TEORI DOMAIN ELEKTRON Teori domain elektron merupakan penyempurnaan dari teori VSEPR. Domain elektron

berarti kedudukan elektron atau daerah keberadaan elektron, dengan jumlah domain ditentukan sebagai berikut (Ralph H. Petrucci, 1985).a. Setiap elektron ikatan (baik itu ikatan tunggal, rangkap, atau rangkap tiga) berarti 1 domain.b. Setiap pasangan elektron bebas berarti 1 domain.                      Jumlah domain electron dalam beberapa senyawa

No Senyawa Jumlah domain elektron

1. 

2. 

3. 

4.

H2O 

CO2

 C2H2

 SO2

4 2 3 3  

 Teori domain elektron mempunyai prinsip-prinsip dasar sebagai berikut (Ralph H. Petrucci, 1985)a. Antar domain elektron pada kulit luar atom pusat saling tolak-menolak sehingga domain    elektron akan mengatur diri (mengambil formasi) sedemikian rupa, sehingga tolak-menolak    di antaranya menjadi minimum.b. Urutan kekuatan tolak-menolak di antara domain elektron adalah:    Tolakan antar domain elektron bebas > tolakan antara domain elektron bebas    dengan domain elektron ikatan >tolakan antardomain electron ikatan.c. Bentuk molekul hanya ditentukan oleh pasangan elektron terikat.

 Susunan ruang domain electron yang menghasilkan tolakan minimum

Jumlah domain electron

Bentuk molekul Besar sudut ikatan

2 3 4 5  6 

Linier 

Segitiga sama sisi 

Tetrahedron 

Bipiramida trigonal  

Octahedro

180o

1200

 109,5o

 Equatorial= 120 0

Aksial= 900

900

 Jumlah domain (pasangan elektron) dalam suatu molekul dapat dinyatakan sebagai berikut.

• Atom pusat dinyatakan dengan lambang A.• Domain elektron ikatan dinyatakan dengan X.• Domain elektron bebas dinyatakan dengan E. Tipe molekul dapat dinyatakan dengan menggunakan langkah-langkah sebagai berikut.1) Menentukan jumlah elektron valensi atom pusat (EV).2) Menentukan jumlah domain elektron ikatan (X).3) Menentukan jumlah domain elektron bebas (E).

  

  Cara menentukan tipe molekul tipe molekul dari senyawa, contoh tipemolekul  BF3Jumlah elektron valensi atom pusat (boron) = 3Jumlah domain elektron ikatan (X) = 3Jumlah domain elektron bebas (E) = (3-3) / 2 = 0Tipe molekul: AX3.  Langkah-langkah yang dilakukan untuk meramalkan geometri molekul adalah:

a.  Menentukan tipe molekul.b.  Menggambarkan susunan ruang domain-domain elektron di sekitar atom pusat yang

memberi tolakan minimum.c.  Menetapkan pasangan terikat dengan menuliskan lambang atom yangbersangkutan.d.  Menentukan geometri molekul setelah mempertimbangkan pengaruh pasangan

elektron bebas. Contoh:Meramalkan bentuk Molekul air, H2O

- Langkah 1: Tipe molekul adalah AX2E2 (4 domain).- Langkah 2: Susunan ruang pasangan-pasangan elektron yang memberi tolakan

minimum adalah tetrahedron. 

       

- Langkah 3: Menentukan pasangan terikat dengan menuliskan lambing atom yang terikat (atom H).

- Langkah 4: Molekul berbentuk V (bentuk bengkok).

 Hasil percobaan menunjukkan bahwa sudut ikatan H–O–H dalam air adalah 104,5°, sedikit lebih kecil daripada sudut tetrahedron (109,5°). Hal ini terjadi karena desakan pasangan elektron bebas Berbagai kemungkinan bentuk molekul berdasarkan teori domain electron

