“TEORI ORBITAL MOLEKUL ” Dibuat Untuk Memenuhi Tugas Mata Kuliah Anorganik Fisik
Oleh : Nama : Ivani K. Suteno NIM : 441-416-023 Kelas : A
UNIVERSITAS NEGERI GORONTALO FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM JURUSAN KIMIA 2019
KATA PENGANTAR Puji syukur penulis panjatkan ke hadirat Allah Swt. Atas segala nikmat yang telah dilimpahkan-Nya sehingga penulis dapat makalah ini sebagaimana mestinya. Penyelesaian salah satu tugas dalam mata kuliah Anorganik Fisik dengan judul “Teori Orbital Molekul”. Oleh karena itu, penyusun makalah ini bertujuan untuk menambah wawasan dan pengetahuan para pembaca tentang beberapa hal yang dibahas dalam makalah ini. Ucapan terima kasih penulis diucapkan kepada dosen pembimbing yang selalu memberi banyak masukan sehingga makalah ini dapat terselesaikan dengan baik dan juga kepada teman-teman yang telah membantu dalam penyusunan makalah ini, meskipun namanya tidak dapat disebutkan oleh penulis satu persatu. Semoga makalah ini dapat bermanfaat bagi para pembaca terutama bagi penulis.
Gorontalo, 16 April 2019
Ivani K. Suteno
i
DAFTAR ISI
KATA PENGANTAR…………………………………………………………..i DAFTAR ISI……………..……………………………………………………...ii BAB I. PENDAHULUAN….………………………………………….……..…1 1.1 Latar Belakang………………………………………………………………..1 1.2 Rumusan Masalah…………………………………………………………….2 1.3 Tujuan…………………………………………………………………………2 1.4 Manfaat……………………………………………………………………….2 BAB II. PEMBAHASAN………………………..………………………………3 2.1 Definisi Teori Orbital Molekul…………………………………..….…….….3 2.1.1. Teori Orbital Molekul ……………....………………………………...3 2.1.2. Orbital Molekul Diatomik Periode-2………………………………….8 2.1.3 Orbital Molekul Diatomik Heteronuklir………………………………..9 2.2. Contoh-Contoh Diagram Orbital Molekul Senyawa Kompleks……………..10 2.2.1 . Kompleks Oktahedral………………………………………………..10 2.2.2. Kompleks Tetrahedral…………………………………………………12 2.2.3. Kompleks Bujur Sangkar……………………………………………...13 2.3.Pi π Back Bonding Dalam Teori Orbital Molekul…………………………...14 2.4. Ligan π Donor ……………………………………………………………….15 2.5 Ligan π Akseptor………………………………………………………….….15 BAB III. PENUTUP………..…….….……………………………………….…17 3.1 Kesimpulan……………………………………………………………………17 DAFTAR PUSTAKA……………………………………………………………18
ii
BAB I PENDAHULUAN 1.1 Latar belakang Teori orbital molekul merupakan teori yang paling lengkap karena menyangkut baik interaksi elektrostatik maupun interaksi kovalen. Berdasarkan teori orbital molekul, pada pembentukan senyawa kompleks, orbital-orbital dari atom pusat dengan orbitalorbital dari ligan akan saling berinteraksi membentuk orbital-orbital molekul. Teori orbital molekul mempertimbangkan interaksi elektrostatik dan interaksi kovalen antara atom pusat dengan ligan. Orbital-orbital pada atom pusat dengan orbital-orbital dari ligan saling berinteraksi membentuk orbital-orbital molekul lain. Struktur atom dan metoda mekanika gelombang memungkinkan untuk memecahkan persoalan pokok dalam ilmu kimia, yaitu apa yang menyebabkan atom dapat saling berikatan menjadi molekul. Ada beberapa teori yang memberikan postulat – postulatnya tentang bagaimana bentuk dari suatu senyawa, antara lain, teori Valence-Shell Elektron Pair Repulsion (VSEPR), teori Ikatan Valensi, teori Orbital Molekul, teori Lewis, dan sebagainya. Mengenai ikatan kovalen, dikenal dua jenis pendekatan yaitu teori Orbital Molekul (teori MO) dan teori ikatan valensi (teori VB).Berdasarkan teori ikatan valensi, ikatan kovalen dapat terbentuk jika terjadi tumpang tindih orbital valensi dari atom yang berikatan.Teori Ikatan Valensi mampu secara kualitatif menjelaskan kestabilan ikatan kovalen sebagai akibat tumpang-tindih orbital-orbital atom.Dengan konsep hibridisasi pun dapat dijelaskan geometri molekul