Referensi :
Geometri molekul adalah susunan atom tiga dimensi di dalam sebuah molekul. Geometri molekul mempengaruhi sifat fisika dan kimia suatu molekul, seperti titik leleh, titik didih, massa jenis, dan jenis reaksi yang dialaminya. Secara umum, Panjang ikatan dan besar sudut ikatan harus ditentukan dengan eksperimen. Bagaimanapun, ada prosedur sederhana yang memungkinkan kita untuk memprediksi geometri keseluruhan molekul atau ion dengan tingkat akurasi tinggi jika kita mengetahui jumlah electron yang mengelilingi atom pusat dalam struktur Lewis-nya.
Molekul Yang Atom Pusatnya Tidak Memiliki Pasangan Elektron Bebas
Tabel 10.1 memperlihatkan lima kemungkinan dari susunan pasangan elektron disekitar pusat atom A. sebagai bentuk dari sifat tolak-menolak, pasangan electron tetap berjauhan satu sama lain. tabel tersebut memperlihatkan susunan dari pasangan electron tapi tidak pada posisi atom yang mengelilingi atom pusat. Molekul-molekul yang atom pusatnya tidak memiliki pasangan electron bebas memiliki satu dari lima susunan pasangan elektron ikatan. Dengan Tabel 10.1 sebagai referensi, mari kita cermati geometri molekul dengan rumus AB2, AB3, AB4, AB5, dan AB6.
AB2 : Berilium Klorida (BeCl2)
Struktur Lewis berilium klorida dalam bentuk gas adalah
AB3 : Boron Trifluorida (BF)
Boron Trifluorida mengandung tiga ikatan kovalen, atau pasangan elektron ikatan. Dalam susunan paling stabil, ketiga ikatan BF mengarah ke sudut-sudut segitiga sama sisi dengan B di tengah segitiga :
Berdasarkan Tabel 10.1, geometri dari BF3 adalah trigonal planar karena tiga atom ujung berada di sudut segitiga sama sisi, yaitu planar :
Jadi, masing-masing dari ketiga sudut FBF adalah 120⁰ dan keempat atom terletak di bidang yang sama.
AB4 : Metana (CH4)
Struktur lewis dari metana adalah
Karena terdapat empat pasangan elektron ikatan, geometri CH adalah tetrahedral (lihat Tabel 10.1). Tetrahedron memiliki empat sisi, atau wajah, yang semuanya adalah segitiga sama sisi. Dalam molekul tetrahedron, atom pusat (C dalam kasus ini) terletak di pusat tetrahedron dan empat atom lainnya berada di sudut. Sudut ikatan semuanya 109,5⁰.
AB5 : Fosfor Pentaklorida (PCl5)
Struktur Lewis fosfor pentaklorida (dalam fase gas) adalah
Satu-satunya cara untuk meminimalkan gaya tolak di antara lima pasangan elektron ikatan adalah dengan mengatur ikatan PCI dalam bentuk trigonal bipiramida (lihat Tabel 10.1). bipiramida trigonal dapat dihasilkan dengan menggabungkan dua tetrahedron di sepanjang dasar segitiga yang sama:
Atom pusat (P dalam hal ini) berada di pusat segitiga dengan atom-atom di sekitarnya diposisikan di lima sudut trigonal bipiramida. Atom-atom yang berada di atas dan di bawah bidang segitiga dikatakan menempati posisi aksial, dan atom yang berada pada bidang segitiga dikatakan menempati posisi ekuator. Sudut antara dua ikatan ekuator adalah 120 °; bahwa antara ikatan aksial dan ikatan ekuator adalah 90 °, dan antara dua ikatan aksial adalah 180 °.
AB6 : Sulfur Heksafluorida (SF6)
Struktur Lewis dari sulfur heksafluorida adalah
Susunan paling stabil dari enam pasangan elektron ikatan SF adalah dalam bentuk oktahidron, ditunjukkan pada Tabel 10.1. Karena enam ikatan ekivalen dalam molekul oktahedron, kita tidak dapat menggunakan istilah "aksial" dan "ekuator" seperti pada molekul trigonal bipiramidal.
Molekul di mana Atom Pusat Memiliki Satu atau Lebih Pasangan Sendiri
Secara umum, menurut model VSEPR, gaya tolak berkurang dalam urutan berikut :
tolakan PEB vs PEB > tolakan PEB vs PEI > tolakan PEI vs PEI
Seperti yang diperlihatkan contoh berikut, dalam banyak kasus, keberadaan pasangan elektron bebas pada atom pusat menyulitkan untuk memprediksi sudut ikatan secara akurat.
