View
173
Download
5
Category
Preview:
Citation preview
DIAGRAM TINGKAT ENERGI ORBITAL MOLEKUL DIATOMIK
Unsur pada tabel periodik dapat digolongkan berdasarkan golongan
dan periode. Unsur dalam satu golongan memiliki elektron valensi yang sama
dan sifat yang kecendrung sama. Unsur dalam satu periode memiliki jumlah
kulit yang sama. Unsur-unsur dalam tabel periodik dapat membentuk
molekul. Molekul dapat berupa molekul diatomik dan poliatomik. Molekul
diatomik terdiri dari molekul homo-diatomik dan molekul hetero-diatomik
(wikipedia, 2010). Asal mula bentuk molekul yakni susunan tiga dimensi
atom-atom di dalam ruang yang diselidiki dengan cara menambah model
Lewis dengan teori VSEPR, tetapi model Lewis tidak memberikan penjelasan
yang mendasar. Model Lewis tidak dapat menjelaskan mengapa oksigen itu
paramagnetik dan nitrogen diamagnetik sampai munculnya teori orbital
molekul yang mampu menjelaskan sifat magnetik oksigen dan nitrogen
tersebut(Oxtoby, dkk. 2003).
Teori orbital molekul dapat menentukan orde ikatan dan sifat magnetik
suatu molekul dan keunggulan pada teori ini semua elektron pada orbital
atom terlihat jelas pada orbital molekul. Jadi dapat disimpulkan semua
elektron pada masing-masing atom pembentuk molekul terdapat pada orbital
molekul (Oxtoby, dkk. 2003). Pada makalah ini menjelaskan molekul diatomik
pada periode ke 2 menggunakan teori orbital molekul.
LANDASAN TEORI
Molekul Diatomik Periode-2
1. Molekul diatomik homonuklir/ homo-diatomik.
Molekul diatomik homonuklik/homodiatomik adalah molekul diatomik yang
terbentuk dari atom identik. Molekul diatomik homonuklida periode ke-2 (Li2,
Be2, B2, C2, N2, O2, F2, dan Ne2). (Koichi Ohno, 2004)
2. Molekul diatomik heteronuklir/hetero-diatomik.
Molekul diatomik heteronuklir/hetero-diatomik adalah molekul diatomik yang
terbentuk dari atom dua unsur yang berbeda. Molekul diatomik heteronuklir
periode ke-2 seperti CO dan NO. (Oxtoby, dkk. 2003)
Teori Ikatan Molekul
1Tugas Ikatan Kimia
Di bagian ini, marilah kita secara kualitatif membangun orbital molekul
dan tingkat energi molekul jenis A2 dan mempelajari konfigurasi elektron
serta orde ikatannya. Molekul diatomik A2 terdiri dari dua jenis atom A
disebut molekul diatomik homonuklir. Karena tumpang tindih yang lebih
besar dan perbedaan energi yang lebih kecil menghasilkan interaksi orbital
yang lebih kuat, pembentukan orbital molekul A2 dapat dimulai dengan
interaksi sederhana antara pasangan orbital sejenis untuk menghasilkan
Gambar 1. Kombinasi sefasa menghasilkan orbital ikatan σs, σp, πp, dan
kombinasi berlawanan fasa menghasilkan orbital anti ikatan σs*, σp*, πp*, πp
dan πp* yang tersusun dari tumpang tindih jenis π dengan arah vertikal pada
sumbu ikatan z. Jadi, dua jenis orbital p dengan arah x dan y menghasilkan
orbital yang terdegenerasi dua πp dan πp*. (Koichi Ohno, 2004)
Petunjuk umum untuk memperoleh deskripsi orbital molekul dari orbital
atom sekarang dapat dinyatakan:
1. Bentuklah gabungan linier dari orbital-orbital atom untuk menghasilkan
orbital-orbital molekul. Jumlah total orbital molekul yang terbentuk dengan
cara ini harus sama dengan jumlah orbital atom yang digunakan.
2. Tempatkanlah orbital molekul dalam urutan dari energi yang paling
rendah ke yang paling tinggi.
3. Masukkan elektron-elektron (sebanyak-banyaknya dua elektron per
orbital molekul), mulai dari orbital dengan energi yang paling rendah.