sebagaimana yang diramalkan dalam teori VSEPR, tetapi sayangnya dalam beberapa kasus, teori ikatan valensi tidak dapat menjelaskan sifat-sifat molekul yang teramati secara memuaskan. Meskipun teori medan Kristal dapat menjelaskan sejumlah besar fakta tentang senyawa kompleks, teori ini mempunyai cacat yang serius, yaitu anggapan bahwa interaksi antara ion pusat dengan ligan-ligan hanya merupakan interaksi elektrostatik adalah tidak tepat. Bila pembentukan suatu kompleks hanya melibatkan interaksi elektrostatik. Maka senyawa-senyawa kompleks seperti [Ni(CO)4], [fe(CO)5], dan [CR(CO)6] tidak mungkin terbentuk karena baik atom pusat maupun ligannya adalah tidak bermuatan. Dalam kenyataan diperoleh bahwa senyawa-senyawa kompelks
1
tersebut bersifat stabil. Di samping itu, medan yang ditimbulkan oleh ligan-ligan netral, misalnya pada kompleks
[Co(H2O)6]3+ adalah lebih besar dibandingkan kekuatan
medan Kristal [CoF6]3+. Hasil eksperimen dengan metode resonansi spin electron menunjukkan adanya pemakaian bersama pasangan elektron oleh atom pusat dengan ligan. Hal ini menunjukkan bahwa pada pembentukan senyawa kompleks di samping terjadi interaksi elektrostatik atau interaksi ionik, juga terjadi interaksi kovalen.
1.2 Rumusan masalah 1.2.1
Bagaimana teori orbital molekul?
1.2.2
Apa saja contoh-contoh dari teori orbital molekul
1.2.3
Bagaimana π back bonding dalam teori orbital molekul?
1.2.4
Bagaimana ligan π donor?
1.2.5
Bagaiman ligan π akseptor?
1.3 Tujuan 1.3.1 Untuk mengetahui teori orbital molekul? 1.3.2 Untuk mengetahui contoh-contoh dari teori orbital molekul? 1.3.3 Untuk mengetahui π back bonding dalam teori orbital molekul? 1.3.4 Untuk mengetahui ligan π donor? 1.3.5 Untuk mengetahui ligan π akseptor?
1.4 Manfaat Diharapkan makalah ini dapat bermanfaat untuk: 1.4.1
Mengetahui teori orbital molekul?
1.4.2
Mengetahui contoh-contoh dari teori orbital molekul?
1.4.3
Mengetahui π back bonding dalam teori orbital molekul?
1.4.4
Mengetahui ligan π donor?
1.4.5
Mengetahui ligan π akseptor?
2
BAB II PEMBAHASAN 2.1 Definisi teori orbital molekul Teori orbital molekul didasarkan atas asumsi, yaitu pada pembentukan senyawa kompleks terjadi interaksi antara orbital-orbital dari atom pusat dengan orbital-orbital dari ligan membentuk orbital molekul. Orbital molekul senyawa
kompleks dapat
diperoleh dari kombinasi linear orbital-orbital dari atom pusat dengan orbital-orbital dari ligan-ligan. Interaksi antara atom pusat dengan ligan-ligan merupakan gabungan dari interaksi elektrostatis (ionik) dan interaksi kovalen. Teori orbital molekul merupakan teori yang paling lengkap karena menyangkut baik interaksi elektrostatik maupun interaksi kovalen. Berdasarkan teori orbital molekul, pada pembentukan senyawa kompleks, orbital-orbital dari atom pusat dengan orbitalorbital dari ligan akan saling berinteraksi membentuk orbital-orbital molekul. Berdasarkan pendekatan kombinasi liniear, orbital-orbital molekul senyawa kompleks dianggap merupakan kombinasi linear dari orbital-orbital atom pusat dan orbital-orbital ligan.karena kombinasi linear dari orbital-orbital atom pusat dan orbital-orbital ligan yang perbedaan tingkat energinya besar dapat diabaikan, maka dalam menggambarkan orbital molekul senyawa kompleks cukup digambarkan orbital-orbital valensinya. Untuk memudahkan dalam mepelajari pembentukan orbital molekul senyawa kompleks, perlu diawali dengan penjelasan tentang pembentukan orbital molekul kompleks hipotetik. [AB]+berikut. Seandainya suatu basa Lewis B yang memiliki satu pasangan elektron bebas, dan asam Lewis A+ yang memiliki dua orbital hibrida sp dan sebuah elektron,, bereaksi membentuk Kompleks [AB]+.
