Teori Ikatan Valensi.doc

TEORI IKATAN VALENSI DAN TEORI ORBITAL MOLEKUL Beberapa teori memberikan dasar-dasar tentang bentuk dari suatu senyawa, antara lain yaitu teori Valence-Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR), Teori Ikatan Valensi, Teori Orbital Molekul, Teori Lewis, dan lain sebagainya. Teori Ikatan Valensi mampu secara kualitatif menjelaskan tentang kestabilan ikatan kovalen sebagai akibat tumpang tindih orbital-orbital atom, dan juga dapat menjelaskan tentang geometri molekul dengan konsep hibridisasi seperti yang diramalkan dalam teori VSEPR. Tetapi dalam beberapa kasus, teori ikatan valensi tidak dapat menjelaskan sifat-sifat molekul yang teramati dengan baik. Misalnya pada molekul karbon dioksida, dimana berdasarkan struktur Lewis, semua elektron pada atom oksigen berpasangan dan molekulnya seharusnya bersifat diamagnetik, namun pada kenyataanya menurut hasil percobaan diketahui bahwa oksigen bersifat paramagnetik dengan dua elektron tidak berpasangan. Hal ini membuktikan adanya kekurangan mendasar dalam teori ikatan valensi. Sifat magnet dan sifat-sifat molekul yang lain dapat dijelaskan lebih baik dengan menggunakan pendekatan mekanika kuantum yang lain yang disebut sebagai teori orbital molekul (TOM), yaitu yang menggambarkan ikatan kovalen melalui orbital molekul yang dihasilkan dari interaksi orbital-orbital atom dari atom-atom yang berikatan dan yang terkait dengan molekul secara keseluruhan. Teori Ikatan Valensi (TIV) Teori ikatan valensi merupakan teori ikatan yang menjelaskan bahwa atom-atom saling berikatan melalui tumpang tindih antara orbital terluar (orbital valensi). Dua atom yang saling berdekatan masing-masing memiliki orbital valensi dan satu elektron. Orbital valensi ini saling tumpang tindih (overlap) sehingga elektron yang terletak pada masing-masing orbital valensi saling berpasangan. Sesuai dengan larangan Pauli, maka kedua elektron yang berpasangan tersebut harus memiliki spin yang berlawanan karena berada pada satu orbital. Dua buah elektron ditarik oleh inti masing-masing atom sehingga terbentuk ikatan kovalen. Orbital dari dua buah atom yang saling tumpah tindih harus memiliki tingkat energi atau perbedaan tingkat energi yang sama. Teori ikatan valensi terdapat istilah orbital atom dan orbital hibrida. Orbital hibrida terbentuk dari proses hibridisasi yaitu pembentukan orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama (orbital hibrid) dari orbital-orbital dengan tingkat energi yang berbeda. Geometri molekul dapat ditentukan dengan menggunakan konsep hibridisasi yang dapat dilihat dari susunan dalam ruang orbital hibrid yang terbentuk. Berikut beberapa hukum dasar mengenai teori ikatan valensi yaitu: Ikatan valensi terjadi karena adanya gaya tarik-menarik pada elektron-elektron yang tidak berpasangan pada atom-atom yang berdekatan. Elektron-elektron yang berpasangan memiliki arah spin yang berlawanan. Elektron-elektron yang berpasangan tidak dapat membentuk ikatan lagi dengan elektron-elektron yang lain. Kombinasi elektron dalam ikatan hanya dapat diwakili oleh satu persamaan gelombang untuk setiap atomnya.

