PROGRAM STUDI PENDIDIKAN KIMIA UNIVERSITAS PALANGKA RAYA

10.7 Konfigurasi Orbital Molekul

Untuk memahami sifat-sifat molekul, kita harus tahu bagaimana elektron didistribusikan di antara orbital molekul. Prosedur untuk menentukan konfigurasi elektron dari sebuah molekul adalah analog dengan prosedur yang kita gunakan untuk menentukan konfigurasi elektron dari sebuah atom (lihat Bagian 7.8).

Aturan Konfigurasi Elektron dan Stabilitas Molekul
Untuk menulis konfigurasi elektron suatu molekul, pertama-tama kita harus mengatur orbital molekul pada tingkat energi. Kemudian kita dapat menggunakan pedoman berikut untuk mengisi orbital molekul dengan elektron. Aturan ini juga membantu kita memahami kestabilan orbital molekul.

  1. Jumlah orbital molekul yang terbentuk selalu sama dengan jumlah orbital atom yang digabungkan.
  2. Semakin stabil orbital molekul ikatan, semakin tidak stabil orbital molekul anti ikatan.
  3. Pengisian orbital molekul berasal dari energi rendah ke energi tinggi. Dalam molekul yang stabil, jumlah elektron dalam orbital molekul ikatan selalu lebih banyak dari pada orbital molekul anti ikatan karena kita menempatkan elektron pertama pada orbital molekul ikatan berenergi lebih rendah.
  4. Seperti halnya orbital atom, setiap orbital molekul dapat menampung hingga dua elektron dengan putaran berlawanan sesuai dengan prinsip eksklusi Pauli.
  5. Ketika elektron ditambahkan ke orbital molekul dari energi yang sama, pengaturan paling stabil diprediksi oleh aturan Hund; yaitu, elektron memasuki orbital molekul ini dengan spin paralel.
  6. Jumlah elektron dalam orbital molekul sama dengan jumlah semua elektron pada atom ikatan.

Molekul Hidrogen dan Helium
Nanti di bagian ini kita akan mempelajari molekul yang dibentuk oleh atom-atom unsur periode kedua. Sebelum kita melakukannya, akan berguna untuk memprediksi kestabilan relatif spesi sederhana H₂⁺, H₂, He₂⁺, dan He₂, menggunakan diagram tingkat energi yang ditunjukkan pada Gambar 10.25. Orbital 𝛔1s dan 𝛔*1s dapat menampung maksimum empat elektron. Jumlah total elektron meningkat dari satu untuk H₂⁺ menjadi empat untuk He₂. Prinsip eksklusi Pauli menetapkan bahwa setiap orbital molekul dapat menampung maksimum dua elektron dengan putaran berlawanan. Kita hanya memperhatikan konfigurasi elektron keadaan dasar dalam kasus ini.


Gambar 10.25 Level energi orbital molekul ikatan dan anti ikatan dalam H₂⁺, H₂, He₂⁺, dan He₂. Pada semua spesi ini, orbital molekul dibentuk oleh interaksi dua orbital 1s.

Untuk mengevaluasi kestabilan spesi ini kita menentukan orde ikatannya, didefinisikan sebagai

orde ikatan = ½(jumlah elektron dalam MO ikatan - jumlah elektron dalam MO anti ikatan)

Orde ikatan menunjukkan perkiraan kekuatan suatu ikatan. Misalnya, jika ada dua elektron dalam orbital molekul ikatan dan tidak ada dalam orbital molekul anti ikatan, orde ikatan adalah satu, yang berarti bahwa ada satu ikatan kovalen dan bahwa molekulnya stabil. Perhatikan bahwa orde ikatan dapat berupa pecahan, tetapi orde ikatan nol (atau nilai negatif) berarti ikatan tidak memiliki stabilitas dan molekul seperti itu tidak dapat eksis. Orde ikatan hanya dapat digunakan secara kualitatif untuk tujuan perbandingan. Sebagai contoh, orbital molekul ikatan sigma dengan dua elektron dan orbital molekul iaktan pi dengan dua elektron masing-masing akan memiliki orde ikatan satu. Namun, kedua ikatan ini harus berbeda dalam kekuatan ikatan (dan panjang ikatan) karena perbedaan tingkat tumpang tindih orbital atom.

Kita siap sekarang untuk membuat prediksi tentang stabilitas H₂⁺, H₂, He₂⁺, dan He₂ (lihat Gambar 10.25). Ion molekul H₂⁺ hanya memiliki satu elektron di orbital 𝛔1s. Karena ikatan kovalen terdiri dari dua elektron dalam orbital molekul ikatan, H₂⁺ hanya memiliki setengah dari satu ikatan, atau orde ikatan ½. Jadi, kita memperkirakan bahwa molekul H₂⁺ mungkin spesi yang stabil. Konfigurasi elektron H₂⁺ ditulis sebagai (𝛔1s)¹.

Molekul H₂ memiliki dua elektron, keduanya dalam orbital 𝛔1s. Menurut skema, dua elektron sama dengan satu ikatan penuh; oleh karena itu, molekul H₂ memiliki orde ikatan satu, atau satu ikatan kovalen penuh. Konfigurasi elektron H₂ adalah (𝛔1s)².