Berdasarkan teori medan Kristal akibat interaksi tersebut dua orbital hibrida sp dari asam lewis A+akan mengalami kenaikan tingkat energy. Bila dua orbital sp tersebut disebut orbital A1 dan orbital A2, dan dalam pengisian kedua elektron orbital tersebut
3
dinyatakan dengan garis mendatar (-), maka dua orbital tersebut akan mengalami pemisahan seperti gambar berikut.
Gambar pemisahan dua orbital pada kompleks hipotesis [AB] +. Pada interaksi tersebut kenaikan tingkat energi orbital A1 adalah lebih tinggi dibandingkan kenaikan tingkat energi orbital A2 karena orbital A1 berhadapan langsung dengan basa Lewis B, sedangkan orbital A2 tidak berhadapan langsung.Transisi elektron dapat terjadi dari orbital A2 dengan energy transisi sebesar ∆E1. Apabila orbital dari basa disebut orbital B, maka berdasarkan teori ikatan kovalen murni pembentukan orbital bonding (orbital ikatan), ᴪh, dan orbital antibonding (orbital anti ikatan), ᴪa, adalah: ᴪh, = A1 + B ᴪa= A1 – B orbitalA2 yang tidak digunakan dalam pembentukan ikatan akan menjadi orbital nonbonding (orbital bukan ikatan) ᴪa, diagram orbital molekul kompleks hipotetik [AB]* diberikan pada gambar berikutnya.
Tingkat energi [AB]+ adalah minimal apabila distribusi elektron pada kompleks tersebut adalah ᴪb2ᴪn1ᴪa0. Transisi elektron dengan energi terendah adalah dari orbital nonbonding ᴪn1 ke orbital antibonding, ᴪa, dengan energy transisi sebesar ∆E2. 4
Berdasarkan teori orbital molekul, maka pembentukan [AB]+ akan melibatkan baik interaksi elektrostatik maupun interaksi kovalen. Pada waktu asam lewis A+ brinteraksi dengan basa lewis B maka interaksi yang pertama terjadi dapat dianggap interaksi elektrostatik. Interaksi tersebut menyebabkan dua orbital hibrida A1dan A2 dan asam lewis A+akan mengalami kenaikan tingkat energy sedangkan orbital A2 mengalami penurunan tingkat energi. Transisi elektron dengan energi terendah adalah dari orbital nonbonding ᴪn ke orbital bonding ᴪa dengan energy transisi sebesar ∆E seperti pada ga,bar berikut.
Gambar diagram orbital molekul kompleks [AB] + Teori orbital molekular mengandaikan bahwa apabila dua atom atau lebih bergabung membentuk suatu spesies, maka spesies ini tidak lagi memiliki sifat orbital atomik secara individual, melainkan membentuk orbital molekular “baru”.Orbital molekular adalah hasil tumpang-tindih dan penggabungan orbital atomik pada molekul. Menurut pendekatan lurus (linear combination), jumlah molekuler yang bergabung sama dengan orbital atomik yang bergabung. Bila dua atom yang bergabung masingmasing menyediakan satu orbital atomik maka dihasilkan dua orbital molekuler, salah satu merupakan kombinasi jumlahan kedua orbital atomik yang saling menguatkan dan lainnya
kombinasi
kurangan
yang
saling
meniadakan.Kombinasi
jumlahan
menghasilkan orbital molekuler ikat (bonding) yang mempunyai energi lebih rendah, dan kombinasi kurangan menghasilkan orbital molekuler antiikat (antibonding). Berdasarkan konsep orbital molekul, jika dua atom saling berdekatan, maka dua orbital atom itu akan mengalami tumpang tindih menghasilkan dua orbital molekul. Proses itu dapat digambarkan dengan menggabungkan dua fungsi gelombang atom untuk menghasilkan dua orbital molekul, melalui metode kombinasi linear orbitalorbital atom, Liniear Combination of Atomic Arbital Orbitals (LCAO).
