Orbital Ikatan dan Sifat Gelombang Elektron

A. Polarisasi dan Elektronegativitas
 

Pada bab ini, kita akan mempelajari lebih lanjut tentang ikatan ionic dan ikatan kovalen. Ikatan dalam natrium klorida adalah ikatan ionic. Natrium menransfer elektron ke klorin menghasilkan Na+ dan Cl-, yang akan terikat satu sama lain karena adanya gaya tarik elektrostatik yang kuat. Ikatan C-C dalam etana merupakan contoh ikatan kovalen. Elektron dalam ikatan tersebut dimiliki bersama oleh
kedua atom C. Akibatnya terjadi distribusi elektron yang simetris di dalam ikatan. Ikatan kovalen polar artinya elektron ikatan dipegang lebih kuat oleh salah satu atom, mengakibatkan distribusi elektron di antara kedua atom tidak simetris.

X X X Y X Y
 
Ikatan Kovalen Simetris Ikatan Kovalen Polar Ikatan Ionik. Beberapa macam bentuk ikatan
Polaritas ikatan ditentukan oleh elektronegativitas atom-atom
yang terlibat. Karbon dan hidrogen memiliki elektronegativitas yang mirip, sehingga ikatan C-H relatif nonpolar. Unsur-unsur yang berada pada bagian kanan dalam tabel periodik, seperti oksigen, fluorin, dan klorin memiliki kemampuan menarik elektron (elektronegativitas) lebih besar dibandingkan dengan karbon. Dengan demikian, ketika atom karbon berikatan dengan salah
satu dari atom tersebut maka terbentuk ikatan yang terpolarisasi. Elektron akan cenderung tertarik ke atom yang lebih elektronegatif. Dalam molekul tersebut, atom karbon bermuatan parsial positif
(+)dan atom yang lebih elektronegatif bermuatan parsial negatif(-).
Contohnya, ikatan C-Cl adalah ikatan polar.

Tanda panah digunakan untuk menunjukan arah polaritas. Berdasarkan kesepakatan, arah pergerakan elektron searah dengan arah panah. Unsur-unsur yang berada pada bagian kiri dalam tabel periodik
bersifat kurang elektronegatif dibandingkan karbon. Dengan demikian, ketika karbon berikatan dengan mereka, elektron akan cenderung tertarik ke karbon dan mengakibatkan atom karbon bermuatan parsial negatif. Ketika kita membicarakan tentang kemampuan atom menyebabkan polarisasi ikatan, kita gunakan istilah efek induksi. Unsur-unsur elektropositif seperti litium dan magnesium menginduksi pemberian elektron, sedangkan unsur-unsur elektronegatif seperti oksigen dan klorin menginduksi penarikan elektron. Efek induksi sangat penting untuk memahami reaktivitas
suatu senyawa.
 
B. Momen Dipol
Ketika terjadi ikatan polar maka molekul yang terbentuk juga bersifat polar. Nila. Polaritas secara keseluruhan dihasilkan dari polaritas ikatan dan pengaruh elektron bebas dalam molekul. Ukuran
kuantitas dari polaritas suatu molekul disebut momen dipol. Momen dipol (μ), didefinisikan sebagai besarnya muatan (e) dikali jarak antar pusat (d), dan diberi satuan debye (D).
μ = e x d x 1018
di mana e = muatan elektrik dalam unit elektrostatik (esu) d = jarak dalam sentimeter (cm)
Sebagi contoh, jika satu proton dan satu elektron (muatan e = 4.8
x 10-10 esu) sedangkan jarak keduanya adalah 1 A, sehingga momen
dipolnya sebesar:
μ = e x d x 1018
μ = (4.8 x 10-10) x (1.0 x 10-8 cm) x 1018
μ = 4.8 D

Natrium klorida memiliki momen dipol sangat besar karena terikat secara ionik. Nitrometana (CH3NO2) juga memiliki momen dipol yang besar karena memiliki dua muatan formal (dipolar). Air
dan amonia juga memiliki momen dipol yang cukup besar. Lagi pula pada
oksigen dan nitrogen terdapat pasangan elektron bebas yang dapat memperbesar momen dipol.
H-OH    H-N-H
                  H
Air (H2O) Amonia (NH3)
μ = 1.85 D μ = 1.47 D. Momen dipol air dan amonia. Besarnya momen dipol dari beberapa senyawa  Metana dan etana memiliki momen dipol sama dengan 0 (nol) atau tidak memiliki momen dipol. Hal ini dikarenakan strukturnya simetris, dan elektronegativitasan C dan H mirip. Tetraklorometana juga memiliki momen dipol 0, selain dikarenakan strukturnya yang simetris juga karena gaya tarik di dalam ikatannya saling meniadakan, sehingga resultan gaya yang ditimbulkan sama
dengan 0 (nol).