Elektron-elektron yang berada pada tingkat energi paling rendah akan membuat pasangan ikatan-ikatan yang paling kuat. Dua orbital dari sebuah atom, orbital dengan kemampuan bertumpang tindih paling banyaklah yang akan membentuk ikatan paling kuat dan cenderung berada pada orbital yang terkonsentrasi itu. Teori ikatan valensi yang ditekankan yaitu pada fungsi gelombang elektron-elektron berpasangan yang dibentuk dari tumpang tindih fungsi gelombang pada masing-masing orbital dari atom-atom yang berkontribusi dan saling terpisah. Misalnya ikatan valensi pada molekul hidrogen, dimana apabila terdapat satu elektron pada masing-masing dua atom H yang berlainan maka kemungkinan fungsi gelombang pada sistem adalah sebagai berikut: Ψ = χA(1)χB(2) ………………………………………….. (1) Ψ = χA(2)χB(1) ………………………………………….. (2) dengan keterangan bahwa χA dan χB adalah orbital-orbital 1s pada atom A dan B, sementara angka 1 dan 2 menunjukkan elektron yang berikatan dengan proton pada masing-masing atom A dan B. Kedua atom H ketika berada pada keadaan yang sangat dekat, tidak dapat diketahui apakah elektron 1 terikat pada atom A dan elektron 2 terikat pada atom B atau justru sebaliknya, sehingga perlu membuat dua fungsi gelombang pada kedua sistem yang mungkin terjadi. Saat kedua kemungkinan ini disatukan dalam gelombang superposisi, maka terbentuk kombinasi linear dari keduanya. Ψ = χA(1)χB(2) + χA(2)χB(1) …………………………………… (3) Fungsi di atas merupakan fungsi gelombang untuk ikatan H-H. Kedua fungsi ini berinterferensi konstruktif sehingga terjadi kenaikkan amplitudo di daerah fungsi gelombang dalam nukleus (inti). Berdasarkan penjabaran di atas dapat disimpulkan bahwa pada teori ikatan valensi, fungsi gelombang dibentuk oleh pasangan spin dari elektron-elektron pada kedua orbital atom-atom yang berikatan. Ikatan yang terjadi dari tumpang tindih ini adalah ikatan sigma (б). Contoh ikatan sigma dari orbital s dan p yang saling tumpang tindih dapat dituliskan sebagai berikut:

Teori ikatan valensi dapat juga diterapkan dalam molekul poliatomik dengan teori hibridisasi molekul. Penerapan teori ikatan valensi untuk menjelaskan tentang hibridisasi sp3 misalnya pada molekul metana (CH4). Metana memiliki atom pusat karbon (C) yang berkoordinasi secara terahedral. Oleh karena itu, atom karbon pusat memiliki orbital-orbital yang simetri tepat dengan 4 atom hidrogen. Konfigurasi dari karbon adalah sebagai berikut:

Molekul CH4 berbentuk tetrahedral. Hal ini disebabkan adanya tumpang tindih 4 orbital hibrida sp3 dari atom C dengan 4 orbital 1s dari 4 atom H yang mengarah pada pojok-pojok tetrahdral.