Gunakanlah aturan Hund dan aturan aufbau.
(Oxtoby, dkk. 2003)
Gambar 1: Konfigurasi elektron Li2-Ne2
Dalam atom berelektron banyak (Z≥ 8), urutan tingkat energi orbital ns
< np, dan tumpang tindih antar orbital adalah πp < σp. Akibatnya bila
perbedaan energi antara tingkat ns dan np (perbedaan energi ns-np) sangat
besar, tingkat energi untuk molekul jenis A2 dapat diungkapkan dengan
2Tugas Ikatan Kimia
Gambar 2.a, σp menjadi lebih stabil dan lebih rendah daripada πp. Di pihak
lain, σp* menjadi lebih tinggi dari πp* (Oxtoby, dkk. 2003).
Sementara untuk atom (Z≤7), urutan tingkat energi orbital ns < np,
dan tumpang tindih antar orbital adalah πp > σp. Akibatnya tingkat energi
untuk molekul jenis A2 dapat diungkapkan dengan Gambar 2.b, πp menjadi
lebih stabil dan lebih rendah daripada σp. Di pihak lain, σp* tetap lebih tinggi
dari πp*. (Oxtoby, dkk. 2003)
3Tugas Ikatan Kimia
Z≥ 8
Z≤7
4Tugas Ikatan Kimia
Orbital atom Orbital molekul orbital atom
Orbital atom Orbital molekul orbital atom
Gambar 2. (a) Diagram korelasi untuk atom yang Z≥ 8
(b) Diagram korelasi untuk atom yang Z≤7
Teori orbital molekul dapat menentukan orde ikatan dan sifat
magnetik suatu molekul. Orde ikatan (P) adalah ukuran pada molekul
diatomik. Dimana orde ikatan merupakan selisih jumlah elektron di
orbital ikatan dengan jumlah ikatan elektron di orbital non ikatan yang
kemudian dikalikan setengah. ( Kartohadiprojo, 1994)
P= ½(jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan)
....pers.(1)
Diagram Korelasi dan Orde Ikatan untuk Molekul Homo-
Diatomik
Tingkat energi masing-masing atom pembentuk molekul pada
molekul homo-diatomik sama atau tidak ada perbedaan. Karena
molekul terbentuk dari dua atom yang identik sehingga tidak terdapat
perbedaan keelektronegatifan (Kartohadiprojo, 1994).
Diagram Korelasi Molekul Li2
Konfigurasi elektron Atom 3Li = 1s2 2s1
Gambar 3. Diagram korelasi molekul Li2
Li2 yang konfigurasi elekron (σ1s)2 (σ*1s)2 (σ2s)2
Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 = 4
Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2 = 2
5Tugas Ikatan Kimia
P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non
ikatan)
P = ½ (4-2) = 1
Sifat magnetik : Diamagnetik
Diagram Korelasi Molekul Be2
Konfigurasi elektron Atom 4Be = 1s2 2s2
Gambar 4. Diagram korelasi molekul Be2
Be2 yang konfigurasi elekron (σ1s)2 (σ*1s)2 (σ2s)2 (σ*2s)2
Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 = 4
Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 = 4
P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non
ikatan)
P = ½ (4-4) = 0
Sifat magnetik : Diamagnetik
Diagram Korelasi Molekul B2 (Diagram korelasi untuk atom yang
Z≤7)
6Tugas Ikatan Kimia
Konfigurasi elektron Atom 5B = 1s2 2s2 2p1
Gambar 5. Diagram korelasi molekul B2
B2 yang konfigurasi elekron (σ1s)2 (σ*1s)2 (σ2s)2 (σ*2s)2 (π2p)2
Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 (π2p)2= 6
Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 = 4
P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non
ikatan)
P = ½ (6-4) = 1
Sifat magnetik : Paramagnetik
Diagram Korelasi Molekul C2 (Diagram korelasi untuk atom yang
Z≤7)
Konfigurasi elektron Atom 6C = 1s2 2s2 2p2
7Tugas Ikatan Kimia
Orbital atom B Orbital molekul B2 Orbital atom B
Orbital atom C Orbital molekul C2 Orbital atom C
Gambar 6. Diagram korelasi molekul C2
C2 yang konfigurasi elekron (σ1s)2 (σ*1s)2 (σ2s)2 (σ*2s)2 (π2p)4
Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 (π2p)4= 8
Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 = 4
