orbital dan peranannya dalam ikatan konvalen

    Prinsip Ketaktentuan dan Sifat Gelombang dari Elektron

2.2.1  Sifat Gelombang dari Elektron
Seperti telah dikemukakan dalam Bab I, radiasi cahaya dapat dianggap sebagai arus foton atau sebagai gerak gelombang. Berdasarkan pendapat ini, maka pada tahun 1923 de Broglie mengemukakan bahwa dualisme yang sama terdapat pula dalam hal elektron. Menurut teori relativitas dari Einstein, energi suatu partikel dinyatakan sebagai:
E = mc²              (2-1)
m ialah massa partikel dan c² ialah kecepatan cahaya. Dengan menggunakan hubungan E = hv, didapat mc² = hv = hc/λ, sehingga untuk foton:
λ = h/mc = h/p   (2-2)
p ialah momentum. De Broglie kemudian mengemukakan bahwa sifat gelombang-partikel dari radiasi dapat diterapkan terhadap elektron, karena elektron hampir sekecil foton. Untuk elektron berlaku:
λ = h/mv = h/p   (2-3)
v ialah kecepatan elektron. Panjang gelombang dari partikel yang dihitung dengan jalan ini disebut panjang gelombang de Broglie. Sifat gelombang dari materi seperti yang dikemukakan oleh de Broglie kemudian dibenarkan oleh Davidson dan Germer dalam tahun 1928, yang mendapatkan pola difraksi dari elektron dengan menjatuhkan sinar pada suatu bidang dari kristal nikel.
Dengan adanya gerak gelombang dari elektron, maka diperlukan suatu teori kuantum yang baru, yang selain dapat menerangkan gerak elektron dalam atom dan menghitung energi yang mungkin, juga dapat memperhitungkan efek difraksi.
2.2.2. Prinsip Ketaktentuan Heisenberg
Dengan adanya teori gelombang dari elektron, maka kedudukan elektron sekeliling inti tak tertentu. Hal ini tercakup dalam Prinsip Ketaktentuan Heisenberg. Dalam tahun 1927 Heisenberg menunjukkan, bahwa nilai sepanjang pengamatan khas tak dapat ditentukan secara simultan dengan ketelitian tinggi. Contohnya adalah pasangan momentum dan kedudukan, dan pasangan energi dan waktu. Batas dalam ketelitian pengukuran fisik tertentu dinyatakan oleh hubungan:
∆q . ∆p > ħ/2     (2-4)
∆E . ∆t > ħ/2      (2-5)
ħ = h/2π; ∆q, ∆p, ∆E, ∆t ketaktentuan adalah berturut-turut dari kedudukan, momentum, energi dan waktu. Karena nilai ħ kecil, maka ketaktentuan ini tak dapat diamati untuk benda besar, tetapi sangat berarti bagi elektron, atom, dan molekul. Jadi ketaktentuan dari kedudukan elektron akan membawa serta ketaktentuan dalam momentum, sesuai dengan persamaan (2-4). Kedudukan dan momentum dari elektron memberikan informasi mengenai kebolehjadian menemukan elektron di sekeliling inti.
Keterbatasan dalam pengukuran tingkat energi elektron dalam atom dapat ditunjukkan sebagai berikut. Andaikan atom tereksitasi mengemisi radiasi elektromagnetik dan berpindah ke tingkat yang lebih stabil, maka atom-atom ini berumur panjang dan garis spektrumnya tajam. Bila atom tereksitasi berumur pendek, maka radiasi elektromagnetik mencakup daerah yang lebar dan garis kurang tajam. Nilai ketaktentuan ∆t lebih kecil dan ∆E besar karena perhubungan dengan ∆v lewat persamaan ∆E = h/∆v.
2.2.3. Sifat Gelombang
Konsep kebolehjadian dapat diterapkan pada pola difraksi elektron. cincin-cincin difraksi adalah daerah dengan kebolehjadian yang tinggi. Rapat elektron berbanding lurus dengan kuadrat faktor amplitudo yang didapat dari persamaan gelombang. Sifat khas gerak gelombang adalah kemampuannya untuk meneruskan energi dari satu titik ke titik lain tanpa perpindahan permanen dari mediumnya. Gelombang ini disebut gelombang progresif (Gb. 2.1).
Suatu persamaan gelombang dinyatakan sebagai berikut:
∂²/∂x² = 1/c² ∂²ϕ/∂r²       (2-6)
dimana ϕ = a sin 2π (x/λ – vt), v adalah frekuensi, a adalah nilai maksimum dari amplitudo, c adalah kecepatan perambatan. Persamaan (2-6) adalah linier, maka dengan Prinsip Superposisi dua persamaan dengan ϕ₁ dan ϕ₂ dapat dikombinasi linier. Untuk gelombang ϕ₁ dan ϕ₂:
∂²ϕ₁/∂x² = 1/c² ∂²ϕ₂/∂t² dan ∂²ϕ₂/∂x² = 1/c² ∂²ϕ₂/∂t²
Kombinasi linier menghasilkan:
∂²(a₁ϕ₁ + a₂ϕ₂)/ ∂x² = a₁ ∂²ϕ₁/∂x² + a₂ ∂²ϕ₂/∂x²
= 1/c² {a₁ ∂²ϕ₁/∂t² + a₂ ∂²ϕ₂/∂t²} = 1/c² ∂²(a₁ϕ₁ + a₂ϕ₂)/ ∂x²       (2-7).
Prinsip superposisi ini sekarang digunakan untuk vibrasi tali gitar antara dua titik tertentu atau dua titik mati. Untuk gelombang progresif dari kiri ke kanan persamaan gelombangnya:
ϕ₁ = a sin 2π (x/λ – vt)   (2-8)
setelah mencapai ujung, gelombang direfleksi dan berjalan kembali dari kanan ke kiri dengan persamaan gelombang:
ϕ₂ = a sin 2π (x/λ – vt)   (2-9)
Gerak gelombang total dinyatakan dengan persamaan:
ϕ = ϕ₁ + ϕ₂ = a sin 2π (x/λ – vt) + a sin 2π (x/λ + vt)     (2-10).
Untuk gelombang tegak atau gelombang stasioner, bila ϕ = 0, maka sin 2π x/λ = 0, yaitu bila:
2πx/λ = nπ dan x = nλ/2                        (2-11).
n ialah bilangan bulat (Gb. 2.1).
Gelombang stasioner dapat menggambarkan gerak gelombang dari elektron sekeliling inti dalam atom. Agar terjadi interferensi konstruktif dari gelombang de Broglie dengan elektron dalam lintasan Bohr, maka harus dipenuhi hubungan:
2πr = nλ             (2-12).
Substitusi persamaan (2-3) ke dalam persamaan (2-12) menghasilkan:
Mvr = n h/2π; n = 1, 2, 3, …     (2-13). n ialah bilangan kuantum utama. Hasilnya sama dengan yang diturunkan oleh Bohr.
(Sumber: Noer Mansdsjoeriah Surdia. (1993) Ikatan dan Struktur Molekul. Dikbud. Hal: 25-28).