Teori Orbital Molekul (TOM) Orbital molekular merupakan hasil tumpang-tindih dan penggabungan orbital atomik pada molekul. Menurut pendekatan lurus (linear combination), jumlah molekuler yang bergabung sama dengan orbital atomik yang bergabung. Dua atom yang bergabung masing-masing mempunyai satu orbital atomik dan akan dihasilkan dua orbital molekuler. Salah satu merupakan kombinasi penjumlahan dari kedua orbital atomik yang saling menguatkan dan lainnya merupakan kombinasi pengurangan yang saling meniadakan. Kombinasi penjumlahan menghasilkan orbital molekuler ikat (bonding) yang mempunyai energi lebih rendah, sedangkan kombinasi pengurangan menghasilkan orbital molekuler anti-ikat (antibonding). Orbital molekuler ikat (bonding) yaitu orbital dengan rapatan elektron ikat terpusat yang mendekat pada daerah antara kedua inti atom yang bergabung dan akan lebih stabil. Orbital molekuler anti-ikat (antibonding) yaitu orbital dengan rapatan elektron ikat terpusat yang menjauh dari daerah antara inti atom yang bergabung dan bersifat kurang stabil. Penempatan elektron dalam orbital molekul ikatan menghasilkan ikatan kovalen yang stabil, sedangkan penempatan elektron dalam orbital molekul antiikatan menghasilkan ikatan kovalen yang tidak stabil. Orbital ikatan yang dihasilkan disebut orbital nonikat (non-bonding) jika pada daerah tumpang-tindih terdapat orbital atomik yang tidak bereaksi dalam pembentukan ikatan. Kerapatan elektron dalam orbital molekul ikatan lebih besar di antara inti atom yang berikatan, sedangkan dalam orbital molekul anti-ikatan, kerapatan elektron mendekati nol di antara inti. Pembentukan orbital molekul ikatan berkaitan dengan interferensi konstruktif, dimana interferensi konstruktif memperbesar amplitudo. Pembentukan orbital molekul anti-ikatan berkaitan dengan interferensi destruktif, dimana interferensi destruktif meniadakan amplitudo. Interaksi konstruktif dan interaksi destruktif antara dua orbital 1s dalam molekul H2 mengarah pada pembentukan ikatan sigma (σ1s) dan pembentukan anti-ikatan sigma (σ*1s) (Chang, 2004). Teori orbital molekul menggunakan kombinasi linear orbital-orbital atom untuk membentuk orbitalorbital molekul. Orbital molekul merupakan sebuah orbital dari persamaan Schrödinger yang melibatkan beberapa inti atom. Jika orbital molekul merupakan tipe orbital yang elektron-elektronnya memiliki kebolehjadian lebih tinggi berada di antara dua inti daripada di lokasi lainnya, maka orbital ini merupakan orbital ikat dan akan cenderung menjaga kedua inti bersama. Jika elektron-elektron cenderung berada di orbital molekul yang berada di lokasi lainnya, maka orbital ini adalah orbital antiikat dan akan melemahkan ikatan. Elektron-elektron yang berada pada orbital bukan-ikatan cenderung berada pada orbital yang paling dalam (hampir sama dengan orbital atom) dan diasosiasikan secara keseluruhan pada satu inti, elektron-elektron ini tidak saling menguatkan maupun melemahkan kekuatan ikatan. Orbital molekul sigma (ikatan atau anti-ikatan) kerapatan elektronnya terkonsentrasi secara simetris di sekitar garis antara kedua inti atom-atom yang berikatan, dua elektron dalam orbital molekul sigma membentuk ikatan sigma. Orbital molekul pi (ikatan atau anti-ikatan) kerapatan elektronnya terkonsentrasi di atas dan di bawah garis imajiner yang menghubungkan kedua inti atom yang berikatan, dua elektron dalam orbital molekul pi membentuk ikatan pi. Ikatan rangkap dua hampir selalu terdiri