P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non
ikatan)
P = ½ (8-4) = 2
Sifat magnetik : Diamagnetik
Diagram Korelasi Molekul N2 (Diagram korelasi untuk atom yang
Z≤7)
Konfigurasi elektron Atom 7N = 1s2 2s2 2p3
8Tugas Ikatan Kimia
Orbital atom N Orbital molekul N2 Orbital atom N
Gambar 7. Diagram korelasi molekul N2
N2 yang konfigurasi elekron (σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(π2p)4(σ2p)2
Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 (π2p)4(σ2p)2= 10
Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 = 4
P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non
ikatan)
P = ½ (10-4) = 3
Sifat magnetik : Diamagnetik
Diagram Korelasi Molekul O2 (Diagram korelasi untuk atom yang Z≥
8)
Konfigurasi elektron Atom 8O = 1s2 2s2 2p4
9Tugas Ikatan Kimia
Orbital atom O Orbital molekul O2 Orbital atom O
Gambar 8. Diagram korelasi molekul O2
O2 yang konfigurasi elekron:
(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π2p)4(π*2p)2
Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 (π2p)4(σ2p)2= 10
Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 (π*2p)2= 6
P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non
ikatan)
P = ½ (10-6) = 2
Sifat magnetik : Paramagnetik
Diagram Korelasi Molekul F2 (Diagram korelasi untuk atom yang
Z≥ 8)
Konfigurasi elektron Atom 9F = 1s2 2s2 2p5
10Tugas Ikatan Kimia
Orbital atom F Orbital molekul F2 Orbital atom F
Gambar 9. Diagram korelasi molekul F2
F2 yang konfigurasi elekron:
(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π2p)4(π*2p)4
Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 (σ2p)2 (π2p)4= 10
Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 (π*2p)4= 8
P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non
ikatan)
P = ½ (10-8) = 1
Sifat magnetik : Diamagnetik
Diagram Korelasi Molekul Ne2 (Diagram korelasi untuk atom yang
Z≥ 8)
Konfigurasi elektron Atom 10Ne = 1s2 2s2 2p6
11Tugas Ikatan Kimia
Orbital atom Ne Orbital molekul Ne2 Orbital atom Ne
Gambar 10. Diagram korelasi molekul Ne2
Ne2 yang konfigurasi elekron:
(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π2p)4 (π*2p)4(σ*
2p)2
Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 (σ2p)2 (π2p)4= 10
Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 (π*2p)4(σ*
2p)2= 10
P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non
ikatan)
P = ½ (10-10) = 0
Sifat magnetik : Diamagnetik
Penjelasan Lanjut dari gambar 3 sampai gambar 10
(sumber : Koichi Ohno, 2004)
Konfigurasi elektron berdasarkan Gambar 1 dan mendapatkan
orde ikatan menggunakan pers. (1) Dalam kasus Li2, orbital σ2s
mengandung elektron (lihat gambar 3), konfigurasi elektronnya
menjadi (σ1s)2(σ1s*)2(σ2s)2. Dalam konfigurasi ini, kulit dalam elektron
(σ1s)2(σ1s*)2 bagian ini tidak memberi kontribusi pada orde ikatan. Jadi
hanya elektron valensi yang signifikan dalam orde ikatan. Konfigurasi
12Tugas Ikatan Kimia
elektron valensi dalam kasus ini adalah (σ2s)2, dan dengan demikian
orde ikatan Li2 menjadi P = 1.
Dalam (gambar 4) Be2 σ2s* juga mengandung pasangan elektron,
dan konfigurasi elektron valensinya menjadi (σ2s)2(σ2s*)2 menghasilkan
P = 0, yang berarti tidak ada ikatan kimia. Mirip dengan ini, molekul
diatomik homonuklir unsur golongan dua tabel periodik diharapkan
tidak membentuk molekul stabil. Namun, molekul diatomik seperti Mg2
dan Ca2 ada walaupun ikatannya secara termal tidak stabil dan
terdekomposisi sangat mudah. Energi disosiasi D0 Ca2 hanya 0,13 eV,
yang hanya 3 % dari D0 (4,478 eV) H2.
