Untuk kegunaan lain, lihat Hibrida.
Empat orbital *sp*3.
Tiga orbital *sp*2.
Dalam kimia, **hibridisasi orbital** atau **hibridisasi** adalah sebuah konsep bersatunya orbital-orbital atom membentuk ***orbital hibrida*** 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. Konsep ini adalah bagian tak terpisahkan dari teori ikatan valensi. Walaupun kadang-kadang diajarkan bersamaan dengan teori VSEPR, teori ikatan valensi dan hibridisasi sebenarnya tidak ada hubungannya sama sekali dengan teori VSEPR.

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, tetapi pendekatan ini selanjutnya diaplikasikan lebih luas, dan sekarang ini dianggap sebagai sebuah heuristik yang efektif untuk merasionalkan struktur senyawa organik.

Teori hibridisasi tidaklah sepraktis teori orbital molekul dalam hal perhitungan kuantitatif. Masalah-masalah pada hibridisasi terlihat jelas pada ikatan yang melibatkan orbital *d*, seperti yang terdapat pada kimia koordinasi dan kimia organologam. Walaupun skema hibridisasi pada logam transisi dapat digunakan, ia umumnya tidak akurat.

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, tetapi 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.

Hibrid *sp*3
------------

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 1*s*2 2*s*2 2*p**x*1 2*p**y*1 atau lebih mudah dilihat:

{\displaystyle C\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \downarrow }{2s}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p\_{x}}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p\_{y}}}\;{\frac {\,\,}{2p\_{z}}}}

(Perhatikan bahwa orbital 1*s* memiliki energi lebih rendah dari orbital 2*s*, dan orbital 2*s* berenergi sedikit lebih rendah dari orbital-orbital 2*p*)

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 (lihat pula: karbena), 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 2*s* ke orbital 2*p* secara teori mengizinkan empat ikatan dan sesuai dengan teori ikatan valensi (adalah benar untuk O2), hal ini berarti akan ada beberapa ikatan CH4 yang memiliki energi ikat yang berbeda oleh karena perbedaan aras 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:

{\displaystyle C^{\*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{2s}}\;{\frac {\uparrow \,}{2p\_{x}}}{\frac {\uparrow \,}{2p\_{y}}}{\frac {\uparrow \,}{2p\_{z}}}}

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 hibrida. Dalam kasus atom karbon yang berikatan dengan empat hidrogen, orbital 2*s* (orbital inti hampir tidak pernah terlibat dalam ikatan) "bergabung" dengan tiga orbital 2*p* membentuk ***hibrid sp*3** (dibaca *s-p-tiga*) menjadi

{\displaystyle C^{\*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{3}}}}

Pada CH4, empat orbital hibrida *sp*3 bertumpang tindih dengan orbital 1*s* hidrogen, menghasilkan empat ikatan sigma. Empat ikatan ini memiliki panjang dan kuat ikat yang sama, sehingga sesuai dengan pengamatan.

Sebuah representasi skematis orbital-orbital hibrida yang tumpang tindih dengan orbital s hirdogen sama dengan Bentuk tetrahedal metana

Sebuah pandangan alternatifnya adalah dengan memandang karbon sebagai anion C4−. Dalam kasus ini, semua orbital karbon terisi:

{\displaystyle C^{4-}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \downarrow }{2s}}\;{\frac {\uparrow \downarrow }{2p\_{x}}}{\frac {\uparrow \downarrow }{2p\_{y}}}{\frac {\uparrow \downarrow }{2p\_{z}}}}

Jika kita menrekombinasi orbital-orbital ini dengan orbital-*s* 4 hidrogen (4 proton, H+) dan mengijinkan pemisahan maksimum antara 4 hidrogen (yakni tetrahedal), maka kita bisa melihat bahwa pada setiap orientasi orbital-orbital *p*, sebuah hidrogen tunggal akan bertumpang tindih sebesar 25% dengan orbital-*s* C dan 75% dengan tiga orbital-*p* C. HaL ini sama dengan persentase relatif antara s dan p dari orbital hibrida *sp*3 (25% *s* dan 75% *p*).

Menurut teori hibridisasi orbital, elektron-elektron valensi metana seharusnya memiliki tingkat energi yang sama, tetapi spektrum fotoelekronnya  menunjukkan bahwa terdapat dua pita, satu pada 12,7 eV (satu pasangan elektron) dan saty pada 23 eV (tiga pasangan elektron). Ketidakkonsistenan ini dapat dijelaskan apabila kita menganggap adanya penggabungan orbital tambahan yang terjadi ketika orbital-orbital *sp*3 bergabung dengan 4 orbital hidrogen.