Teori orbital molekul

Teori orbital molekul (Bahasa Inggris: Molecular orbital tehory), disingkat MO, menggunakan kombinasi linear orbital-orbital atom untuk membentuk orbital-orbital molekul yang menrangkumi seluruh molekul. Semuanya ini seringkali dibagi menjadi orbital ikat, orbital antiikat, dan orbital bukan-ikatan. Orbital molekul hanyalah sebuah orbital Schrödinger yang melibatkan beberapa inti atom. Jika orbital ini merupakan tipe orbital yang elektron-elektronnya memiliki kebolehjadian lebih tinggi berada di antara dua inti daripada di lokasi lainnya, maka orbital ini adalah 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 menguatkan maupun melemahkan kekuatan ikatan.

[sunting] Perbandingan antara teori ikatan valensi dan teori orbital molekul

Pada beberapa bidang, teori ikatan valensi lebih baik daripada teori orbital molekul. Ketika diaplikasikan pada molekul berelektron dua, H₂, teori ikatan valensi, bahkan dengan pendekatan Heitler-London yang paling sederhana, memberikan pendekatan energi ikatan yang lebih dekat dan representasi yang lebih akurat pada tingkah laku elektron ketika ikatan kimia terbentuk dan terputus. Sebaliknya, teori orbital molekul memprediksikan bahwa molekul hidrogen akan berdisosiasi menjadi superposisi linear dari hidrogen atom dan ion hidrogen positif dan negatif. Prediksi ini tidak sesuai dengan gambaran fisik. Hal ini secara sebagian menjelaskan mengapa kurva energi total terhadap jarak antar atom pada metode ikatan valensi berada di atas kurva yang menggunakan metode orbital molekul. Situasi ini terjadi pada semua molekul diatomik homonuklir dan tampak dengan jelas pada F₂ ketika energi minimum pada kurva yang menggunakan teori orbital molekul masih lebih tinggi dari energi dua atom F.