5
Jika orbital s bercampur, akan terbentuk orbital molekul yang direpresentasikan dengan σ (sigma) dan σ* (sigma bintang). Gambar 3.1 memperlihatkan kerapatan elektron dan orbital atom yang menghasilkan orbital molekul.
Gambar kerapatan elektron dan orbital atom yang menghasilkan orbital molekul Untuk orbital σ, kerapatan elektron antara dua inti bertambah relatif terhadap dua atom bebas. Oleh karena itu, muncul gaya tarik elektrostatik antara inti positif dan daerah yang memiliki kerapatan elektron tinggi ini, dan orbital molekul yang dihasilkan disebut orbital ikatan (bonding). Sebaliknya, untuk orbital σ*, kerapatan elektron antara dua inti berkurang, sehingga timbul tolakan elektrostatik antar dua atom, dan orbital ini disebut sebagai orbital antiikatan (antibonding). Berikut beberapa hal umum yang berkaitan dengan orbital molekul: 1. Untuk orbital yang tumpang tindih, tanda pada lobes tumpang tindih harus sama 2. Jika 2 orbital atom bercampur, maka akan terbentuk 2 orbital molekul, ikatan dan antiikatan. Orbital molekul ikatan memiliki energi lebih rendah dari orbital molekul antiikatan. 3. Pencampuran orbital atom akan signifikan, jika orbital atom memiliki energi yang sama. 4. Setiap orbital molekul maksimum memiliki 2 elektron dengan spin +1/2 dan -1/2. 56 5. Konfigurasi elektron dari molekul dapat disusun berdasarkan prinsip Aufbau dengan mengisi orbital molekul yang memiliki energi terendah terlebih dahulu. 6. Jika elektron menempati orbital molekul yang berbeda dengan tingkat energi yang sama, maka gunakan aturan Hund. 7. Orde ikatan dalam molekul diatomik didefinisikan sebagai jumlah pasangan elektron dari orbital molekul ikatan dikurangi jumlah pasangan elektron dari orbital molekul antiikatan.
6
2.1.1 Orbital molekul diatomic Spesis diatomik paling sederhana dibentuk dari satu atom hidrogen dan satu ion hidrogen, yaitu ion molekulel H2+.
Gambar diagram orbital molekul H2+. Diagram tingkat energi
menggambarkan okupansi orbital atom dalam
menghasilkan orbital molekul. Subskrip mengindikasikan dari orbital atom mana orbital molekul dihasilkan.Orbital σ yang dihasilkan dari pencampuran dua orbital atom 1s sehingga disimbolkan dengan σ1s.Energi elektron dalam orbital molekul σ1s lebih rendah dibandingkan dengan energi dalam orbital atom 1s.Hal ini merupakan hasil dari tarikan elektron terhadap dua inti hidrogen. Konfigurasielektron kation hidrogen dituliskan
sebagai
(σ1s)1.
Ikatan
kovalen
“normal”
memiliki
satu
pasang
elektron.Karena hanya terdapat satu elektron dalam orbital molekul ikatan ion dihidrogen, maka orde ikatannya ½.Berdasarkan hasil ekperimen terhadap ion ini diperoleh panjang ikatan H-H 106 pm dan kekuatan ikatan 255 kJ.mol-1.Bagaimana dengan orbital molekul H2 yang memiliki dua elektron?
Gambar diagram orbital moleku,H2
7
Gambar di atas menunjukkan tingkat energi molekul hidrogen, H2., dengan Konfigurasi elektronnya (σ1s)2∗.Orbital molekul ikatan memiliki 2 elektron, sementara elektron di orbital molekul antiikatan tidak ada, sehingga orde ikatan H2 adalah 1. Orde ikatan ini lebih besar dari orde ikatan H2+, sehingga ikatannya akan lebih kuat dan panjang ikatannya aakan pendek. Hal ini sesuai dengan hasil ekperimen, panjang ikatannya 74 pm dan kekuatan ikatannya 436 kJ.mol-1.
2.1.2 Orbital molekul diatomik peridoe 2 Litium adalah unsur pada periode kedua yang paling sederhana.Dalam fasa padat dan liquid, litium berikatan logam sedangkan dalam fasa gas merupakan molekul diatomic.Dua elektron dari orbital atom 2s terdapat orbital molekul σ2s dan memiliki 1 orde ikatan.Hasil pengukuran panjang ikatan dan energi ikat berkesesuaian dengan nilai orde ikatan. Okupansi orbital molekul terluar (valensi) ditulis (σ2s)2.
