Hibridisasi Orbital

Dalam kimia, hibridisasi adalah sebuah konsep bersatunya orbital-orbital atom membentuk orbital hibrid yang baru yang sesuai dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom. Konsep orbital-orbital yang terhibridisasi sangatlah berguna dalam menjelaskan bentuk orbital molekul dari sebuah molekul.

A. Sejarah perkembangan
Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling dalam menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH4). Secara historis, konsep ini dikembangkan untuk sistem-sistem kimia yang sederhana, namun pendekatan ini selanjutnya diaplikasikan lebih luas, dan sekarang ini dianggap sebagai sebuah heuristik yang efektif untuk merasionalkan struktur senyawa organik.
Sangatlah penting untuk dicatat bahwa orbital adalah sebuah model representasi dari tingkah laku elektron-elektron dalam molekul. Dalam kasus hibridisasi yang sederhana, pendekatan ini didasarkan pada orbital-orbital atom hidrogen. Orbital-orbital yang terhibridisasikan diasumsikan sebagai gabungan dari orbital-orbital atom yang bertumpang tindih satu sama lainnya dengan proporsi yang bervariasi. Orbital-orbital hidrogen digunakan sebagai dasar skema hibridisasi karena ia adalah salah satu dari sedikit orbital yang persamaan Schrödingernya memiliki penyelesaian analitis yang diketahui. Orbital-orbital ini kemudian diasumsikan terdistorsi sedikit untuk atom-atom yang lebih berat seperti karbon, nitrogen, dan oksigen. Dengan asumsi-asumsi ini, teori hibridisasi barulah dapat diaplikasikan. Perlu dicatat bahwa kita tidak memerlukan hibridisasi untuk menjelaskan molekul, namun untuk molekul-molekul yang terdiri dari karbon, nitrogen, dan oksigen, teori hibridisasi menjadikan penjelasan strukturnya lebih mudah.
Teori hibridisasi sering digunakan dalam kimia organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang terdiri dari atom C, N, dan O (kadang kala juga P dan S). Penjelasannya dimulai dari bagaimana sebuah ikatan terorganisasikan dalam metana.
Pembentukan ikatan dalam senyawa harus sesuai dengan aturan hibridisasi yaitu :
1. Orbital yang bergabung harus mempunyai tingkat energi sama atau hampir sama
2. Orbital hybrid yang terbentuk sama banyaknya dengan orbital yang bergabung.
3. Dalam hibridisasi yang bergabung adalah orbital bukan electron

Pembentukan orbital hybrid melalui proses ibridisasi adalah sebagai berikut :
1. Salah satu electron yang berpasangan berpromosi ke orbital yang lebih tinggi tingkat energinya sehingga jumlah electron yang tidak berpasangan sama dengan jumlah ikatan yang akan terbentuk. Atom yang sedemikian disebut dalam keadaan tereksitasi. Promosi yang mungkin adalah dari ns ken p dan ns ke ns ke nd atau (n-1)d
2. Penggabungan orbital mengakibatkan kerapatan electron lebih besar di daera orbital hybrid.
3. Terjadi tumpang tindih orbital hybrid dengan orbital atom lain sehingga membentuk ikatan kovalen atau kovalen koordinasi.

B. Hibrid sp
Salah satu contoh orbital sp terjadi pada Berilium diklorida. Berilium mempunyai 4 orbital dan 2 elektron pada kulit terluar. Pada hibridisasi Berilium dijelaskan bahwa orbital 2s dan satu orbital 2p pada Be terhibridisasi menjadi 2 orbital hibrida sp dan orbital 2p yang tidak tribridisasi. Diagram hibridisasinya sebagai berikut :

Hibridisasi sp membentuk geometri linear dengan sudut 180. Terjadi pada BeH2 dan BeCl2

C. Hibrid sp2
Salah satu contoh orbital hirbid sp2 diasumsikan terjadi pada Boron trifluorida. Boron mempunyai 4 orbital tapi hanya 3 eletron pada kulit terluar. Hibridisasi boron mengkombinasikan 2s dan 2 orbital 2p menjadi 3 orbital hybrid sp2 dan 1 orbital yang tidak mengalami hibridisasi. Skema hibridisasi Boron adalah sebagai berikut :

Orbital hybrid sp2 menjadi bentuk trigonal planar dengan sudut ikatan120.

D. Hibrid sp3
Hibridisasi menjelaskan atom-atom yang berikatan dari sudut pandang sebuah atom. Untuk sebuah karbon yang berkoordinasi secara tetrahedal (seperti metana, CH4), maka karbon haruslah memiliki orbital-orbital yang memiliki simetri yang tepat dengan 4 atom hidrogen. Konfigurasi keadaan dasar karbon adalah 1s2 2s2 2px1 2py1 atau lebih mudah dilihat:

(Perhatikan bahwa orbital 1s memiliki energi lebih rendah dari orbital 2s, dan orbital 2s berenergi sedikit lebih rendah dari orbital-orbital 2p)
Teori ikatan valensi memprediksikan, berdasarkan pada keberadaan dua orbital p yang terisi setengah, bahwa C akan membentuk dua ikatan kovalen, yaitu CH2. Namun, metilena adalah molekul yang sangat reaktif, sehingga teori ikatan valensi saja tidak cukup untuk menjelaskan keberadaan CH4.
Lebih lanjut lagi, orbital-orbital keadaan dasar tidak bisa digunakan untuk berikatan dalam CH4. Walaupun eksitasi elektron 2s ke orbital 2p secara teori mengijinkan empat ikatan dan sesuai dengan teori ikatan valensi, hal ini berarti akan ada beberapa ikatan CH4 yang memiliki energi ikat yang berbeda oleh karena perbedaan arah tumpang tindih orbital. Gagasan ini telah dibuktikan salah secara eksperimen, setiap hidrogen pada CH4 dapat dilepaskan dari karbon dengan energi yang sama.
Untuk menjelaskan keberadaan molekul CH4 ini, maka teori hibridisasi digunakan. Langkah awal hibridisasi adalah eksitasi dari satu (atau lebih) elektron:

Proton yang membentuk inti atom hidrogen akan menarik salah satu elektron valensi karbon. Hal ini menyebabkan eksitasi, memindahkan elektron 2s ke orbital 2p. Hal ini meningkatkan pengaruh inti atom terhadap elektron-elektron valensi dengan meningkatkan potensial inti efektif.
Kombinasi gaya-gaya ini membentuk fungsi-fungsi matematika yang baru yang dikenal sebagai orbital hibrid. Dalam kasus atom karbon yang berikatan dengan empat hidrogen, orbital 2s dengan tiga orbital 2p membentuk hibrid sp3 menjadi

Pada CH4, empat orbital hibrid sp3 bertumpang tindih dengan orbital 1s hidrogen, menghasilkan empat ikatan sigma. Empat ikatan ini memiliki panjang dan kuat ikat yang sama, sehingga sesuai dengan pengamatan.

sama dengan

Menurut teori hibridisasi orbital, elektron-elektron valensi metana seharusnya memiliki tingkat energi yang sama, namun spektrum fotoelekronnya menunjukkan bahwa terdapat dua pita, satu pada 12,7 eV (satu pasangan elektron) dan satu pada 23 eV (tiga pasangan elektron). Ketidakkonsistenan ini dapat dijelaskan apabila kita menganggap adanya penggabungan orbital tambahan yang terjadi ketika orbital-orbital sp3 bergabung dengan 4 orbital hidrogen.

E. Orbital hibrida sp3d dan sp3d2
Hibridisasi sp3d pada PC15. Pada PCl5, atom pusat Pospor dengan nomor atom P mempunyai konfigurasi electron valensi ls22s22p63s23p3. Pada PC15 terdapat 5 ikatan kovalen, jadi Phospor harus mempunyai 5 orbital yang setengah penuh. Dengan menerima energy, konfigurasi Phospor pada keadaan tereksitasi menjadi ls22s22p63s13p33d1 . oleh karena itu terdapat 1 orbital s, 3 orbital p dan 1 orbital d yang akan berhibridisasi membentuk 5 orbital hibrida sp3d. geometri yang terbentuk dari orbital ini adalah trigonal piramida dengan sudut 120°.

Hibridisasi sp3d2 pada SF6
Molekul SF6 mempunyai atom pusat S dengan nomor atom 16 dan mempunyai konfigurasi electron [Ne]3s23p4 pada keadaan dasar. SF6 mempunyai 6 ikatan kovalen yang mengindikasikan 6 orbital yang terisi penuh. Dengan menerima energy, konfigurasi electron sulfur pada keadaan tereksitasi adalah [Ne] 3s13p33d2. Pada keadaan tereksitasi sulfur mempunyai 6 orbital yang terisi setengah penuh pada orbital terluarnya yaitu 1 orbital 2, 3 orbital p dan 2 orbital d yang akan mengalami hibridisasi membentuk orbital hibrida sp3d2 dengan geometri octahedral. 6 orbital tersebut overlap dengan 6 ikatan sigma S-F yang ditunjukkan sebagai berikut :

F. Keterbatasan konsep hibridisasi
Konsep hibridisasi berhasil meramal struktur molekul senyawa kovalen bila atom pusat berikatan tunggal dengan substituent (atom) yang sama. Jika tidak demikian, akan terjadi penyimpangan yaitu bila :
a. Atom pusat mempunyai pasangan electron bebas seperti NH3
b. Terdapat ikatan rangkap antara ion pusat dengan atom lain seperti HCN
c. Atom-atom yang terikat pada atom pusat berbeda keelektronegatifannya seperti H2CClF
d. Atom-atom yang terikat pada atom pusat berbeda ukurannya seperti H3CCl dan H2CClF

DAFTAR PUSTAKA

Pettruci, Ralph. 2007. General Chemistry, Principles and Modern Applications E 9. USA: Pearson Education

Masterton, Hurley. 2009. Chemistry, Principle and Reaction. USA: Brooks/Cole Cengage Learning

Syukri S. 1999. Kimia Dasar. Bandung: ITB

Lower, Stephen. 2007. Chem 1 virtual teeksbook. Kanada: Simon Fraser University (www. virtual teeksbook.com)

Hibridisasi. http://www.tutornext.com

Leave a Reply

Fill in your details below or click an icon to log in:

WordPress.com Logo

You are commenting using your WordPress.com account. Log Out / Change )

Twitter picture

You are commenting using your Twitter account. Log Out / Change )

Facebook photo

You are commenting using your Facebook account. Log Out / Change )

Google+ photo

You are commenting using your Google+ account. Log Out / Change )

Connecting to %s