Konsep hibridisasi sangatlah berguna dan variabilitas pada ikatan di kebanyakan senyawa organik sangatlah rendah, menyebabkan teori ini masih menjadi bagian yang tak terpisahkan dari kimia organik. Namun, hasil kerja Friedrich Hund, Robert Mulliken, dan Gerhard Herzberg menunjukkan bahwa teori orbital molekul memberikan deskripsi yang lebih tepat pada spektrokopi, ionisasi, dan sifat-sifat magnetik molekul. Kekurangan teori ikatan valensi menjadi lebih jelas pada molekul yang berhipervalensi (contohnya PF₅) ketika molekul ini dijelaskan tanpa menggunakan orbital-orbital d yang sangat krusial dalam hibridisasi ikatan yang diajukan oleh Pauling. Logam kompleks dan senyawa yang kurang elektron (seperti diborana) dijelaskan dengan sangat baik oleh teori orbital molekul, walaupun penjelasan yang menggunakan teori ikatan valensi juga telah dibuat.

Pada tahun 1930, dua metode ini saling bersaing sampai disadari bahwa keduanya hanyalah merupakan pendekatan pada teori yang lebih baik. Jika kita mengambil struktur ikatan valensi yang sederhana dan menggabungkan semua struktur kovalen dan ion yang dimungkinkan pada sekelompok orbital atom, kita mendapatkan apa yang disebut sebagai fungsi gelombang interaksi konfigurasi penuh. Jika kita mengambil deskripsi orbital molekul sederhana pada keadaan dasar dan mengkombinasikan fungsi tersebut dengan fungsi-fungsi yang mendeskripsikan keseluruhan kemungkinan keadaan tereksitasi yang menggunakan orbital tak terisi dari sekelompok orbital atom yang sama, kita juga mendapatkan fungsi gelombang interaksi konfigurasi penuh. Terlihatlah bahwa pendekatan orbital molekul yang sederhana terlalu menitikberatkan pada struktur ion, sedangkan pendekatan teori valensi ikatan yang sederhana terlalu sedikit menitikberatkan pada struktur ion. Dapat kita katakan bahwa pendekatan orbital molekul terlalu ter-delokalisasi, sedangkan pendekatan ikatan valensi terlalu ter-lokalisasi.

Sekarang kedua pendekatan tersebut dianggap sebagai saling memenuhi, masing-masing memberikan pandangannya sendiri terhadap masalah-masalah pada ikatan kimia. Perhitungan modern pada kimia kuantum biasanya dimulai dari (namun pada akhirnya menjauh) pendekatan orbital molekul daripada pendekatan ikatan valensi. Ini bukanlah karena pendekatan orbital molekul lebih akurat dari pendekatan teori ikatan valensi, melainkan karena pendekatan orbital molekul lebih memudahkan untuk diubah menjadi perhitungan numeris. Namun program-progam ikatan valensi yang lebih baik juga tersedia.

Ikatan dalam rumus kimia

Bentuk atom-atom dan molekul-molekul yang 3 dimensi sangatlah menyulitkan dalam menggunakan teknik tunggal yang mengindikasikan orbital-orbital dan ikatan-ikatan. Pada rumus molekul, ikatan kimia (orbital yang berikatan) diindikasikan menggunakan beberapa metode yang bebeda tergantung pada tipe diskusi. Kadang-kadang kesemuaannya dihiraukan. Sebagai contoh, pada kimia organik, kimiawan biasanya hanya peduli pada gugus fungsi molekul. Oleh karena itu, rumus molekul etanol dapat ditulis secara konformasi, 3-dimensi, 2-dimensi penuh (tanpa indikasi arah ikatan 3-dimensi), 2-dimensi yang disingkat (CH₃–CH₂–OH), memisahkan gugus fungsi dari bagian molekul lainnnya (C₂H₅OH), atau hanya dengan konstituen atomnya saja (C₂H₆O). Kadangkala, bahkan kelopak valensi elektron bukan-ikatan (dengan pendekatan arah yang digambarkan secara 2-dimensi) juga ditandai. Beberapa kimiawan juga menandai orbital-orbital atom, sebagai contoh anion etena⁻⁴ yang dihipotesiskan (_\^/C=C_/^{\ −4}) mengindikasikan kemungkinan pembentukan ikatan.