Jumlah pasanganElectron ikatan

Jumlah pasangan

Electron bebas

Tipe molekul Bentuk molekul contoh

2 3 2 4 3 2  5 4 3 2 6 5 4  

0 0 1 0 1 2  0 1 2 3 0 1 2 

AX2

 AX3

 AX2E

 AX4

 AX3E

 AX2E2

 AX5

 AX4E

 AX3E2

 AX2E3

 AX6

 AX5E

 AX4E2

Linier 

Trigonal datar 

Trigonal bentuk V 

Tetrahedron 

Piramida trigonal 

Planar bentuk V  

Bipiramida triginal 

Bidang empat 

Planat bentuk T 

Linier 

Octahedron 

Piramida sisi empat 

Segi empat planar 

BeCl2

 BF3

 SO2

 CH4

 NH3

 H2O 

PCl5

 SF4

 CIF3

 XeF2

 SF6

 BrF5

 XeF4

http://kimia.upi.edu/utama/bahanajar/kuliah_web/2009/0703978/teori%20domain.htm

KEELEKTRONEGATIFAN DAN FAKTORNYA

` 1. Perbedaan keelektronegatifan Senyawa yang ion-ionnya membentuk 2 kutub dengan muatan yang berlawanan (δ+ danδ-) menyebabkan terbentuknya suatu dipol. Semakin besar perbedaan keelektronegatifan atom-atom dalam suatu molekul, menyebabkan molekul tersebut bersifat semakin polar. Contoh : HCl keelektronegatifan H=2,1 dan Cl=2,8 maka H cenderung bermuatan positif (H+) dan Cl cenderung bermuatan negatif (Cl-), sehingga terjadi 2 kutub (dipol). Catatan : Jika dicampurkan dengan pelarut akan larut. Jika senyawa yang ion-ionnya bermuatan sama (δ+ danδ+) atau (δ- danδ-) tidak ada perbedaan keelektronegatifan (perbedaan keelektronegatian = 0), sehingga tidak terbentuk muatan / dipol. Jika dilarutkan

terjadi pengendapan 2. Pengaruh bentuk molekul Senyawa yang memiliki bentuk molekul simetris bersifat non-polar. Contoh : CH4 , CCl4, dsb. Senyawa yang memiliki bentuk molekul tidak simetris karena ada pasangan electron bebas (PEB) bersifat polar. Contoh : NH3, H2O, PCl3, dsb.

http://yohayoo.heck.in/faktor-faktor-yang-mempengaruhi-kepolara.xhtml

KeelektronegatifanKeelektronegatifan adalah kemampuan suatu atom untuk menarik elektron dari atom lain. Faktor yang mempengaruhi keelektronegatifan adalah gaya tarik dari inti terhadap elektron dari jari-jari atom. Harga keelektronegatifan bersifat relatif (berupa perbandingan suatu atom yang lain). Unsur-unsur yang segolongan : keelektronegatifan makin kebawah makin kecil, karena gaya tarik-menarik inti makin lemah. Unusr-unsur bagian bawah dalam sistem periodik cenderung melepaskan elektron. Unsure-unsur yang seperiode : keeloktronegatifan makin kekanan makin besar keelektronegatifan terbesar pada setiap periode dimiliki oleh golongan VII A (unsure-unsur halogen).

http://mathza10.blogspot.com/2011/06/spu.html

MO dan VB

a. Metoda Heitler dan London

Sebagaimana dipaparkan di bagian 2.3, teori Bohr, walaupun merupakan model revolusioner,

namun gagal menjelaskna mengapa atom membentuk ikatan. Teori Lewis-Langmuir tentang

ikatan kovalen sebenarnya kualitatif, dan gagal memberikan jawaban pada pertanyaan

fundamental mengapa atom membentuk ikatan, atau mengapa molekul lebih stabil daripada

dua atom yang membentuknya.

Masalah ini diselesaikan dengan menggunakan mekanika kuantum (mekanika gelombang).

Segera setelah mekanika kuantum dikenalkan, fisikawan Jerman Walter Heitler (1904-1981) dan

fisikawan Jerman/Amerika Fritz London (1900-1954) berhasil menjelaskan pembentukan molekul

hidrogen dengan penyelesaian persamaan gelombang sistem yang terdiri atas dua atom

hidrogen dengan pendekatan. Sistemnya adalah dua proton dan dua elektron (gambar 3.5(a)).

Mereka menghitung energi sistem sebagai fungsi jarak antar atom dan mendapatkan bahwa ada

lembah dalam yang berkaitan dengan energi minimum yang diamati dalam percobaan (yakni

pada jarak ikatan) tidak dihasilkan. Mereka mengambil pendekatan lain: mereka menganggap

sistem dengan elektron yang posisinya dipertukarkan (gambar 3.5(b)), dan menghitung ulang

dengan asumsi bahwa dua sistem harus menyumbang sama pada pembentukan ikatan. Mereka

mendapatkan kemungkinan pembentukan ikatan meningkat, dan hasil yang sama dengan hasil

percobaan diperoleh.