Gambar diagram orbital molekul orbital atom 2s molekul Li2 (fasa gas) Molekul periode dua yang lain adalah oksigen (O2). Berdasarkan gambar di atas dapat kita amati, berdasarkan aturan Hund, terdapat 2 elektron tidak berpasangan. Terdapat 2 orde ikatan [3-(2 × ½)], berkesesuaian dengan pengukuran panjang ikatan dan energi ikat.
Gambar Diagram orbital molekul orbital atom 2p molekul O2
8
Pada molekul periode kedua yang lain, difluorin (F2), lebih dari dua elektron menempati orbital antibonding (Gambar 5.6). orde ikatan menunjukan ikatan bersih yang berasal dari 3 orbital bonding yang terisi dan 2 orbital antibonding. Konfigurasi elektron valensinya, (σ2s)2(𝜋2p)4(𝜋*2p)4
. Gambar Diagram orbital molekul orbital atom 2p molekul F2 2.1.3 Orbital molekur diatomic heteronuklir Salah satu contoh molekul heteronuklir adalah karbon monoksida (CO). Ikatan karbon monoksida dapat divisualisasikan menggunakan diagram tingkat energi orbital molekul.
Gambar Diagram orbital molekul CO Orbital atom oksigen memiliki energi lebih rendah dibandingkan orbital atom karbon akibat besarnya Zeff. Perbedaan utama antara molekul diatomik homonuklir dan heteronuklir adalah orbital molekul dihasilkan dari orbital atom 2s suatu unsur yang tumpang tindih energinya dengan orbital atom 2p dari unsur lain. Dengan demikian, kita harus mempertimbangkan molekul orbital yang berasal dari kedua orbital atom pada penyusunan diagram orbital molekul. Karena energi orbital bersifat asimetri,orbital molekul bonding diturunkan dari orbital atom oksigen berenergi rendah, sedangkan 9
orbital molekul antibonding diturunkan dari orbital atom karbon berenergi tinggi. Terdapat dua orbital molekul yang dihasilkan dari kontribusi orbital atom berergi rendah dari oksigen dan berenergi tinggi dari karbon, yaitu orbital molekul nonbonding (σNB), tidak berkontribusi signifikan terhadap ikatan. Untuk menentukan orde ikatan karbon monoksida, jumlah pasangan antibonding (0) telah dikurangi dari jumlah pasangan bonding (3), perhitungan ini mengarah pada prediksi ikatan rangkap tiga (triple bond).Energi ikat paling tinggi sebesar 1072 kJ.mol-1. 2.2 Contoh-contoh diagram orbital molekul senyawa kompleks 2.2.1 Kompleks octahedral Diagram orbital molekul kompleks oktahedral yang melibatkan baik interaksi kovalen diberikan pada gambar berikut dimana (a) merupakan orbital atom atau ion logam pada keadaan bebas atau sebelum ada interaksi dengan ligan-ligan. (b) merupakan orbital atom atau ion logam pada kompleks octahedral bila interaksi antara atom pusat dengan ligan-ligan hanya interaksi elektrostatik. (c), merupakan orbitalorbital dari ligan sebelum terjadi interaksi dengan orbital-orbital atom logam, disebut dengan orbital-orbital kelompok ligan (ligan group orbitals). (d) orbital molekul kompleks oktahedral yang melibatkan baik interaksi elektrostatik maupun interaksi kovalen. Pada waktu atom logam mengadakan interaksi elektrostatik dengan ligan-ligan maka semua orbital yang ada mengalami kenaikan tingkat energy tiga orbital p meskipun mengalami kenaikan tingkat energi tetapi tetap dalam keadaan degenerat karena interaksi ligan-ligan dengan tiga orbital p tersebut adalah sama kuat. Lima orbital d dari atom logam atau ion logam mengalami pemisahan menjadi orbital t2g dan eg seperti diterangkan pada pembahasan teori medan Kristal di muka. Setelah mengalami kenaikan energy orbital-orbital dari atom logam atau ion logam mengadakan kombinasi linear dengan orbital-orbital dari ligan membentuk orbital molekul kompleks octahedral. Dengan menggunakan diagram yang ditunjukkan pada gambar berikut.