Hibrid *sp*2
------------

Senyawa karbon ataupun molekul lainnya dapat dijelaskan seperti yang dijelaskan pada metana. Misalnya etilena (C2H4) yang memiliki ikatan rangkap dua di antara karbon-karbonnya. Struktur Kekule metilena akan tampak seperti:

Ethene Lewis Structure. Each C bonded to two hydrogens and one double bond between them.
Karbon akan melakukan hibridisasi *sp*2 karena orbtial-orbital hibrida hanya akan membentuk ikatan sigma dan satu ikatan pi seperti yang disyaratkan untuk ikatan rangkap dua di antara karbon-karbon. Ikatan hidrogen-karbon memiliki panjang dan kuat ikat yang sama. Hal ini sesuai dengan data percobaan.

Dalam **hibridisasi *sp*2**, orbital 2*s* hanya bergabung dengan dua orbital 2*p*:

{\displaystyle C^{\*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}{\frac {\uparrow \,}{sp^{2}}}{\frac {\uparrow \,}{p}}}

membentuk 3 orbital *sp*2 dengan satu orbital p tersisa. Dalam etilena, dua atom karbon membentuk sebuah ikatan sigma dengan bertumpang tindih dengan dua orbital *sp*2 karbon lainnya dan setiap karbon membentuk dua ikatan kovalen dengan hidrogen dengan tumpang tindih *s*-*sp*2 yang bersudut 120°. Ikatan pi antara atom karbon tegak lurus dengan bidang molekul dan dibentuk oleh tumpang tindih 2*p*-2*p* (namun, ikatan pi boleh terjadi maupun tidak).

Jumlah huruf *p* tidaklah seperlunya terbatas pada bilangan bulat, yakni hibridisasi seperti *sp*2.5 juga dapat terjadi. Dalam kasus ini, geometri orbital terdistorsi dari yang seharusnya. Sebagai contoh, seperti yang dinyatakan dalam kaidah Bent, sebuah ikatan cenderung untuk memiliki huruf-*p* yang lebih banyak ketika ditujukan ke substituen yang lebih elektronegatif.

Hibrid *sp*
-----------

Ikatan kimia dalam senyawa seperti alkuna dengan ikatan rangkap tiga dijelaskan dengan **hibridisasi *sp***.

{\displaystyle C^{\*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp}}{\frac {\uparrow \,}{p}}{\frac {\uparrow \,}{p}}}

Dalam model ini, orbital 2*s* hanya bergabung dengan satu orbital-*p*, menghasilkan dua orbital *sp* dan menyisakan dua orbital *p*. Ikatan kimia dalam asetilena (etuna) terdiri dari tumpang tindih *sp*-*sp* antara dua atom karbon membentuk ikatan sigma, dan dua ikatan pi tambahan yang dibentuk oleh tumpang tindih *p*-*p*. Setiap karbon juga berikatan dengan hidrogen dengan tumpang tindih *s*-*sp* bersudut 180°.

Hibridisasi dan bentuk molekul
------------------------------

Hibridisasi membantuk kita dalam menjelaskan bentuk molekul:


| Jenis molekul | Hibridisasi spx | Hibridisasi sdx | Hibridisasi spxdy |
| --- | --- | --- | --- |
| Golongan utama/Logam transisi | Hanya logam transisi |
| AX2 | * Linear
* Hibridisasi sp (180°)
* Misalnya: CO2
 |  |  |
| AX3 | * Datar trigonal
* Hibridisasi sp2 (120°)
* Misalnya: BCl3
 | * Piramida trigonal
* Hibridisasi sd2 (90°)
* Misalnya: CrO3
 |  |
| AX4 | * Tetrahedral
* Hibridisasi sp3 (109,5°)
* Misalnya: CCl4
 | * Tetrahedral
* Hibridisasi sd3 (70.5°, 109,5°)
* Misalnya: TiCl4
 | * Datar persegi
* Hibridisasi sp2d
* Misalnya: PtCl42−
 |
| AX6 |  | * *C3v* Prisma trigonal
* Hibridisasi sd5 (63,4°, 116,6°)
* Misalnya: W(CH3)6
 | * Oktahedral
* Hibridisasi sp3d2
* Misalnya: Mo(CO)6
 |
| Sudut antarorbital | {\displaystyle \theta =\arccos(-{\frac {1}{x}})} | {\displaystyle \theta =\arccos \left(\pm {\sqrt {{\frac {1}{3}}(1-{\frac {2}{x}})}}\right)} |  |