atas ikatan sigma dan ikatan pi, ikatan rangkap selalu berupa ikatan sigma dengan dua ikatan pi (Chang, 1987). Fungsi gelombang elektron dalam suatu atom disebut orbital atom, karena kebolehjadian ditemukannya elektron dalam orbital molekul sebanding dengan kuadrat fungsi gelombang. Suatu fungsi gelombang mempunyai daerah yang mempunyai amplitudo positif dan negatif yang disebut dengan cuping. Tumpang tindih cuping positif dengan positif atau negatif dengan negatif dalam molekul akan memperkuat satu sama lain membentuk ikatan, tetapi cuping positif dengan negatif akan meniadakan satu sama lain tidak membentuk ikatan. Besarnya efek interferensi ini mempengaruhi besarnya integral tumpang tindih dalam kimia kuantum. Orbital atom bertumpang tindih menghasilkan orbital molekul dalam pembentukan molekul, yaitu fungsi gelombang elektron dalam molekul. Setiap baris dalam diagram orbital molekul menggambarkan sebuah orbital molekul yang terisi oleh elektron. Orbital molekul ini mencakup seluruh molekul, sehingga dapat diasumsikan bahwa elektron akan terisi pada orbital molekul sama seperti elektron terisi pada orbital atom dengan mengikuti aturan aufbau, kaidah Hund, serta larangan Pauli. Salah satu pendekatan yang digunakan untuk menggambarkan diagram orbital molekul untuk molekul diatomik adalah Linear Combination of Atomic Orbitals approach (LCAO/Pendekatan Kombinasi Linear Orbital Atom). Pendekatan diatas meliputi hal-hal sebagai berikut: Orbital molekul terbentuk dari overlap atau tumpang tindih orbital atom. Orbital-orbital atom dengan energi yang sama dapat berinteraksi pada tingkat enegi yang sama. Dua orbital yang saling tumpang tindih saling berinteraksi membentuk dua orbital molekul, yaitu Bonding Molecular Orbital (Orbital Molekul Ikatan) dan Anti-bonding Molecular Orbital (Orbital Molekul Anti-ikatan). Kasus paling sederhana misalnya pada orbital molekul yang dibentuk dari orbital atom A dan B. Orbital molekul ikatan dibentuk antara A dan B apabila syarat-syarat berikut ini terpenuhi, yaitu: Cuping orbital atom penyusunnya cocok untuk tumpang tindih. Tanda positif atau negatif cuping yang bertumpang tindih sama. Tingkat energi orbital-orbital atomnya dekat. 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 ikatannya. Apabila 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 yang terisi dan mempunyai energi tertinggi disebut HOMO (highest occupied molecular orbital) dan orbital molekul kosong yang mempunyai energi terendah disebut LUMO (lowest unoccupied molecular orbital). Dua atau lebih orbital molekul yang berenergi sama disebut orbital terdegenerasi (degenerate).

Atom-atom yang lebih besar akan begabung membentuk molekul diatomik (seperti O2, F2, atau Cl2) maka akan lebih banyak orbital atom yang berinteraksi. Menurut pendekatan dengan LCAO, diasumsikan bahwa hanya orbital atom dengan energi yang sama yang dapat berinteraksi. Orbital 2s hanya berinteraksi dengan orbital 2s dari atom lainnya, orbital 2p hanya berinteraksi dengan orbital 2p dari atom lainnya, dan begitu seterusnya. Seperti halnya pada atom hidrogen, orbital 1s dari satu atom saling tumpang tindih dengan orbital 1s dari atom yang lain untuk membentuk satu orbital σ1s dan satu orbital σ*1s. Bentuknya akan sama seperti yang dibentuk oleh orbital 1s hidrogen. Orbital 2s sari satu atom akan saling tumpang tindih dengan orbital 2s dari atom lain untuk membentuk satu orbital σ2s dan satu orbital σ*2s. Bentuk dari kedua orbital molekul ini akan sama dengan orbital σ1s dan orbital σ*2s, namun memiliki tingkat energi yang lebih tinggi. Aturan konfigurasi elektron yang dapat digunakan untuk memahami kestabilan orbital molekul adalah sebagai berikut: Jumlah orbital molekul yang terbentuk selalu sama dengan jumlah orbital atom yang bergabung. Semakin stabil orbital molekul ikatan, semakin kurang stabil orbital molekul anti-ikatan yang berkaitan. Pengisian orbital molekul dimulai dari tingkat energi rendah ke tingkat energi tinggi. Molekul yang stabil, jumlah elektron dalam orbital molekul ikatannya selalu lebih banyak daripada dalam orbital molekul anti-ikatan karena pengisian elektron dalam orbital molekul ikatan yang dimulai dari yang energi lebih rendah terlebih dahulu. Elektron ketika ditambahkan ke orbital molekul dengan energi yang sama, susunan yang paling stabil diramalkan aoleh aturan Hund, yaitu elektron memasuki ke orbital-orbital molekul ini dengan spin sejajar. Jumlah elektron dalam orbital molekul sama dengan jumlah semua elektron pada atom-atom yang berikatan. Senyawa diatomik homointi terdiri dari dua unsur yang memiliki inti atom yang identik. Atom-atom yang sama akan memiliki tingkat energi yang sama. Orbital-orbital dinamakan sigma (σ) atau pi (π) sesuai dengan karakter orbitalnya. Suatu orbital sigma mempunyai simetri rotasi sekeliling sumbu ikatan, dan orbital pi mempunyai bidang simpul. Oleh karena itu, ikatan sigma dibentuk oleh tumpang tindih orbital s-s, p-p, s-d, p-d, dan d-d, dan ikatan pi dibentuk oleh tumpang tindih orbital p-p, p-d, dan d-d. Apabila dua fungsi gelombang dari dua atom dinyatakan dengan φA dan φB, orbital molekul yang terbentuk merupakan kombinasi linear orbital atom (linear combination of the atomic orbitals (LCAO)). Dalam molekul hidrogen (H2), tumpang tindih orbital 1s masing-masing atom hidrogen membentuk orbital ikatan σg apabila cupingnya mempunyai tanda yang sama dan anti-ikatan σu bila bertanda berlawanan serta dua elektronnya mengisi orbital ikatan σg. Terbentuknya orbital molekuler pada molekul H2 dengan metoda kombinasi linear orbital atomik (linear combination of the atomic orbitals (LCAO) adalah sebagai berikut: Ψ = N (Ψx + Ψy) ………………………………………….. (4)