AB2E : Sulfur Dioksida (SO2)
Struktur Lewis sulfur dioksida adalah
Karena salah satu pasangan elektron adalah pasangan elektron bebas, molekul SO2 memiliki bentuk "bengkok"
AB3E : Amonia (NH3)
Molekul Amonia mengandung tiga pasangan elektron ikatan dan satu pasangan elektron bebas :
Seperti yang ditunjukkan Tabel 10.1, susunan keseluruhan empat pasangan elektron adalah tetrahedral. Namun dalam NH3, salah satu pasangan elektron adalah pasangan elektron bebas, sehingga geometri NH3 adalah trigonal piramida.
Dengan demikian, sudut HNH pada amonia lebih kecil dari sudut tetrahedral ideal sebesar 109,5 ° (Gambar 10.1).
AB2E2 : Air (H2O)
Molekul air mengandung dua pasangan elektron ikatan dan dua pasangan elektron bebas :
Susunan keseluruhan empat pasangan elektron dalam air adalah tetrahedral, sama seperti di amonia. Namun, tidak seperti amonia, air memiliki dua pasangan elektron bebas pada atom O pusat.
AB4E : Sulfur Tetrafluorida (SF4)
Struktur Lewis SF4 adalah
Atom belerang pusat memiliki lima pasangan elektron yang susunannya, menurut Tabel 10.1, adalah trigonal bipiramidal. Namun, dalam molekul SF, salah satu pasangan elektron adalah pasangan elektron bebas, sehingga molekul tersebut harus memiliki salah satu geometri berikut:
Pedoman Penerapan Model VSEPR
Aturan untuk menerapkan model VSEPR pada semua jenis molekul:
Pergeseran kerapatan elektron dilambangkan dengan menempatkan panah silang (+ →) di atas struktur Lewis untuk menunjukkan arah pergeserannya. Sebagai contoh,
Pemisahan muatan konsekuen dapat direpresentasikan sebagai
di mana δ (delta) menunjukkan muatan parsial.
Ukuran kuantitatif polaritas suatu ikatan adalah momen dipolnya (µ), yang merupakan hasil kali muatan Q dan jarak r antara muatan:
µ = Q x r
Momen dipol biasanya diekspresikan dalam unit debye (D), dinamai untuk Peter Debye. Faktor konversinya adalah
1 D = 3.336 x 10-30 C m
Dimana C adalah coulomb dan m adalah meter.
Molekul diatomik yang mengandung atom dari berbagai unsur memiliki momen dipol dan molekul polar, misalnya HCI, CO, dan NO. H2, O2, dan F2 merupakan contoh molekul nonpolar karena tidak memiliki momen dipol. Untuk molekul yang terdiri dari tiga atau lebih atom, polaritas ikatan dan geometri molekul menentukan apakah ada momen dipol. Bahkan jika ada ikatan polar, molekul tidak selalu memiliki momen dipol. Misalnya, karbondioksida (CO2) adalah molekul triatomik, sehingga geometrinya bisa linier atau bengkok.
Momen dipol dapat digunakan untuk membedakan molekul yang memiliki rumus sama tetapi struktur berbeda. Sebagai contoh, keduanya ada molekul berikut: mereka memiliki rumus molekul yang sama (C2H2Cl2), jumlah dan jenis ikatan yang sama, tetapi struktur molekul yang berbeda:
Teori ikatan valensi mengasumsikan bahwa elektron dalam suatu molekul menempati orbital atom masing-masing atom.
Teori Lewis menggambarkan ikatan H-H dalam hal pasangan dua electron pada atom H. dalam kerangka teori valensi, ikatan kovalen H-H dibentuk oleh tumpeng tindih dua orbital 1s pada atom H.
Apa yang terjadi pada dua atom H saat mereka bergerak menuju satu sama lain dan membentuk ikatan? Awalnya, ketika dua atom berjauhan, tidak ada interaksi. Kita katakan bahwa energi potensial sistem ini (yaitu, dua atom H) adalah nol. Saat atom-atom saling mendekat, setiap elektron ditarik oleh inti atom lainnya; pada saat yang sama, elektron saling tolak, seperti halnya inti. Sementara atom-atom masih terpisah, sistem tarikan berkurang (yaitu menjadi negatif) ketika atom-atom saling mendekat (Gambar 10.5). Hal ini berlanjut sampai mencapai nilai minimum. Pada titik ini, ketika sistem memiliki energi potensial terendah, sistem tersebut paling stabil. Kondisi ini berkaitan dengan tumpang tindih substansial orbital Is dan pembentukan molekul H yang stabil. Jika jarak antar inti semakin mengecil, energi potensial akan meningkat tajam dan akhirnya menjadi positif sebagai akibat dari peningkatan tolakan elektron-elektron dan nuklir-nuklir. Sesuai dengan hukum kekekalan energi, penurunan energi potensial akibat H, pembentukan harus dibarengi dengan pelepasan energi.