Ikatan kuat kimia

Panjang ikat dalam pm dan energi ikat dalam kJ/mol. Panjang ikat dapat dikonversikan menjadi Å dengan pembagian dengan 100 (1 Å = 100 pm). Data diambil dari [1].
Ikatan	Panjang (pm)	Energi (kJ/mol)
H — Hidrogen
H–H	74	436
H–C	109	413
H–N	101	391
H–O	96	366
H–F	92	568
H–Cl	127	432
H–Br	141	366
C — Karbon
C–H	109	413
C–C	154	348
C=C	134	614
C≡C	120	839
C–N	147	308
C–O	143	360
C–F	135	488
C–Cl	177	330
C–Br	194	288
C–I	214	216
C–S	182	272
N — Nitrogen
N–H	101	391
N–C	147	308
N–N	145	170
N≡N	110	945
O — Oksigen
O–H	96	366
O–C	143	360
O–O	148	145
O=O	121	498
F, Cl, Br, I — Halogen
F–H	92	568
F–F	142	158
F–C	135	488
Cl–H	127	432
Cl–C	177	330
Cl–Cl	199	243
Br–H	141	366
Br–C	194	288
Br–Br	228	193
I–H	161	298
I–C	214	216
I–I	267	151
S — Belerang
C–S	182	272

Ikatan-ikatan berikut adalah ikatan intramolekul yang mengikat atom-atom bersama menjadi molekul. Dalam pandangan yang sederhana dan terlokalisasikan, jumlah elektron yang berpartisipasi dalam suatu ikatan biasanya merupakan perkalian dari dua, empat, atau enam. Jumlah yang berangka genap umumnya dijumpai karena elektron akan memiliki keadaan energi yang lebih rendah jika berpasangan. Teori-teori ikatan yang lebih canggih menunjukkan bahwa kekuatan ikatan tidaklah selalu berupa angka bulat dan tergantung pada distribusi elektron pada setiap atom yang terlibat dalam sebuah ikatan. Sebagai contohnya, karbon-karbon dalam senyawa benzena dihubungkan satu sama lain oleh ikatan 1.5 dan dua atom dalam nitrit oksida NO dihubungkan oleh ikatan 2.5. Keberadaan ikatan rangkap empat juga diketahui dengan baik. Jenis-jenis ikatan kuat bergantung pada perbedaan elektronegativitas dan distribusi orbital elektron yang tertarik pada suatu atom yang terlibat dalam ikatan. Semakin besar perbedaan elektronegativitasnya, semakin besar elektron-elektron tersebut tertarik pada atom yang berikat dan semakin bersifat ion pula ikatan tersebut. Semakin kecil perbedaan elektronegativitasnya, semakin bersifat kovalen ikatan tersebut.

ORBITAL HIBRIDA PADA KARBON

Dalam kimia, hibridisasi adalah sebuah konsep bersatunya orbital-orbital atom membentuk orbital hibrid 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

Hibrid sp³

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 1s² 2s² 2p_x¹ 2p_y¹ atau lebih mudah dilihat:
C ↑↓ 1 s ↑↓ 2 s ↑ 2 p x ↑ 2 p y 2 p z {\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 1s memiliki energi lebih rendah dari orbital 2s, dan orbital 2s berenergi sedikit lebih rendah dari orbital-orbital 2p)
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 2s ke orbital 2p 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:
C ∗ ↑↓ 1 s ↑ 2 s ↑ 2 p x ↑ 2 p y ↑ 2 p z {\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 hibrid. Dalam kasus atom karbon yang berikatan dengan empat hidrogen, orbital 2s (orbital inti hampir tidak pernah terlibat dalam ikatan) "bergabung" dengan tiga orbital 2p membentuk hibrid sp³ (dibaca s-p-tiga) menjadi
C ∗ ↑↓ 1 s ↑ s p 3 ↑ s p 3 ↑ s p 3 ↑ s p 3 {\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 hibrid sp³ bertumpang tindih dengan orbital 1s hidrogen, menghasilkan empat ikatan sigma. Empat ikatan ini memiliki panjang dan kuat ikat yang sama, sehingga sesuai dengan pengamatan.
sama dengan
Sebuah pandangan alternatifnya adalah dengan memandang karbon sebagai anion C⁴⁻. Dalam kasus ini, semua orbital karbon terisi:
C 4 − ↑↓ 1 s ↑↓ 2 s ↑↓ 2 p x ↑↓ 2 p y ↑↓ 2 p z {\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 hibrid sp³ (25% s dan 75% p).
Menurut teori hibridisasi orbital, elektron-elektron valensi metana seharusnya memiliki tingkat energi yang sama, namun spektrum fotoelekronnya ^[3] 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 sp³ bergabung dengan 4 orbital hidrogen.