10
Gambar diagram orbital-orbital molekul kompleks octahedral Contoh 1 : [Co(NH3)6]3+ (orbital molekul kompleks oktahedral). Fakta eksperimen menunjukkan bahwa ion kompleks [Co(NH3)6]3+ memiliki bentuk octahedral dan bersifat diamagnetik. Atom pusat ion kompleks tersebut adalah Co3+ dengan konfigurasi elektron [Ar] 3d6. Jumlah elektron pada orbital 3d atom pusat dan elektron-elektron yang didonorkan oleh 6 ligan NH3 adalah 18 elektron yang dituliskan pada orbital molekul kompleks octahedral sperti pada gambar berikut. Cara pengisian 18 elektron pada orbital molekul kompleks [Co(NH3)6]3+
gambar diagram orbital molekul kompleks [Co(NH3)6]3+ adalah sebagai berikut. Pertama, mengisikan 6 pasang elektron pada orbital-orbital a1g, t1h, dan eg. Kedua, mengisikan 6 elektron yang tersisa pada orbital t2g, secara berpasangan karena kompleks [Co(NH3)6]3+merupakan kompleks dengan medan kuat,
11
harga 10Dq>P . Sifat diamagnetik dari ion kompleks [Co(NH3)6]3+. Ditunjukkan dengan berpangannya semua elektron yang terdapat pada orbital molekul kompleks tersebut. 2.2.2 Kompleks Tetrahedral Diagram orbital molekul kompleks tetrahedral yang melibatkan baik interaksi elektrostatik maupun interaksi kovalen seperti pada gambar berikut. Dimana (a) merupakan orbital atom ligan atau ion logam pada keadaan bebas atau sebelum ada interaksi dengan ligan-ligan, (b) merupakan orbital atom pusat dengan ligan-ligan hanya interaksi elektrostatik, (c) merupakan orbital-orbital kelompok ligan, dan (d) orbital molekul kompleks tetrahedral yang melibatkan baik interaksi elektrostatik maupun kovalen
Pada waktu atom logam atau ion logam mengadakan interaksi elektrostatik dengan ligan-ligan maka semua orbital yang ada mengalami kenaikan tingkat energi. Lima orbital d dari atom logam atau ion logam mengalami pemisahan menjadi orbital t2 dan eseperti diterangkan pada teori pembahasan medan Kristal. Setelah mengalami kenaikan tingkat energi, orbital-orbital dari atom logam atau ion logam mengadakan kombinasi linear dengan orbital-orbital dari ligan membentuk orbital molekul-molekul tetrahedral. Kompleks tetrahedral merupakan kompleks dengan medan lemah, harga 10Dq
12
didonorkan oleh 4 ligan Cl- adalah 16 elektron.Enam belas elektron tersebut diisikan pada orbital molekul kompleks tetrahedral seperti diberikan pada gambar berikut.
Gambar diagram orbital molekul kompleks
2.2.3 Kompleks bujur sangkar Diagram orbital molekul bujur sangkar yang melibatkan baik interaksi elektrostatis maupun interaksi kovalen diberikan pada gambar berikut. Pada kompleks bujur sangkar, empat pasangan elektron akan menempati orbital atg, eu, dan btg
embentuk 4 ikatan sigma,
sedangkan elektron yang tersisah akan menempati orbital-orbital di atasnya. Kompleks bujur sangkar cenderung memiliki medn kuat, harga 10Dq>P. dengan mengginakan diagram berikut kemagnetan dari kompleks bujur sangkar dapat diterangkan seprti diberikan pada contoh berikut.