Ψ* = N (Ψx + Ψy) …………………………………………. (5) Dimana: Ψ

= fungsi gelombang untuk orbital molekuler

Ψx danΨy

= fungsi gelombang orbital 1s hidrogen untuk atom x dan y

N

= konstanta normaliasi

Berdasarkan persamaan tersebut dapat diperoleh peluang ditemukannya sebuah elektron dengan cara mengkuadratkan persamaan gelombang Ψ. Ψ2 = N2 (Ψx2 + Ψy2 + 2Ψx Ψy………………………………………….. (6) Ψx2

= menunjukkan peluang menemukan elektron di sekeliling atom x

Ψy2

= menunjukkan peluang menemukan elektron di sekeliling atom y

2Ψx + Ψy

= menunjukkan peningkatan elektron pada daerah antara kedua inti

Molekul oksigen (O2) dengan konfigurasi 8O= 1s2 2s2 2p4.

Berdasarkan gambar tersebut dapat diketahui bahwa selain adanya orbital atom (samping), terdapat juga orbital molekul (tengah). Elektron-elektron pada orbital molekul merupakan jumlah dari elektronelektron yang terdapat di dalam masing-masing orbital kulit valensi unsur penyusunnya. Orbital s akan membentuk ikatan sigma dan orbital p akan membentuk ikatan pi. Orbital dengan tanda asterik (*) merupakan orbital anti-ikatan sehingga suatu molekul menjadi tidak stabil. Semakin banyak elektron pada orbital anti-ikatan, maka suatu molekul akan semakin tidak stabil. Dari gambar tersebut dapat diketahui bahwa gas O2 merupakan gas paramagnetik karena terdapat elektron yang tidak mengisi orbital π*px dan π*py secara penuh, sehingga konfigurasi elektron valensi molekul O2 adalah: (σ2s)2(σ*2s)2(σ2pz)2(π2px)2(π2py)2(π*2px)1(π*2py)1 atau (σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2( π2p)4(π*2p)2 Persamaan Teori Ikatan Valensi dan Teori Orbital Molekul Teori ikatan valensi dan teori orbital molekul memiliki beberapa konsep dasar yang sama, diantaranya adalah sebagai berikut: Teori ikatan valensi dan teori orbital molekul sama-sama melibatkan pembagian elektron-elektron yang terdapat dalam sebuah atom ataupun molekul, sehingga memiliki paling banyak dua elektron pada setiap pasangnya. Kedua teori ini menjadikan kombinasi dari elektron-elektron yang ada oleh inti masing-masing atom atau molekul sebagai konsep pembentukkan ikatan.