Dua keadaan di gambar 3.5 disebut “beresonansi”. Perbedaan energi antara plot (a) dan (b)

disebut energi resonansi. Enerhi di gambar 3.6(d) adalah energi untuk keadaan dengan spin dua

elektronnya sejajar. Dalam keadaan ini, tolakannya dominan, yang akan mendestabilkan ikatan,

yakni keadaan antibonding. Metoda Heitler dan London adalah yang pertama berhasil

menjelaskan dengan kuantitatif ikatan kovalen. Metoda ini memiliki potensi untuk menjelaskan

tidak hanya ikatan yang terbentuk dalam molekul hidroegn, tetapi ikatan kimia secara umum.

b. Pendekatan ikatan valensi

Marilah kita perhatikan metoda Heitler dan London dengan detail. Bila dua atom hidrogen dalam

keadaan dasar pada jarak tak hingga satu sama lain, fungsi gelombang sistemnya adalah

1s1(1)1s2(2) (yang berkaitan dengan keadaan dengan elektron 1 berkaitan dengan proton 1 dan

elektron 2 berhubungan dengan proton 2 sebagaimana diperlihtakna di gambar 3.5(a) (atau

1s1(2)1s2(1) yang berkaitan dengan keadaan dimana elektron 2 terikat di proton 1 dan elektron 1

berikatan dengan proton 2 sebagaimana diperlihatkan gambar 3.5(b)). Bila dua proton

mendekat, menjadi sukar untuk membedakan dua proton. Dalam kasus ini, sistemnya dapat

didekati dengan mudah kombinasi linear dua fungsi gelombang. Jadi,

Ψ+ = N+［1s1(1)1s2(2) +1s1(2)1s2(1)］ (3.1)

Ψ-= N-［1s1(1)1s2(2) – 1s1(2)1s2(1)］ (3.2)

dengan N+ dan N- adalah konstanta yang menormalisasi fungsi gelombangnya. Dengan

menyelesaikan persamaan ini, akan diperoleh nilai eigen E+ dan E- yang berkaitan dengan

gambar. 3.6(a) dan 3.6(b).

Metoda yang dipaparkan di atas disebut dengan metoda ikatan valensi (valence-bond/VB).

Premis metoda VB adalah molekul dapat diungkapkan dengan fungsi-fungsi gelombang atom

yang menyusun molekul. Bila dua elektron digunakan bersama oleh dua inti atom, dan spin

kedua elektronnya antiparalel, ikatan yang stabil akan terbentuk.

Pendekatan orbital molekul

Metoda VB dikembangkan lebih lanjut oleh ilmuwan Amerika termasuk John Clarke Slater (1900-

1978) dan Linus Carl Pauling (1901-1994). Namun, kini metoda orbital molekul (molecular

orbital, MO) jauh lebih populer. Konsep dasar metoda MO dapat dijelaskan dengan mudah

dengan mempelajari molekul tersederhana, ion molekul H2+ (gambar 3.7).

(-h2/8π2m)∇2Ψ + VΨ = EΨ (2.21)

maka,

(-h2/8π2m)∇2Ψ +e2/4πε0［(-1/r1) -(1/r2) + (1/R)］Ψ = EΨ (3.3)

Ingat bahwa Ψ2 memberikan kebolehjadian menemukan elektron di dalam daerah tertentu. Bila

Anda jumlahkan fungsi ini di seluruh daerah, Anda akan dapatkan kebolehjadian total

menemukan elektron, yang harus sama dengan satu. Orbital biasanya dinormalisasi agar

memenuhi syarat ini, yakni ∫Ψ2 dxdydz = 1.

Fungsi gelombang sistem ini didapatkan dengan mensubstitusi potensialnya kedalam

persamaan 2.21. Bila elektronnya di sekitar inti 1, pengaruh inti 2 dapat diabaikan, dan

orbitalnya dapat didekati dengan fungsi gelombang 1s hidrogen di sekitar inti 1. Demikian pula,

bila elektronnya di sekitar inti 2, pengaruh inti 1 dapat diabaikan, dan orbitalnya dapat didekati

dengan fungsi gelombang 1s hidrogen di sekitar inti 2.