Gambar 10.5 Perubahan energi potensial dua atom H dengan jarak pemisahnya. Pada titik energi potensial minimum, molekul H berada dalam keadaan paling stabil dan panjang ikatan 74 pm. Bola mewakili orbital 1s.
Gambar 10.6 Atas ke bawah: Saat dua atom H saling mendekat, orbital 1s mereka mulai berinteraksi dan setiap electron mulai merasakan tarikan proton lainnya. Secara bertahap, kerapatan electron terbentuk di wilayah antara dua inti (warna merah). Akhirnya, molekul H2 yang stabil terbentuk Ketika jarak antar inti adalah 74 pm.
Percobaan menunjukkan bahwa sebagai molekul H2 terbentuk dari dua atom H, panas dilepaskan. Kebalikannya juga benar. Untuk memutuskan ikatan H-H, energi harus disuplai ke molekul. Gambar 10.6 adalah cara lain untuk melihat pembentukan molekul H.
Jadi, teori ikatan valensi memberikan gambaran yang lebih jelas tentang bentuk ikatan kimia daripada teori Lewis. Teori ikatan valensi menyatakan bahwa molekul stabil terbentuk dari atom yang bereaksi ketika energi potensial sistem telah menurun ke minimum; teori Lewis mengabaikan perubahan energi dalam pembentukan ikatan kimia.
Hibridisasi sp³
Perhatikan molekul CH₄. Jika kita berfokus hanya pada elektron valensi, maka dapat direpresentasikan diagram orbital C sebagai berikut
Karena atom karbon memiliki dua elektron yang tidak berpasangan (satu di masing-masing dari dua orbital 2p), ia hanya dapat membentuk dua ikatan dengan hidrogen pada keadaan dasarnya. Meskipun spesi CH₂ diketahui, sangat tidak stabil. Untuk menjelaskan empat ikatan C-H dalam metana, kita dapat mencoba memindahkan elektron dari orbital 2s ke orbital 2p:
Sekarang ada empat elektron tidak berpasangan pada C yang dapat membentuk empat ikatan C-H. Namun, geometri itu salah, karena tiga dari sudut ikatan HCH harus 90°, namun semua sudut HCH adalah 109,5 °.
Untuk menjelaskan ikatan dalam metana, teori VB menggunakan hipotesis orbital hibrida, yang merupakan orbital atom yang diperoleh ketika dua orbital nonekivalen dari atom yang sama bergabung dalam persiapan pembentukan ikatan kovalen. Hibridisasi adalah istilah yang diterapkan pada pencampuran orbital atom dalam atom (biasanya atom pusat) untuk menghasilkan seperangkat orbital hibrida. Kita dapat menghasilkan empat orbital hibrida ekivalen untuk karbon dengan mencampurkan orbital 2s dan tiga orbital 2p:
Karena empat orbital baru terbentuk dari satu orbital s dan tiga orbital p, keempat orbital disebut orbital hibrida sp³. Jadi CH₄ memiliki bentuk tetrahedral, dan semua sudut HCH adalah 109,5°.
