BAB IPENDAHULUAN

A. LATAR BELAKANGTeori ikatan valensi dan teori medan kristal telah banyak menjelaskan

senyawa kompleks, tetapi di anggap belum mampu menjelaskan secara tuntas tentang

berbagai fakta dalam senyawa kompleks. Sebgai contoh, teori medan kristal dapat

menjelaskan sejumlah besar fakta tentang senyawa kompleks, yang beranggapan

bahwa interaksi antara ion pusat dengan ligan-ligan hanya merupakan interaksi

elektrostatik. Anggapan ini tidak tepat dan dianggap kelemahan teori medan kristal

karena di temukan senyawa-senyawa seperti [Ni(CO)4], [Fe(CO)5] dan [Cr(CO)6]

yang bersifat stabil dengan atom pusat maupun ligannya tidak bermuatan, sehingga

tidak mungkin senyawa-senyawa tersebut terbentuk karena interaksi elektrostatik

murni. Selain itu medan yang di timbulkan oleh ligan-ligan netral seharusnya lebih

lemah dibandingkan medan yang di timbulkan oleh ligan yang bermuatan negatif,

misalnya pada kompleks [Co(H2O)6]3+ dan kompleks [CoF6]3-. Kenyataannya kekuatan

medan kristal [Co(H2O)6]3+ lebih besar di bandingkan kekuatan medan kristal [CoF6]3-.

Hasil eksperimen dengan metode resonansi spin elektron menunjukan adanya

pemakaian bersama pasangan elektron oleh atom pusat dengan ligan. Hal ini

menunjukan bahwa pada pembentukan senyawa kompleks di samping terjadi interaksi

elektrostatik atau interaksi ionik, juga terjadi interaksi kovalen. Untuk

menyempurnakan konsep teori medan kristal, teori tersebut di modifikasi dengan

menganggap bahwa pembentukan senyawa kompleks melibatkan interaksi

elektrostatik dan interaksi kovalen yangt disebut teori medan ligan (Ligan Field

Theory). Pada teori medan ligan, orbital-orbital dari atom pusat dengan orbital-orbital

dari ligan saling berinteraksi membentuk orbital-orbital molekul, sehingga teori ini di

sebut teori orbital molekul (Molecular Orbital Theory)

B. Rumusan Masalah

Berdasarkan latar belakang diatas maka penyusun merumuskan masalah yang

hendak dibahas dalam makalah ini ialah sebagai berikut..

1. Bagaiman pengertian teori orbital molekul pada senyawa kompleks?

2. Bagaimana pembentukan orbital sigma pada senyawa kompleks?

3. Bagaimana pembentukan orbital phi pada senyawa kompleks?

1

C. Tujuan

Tujuan penulisan makalah ini ialah sebagai berikut.

1. Dapat mengetahui Pengertian Teori Orbital molekul pada senyawa kompleks.

2. Dapat mengetahui pembentukan orbital sigma pada senyawa kompleks.

3. Dapat mengetahui pembentukan orbital phi pada senyawa kompleks.

D. Metode Penulisan

Dalam menyelesaikan makalah ini, penulis menggunakan metode jelajah

(browsing) internet dan studi pustaka. Metode ini merupakan pengumpulan

berbagai sumber data dari internet dan buku referensi yang relevan,lalu

menganalisanya, membandingkan dengan sumber data lainnya (mencari titik temu

dari beberapa konsep yang berbeda) dan akhirnya menginterpretasikan data

tersebut dalam bentuk makalah.

2

BAB II

PEMBAHASAN

A. Pengertian Teori Orbital Molekul (Molecular Orbital Theory)

Teori orbital molekul merupakan teori yang paling lengkap karena menganggap

dalam pembentukan senyawa kompleks melibatkan interaksi elektrostatik maupun interaksi

kovalen. Teori orbirtal molekul menyatakan bahwa pembentukan senyawa kompleks terjadi

interaksi antara orbital-orbital dari atom pusat dengan orbital-orbital dari ligan membentuk

orbital-orbital molekul. Orbital-orbirtal molekul senyawa kompleks dianggap merupakan

hasil kombinasi linear dari orbital-orbital atom pusat dan orbital-orbital ligan yang perbedaan

tingkat energinya besar dapat diabaikan, sehingga dalam menggambarkan orbital molekul

senyawa kompleks cukup digambarkan orbital-orbital elektron valensinya. Teori orbital

molekul dapat menjelaskan fakta-fakta tentang sifat magnetik dan warna senyawa kompleks.

Penjelasannya dapat di anggap paralel dengan penjelasan yang di berikan berdasarkan teori

medan kristal.