Gambar diagram orbital kompleks bujur sangkar[NiCl4] 2Cara pengisian 16 elektron pada orbital molekul kompleks [NiCl4]2- adalah sebagai berikut.Pertama, mengisikan empat pasang elektron pada orbital-orbital a1dan
13
t2,kedua mengisikan dua elektron pada orbital t2 karena ion kompleks [NiCl4]2merupakan komppleks dengan medan lemah, harga 10Dq
e dan satu
elektron yang tersisa pada elektron t2.Sifat paramagnetik dari ion kompleks [NiCl4]2ditunjukkan dengan adanya dua elektron tak berpasangan pada orbital molekul kompleks tersebut. 2.3
π back bonding dalam teori orbital molekul Pi (π) back bonding atau biasa disebut pengikatan balik pi (π) juga dikenal
donasi balik pi (π) adalah suatu konsep dalam ikatan kimia dimana electron berpindah dari satu orbital atom suatu atom ke orbital anti-ikatan π* pada ligan penerimaan- π. Electron dari logam digunakan untuk berikatan dengan ligan, dalam prosesnya ini akan membebaskan logam dari muatan negatif yang berlebihan. Senyawa dimana terdapat pengikatan balik π meliputi Ni(CO)4 dan garam Zeise. IUPAC mengeluarkan definisi pengikatan balik sebagai berikut : “uraian tentang ikatan ligan berikatan terkonjugasi π ke logam transisi yang melibatkan proses sinergis dengan sumbangan electron dari oorbital π atau orbital pasangan electron sunyi pada ligan ke dalam orbital kosong pada logam (ikatan akseptor-donor), disertai dengan pelepasan (sumbangan balik) electron dari orbital nd pada logam (yang merupakan π-simetri sesuai dengan sumbu logamligan) ke dalam orbital π*- antipengikaatan yang kosong pada ligan.
14
Electron ini berasal dari orbital d logam dan biasanya akan berpindah ke orbital molekul anti-ikat ligan, menyebabkan derajat ikat ligan menurun. Ini akan mengakibatkan penurunan frekuensi vibrasi ikatan yang dapat terpantau pada spektroskopi inframerah. Walaupun derajat ikat antar atom ligan menurun, derajat ikat logam-ligan meningkat. 2.4 ligan π donor Dalam kimia koordinasi, ligan π-donor adalah jenis ligan yang dianugerahi orbital non-ikatan penuh yang tumpang tindih dengan orbital berbasis logam. Interaksi mereka saling melengkapi dengan perilaku ligan π-akseptor. Keberadaan terminal oxo ligan untuk logam transisi awal adalah salah satu konsekuensi dari ikatan semacam ini. Ligan π-donor klasik adalah oksida (O2-), nitrat (N3-), amida (RN2- ), alkoksida (RO-), amida (R2N-), dan fluoride. Untuk logam transisi akhir, donor π yang kuat membentuk interaksi anti-ikatan dengan tingkat-d yang terisi, dengan kosenkuensi untuk keadaan putaran, potensi redoks, dan nilai tukar ligan. Ligan π -donor rendah dalam seri spektrokimia.
2.5 ligan π akseptor Sejumlah ligan tertentu memiliki orbital
yang telah terisi elektron dan
menglami overlap orbital t2g, dari logam, menghasilkan ikatan t2g, π. Rapatan elektron akan di transfer dari ligan menuju logam melalui ikatan π. Ini. Selain dari ikatan π. Yang terbentuk tadi,transfer elektron dari ligan ke logam juga terjadi melalui ikatan δ. Interaksi semacam ini lebih sering terjadi pada kompleks dari logam dengan bilangan oksidasi yang tinggi, sehingga logam tersebut “kekurangan elektron”. Orbital π. Dari
15
ligan biasanya memiliki tingkat energi yang lebih rendah dibandingkan orbital t 2g, logam, sehingga delokalisasi elektron π dari ligan melalui cara ini akan memperkecil harga ∆0. Ligan yang merupakan donor π terletak terletak disebelah kiri dari deret spektrokimia.
16
BAB III PENUTUP 3.1 Kesimpulan Teori orbital molekul merupakan teori yang paling lengkap karena menyangkut baik interaksi elektrostatik maupun interaksi kovalen. Berdasarkan teori orbital molekul, pada pembentukan senyawa kompleks, orbital-orbital dari atom pusat dengan orbitalorbital dari ligan akan saling berinteraksi membentuk orbital-orbital molekul.
17
DAFTAR PUSTAKA Effendi. 2007. Kimia Koordinasi Jilid 1. Malang : Jurusan Kimia Fakultas MIPA. UNM Ismunandar. 2006. Modul dan PR Struktur dan Kereaktifan Kimia Anorganik. Bandung : ITB La Kilo, A. 2018. Kimia Anorganik Struktur dan Kereaktifan. Gorontalo. UNG Press Ramlawati. 2005. Kimia Anorganik Fisik. Makasar: Jurusan Kimia FMIPA Universitas Negeri Makassar. Sukarjo, 1985.Ikatan kimia. Jakarta: Rineka Cipta
18