Hibridisasi sp
Molekul berilium klorida (BeCl₂) diperkirakan linear dengan VSEPR. Diagram orbital untuk elektron valensi di Be adalah
Kita tahu bahwa dalam keadaan dasar Be tidak membentuk ikatan kovalen dengan Cl karena elektronnya dipasangkan dalam orbital 2s. Jadi kita beralih ke hibridisasi untuk penjelasan tentang perilaku ikatan Be. Pertama, kita memindahkan elektron 2s ke orbital 2p, menghasilkan
Sekarang ada dua orbital Be yang tersedia untuk pengikatan, 2s dan 2p. Namun, jika dua atom Cl bergabung dengan Be dalam keadaan tereksitasi ini, satu atom Cl akan berbagi elektron 2s dan atom Cl lainnya akan berbagi elektron 2p, membuat dua ikatan BeCl yang tidak ekivalen. Skema ini bertentangan dengan bukti eksperimen. Dalam molekul BeCl₂ yang sebenarnya, dua ikatan BeCl identik dalam segala hal. Dengan demikian, orbital 2s dan 2p harus dicampur, atau dipadukan, untuk membentuk dua orbital hibrida sp yang setara:
Selanjutnya kita akan mempelajari molekul BF₃ (boron trifluorida), yang diketahui memiliki geometri planar. Mempertimbangkan hanya elektron valensi, diagram orbital B adalah
Pertama, kita pindahkan elektron 2s ke orbital 2p kosong:
Mencampur orbital 2s dengan dua orbital 2p menghasilkan tiga orbital hibrida sp²:
Ketiga orbital sp² ini terletak di bidang yang sama, dan sudut di antara keduanya adalah 120 ° (Gambar 10.12). Masing-masing ikatan BF dibentuk oleh tumpang tindih dari orbital hibrida sp² boron dan orbital 2p fluorin (Gambar 10.13). Molekul BF₃ adalah planar dengan semua sudut FBF sama dengan 120°. Hasil ini sesuai dengan temuan eksperimen dan juga untuk prediksi VSEPR.
Berikut ringkasan tentang hibridisasi:
Tabel 10.4 merangkum hibridisasi
Prosedur untuk Hibridisasi Atom-Atom
Intinya, hibridisasi hanya memperluas teori Lewis dan model VSEPR. Untuk menetapkan keadaan hibridisasi yang sesuai dengan atom pusat dalam suatu molekul, kita harus memiliki beberapa gagasan tentang geometri molekul tersebut. Langkah-langkahnya adalah sebagai berikut:
Konsep hibridisasi berguna baik untuk molekul dengan ikatan rangkap dua maupun rangkap tiga. Perhatikan molekul etilena (C₂H₄) sebagai contoh. Dapat dilihat bahwa C₂H₄ mengandung ikatan rangkap karbon-karbon dan memiliki bentuk geometri planar. Gambar 10.14 menunjukkan diagram orbital dari proses hibridisasi ini. Kita berasumsi bahwa hanya orbital 2px dan 2py yang bergabung dengan orbital 2s, sedangkan orbital 2pz tidak berubah. Gambar 10.15 menunjukkan bahwa orbital 2pz tegak lurus terhadap bidang orbital hibrida. Seperti ditunjukkan pada Gambar 10.16 (a), setiap atom karbon menggunakan tiga orbital hibrida sp² membentuk dua ikatan dengan dua orbital hidrogen 1s dan satu ikatan dengan orbital hibrida sp² dari atom C yang berdekatan. Selain itu, dua orbital 2pz dari kedua atom C yang tidak terhibridisasi membentuk ikatan lain dengan tumpang tindih ke samping [Gambar 10.16 (b)].
Gambar 10.14 Hibridisasi sp² atom karbon. Orbital 2s terhibridisasi dengan hanya dua orbital 2p membentuk tiga orbital hibrida sp² yang setara. Proses ini meninggalkan elektron dalam orbital yang tidak berubah, diasumsika orbital 2pz
Gambar 10.15 Setiap atom karbon dalam molekul C₂H₄ memiliki tiga orbital hibrida sp² (hijau) dan satu orbital 2pz (abu-abu) yang tidak dihibridisasi, yang tegak lurus terhadap bidang orbital hibrida.
Gambar 10.16 Ikatan dalam etilena (C₂H₄) (a) Tampak atas menunjukkan ikatan sigma antara atom karbon dan antara atom karbon dan hidrogen. Semua atom terletak pada bidang yang sama, menjadikan C₂H₄ sebagai molekul planar. (b) Tampak samping menunjukkan bagaimana dua orbital 2pz pada dua atom karbon tumpang tindih, mengarah pada pembentukan ikatan pi. Garis-garis padat, putus-putus, dan terjepit menunjukkan arah ikatan sigma. (c) Interaksi dalam (a) dan (b) mengarah pada pembentukan ikatan sigma dan ikatan pi dalam etilena. Perhatikan bahwa ikatan pi terletak di atas dan di bawah bidang molekul.