B2 memiliki enam valensi elektron, dan dua elektron terakhir
mengisi π2p atau σ2p. Dalam kasus atom B, celah s-p sedemikian kecil
(Z≤7) sehingga tingkat energi termodifikasi (gambar 2.b) dan tingkat
π2p ditempati dua elektron. Akibatnya konfigurasi elektron valensi B2
menjadi pasangan elektron tak berpasangan (triplet) dengan spin
paralel (gambar 5). Jadi, sekelompok molekul B2 menunjukkan sifat
paramagnetik, yakni dengan diberikannya medan magnet akan
menghasilkan magnetisasi sepanjang arah medan dalam B2, kontribusi
pada orde ikatan dari (σ2s)2 dan (σ2s*)2 saling menghilangkan dan
kemudian hanya kontribusi dari (π2p)2 yang bersisa memberikan P = 1.
Oleh karena itu, molekul B2 memiliki satu ikatan π, yang dapat
dianggap ikatan tunggal dengan orde ikatan 1.
Dalam C2 π2p diisi elektron sebelum σ2p (gambar 6) seperti dalam
kasus B2. Ikatan kimia dalam C2 adalah ikatan ganda P = 2 yang terdiri
dari dua ikatan π. Menarik untuk membandingkan molekul B2 dan C2.
Energi disosiasi molekul C2 yang berikatan ganda (6,21 eV) hampir dua
kali lebih besar dari energi disosiasi molekul B2 (3,02 eV). Panjang
ikatan C2 jauh lebih pendek daripada ikatan B2.
N2 (gambar 7) terletak tepat di batas jenis urutan yang standar
dan termodifikasi (Z≤7) (gambar 2.b). N2 akan menghasilkan orde
ikatan P = 3 yang merupakan molekul ikatan rangkap tiga yang
tersusun atas dua ikatan π dan satu ikatan σ. Energi disosiasi molekul
N2 (9,759 eV), sedikit lebih besar daripada tiga kali energi disosiasi B2
(3,02 eV), dan merupakan yang terbesar di antara molekul diatomik
homonuklir.
13Tugas Ikatan Kimia
Dalam (gambar 8 ) O2 urutan standar harus digunakan sebab
adanya celah energi 2s-2p yang besar (Z≥8) (gambar 2a). Orde ikatan
O2 adalah 2, sebab dua elektron tambahan dimasukkan ke dalam
orbital anti ikatan dan dengan demikian molekul O2 memiliki ikatan
ganda yang terbentuk dari satu ikatan π dan satu ikatan σ. Konfigurasi
elektron O2 adalah dua elektron tak berpasangan (triplet) dengan spin
paralel seperti kasus B2, dan ini berakibat oksigen memiliki sifat
paramagnetik.
Dalam (gambar 9) F2 penambahan dua elektron lebih lanjut di
orbital π2p* menurunkan orde ikatan satu dari orde ikatan dalam O2,
yang menghasilkan ikatan tunggal ikatan σ.
Dalam (gambar 10) konfigurasi elektron Ne2, elektron mengisi
penuh sampai σ2p*, dan karakter ikatan yang didapat oleh orbital
ikatan dihapuskan oleh elektron anti ikatan menghasilkan orde ikatan
P = 0. Akibatnya molekul stabil Ne2 diharapkan tidak ada. Namun, Ne2
ada dalam kondisi khusus, yang efek termal tidak efektif
mendekomposisi molekul ini. Energi disosiasi Ne2 sangat kecil 0,0036
eV, yang sekitar sepersepuluh energi kinetik molekul dalam keadaan
gas pada temperatur kamar.
Diagram Korelasi dan Orde Ikatan untuk Molekul Hetero-
Diatomik
Diagram korelasi untuk molekul hetero-diatomik sangat berbeda
dengan diagram korelasi molekul homo-diatomik. Pada diagram
molekul hetero-diatomik tingkat energi masing-masing atom berbeda,
14Tugas Ikatan Kimia
hal ini disebabkan adanya perbedaan keelektronegatifan. Atom yang
lebih elektronegatif bergeser ke arah bawah, karena elektron ini
menarik elektron-elektron valensi lebih kuat daripada atom yang
kurang elektronegatif.