Berdasarkan pada kedua teori ini, energi dari orbital-orbital yang saling tumpang tindih merupakan bentuk perbandingan dan memiliki kesamaan pada bentuk simetrinya. Perbedaan Teori Ikatan Valensi dan Teori Orbital Molekul No. Perbedaan TIV TOM 1. Ikatan Ikatan hanya dibebankan pada kedua atom tidak pada molekul Ikatan dibebankan pada kedua atom dan juga molekul 2. Penerapan Menggunakan konsep hibridisasi dan resonansi Tidak ada ruang bagi penerapan resonansi 3. Hubungan dengan sifat paramagnetik Oksigen Tidak dapat menjelaskan sifat paramagnetik pada Oksigen Dapat menjelaskan sifat paramagnetik pada Oksigen 4. Pendekatan kuantitatif Pendekatan dalam perhitungan memiliki langkah yang cukup sederhana Pendekatan dalam perhitungan cukup rumit dan membutuhkan ketelitian lebih tinggi

Referensi Chang, R. 2004. Kimia Dasar. Jakarta: Erlangga.

http://staff.uny.ac.id/sites/default/files/pengabdian/agus-salim-drs-msi/bahan-ppm.pdf https://www.academia.edu/4911366/Ikatan_Kimia_STRUKTUR_LEWIS_DAN_TEORI_IKATAN_VALENSI i 3.1 Baca postingan selanjutnya: Teori Domain Elektron Domain elektron adalah suatu area dalam molekul yang ditempati oleh elektron. Teori domain elektron menyatakan bahwa pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas tolak-menolak sehingga tiaptiap pasangan elektron cenderung berjauhan satu sama lain untuk meminimalkan gaya tolakan tersebut. Jadi, bentuk molekul dipengaruhi oleh susunan ruang pasangan elektron ikatan (PEI) dan pasangan elektron bebas (PEB) pada atom pusat suatu molekul. Teori ini juga dikenal dengan teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) atau teori Tolakan Pasangan Elektron Valensi. Teori VSEPR pertama kali dikembangkan oleh ahli kimia Kanada, R.J. Gillespie pada tahun 1957 berdasarkan ide ahli kimia Inggris, N. Sigewick dan H. Powel.

Teori domain elektron merupakan penyempurnaan dari teori VSEPR. Domain elektron berarti kedudukan elektron atau daerah keberadaan elektron dengan jumlah domain sebagai berikut.

a. Setiap elektron ikatan, baik ikatan tunggal, rangkap dua, atau rangkap tiga. merupakan 1 domain. b. Setiap pasangan elektron bebas merupakan 1 domain.

Bentuk molekul hanya ditentukan oleh pasangan elektron terikat. Terdapat lima macam bentuk dasar molekul kovalen sebagai berikut.

Linear: bentuk molekul yang disusun oleh tiga atom yang berikatan dalam satu garis lurus dan sebuah atom merupakan pusatnya. Sudut ikat pada dua pasang elektron ikatan sebesar 180°. Contoh senyawa linear di antaranya HgBr2, CdCI2, dan BeH2 Segitiga datar: bentuk molekul segitiga sama sisi yang disusun oleh empat buah atom. Sebuah atom sebagai pusatnya berikatan dengan tiga atom lainnya dengan sudut ikat 120°. Contoh senyawa segitiga datar yaitu BCI3, BF3, dan Gal3