Kemudian kombinasi linear dua fungsi gelombang 1s dikenalkan sebagai orbital molekul

pendekatan bagi orbital molekul H2. Untuk setiap elektron 1 dan 2, orbital berikut didapatkan.

φ+(1) = a[1s1(1) + 1s2(1)]

φ+(2) = a[1s1(2) + 1s2(2)] (3.4)

Orbital untuk molekul hidrogen haruslah merupakan hasilkali kedua orbital atom ini.

Jadi,

Ψ+(1, 2) = φ+(1)･φ+(2) = a[1s1(1) + 1s2(1)] x a[1s1(2) + 1s2(2)]

= a2[1s1(1) 1s1(2) + 1s1(1) 1s2(2) + 1s1(2)1s2(1) + 1s2(1) 1s2(2)] (3.5)

Orbital ini melingkupi seluruh molekul, dan disebut dengan fungsi orbital molekul, atau secara

singkat orbital molekul. Seperti juga, orbital satu elektron untuk atom disebut dengan fungsi

orbital atom atau secara singkat orbital atom. Metoda untuk memberikan pendekatan orbital

molekul dengan melakukan kombinasi linear orbital atom disebut dengan kombinasi linear

orbital atom (linear combination of atomic orbital, LCAO).

Latihan 3.3 metoda VB dan MO

Perbedaan metoda VB dan MO terletak dalam hal seberapa luas kita memperhatikan keadaan

elektronik molekulnya. Carilah perbedaan ini dengan membandingkan persamaan 3.1 dan 3.5.

Jawab

Kecuali konstanta, suku kedua dan ketiga dalam persamaan 3.5 identik dengan dua suku di

persamaan 3.1. Keadaan elektronik yang dideskripsikan oleh suku-suku ini adalah keadaan

molekul sebab setiap elektron dimiliki oleh orbital yang berbeda. Di pihak lain, suku pertama

dan keempat persamaan 3.5 meakili keadaan ionik molekul H+ – H– sebab kedua elekktron

mengisi orbital atom yang sama. Persamaan 3.1 tidak memiliki suku-suku ini, Jadi, teori MO

mempertimbangkan keadaan ionik sementara metoda VN tidak.

http://www.chem-is-try.org/materi_kimia/kimia_dasar/ikatan_kimia1/teori-kuantum-ikatan-kimia/

IKATAN KOVALEN POLAR DAN NON POLAR

Ikatan kovalen adalah ikatan kimia yang terjadi jika adanya penggunaan pasangan elektron secara bersama-sama oleh atom-atom yang berikatan. Dengan kata lain, pasangan elektron ini digunakan bersama-sama (shared electrons - elektron sekutu). Sebagai contoh sederhana adalah adanya ikatan kovalen yang terjadi antara unsur hidrogen dengan oksigen membentuk air (H2O). Masing-masing ikatan kovalen mengandung dua elektron, yaitu satu berasal dari hidrogen dan satunya lagi berasal

dari oksigen.

Atom berikatan kovalen dengan atom lain untuk mencapai kestabilan. Dengan adanya "penyekutuan" elektron valensi, atom dapat memenuhi orbital atom terluarnya dan mencapai kestabilan. 

Ikatan Kovalen Polar dan Non Polar

Ikatan Kovalen PolarIkatan kovalen polar adalah ikatan kovalen yang terbentuk ketika elektron sekutu di antara atom tidakbenar-benar dipakai bersama. Hal ini terjadi ketika satu atom mempunyai elektronegativitas yang lebih tinggi daripada atom yang lainnya. Atom yang mempunyai elektronegativitas yang tinggi mempunyai tarikan elektron yang lebih kuat. Akibatnya elektron sekutu akan lebih dekat ke atom yang mempunyai elektronegativitas tinggi. Dengan kata lain, akan menjauhi atom yang mempunyai elektronegativitas rendah. Ikatan kovalen polar menjadikan molekul yang terbentuk mempunyai potensial elektrostatis. Potensial ini akan membuat molekul lebih polar, karena ikatan yang terbentuk dengan molekul polar lain relatif lemah. Ilustrasi ikatan kovalen polar adalah sebagai berikut:

Contoh senyawa kovalen polar adalah air, sulfida, ozon, dsb.

