8. EFEK INDUKTIF
• Dalam suatu ikatan kovalen antara 2 atom yang berbeda,
elektron dalam ikatan  tidak terbagi sama.
• Elektron lebih tertarik pada atom yang elektronegativitasnya
lebih besar.
• Ini diwakili dengan tanda panah.
• Polaritas overall suatu molekul ditentukan oleh polaritas masing-
masing ikatan, formal charge, dan kontribusi lone pair, yang
kesemuanya dapat diwakili dengan pengukuran dipole moment
(μ).
• Semakin besar dipole moment, semakin polar senyawa tersebut.

63. • Dalam suatu ikatan kovalen antara 2 atom yang berbeda,
elektron dalam ikatan  tidak terbagi sama.
• Elektron lebih tertarik pada atom yang elektronegativitasnya
lebih besar.
• Ini diwakili dengan tanda panah.
• Polaritas overall suatu molekul ditentukan oleh polaritas masing-
masing ikatan, formal charge, dan kontribusi lone pair, yang
kesemuanya dapat diwakili dengan pengukuran dipole moment
(μ).
• Semakin besar dipole moment, semakin polar senyawa tersebut.

64. 9. HIPERKONJUGASI
• Suatu ikatan σ dapat menstabilkan karbokation di dekatnya
dengan cara mendonasikan elektron ke orbital p yang kosong.
• Muatan positif berpindah atau ‘menyebar’.
• Efek menstabilkan ini disebut resonansi.
Elektron dalam ikatan σ
menghabiskan sebagian
waktunya dalam orbital p
yang kosong.

65. 10. EFEK MESOMERIK
• Elektron dapat bergerak melalui jaringan ikatan π.
• Ikatan π dapat menstabilkan muatan negatif, muatan positf,
sepasang non-bonding electron (lone pair), atau ikatan di
dekatnya melalui mekanisme resonansi.
• Tanda anak panah panah melengkung digunakan sebagai simbol
perpindahan elektron pada ikatan π atau lone pair sehingga
dihasilkan resonansi bentuk lain.
• Hanya elektron, bukan nukleus, yang berpidah dalam resonansi.

66. EFEK MOSOMERIK POSITIF
• Jika suatu sistem π mendonasikan elektron , maka sistem π
tersebut memiliki efek mesomerik positif, +M.
Jika satu lone pair didonasikan, maka gugus yang mendonasikan
tersebut memiliki efek mesomerik positif, +M.

67. EFEK MOSOMERIK NEGATIF
Jika suatu sistem π menerima elektron , maka sistem π tersebut
memiliki efek mesomerik negatif, – M.

68. • Struktur sebenarnya dari kation dan anion adalah antara kedua
bentuk resonansi di atas.
• Semua bentuk resonansi harus memiliki muatan overall yang
sama dan mengikuti aturan valensi yang sama.

69. Dalam senyawa netral, selalu ada gugus +M dan −M : satu gugus
mendonasikan elektron (+M) dan gugus yang lain menerima
elektron (−M).
Tidak semua bentuk resonansi berada pada tingkat energi yang
sama. Dalam fenol, yang dominan adalah resonansi dengan cincin
benzena aromatik.