Setiap penggabungan orbital atom menjadi orbital molekul akan menghasilkan orbital

bonding (orbital ikatan) dan orbital antibonding (orbital anti ikatan).

B. PEMBENTUKAN ORBITAL σ

Pembentukan ikatan melalui orbital σ yang paling sederhana dapat

dicontohkan dalam pembentukan ikatan antar atom hidrogen dalam molekul H2.

3

orbital σ* (orbital molekul antibonding)

orbital σ (orbital molekul bonding)

HH

H2

Dari diagram di atas dapat dilihat bahwa tiap atom H memiliki masing-

masing satu buah elektron pada orbital 1s. kedua orbital atom H tersebut kemudian

bergabung membentuk orbital molekul σ, sehingga terbentuk dua macam orbital,

orbital σ yang merupakan orbital bonding, dan orbital σ* yang merupakan orbital

antibonding. Sesuai dengan aturan Hund, maka mula-mula elektron dari salah satu

atom H mengisi orbital molekul σ yang terbentuk, kemudian elektron dari atom H

yang lain juga mengisi orbital σ tersebut. Dengan terbentuknya orbital molekul yang

diisi oleh elektron dari kedua atom H, maka terbentuklah ikatan antar atom H tersebut

menjadi molekul H2. Molekul H2 ini merupakan molekul yang stabil, karena elektron-

elektronnya berada pada orbital molekul σ yang tingkat energinya lebih rendah

dibandingkan tingkat energi orbital atom pembentuknya.

Pembentukan orbital molekul ini dapat digunakan untuk menjelaskan

ketidakstabilan dari molekul He2. Perhatikan diagram berikut :

Setiap atom Helium memiliki dua elektron pada setiap orbital 1s. saat orbital-orbital

atom 1s dari kedua atom Helium tersebut membentuk orbital molekul, terbentuk 2 macam

orbital molekul pula, orbital σ dan σ*. Elektron-elektron mula-mula mengisi orbital bonding

σ yang tingkat energinya lebih rendah, kemudian mengisi orbital antibonding σ*. Karena baik

orbital bonding maupun orbital antibonding sama-sama terisi elektron, maka keduanya akan

saling meniadakan, sehingga molekul He2 menjadi sangat tidak stabil.

4

orbital σ* (orbital molekul antibonding)

orbital σ (orbital molekul bonding)

He He

He2

Kedua contoh diatas menunjukkan pembentukan orbital molekul untuk molekul

diatomik yang heterogen, sehingga orbital atom yang digunakan dalam pembentukan orbital

molekul memiliki tingkat energi yang sama. Pada molekul diatomik yang heterogen, atom

yang lebih elektronegatif orbital atomnya memiliki tingkat energi yang lebih rendah.

Perbedaan tingkat energi antar orbital atom dari dua atom berbeda yang saling berikatan

merupakan ukuran dari sifat ionik ikatan yang terbentuk antara kedua atom tersebut.

Sedangkan perbedaan tingkat energi antara orbital bonding molekul yang terbentuk dengan

orbital atom (dari atom yang tingkat energinya lebih rendah) merupakan ukuran sifat kovalen

ikatan yang terbentuk. Untuk lebih jelasnya, perhatikan ilustrasi yang diberikan dalam

diagram berikut :

Pada diagram tersebut, atom B memiliki tingkat energi yang lebih rendah

dibandingkan orbital atom A. Oleh karena itu, orbital molekul (OM) σ yang terbentuk

memiliki karakteristik yang lebih mirip dengan orbital atom B. Selisih energi antara orbital

atom A dan orbital atom B, dinotasikan dengan a, menunjukkan ukuran sifat ionik ikatan

yang terbentuk antara A dan B. Sedangkan selisih energi antara OM σ dengan orbital atom B,

dinotasikan dengan b, menunjukkan sifat kovalen ikatan AB.

PEMBENTUKAN ORBITAL MOLEKUL σ DALAM SENYAWA KOMPLEKS

Pada senyawa kompleks, orbital molekul σ terbentuk sebagai gabungan/kombinasi

dari orbital atom logam dengan orbital atom dari ligan. Orbital atom logam dapat

5

1s

1s

A

B

AB

orbital σ

orbital σ*

a

b

bergabung dengan orbital atom ligan jika orbital-orbital atom tersebut memiliki simetri

yang sama.

Untuk logam transisi pertama, orbital yang dapat membentuk orbital molekul

adalah orbital-orbital eg (dx2-y

2 dan dz2), 4s, 4p, 4px, 4py dan 4pz. Orbital-orbital t2g (dxy, dxz

dan dyz) dari logam tidak dapat membentuk orbital σ karena orientasi arahnya yang

berada di antara sumbu x, y dan z. Oleh karena itu ketiga orbital tersebut disebut sebagai

orbital nonbonding. Meskipun tidak dapat membentuk oribtal σ, orbital-orbital t2g

tersebut dapat membentuk orbital molekul π dengan orbital atom dari ligan yang tidak

searah dengan orbital atom logam.