Ikatan Kovalen Non PolarIkatan kovalen nonpolar adalah ikatan kovalen yang terbentuk ketika atom membagikan elektronnya secara setara (sama). Biasanya terjadi ketika ada atom mempunyai afinitas elektron yang sama atau hampir sama. Semakin dekat nilai afinitas elektron, maka semakin kuat ikatannya. Ikatan kovalen nonpolar terjadi pada molekul gas, atau yang sering disebut sebagai molekul diatomik. Ikatan kovalen nonpolar mempunyai konsep yang sama dengan ikatan kovalen polar, yaitu atom

yang mempunyai nilai elekronegativitas tinggi akan menarik elektron lebih kuat. Pernyataan tesebut benar, namun jika terjadi pada molekul diatom (dimana atom penyusunnya adalah sama) maka elektronegativitas juga sama. Ilustrasi ikatan kovalen nonpolar adalah sebagai berikut:

Contoh senyawa kovalen nonpolar adalah gas hidrogen, gas nitrogen, dsb.

Pembentukan ikatan kovalen dapat dijelaskan menggunakan dua teori yaitu teori ikatan valensi dan teori orbital molekul.

Berdasarkan teori ikatan valensi, ikatan kovalen dapat terbentuk jika terjadi tumpang tindih orbital valensi dari atom yang berikatan. Orbital valensi merupakan orbital terluar dari suatu atom dan merupakan tempat terletaknya elektron valensi. Orbital valensi inilah yang digunakan pada pembentukan ikatan kimia.

Dua atom yang saling mendekati masing-masing memiliki orbital valensi dan satu elektron. Orbital valensi ini saling tumpang tindih sehingga elektron yang terletak pada masing-masing orbital valensi saling berpasangan. Sesuai 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. Untuk penjelasan selanjutnya orbital valensi disebut orbital saja.

Orbital dari dua buah atom yang salng tumpah tindih harus memiliki tingkat energi yang sama atau perbedaan tingkat energinya.

 

 

PEMBENTUKAN IKATAN KOVALEN MENGGUNAKAN ORBITAL ASLI

 

Dua jenis orbital yang digunakan dalam pembentukan ikatan kovalen yaitu orbital asli dan orbital hibridisai.jenis orbital yang digunakan dalam pembentukan ikatan kovalen dapat diramalkan berdasarkan geometri, terutama besar sudut ikatan yang ada disekitar atom pusat. Berikut beberapa molekul yang terbentuk menggunakan orbital asli.

Contoh H2S

Dari konfigurasi elektron atom S pada keadaan dasar dapat diketahui bahwa pada orbital 2py dan orbital 2pz masing-masing masih kekurangan satu elektron, demikian pula pada atom H masih kekurangan satu elektron pada orbital 1s. Oleh sebab itu dalam pembentukan H2S, dua elektron yang terletak pada orbital 3p berpasangan dengan dengan dua elektron pada orbital 1s dari dua atom hidrogen.Besarnya sudut ikatan dua buah orbital p adalah 90°. Berdasarkan eksperimen diperoleh besarnya sudut ikatan H-S-H sebesar 92°. Perbedaan sudut ikatan disebabkan oleh tolakan antara dua inti atom hidrogen yang berdekatan. Karena

perbedaan sudut ikatan tidak begitu jauh maka pembentukan ikatan H-S, atom S dianggap menggunakan orbital-orbital asli.

Gambar tumpang tindih orbital-orbital pada pembentukan ikatan H-S dalam molekul H2S

Contoh HCl

Dari konfigurasi elektron atom Cl pada keadaan dasar dapat diketahui bahwa pada orbital 2pz masih kekurangan satu elektron, demikian pula pada atom H masih kekurangan satu elektron pada orbital 1s. Oleh sebab itu dalam pembentukan H2S, dua elektron yang terletak pada orbital 3p berpasangan dengan dengan dua elektron pada orbital 1s dari dua atom hidrogen.

Oleh sebab itu dalam pembentukan HCl, satu elektron yang terletak pada orbital 3pz berpasangan dengan dengan satu elektron pada orbital 1s dari satu atom hidrogen.