Secara umum, untuk sebuah atom dengan orbital s dan p yang membentuk hibrid hi dengan sudut {\displaystyle \theta }, maka berlaku: 1 + {\displaystyle \lambda }i{\displaystyle \lambda }j cos({\displaystyle \theta }) = 0. Rasio p/s untuk hibrid i adalah {\displaystyle \lambda }i2, dan untuk hibrid j {\displaystyle \lambda }j2. Dalam kasus khusus hibrdid dengan atom yang sama, dengan sudut {\displaystyle \theta }, persamaan tersebut akan tereduksi menjadi 1 + {\displaystyle \lambda }2 cos({\displaystyle \theta }) = 0. Sebagai contoh, BH3 memiliki geometri datar trigonal, sudut ikat 120o, dan tiga hibrid yang setara. Maka 1 + {\displaystyle \lambda }2 cos({\displaystyle \theta }) = 0 menjadi 1 + {\displaystyle \lambda }2 cos(120o) = 0, berlaku juga {\displaystyle \lambda }2 = 2 untuk rasio p/s. Dengan kata lain terdapat hibrid sp2 seperti yang diperkirakan dari daftar di atas.

Molekul hipervalen (Resonansi)| AX5 | Bipiramida trigonal |
|  |
| AX6 | Oktahedral |
|  |
| AX7 | Bipiramida pentagonal |
|  |

Teori hibridisasi vs. Teori orbital molekul
-------------------------------------------

Teori hibridisasi adalah bagian yang tak terpisahkan dari kimia organik dan secara umum didiskusikan bersama dengan teori orbital molekul dalam buku pelajaran kimia organik tingkat lanjut.
Walaupun teori ini masih digunakan secara luas dalam kimia organik, teori hibridisasi secara luas telah ditinggalkan pada kebanyakan cabang kimia lainnya. Masalah dengan teori hibridisasi ini adalah kegagalan teori ini dalam memprediksikan spektra fotoelektron dari kebanyakan molekul, meliputi senyawa yang paling dasar seperti air dan metana. Dari sudut pandang pedagogi, pendekatan hibridisasi ini cenderung terlalu menekankan lokalisasi elektron-elektron ikatan dan tidak secara efektif mencakup simetri molekul seperti yang ada pada teori orbital molekul.

Referensi
---------

1. ↑  "It is important to recognize that the VSEPR model provides an approach to bonding and geometry based on the Pauli
principle that is completely independent of the valence bond (VB) theory or of any orbital description of bonding." Gillespie, R. J. *J. Chem. Educ.* **2004**, 81, 298-304.
2. ↑  L. Pauling, J. Am. Chem. Soc. 53 (1931), 1367
3. ↑  photo electron spectrum of methane 1 Diarsipkan 2011-07-20 di Wayback Machine. photo electron spectrum of methane 2 Diarsipkan 2009-03-27 di Wayback Machine.
4. ↑  Weinhold, Frank; Landis, Clark R. (2005). *Valency and bonding: A Natural Bond Orbital Donor-Acceptor Perspective*. Cambridge: Cambridge University Press. hlm. 381–383. ISBN 0-521-83128-8. Pemeliharaan CS1: Banyak nama: authors list (link)
5. 1 2  Bayse, Craig; Hall, Michael (1999). "Prediction of the Geometries of Simple Transition Metal Polyhydride Complexes by Symmetry Analysis". *J. Am. Chem. Soc*. **121** (6): 1348–1358. doi:10.1021/ja981965+.
6. ↑  Martin Kaupp Prof. Dr. (2001). ""Non-VSEPR" Structures and Bonding in d(0) Systems". *Angew Chem Int Ed Engl*. **40** (1): 3534–3565. doi:10.1002/1521-3773(20011001)40:19<3534::AID-ANIE3534>3.0.CO;2-#.
7. ↑  David L. Cooper , Terry P. Cunningham , Joseph Gerratt , Peter B. Karadakov , Mario Raimondi (1994). "Chemical Bonding to Hypercoordinate Second-Row Atoms: d Orbital Participation versus Democracy". *Journal of the American Chemical Society*. **116** (10): 4414–4426. doi:10.1021/ja00089a033. Pemeliharaan CS1: Banyak nama: authors list (link)

Lihat pula
----------

* Metode orbital molekul kombinasi linear orbital atom
* Diagram MO

Pranala luar
------------

* Ikatan kovalen dan Struktur Molekul
* Film flas hibridisasi
* Pratayang 3D hibridisasi orbital dalam OpenGL
* Pemahaman konsep: Orbital molekul Diarsipkan 2013-04-11 di Archive.is