CH4 + CCl4
Metana Tetraklorometana
μ = 0 μ = 0 Momen dipol dari metana dan tetraklorometan

C. Muatan Formal
 
Dalam beberapa molekul, beberapa unsur memperlihatkan ikatan kovalen dengan jumlah yang tidak lazim. Dan menggambarkan struktur Lewis dengan benar dari senyawa-senyawa ini ternyata tidak
dimungkinkan, kecuali bila kita memberikan muatan elektrostatik yang disebut muatan formal kepada beberapa unsur dalam molekul tersebut. Perhatikan struktur Lewis dari asam nitrat:
H O N O O hanya memilikin satu ikatan kovalen
oksigen ini juga hanya memiliki satu ikatan kovalen
Gambar 2.5 Asam Nitrat Terdapat tiga oksigen yang terikat pada atom nitrogen. Atom
nitrogen dan ketiga atom oksigen telah memiliki oktet lengkap, namun salah satu atom oksigen hanya diikat oleh satu ikatan kovalen bukannya dua ikatan seperti biasanya. Di dalam ikatan kovalen,
masing-masing atom menyumbang satu elektron. Apabila semua elektron dalam ikatan kovalen dibagi untuk tiap atom, maka oksigen yang memiliki satu ikatan kovalen akan memiliki elektron valensi 7.
Padahal elektron valensi oksigen netral adalah 6, sehingga oksigen tersebut diberi muatan elektrostatik, atau muatan formal sebesar -1. Demikian juga dengan nitrogen yang hanya akan memiliki 4 elektron valensi, kurang 1 elektron dari elektron valensi nitrogen netral. Oleh
karena itu, nitrogen diberi muatan formal = +1. Muatan formal dapat dihitung menggunakan rumus:
Muatan formal = jumlah e- valensi atom netral – ½ (jumlah e- ikatan) – (jumlah e- bebas)
Contoh:
1. Muatan formal atom karbon dalam metana

Metana H
Elektron valensi C = 4
Elektron ikatan C = 8
Elektron bebas C = 0
Jadi muatan formal atom C dalam metana = 4 – ½ (8) – 0 = 0.
2. Asetonitriloksida
H3C C N O
Berapa muatan formal dari atom N dan O pada molekul di atas?
Jawab: a. Atom N b. Atom O
Elektron valensi N = 5 Elektron valensi O = 6
Elektron ikatan N = 8 Elektron ikatan O = 2
Elektron bebas N = 0 Elektron bebas O = 6
Jadi muatan formal atom N = 5 – 8/2 – 0 = +1
Jadi muatan formal atom O = 6 – 2/2 – 6 = -1
Jadi, dalam molekul asetonitriloksida terdapat muatan positif pada atom nitrogen dan muatan negatif pada atom oksigen. Meskipun asetonitriloksida merupakan molekul netral, tetapi terdapat muatan
yang spesifik pada atom-atomnya. Kita dapat menyebut molekul 
tersebut sebagai molekul dipolar.
 
SIFAT GELOMBANG ELEKTRON

De Broglie kemudian juga mencocokkan elektron pada persamaan momentum dan panjang gelombang foton buatan Einstein. Hasilnya h=pλ. λ (panjang gelombang) ini ternyata tidak berlaku pada elektron dan gelombang saja, tapi pada seluruh benda di alam semesta. De Broglie tidak sembarangan dalam menyusun teorinya ini, dia mendasarkannya pada Teori Relativitas Khusus Einstein.

Dengan teorinya ini, De Broglie berhasil memecahkan semua kebimbangan dalam fisika modern, kebingungan antara sifat gelombang dan sifat partikel benda. Dengan teori De Broglie ini, dia berhasil menjelaskan dualisme sifat cahaya. Cahaya memiliki sifat partikel, tapi cahaya juga memiliki sifat gelombang. Lebih jauh lagi, elektron juga demikian. Elektron punya sifat partikel, dan mungkin elektron juga punya sifat gelombang.

Tapi waktu itu teori De Broglie dianggap lalu begitu saja, karena tidak ada percobaan yang bisa membuktikannya. Barulah tiga tahun setelahnya, tahun 1927, teori De Broglie terbukti kebenarannya lewat percobaan. Dua orang fisikawan Amerika, Clinton Joseph Davisson (1881-1958) dan Lester Herbert Germer (1896-1971) membuktikan teori itu dengan percobaan lempengan nikel.

 

• Orbital molekul ikatan memiliki energi yang lebih rendah dan kestabilan yang lebih rendah dibandingkan orbital-orbital atom pembentuknya.
• Orbital molekul antiikatan memiliki energi yg lebih tinggi dan kestabilan yang lebih rendah dibandingkan orbital-orbital atom pembentuknya.
  Di dalam OM menunjukkan permukaan dengan kerapatan elektron tetap/konstan sehingga elektron memiliki kemungkinan untuk berada didalamnya. Sehingga sebuah elektron dalam sebuah OM seperti dalam gambar akan berada dalam dalam daerah ikatan.Sebuah  elektron dalam orbital ikatan cenderung untuk bersama dalam inti positif, sehingga mengikatnya bersama secara elektrostatik dan meningkatkan kestabilan molekul. Meningkatnya kestabilan berhubungan dengan rendahnya energi, sehingga energi ikatan lebih rendah dibanding energi orbital atom awal (Gambar b). Sebuah elektron pada antiikatan sebagian besar waktunya diluar inti 
•