Perbedaan dibuat antara dua jenis ikatan kovalen di C₂H₄. Tiga Ikatan sigma (ikatan σ), adalah ikatan kovalen yang dibentuk oleh orbital yang tumpang tindih dari ujung ke ujung, dengan kerapatan elektron terkonsentrasi di antara inti atom ikatan. Jenis kedua disebut ikatan pi (ikatan π), yang didefinisikan sebagai ikatan kovalen yang dibentuk oleh orbital tumpang tindih menyamping dengan kerapatan elektron terkonsentrasi di atas dan di bawah bidang inti atom ikatan. Kedua atom C membentuk ikatan pi seperti yang ditunjukkan pada Gambar 10.16 (b). Pembentukan ikatan pi inilah yang memberikan geometri planar pada senyawa etilena. Gambar 10.16 (c) menunjukkan orientasi ikatan sigma dan pi. Gambar 10.17 adalah cara lain untuk melihat molekul planar C₂H₄ dan pembentukan ikatan pi. Meskipun biasanya digambarkan bahwa ikatan rangkap karbon-karbon sebagai C=C, penting untuk diingat bahwa kedua ikatan tersebut adalah jenis yang berbeda.
Gambar 10.17 (a) Pandangan lain tentang ikatan pi dalam molekul C₂H₄. Perhatikan bahwa keenam atom berada di bidang yang sama. Ini adalah tumpang tindih orbital 2pz yang menyebabkan molekul dianggap struktur planar. (b) peta potensial elektrostatik C₂H₄.
Molekul asetilen (C2H2) mengandung ikatan rangkap tiga karbon-karbon. Karena molekulnya linier, kita dapat menjelaskan geometri dan ikatannya dengan mengasumsikan bahwa setiap atom C dihibridisasi-sp dengan mencampurkan 2s dengan orbital 2px (Gambar 10.18). Seperti yang ditunjukkan Gambar 10.19, dua orbital hibrid sp dari setiap atom C membentuk satu ikatan sigma dengan orbital hidrogen 1s dan ikatan sigma lainnya dengan atom C lainnya. Selain itu, dua ikatan pi dibentuk oleh tumpang tindih ke samping dari orbital 2p dan 2p yang tidak terhibridisasi. Jadi, ikatan C≡C terdiri dari satu ikatan sigma dan dua ikatan pi.
Gambar 10.18
Aturan berikut membantu kita memprediksi hibridisasi dalam molekul yang mengandung banyak ikatan: Jika atom pusat membentuk ikatan rangkap, itu adalah hibridisasi sp²; jika itu membentuk dua ikatan rangkap atau ikatan rangkap tiga, itu adalah hibridisasi sp. Perhatikan bahwa aturan ini hanya berlaku untuk atom dari unsur periode kedua.
Gambar 10.19 Ikatan dalam asetilena (C₂H₄). (a) Tampilan atas menunjukkan tumpang tindih orbital sp antara atom C dan tumpang tindih orbital sp dengan orbital 1s antara atom C dan H. Semua atom terletak di sepanjang garis lurus; oleh karena itu, asetilena adalah molekul linear. (b) Tampilan samping menunjukkan tumpang tindih dari dua orbital 2py dan dua orbital 2pz dari dua atom karbon, yang mengarah pada pembentukan dua ikatan pi. (c) Pembentukan ikatan sigma dan ikatan pi sebagai hasil dari interaksi dalam (a) dan (b). (d) Peta potensial elektrostatik C₂H₄.
Dalam beberapa kasus, teori ikatan valensi tidak dapat menjelaskan secara memuaskan sifat-sifat molekul yang diamati. Sifat magnetik dan lainnya dari molekul kadang-kadang lebih baik dijelaskan oleh pendekatan mekanika kuantum lainnya yang disebut teori orbital molekul (MO). Teori orbital molekul menggambarkan ikatan kovalen dalam hal orbital molekul, yang dihasilkan dari interaksi orbital atom dari atom ikatan dan terkait dengan seluruh molekul. Perbedaan antara orbital molekul dan orbital atom adalah bahwa orbital atom dikaitkan dengan hanya satu atom.
Orbital Molekul Ikatan dan Anti ikatan
Orbital molekul ikatan memiliki energi yang lebih rendah dan stabilitas yang lebih besar daripada orbital atom tempat terbentuknya. Orbital molekul anti ikatan memiliki energi lebih tinggi dan stabilitas lebih rendah daripada orbital atom tempat terbentuknya. Seperti yang ditunjukkan oleh namanya "ikatan" dan "anti ikatan", menempatkan elektron dalam orbital molekul ikatan menghasilkan ikatan kovalen yang stabil, sedangkan menempatkan elektron dalam orbital molekul anti ikatan menghasilkan ikatan yang tidak stabil.