Tetrahedral: bentuk molekul yang tersusun dari lima atom berikatan. Sebuah atom sebagai pusat yang berikatan dengan empat atom lainnya dengan sudut ikat 109,5°. Contoh senyawa tetrahedral yaitu CCI4, CH4, dan SnCI4 Trigonal bipiramida: bentuk molekul terdiri atas dua bentuk piramida yang bergabung dalam salah satu bidang. Atom pusatnya dikelilingi oleh lima atom lain dengan sudut ikat ekuatorial 120°, dan sudut aksial 90°. Contoh senyawa trigonal bipiramida yaitu PF5, SbCI5, dan PCI5 Oktahedral: bentuk molekul terdiri atas delapan bidang yang merupakan segitiga sama sisi dengan sudut ikat 90°. Contoh senyawa oktahedral adalah SF6, TeF6, dan SeF6 Bentuk Molekul Teori Domain Elektron Metode yang dapat digunakan untuk meramalkan bentuk molekul adalah model rumus titik elektron yang diperluas menjadi teori domain elektron atau teori tolakan pasangan elektron kulit valensi (VSEPR, Valence Shell Electron Pair Repulsion). Seperangkat aturan dikemas ke dalam teori domain elektron yang memungkinkan Anda dapat meramalkan bentuk molekul secaratepat. Teori ini didasarkan pada jumlah pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas dalam kulit valensi atom pusat suatu molekul. Teori ini menyatakan bahwa bentuk molekul dapat ditentukan berdasarkan tolakan pasangan elektron dalam kulit valensi atom pusat. Oleh karena itu, teori ini disebut domain elektron atau VSEPR. Bagaimana teori ini dapat diterapkan untuk memprediksi bentuk suatu molekul? Untuk mempermudah mempelajarinya, molekul-molekul dikelompokkan ke dalam tiga kategori, yaitu molekul-molekul yang memiliki atom pusat:

1. berikatan kovalen tunggal yang jenuh; 2. berikatan kovalen tunggal yang tidak jenuh (memiliki elektron bebas); 3. berikatan kovalen rangkap.

Dalam teori VSEPR, gaya tolakan yang dihasilkan PEB juga mempengaruhi bentuk mlekul. Notasi VSEPR yang menunjukan jumlah PEI dan PEb sebagai berikut:

1

Hubungan antara PEI dan PEB pada atom pusat terhadap bentu molekul disajikan dalam tabel berikut ini.

bentuk molekul

Teori Hibridilasi Teori hibridilasi dijelaskan berdasarkan proses penggabungan orbital-orbital atom yang digunakan oleh elektron-elektron yang saling berikata. Teori ini disebut juga teori ikatan valensi.

a. Orbital Hibrida sp b. orbital sp2 c. orbital sp3 d. orbital sp3d dan sp3d2

Secara ringkas berbagai tipe hibridasi digambarkan seperti tabel dibawah ini.

teori-hibridisasi

Demikian penjelasan yang bisa kami sampaikan tentang Berbagai Bentuk Molekul, Pengertian Teori Domain Elektron Dan Teori Hibridisasi. Semoga postingan ini bermanfaat bagi pembaca dan bisa dijadikan sumber literatur untuk mengerjakan tugas. Sampai jumpa pada postingan selanjutnya.

Baca postingan selanjutnya: Mempelajari Sejarah Perkembangan Ilmu Kimia Terlengkap Hubungan Ilmu Kimia Dengan Ilmu Pengetahuan Lainnya Manfaat / Peranan Ilmu Kimia Dalam Kehidupan Dan IPTEK Penjelasan Ruang Lingkup Ilmu Kimia Terlengkap Posted in Kimia, SMA, UncategorizedTagged bentuk molekul dari pcl5, cara mencari tipe molekul, cara menentukan bentuk molekul, cara menentukan bentuk molekul senyawa, cara meramalkan bentuk molekul, cara meramalkan bentuk molekulbentuk molekul, meramalkan bentuk molekul, pasangan yang

memiliki bentuk molekul sama adalah, pengertian teori domain elektron, rumus bentuk molekul, teori domain elektron dan teori hibridisasi, teori hibridisasi, teori vsepr Post Previous post Sejarah Perkembangan llmu Pengetahuan dan Kebudayaan di Masa Bani Abbasiyah Next post Gaya Antarmolekul – Penjelasan Gaya Van Der Waals dan Ikatan Hydrogen Terlengkap