Ligan dapat membentuk orbital molekul dengan orbital logam jika posisinya

segaris dengan logam, atau berada tepat pada sumbu/garis penghubung ion pusat dan

ligan. Adapun orbital atom dari ligan yang dapat bergabung dengan orbital atom dari

logam adalah orbital s atau orbital hasil hibridisasi antara orbital s dan p.Karena jauh

lebih banyak orbital dan elektron yang terlibat, maka diagram pembentukan orbital

molekul dalam senyawa kompleks lebih rumit dibandingkan diagram pembentukan

orbital molekul untuk molekul diatomik sederhana. Umumnya orbital atom dari ligan

tingkat energinya lebih rendah dibandingkan orbital atom dari logam pusat, sehingga

karakteristik dari orbital molekul yang terbentuk lebih mirip dengan karakteristik orbital

atom ligan dibandingkan orbital atom logam. Berikut ini contoh diagram pembentukan

orbital molekul untuk kompleks [Co(NH3)6]3+

6

σs

Pada kompleks [Co(NH3)6], orbital-orbital 4s, 4px, 4py, 4pz, 3dx2-y

2, dan 3dz2 dari

logam Co bergabung dengan keenam orbital px dari atom ligan NH3 membentuk orbital

molekul. Orbital molekul σ yang terbentuk masing-masing diisi dengan sepasang elektron

dari ligan NH3. Orbital 3dxy, 3dxz, dan 3dyz dari Co3+ tidak bergabung membentuk orbital

molekul, ketiga orbital tersebut merupakan orbital nonbonding (non ikatan) dalam kompleks

ini. Selisih antara tingkat energi nonbonding dengan orbital σ* (orbital antibonding)

merupakan harga Δ0 dari kompleks tersebut. Dalam TOM, splitting/pemecahan tingkat energi

yang terjadi merupakan akibat dari kovalensi. Makin besar kovalensi,makin besarpula harga

Δ0. Dalam kompleks [Co(NH3)6]3+ tersebut, harga Δ0 cukup besar, sehingga semua elektron

lebih memilih untuk mengisi orbital nonbonding, kompleks merupakan kompleks low spin.

Karena semua elektron dalam kompleks berpasangan, maka dapat diramalkan bahwa

kompleks tersebut bersifat diamagnetik.

Pada kompleks [CoF6]3-, selisih tingkat energi antara orbital nonbonding dengan

orbital antibonding /orbital σ* yang terbentuk relatif cukup kecil, sehingga elektron dapat

7

3d

x2-y2 z2 xy xz yz

4s

4p

orbital non bonding

σp

σd

σ*s

σ*p

σ*d

6 orbital px dari 6 ligan NH3,masing-masing berisi 2 elektron

∆0

3d

x2-y2 z2 xy xz yz

4s

4p

orbital non bonding

σs

σp

σd

σ*s

σ*p

σ*d

6 orbital px dari 6 ligan F-, masing-masing berisi 2 elektron

∆0

mengisi orbital σ* terlebih dahulu. Kompleks ini merupakan kompleks high spin. Diagram

pembentukan orbital molekul pada kompleks [CoF6]3- dapat dilihat berikut ini :

Orbital-orbital 3dx2-y

2; 3dz2; 4s; 4px; 4py; dan 4pz dari logam bergabung dengan 6 buah

orbital px dari keenam ligan F- yang mengelilingi logam pusat tersebut. Orbital-orbital t2g dari

logam membentuk orbital nonbonding atau non-ikatan. Selisih tingkat energi antara orbital

nonbonding ini dengan orbital antibonding σ* yang terbentuk dinotasikan dengan Δ0. Pada

kompleks [CoF6]3-, karena harga Δ0 relatif cukup kecil, maka sebelum mengisi orbital

nonbonding secara berpasangan, elektron dari ligan mengisi orbital σ* terlebih dahulu.

Akibatnya setiap orbital σ* yang merupakan orbital antibonding masing-masing terisi satu

buah elektron. Terisinya orbital antibonding ini mengakibatkan ikatan antara logam Co

dengan ligan NH3 tersebut menjadi lebih lemah. Karena dalam kompleks terdapat sejumlah

elektron yang tidak berpasangan, maka dapat diramalkan bahwa kompleks [CoF6]3-

merupakan kompleks yang bersifat paramagnetik.