Dalam orbital molekul ikatan, densitas elektron paling besar di antara inti atom ikatan. Di orbital molekul anti ikatan, di sisi lain, kerapatan elektron menurun menjadi nol di antara inti. Kita dapat memahami perbedaan ini jika kita ingat bahwa elektron dalam orbital memiliki sifat gelombang. Sifat unik untuk gelombang memungkinkan gelombang dari jenis yang sama untuk berinteraksi sehingga gelombang yang dihasilkan memiliki amplitudo yang ditingkatkan berkurang. Dalam kasus sebelumnya, kita menyebutnya interaksi interferensi konstruktif; dalam kasus ini disebut dengan interferensi destruktif (Gambar 10.22).
Gambar 10.22 Interferensi konstruktif (a) dan interferensi destruktif (b) dari dua gelombang dengan panjang gelombang dan amplitudo yang sama.
Pembentukan orbital molekul ikatan berhubungan dengan interferensi konstruktif. Pembentukan orbital molekul anti ikatan berhubungan dengan interferensi destruktif. Interaksi yang konstruktif dan destruktif antara dua orbital 1s dalam molekul H₂ kemudian, mengarah pada pembentukan molekul orbital ikatan sigma 𝛔1s dan molekul orbital anti ikatan sigma 𝛔*1s.
Gambar 10.23 menunjukkan diagram tingkat energi orbital molekul — yaitu, tingkat energi relatif orbital yang dihasilkan dalam pembentukan molekul H₂ — dan interferensi konstruktif dan destruktif antara kedua orbital 1s. Perhatikan bahwa dalam orbital molekul anti ikatan ada bidang nodal antara inti yang menandakan nol densitas elektron. Inti ditangkal oleh muatan positif satu sama lain, daripada disatukan. Elektron dalam orbital molekul anti ikatan memiliki energi yang lebih tinggi (dan stabilitasnya lebih rendah) daripada pada atom yang terisolasi. Di sisi lain, elektron dalam orbital molekul ikatan memiliki energi lebih rendah (dan karenanya stabilitas lebih besar) daripada yang mereka miliki dalam atom yang terisolasi.
Gambar 10.23 (a) Tingkat energi orbital molekul ikatan dan anti ikatan dalam molekul H₂. Perhatikan bahwa dua elektron dalam orbital 𝞂1s harus memiliki putaran berlawanan sesuai dengan prinsip eksklusi Pauli. Perlu diingat bahwa semakin tinggi energi orbital molekul, semakin tidak stabil elektron dalam orbital molekul itu. (b) Interferensi konstruktif dan destruktif antara dua orbital hidrogen 1s mengarah pada pembentukan ikatan dan orbital molekul anti ikatan. Dalam orbital molekul ikatan, ada penumpukan antara inti kerapatan elektron, yang bertindak sebagai "lem" bermuatan negatif untuk menyatukan inti bermuatan positif bersama-sama. Dalam orbital molekul anti ikatan, ada bidang nodal antara inti, di mana kerapatan elektron adalah nol.
Untuk orbital p, prosesnya lebih kompleks karena mereka dapat berinteraksi satu sama lain dalam dua cara berbeda. Sebagai contoh, dua orbital 2p dapat saling mendekati ujung ke ujung untuk menghasilkan ikatan sigma dan orbital molekul anti ikatan sigma, seperti yang ditunjukkan pada Gambar 10.24 (a). Atau, dua orbital p dapat tumpang tindih ke samping untuk menghasilkan orbital molekul ikatan dan orbital pi ikatan [Gambar 10.24 (b)].
Gambar 10.24 Dua kemungkinan interaksi antara dua orbital p ekivalen dan orbital molekul yang sesuai. (a) Ketika orbital p tumpang tindih ujung ke ujung, ikatan sigma dan bentuk orbital molekul anti ikatan sigma. (b) Ketika orbital p tumpang tindih sisi, ikatan pi dan bentuk orbital molekul anti ikatan pi. Biasanya, orbital molekul ikatan sigma lebih stabil daripada orbital molekul ikatan pi, karena interaksi dari sisi ke sisi menyebabkan tumpang tindih orbital p yang lebih kecil daripada interaksi ujung ke ujung. Kita berasumsi bahwa orbital 2px mengambil bagian dalam pembentukan orbital molekul sigma. Orbital 2py dan 2pz dapat berinteraksi membentuk hanya orbital molekul p. Perilaku yang ditunjukkan pada (b) mewakili interaksi antara orbital 2py atau orbital 2pz. Dalam kedua kasus, garis putus-putus mewakili bidang nodal antara inti, di mana kerapatan elektron adalah nol.