Molekul HCl berbentuk lenear dan memiliki sebuah ikatan tunggal, sehingga molekul HCl menggunakan orbital asli dalam pembentukan ikatan H-Cl.

Gambar tumpang tindih orbital-orbital atom pada pembentukan ikatan H-Cl dalam molekul HCl

 

 

PEMBENTUKAN IKATAN KOVALEN MENGGUNAKAN ORBITAL HIBRIDA

 

Sebagaian besar molekul dalam pembentukan ikatan kovalen, menggunakan orbital-orbital hibrida yang terbentuk melalui proses hibridisasi yang pertama kali dijelaskan oleh Lewis dan Langmuir. Proses hibridisasi merupakan suatu proses penggabungan orbital-orbital asli yang tingkat energinya berbeda menjadi prbital-orbital baru yang tingkat energtfinya sama. Orbital-orbital baru yang terbentuk disebut orbital hibrida.Sebelum terjadi hibridisasi, didahului dengan terjadinya eksitasi elektron dari keadaan dasar ke keadaan terksitasi, sehingga diperlukan sejumlah energi agar terjadinya eksitasi. Tingkat elektronik pada keadaan tereksitasi lebih tinggi dibandingkan tingkat energi elektronik pada keadaan dasar.

Contohnya pembentukan molekul CH4. Berdasarkan eksperimen diperoleh panjang dan sudut semua ikatan sama besar (109,8º). Hal ini membuktikan bahwa semua ikatan C-H dalam molekul CH4 adalah ekivalen. Untuk menjelaskan hal ini maka diperlukan konsep hibridisasi.

Berikut konfigurasi elektron atom C pada keadaan dasar.

Dari konfigurasi elektron atom karbon pada keadaan dasar diketahui bahwa, jika atom karbon menggunakan orbital asli pada pembentukan ikatan maka hanya terbentuk CH2, yakni tumpang tindih antara orbital 2px dan 2py dari atom karbon dengan 2 orbital 1s dari 2 atom hidrogen. Namun, pada kenyataannya dijumpai lebih stabil CH4 dibanding CH2.

Oleh sebab itu, agar 4 atom hidrogen semuanya berikatan kovalen dengan atom karbon, maka diperlukan 4 buah elektron tidak berpasangan dari atom karbon. Hal ini dapat diperoleh melalui proses eksitasi atau promosi elektron dari keadaan dasar menuju keadaan tereksitasi. Konfigurasi elektron setelah tertjadi eksitasi sebagai berikut.

Setelah tereksitasi, dilanjutkan dengan proses hibridisasi untuk membentuk orbital-orbital hibrid. Berikut konfigurasi elektron setelah terjadi proses hibridisasi.

Perhatikan, setelah terjadi proses hibridisasi orbital 2s dan 3p dari atom karbon tidak memilki jarak atau pemisahan. Hal ini disebabkan tingkat elektronik kedua orbital tersebut telah setara. Orbital-orbital yang telah mengalami hibridisasi ditulis sebagai 4 orbital hibrida sp3, biasanya hanya disebut sp3.

Dengan adanya 4 elektron yang belum berpasangan dari atom karbon, maka CH4 dapat terbentuk melalui tumpang tindih orbital sp3 dengan 4 orbital 1s dari 4 atom H, berikut konfigurasi elektron atom C dalam CH4 dan tumpang tindih orbital-orbital hibrida sp3atom karbon dengan orbital 1s atom hidrogen ditunjukan pada Gambar

Gambar Tumpang tindih 4 orbital hibrida sp3 dari atom C dengan 4 orbital 1s dari 4 atom H

Secara ringkas konfigurasi elektron dari atom karbon sebagai atom pusat pada pembentukan ikatan kovalen dengan 4 atom hidrogen dalam CH4, sebagai berikut.

Molekul CH4 berbentuk tetrahedral. Hal ini disebabkan tumpang tindih 4 orbital hibrida sp3 dari atom C dengan 4 orbital 1s dari 4 atom H mengarah pada pojok-pojok tetrahdral. Perlu diketahui bahwa, bentuk terahedral dari molekul CH4 telah lama diketahui sebelum konsep hibridisasi dikemukakan.

http://wanibesak.wordpress.com/tag/teori-ikatan-valensi-dan-teori-orbital-molekul/