8

C. PEMBENTUKAN ORBITAL π

Sebagaimana telah disebutkan sebelumnya, orbital σ dapat terbentuk antar orbital

atom dengan simetri yang sama. Adapun orbital π dapat terbentuk antara orbital px, py, pz, dxy,

dxz, dan dyz dari logam dengan orbital atom dari ligan yang tidak searah dengan orbital logam.

Salah satu contoh bagaimana orbital π dapat terbentuk antara orbital atom dari logam dengan

orbital atom yang dimiliki ligan ditunjukkan dalam gambar berikut :

Gambar (i)

Gambar (i) Kombinasi orbital dxz dari logam dengan orbital py dan pz dari ligan

Dari Gambar (i) di atas dapat dilihat bahwa orbital dxz berada sejajar dengan orbital py

dan pz dari ligan, sehingga kombinasi dari orbital atom logam dan orbital atom ligan tersebut

dapat menghasilkan orbital molekul π.

Selain dari penggabungan orbital dxz dari logam dengan orbital py dan pz, orbital molekul π

juga dapat terbentuk dari penggabungan antara orbital pz dari logam dengan orbital pz dari

ligan. Ilustrasi kedua orbital atom tersebut dapat dilihat pada gambar di bawah ini.

9

(j)

Gambar (j) Posisi orbital atom pz dari logam dan orbital pz ligan berada dalam posisi yang

sejajar, sehingga juga dapat bergabung dan menghasilkan orbital molekul π.

Jika pada pembentukan ikatan σ ligan berperan sebagai Basa Lewis yang

menyumbangkan pasangan elektron, maka dalam pembentukan ikatan π ini, ligan dapat

bertindak sebagai asam Lewis yang menerima pasangan elektron yang didonorkan oleh

logam.

Adanya ikatan π akan memperkuat ikatan antara logam dengan ligan, sehingga

meningkatkan kestabilan kompleks. Selain itu, konsep mengenai pembentukan ikatan π juga

dapat menjelaskan urutan kekuatan ligan dalam Deret Spektrokimia.

Ligan dapat berperan sebagai akseptor π atau donor π, tergantung keterisian orbital π

yang dimiliki oleh ligan tersebut.

(a) Ligan akseptor π

Sejumlah ligan seperti CO, CN- dan NO+ memiliki orbital π kosong yang dapat

bertumpang tindih dengan orbital t2g dari logam, membentuk ikatan π. Interaksi

semacam ini seringkali disebut sebagai pembentukan ikatan balik (backbonding).

Tingkat energi dari orbital π yang dimiliki ligan ini seringkali lebih tinggi

dibandingkan tingkat energi dari logam, sehingga dapat menaikkan harga ∆0. Ligan-

ligan semacam ini merupakan ligan medan kuat dan pada Deret Spektrokimia berada

di sebelah kanan.

10

(b) Ligan Donor π

Sejumlah ligan tertentu memiliki orbital π yang telah terisi elektron dan

mengalami overlap dengan orbital t2g dari logam, menghasilkan ikatan π. Rapatan

elektron akan ditransfer 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 σ. Interaksi semacam ini lebih sering terjadi pada kompleks dari logam dengan

bilangan oksidasi yang tinggi, sehingga logam tersebut ”kekurangan elektron”.

Orbital π dari ligan biasanya memiliki tingkat energi yang lebih rendah dibandingkan

orbital t2g logam, sehingga delokalisasi elektron π dari ligan melalui cara ini akan

memperkecil harga ∆0. Ligan yang merupakan donor π terletak di sebelah kiri dari

Deret Spektrokimia.

11

Bab III

KESIMPULAN

Dari uraian materi di atas maka dapat disimpulkan hal-hal sebagai berikut :

Teori orbital molekul merupakan teori yang paling lengkap karena menganggap

dalam pembentukan senyawa kompleks melibatkan interaksi elektrostatik maupun

interaksi kovalen.

Pada senyawa kompleks, orbital molekul σ terbentuk sebagai gabungan/kombinasi

dari orbital atom logam dengan orbital atom dari ligan. Orbital atom logam dapat

bergabung dengan orbital atom ligan jika orbital-orbital atom tersebut memiliki

simetri yang sama.

orbital π dapat terbentuk antara orbital px, py, pz, dxy, dxz, dan dyz dari logam dengan

orbital atom dari ligan yang tidak searah dengan orbital logam.

Ligan dapat berperan sebagai akseptor π atau donor π, tergantung keterisian orbital π

yang dimiliki oleh ligan tersebut.

12

DAFTAR PUSTAKA

Sarfudin, Kasimir. 2012. Kimia Anorganik Fisik. Prodi Kimia FKIP Undana Kupang

13