Hibrid sp²

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 sp² karena orbtial-orbital hibrid 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 sp², orbital 2s hanya bergabung dengan dua orbital 2p:
C ∗ ↑↓ 1 s ↑ s p 2 ↑ s p 2 ↑ s p 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 sp² dengan satu orbital p tersisa. Dalam etilena, dua atom karbon membentuk sebuah ikatan sigma dengan bertumpang tindih dengan dua orbital sp² karbon lainnya dan setiap karbon membentuk dua ikatan kovalen dengan hidrogen dengan tumpang tindih s-sp² yang bersudut 120°. Ikatan pi antara atom karbon tegak lurus dengan bidang molekul dan dibentuk oleh tumpang tindih 2p-2p (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.
C ∗ ↑↓ 1 s ↑ s p ↑ s p ↑ p ↑ p {\displaystyle C^{*}\quad {\frac {\uparrow \downarrow }{1s}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp}}\;{\frac {\uparrow \,}{sp}}{\frac {\uparrow \,}{p}}{\frac {\uparrow \,}{p}}}
Dalam model ini, orbital 2s 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	Utama kelompok	Logam transisi[4]
AX2	Linear (180°) hibridisasi sp E.g., CO2	Tekuk (90°) hibridisasi sd E.g., VO2+
AX3	Datar trigonal (120°) hibridisasi sp2 E.g., BCl3	Piramida trigonal (90°) hibridisasi sd2 E.g., CrO3
AX4	Tetrahedral (109.5°) hibridisasi sp3 E.g., CCl4	Tetrahedral (109.5°) hibridisasi sd3 E.g., MnO4−
AX5	-	Piramida persegi (73°, 123°)[5] hibridisasi sd4 E.g., Ta(CH3)5
AX6	-	Prisma trigonal (63.5°, 116.5°)[5] hibridisasi sd5 E.g., W(CH3)6

Secara umum, untuk sebuah atom dengan orbital s dan p yang membentuk hibrid h_i dengan sudut θ {\displaystyle \theta } , maka berlaku: 1 + λ {\displaystyle \lambda } _i λ {\displaystyle \lambda } _j cos( θ {\displaystyle \theta } ) = 0. Rasio p/s untuk hibrid i adalah λ {\displaystyle \lambda } _i², dan untuk hibrid j λ {\displaystyle \lambda } _j². Dalam kasus khusus hibrdid dengan atom yang sama, dengan sudut θ {\displaystyle \theta } , persamaan tersebut akan tereduksi menjadi 1 + λ {\displaystyle \lambda } ² cos( θ {\displaystyle \theta } ) = 0. Sebagai contoh, BH₃ memiliki geometri datar trigonal, sudut ikat 120^o, dan tiga hibrid yang setara. Maka 1 + λ {\displaystyle \lambda } ² cos( θ {\displaystyle \theta } ) = 0 menjadi 1 + λ {\displaystyle \lambda } ² cos(120^o) = 0, berlaku juga λ {\displaystyle \lambda } ² = 2 untuk rasio p/s. Dengan kata lain terdapat hibrid sp² seperti yang diperkirakan dari daftar di atas.

molekul hipervalen[6] (Resonansi)
Jenis molekul	Utama kelompok	Logam transisi
AX2	-	Linear (180°)
AX3	-	Datar trigonal (120°)
AX4	-	Tetrahedral (109.5°)
		Datar persegi (90°)
AX5	Bipiramida trigonal (90°, 120°)	Bipiramida trigonal, Piramida persegi[7]
AX6	Oktahedral (90°)	Oktahedral (90°)
AX7	Bipiramida pentagonal (90°, 72°)	Bipiramida pentagonal, oktahedral dengan sudut tambahan, Piramida persegi dengan sudut tambahan[8]