Diagram Korelasi Molekul CO
Konfigurasi elektron Atom 6C = 1s2 2s2 2p2
Konfigurasi elektron Atom 8O = 1s2 2s2 2p4
Gambar 11. Diagram korelasi molekul CO
CO yang konfigurasi elekron:
(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2 (π2p)4(σ2p)2
Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 (π2p)4(σ2p)2= 10
Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 = 4
P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non
ikatan)
P = ½ (10-4) = 3
Sifat magnetik : Diamagnetik
Molekul Diatomik CO
15Tugas Ikatan Kimia
Orbital atom C Orbital molekul CO Orbital atom O
Molekul CO memiliki panjang ikat 0,1128 nm.[2] Perbedaan
muatan formal dan elektronegativitas saling meniadakan, sehingga
terdapat momen dipol yang kecil dengan kutub negatif di atom
karbon[3] walaupun oksigen memiliki elektronegativitas yang lebih
besar. Alasannya adalah orbital molekul yang terpenuhi paling tinggi
memiliki energi yang lebih dekat dengan orbital p karbon, yang berarti
bahwa terdapat rapatan elektron yang lebih besar dekat karbon.
Selain itu, elektronegativitas karbon yang lebih rendah menghasilkan
awan elektron yang lebih baur, sehingga menambah momen dipol.
Panjang ikatan molekul karbon monoksida sesuai dengan ikatan
rangkap tiga parsialnya. (wikipedia, 2010)
Diagram Korelasi Molekul NO
Konfigurasi elektron Atom 7N = 1s2 2s2 2p3
Konfigurasi elektron Atom 8O = 1s2 2s2 2p4
16Tugas Ikatan Kimia
Orbital atom N Orbital molekul NO Orbital atom O
Gambar 12. Diagram korelasi molekul NO
NO yang konfigurasi elekron:
(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2 (π2p)4(σ2p)2(π*2p)1
Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 (π2p)4(σ2p)2= 10
Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2(π*2p)1 = 5
P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non
ikatan)
P = ½ (10-5) = 2 ½
Sifat magnetik : Paramagnetik
KESIMPULAN
1. Model Lewis tidak dapat memberikan penjelasan yang mendasar
mengapa oksigen itu paramagnetik dan nitrogen diamagnetik
sementara teori orbital molekul mampu menjelaskan sifat
magnetik oksigen dan nitrogen tersebut.
2. Teori orbital molekul dapat menentukan orde ikatan dan sifat
magnetik suatu molekul.
3. Keunggulan teori orbital molekul semua elektron pada orbital
atom terlihat jelas pada orbital molekul.
17Tugas Ikatan Kimia
4. Pada diagram korelasi molekul homo-diatomik tingkat energi
masing-masing atom pembentuk molekul sama atau tidak ada
perbedaan. Karena molekul terbentuk dari dua atom yang identik
sehingga tidak terdapat perbedaan keelektronegatifan.
5. Pada diagram korelasi molekul hetero-diatomik tingkat energi
masing-masing atom berbeda, hal ini disebabkan adanya
perbedaan keelektronegatifan. Atom yang lebih elektronegatif
bergeser ke arah bawah, karena elektron ini menarik elektron-
elektron valensi lebih kuat daripada atom yang kurang
elektronegatif.
DAFTAR PUSTAKA
Kartohadiprojo, I. 1994. Kimia Fisika. Edisi keempa, Jilid 1. Penerbit:
Erlangga. Jakarta.
Ohno, Koichi. 2004. Buku Teks Online Kimia Kuantum, diterjemahkan
dari versi Bahasa Inggrisnya oleh Bambang Prijamboedi,
Tokyo.
Oxtoby, W.David,. Gillis, H., Norman. 2003. Kimia Modern. Edisi
keempat. Jilid II. Penerbit: Erlangga. Jakarta.
Wikipedia. 2010. http://id.wikipedia.org/wiki/Karbon_monoksida.
Wikipedia. 2010. http://id.wikipedia.org/wiki/Molekul_diatomik.
18Tugas Ikatan Kimia
Recommended