Adapun ion molekul He₂⁺, kita menempatkan dua elektron pertama di orbital 𝛔1s dan elektron ketiga di orbital 𝛔*1s. Karena orbital molekul anti ikatan mengalami destabilisasi, kita harapkan He₂⁺ menjadi kurang stabil daripada H₂. Secara kasar, ketidakstabilan yang dihasilkan dari elektron dalam orbital 𝛔*1s diseimbangkan oleh salah satu elektron 𝛔1s. Orde ikatan adalah ½(2-1) = ½ dan stabilitas keseluruhan He₂⁺ mirip dengan molekul He₂⁺. Konfigurasi elektron He₂⁺ adalah (𝛔1s)² (𝛔*1s)¹.

Dalam He₂ akan ada dua elektron dalam orbital 𝛔1s dan dua elektron dalam orbital 𝛔*1s, sehingga molekul akan memiliki orde ikatan nol dan tidak ada stabilitas bersih. Konfigurasi elektron He₂ adalah (𝛔1s)² (𝛔*1s)².

Untuk meringkas, kita dapat mengatur contoh dalam rangka penurunan stabilitas:
H₂ > H₂⁺,  He₂⁺ > He₂

Kita tahu bahwa molekul hidrogen adalah spesi yang stabil. Metode orbital molekul sederhana kita memprediksi bahwa H₂⁺ dan He₂⁺ juga memiliki stabilitas, karena keduanya memiliki orde ikatan ½. Memang, keberadaan mereka telah dikacaukan oleh eksperimen. Ternyata H₂⁺ agak lebih stabil daripada He₂⁺, karena hanya ada satu elektron dalam ion molekul hidrogen dan karenanya tidak memiliki tolakan elektron-elektron. Selain itu, H₂⁺ juga memiliki tolakan inti lebih sedikit daripada He₂⁺. Prediksi kita tentang He₂ adalah bahwa ia tidak akan memiliki stabilitas, tetapi pada tahun 1993 gas He₂ ditemukan ada. "Molekul" yang sangat tidak stabil dan hanya memiliki keberadaan sementara dalam kondisi yang dibuat khusus.

Ulasan Konsep
Perkirakan entalpi ikatan (kJ/mol) dari ion H₂⁺.

Molekul Diatomik Homonuklir dari Unsur Periode Kedua
Kita sekarang siap untuk mempelajari konfigurasi elektron keadaan dasar dari molekul yang mengandung unsur periode kedua. Kita hanya akan memperhatikan kasus paling sederhana, yaitu molekul diatomik homonuklir, atau molekul diatomik yang mengandung atom dari unsur yang sama.

Gambar 10.26 menunjukkan diagram tingkat energi orbital molekul untuk anggota pertama periode kedua yaitu Li₂. Orbital molekul ini dibentuk oleh tumpang tindih orbital 1s dan 2s. Kita akan menggunakan diagram ini untuk membangun semua molekul diatomik, seperti yang akan kita lihat berikut ini.

Gambar 10.26 Diagram tingkat energi orbital molekul untuk molekul Li₂. Enam elektron dalam Li₂ (konfigurasi elektron Li 1s²2s¹) berada dalam orbital 𝛔₁s, 𝛔*₁s, dan 𝛔₂s. Karena ada dua elektron masing-masing dalam 𝛔₁s dan 𝛔*₁s (seperti pada He₂), tidak ada ikatan bersih atau efek anti ikatan. Oleh karena itu, ikatan kovalen tunggal dalam Li₂ dibentuk oleh dua elektron dalam ikatan orbital molekul 𝛔₂s. Perhatikan bahwa meskipun orbital anti ikatan (𝛔*₁s) memiliki energi lebih tinggi dan dengan demikian kurang stabil daripada orbital ikatan (𝛔₁s), orbital anti ikatan ini memiliki energi lebih sedikit dan stabilitas lebih besar daripada orbital ikatan 𝛔₂s.

Situasi lebih kompleks ketika ikatan juga melibatkan orbital p. Dua orbital p dapat membentuk ikatan sigma atau ikatan pi. Karena ada tiga orbital p untuk setiap atom unsur periode kedua, kita tahu bahwa satu orbital sigma dan dua orbital pi akan dihasilkan dari interaksi konstruktif. Orbital molekul sigma dibentuk oleh tumpang tindih orbital 2px di sepanjang sumbu internuklir, yaitu sumbu x. Orbital 2py dan 2pz tegak lurus terhadap sumbu x, dan mereka akan tumpang tindih ke samping untuk menghasilkan dua orbital molekul pi. Orbital molekul disebut orbital 𝛔₂px, 𝝿₂py, dan 𝝿₂pz, di mana subskrip menunjukkan orbital atom mana yang mengambil bagian dalam pembentukan orbital molekul. Seperti yang ditunjukkan pada Gambar 10.24, tumpang tindih dua orbital p biasanya lebih besar dalam orbital molekul s daripada orbital molekul p, jadi kita berharap yang pertama lebih rendah dalam energi. Namun, energi orbital molekul sebenarnya meningkat sebagai berikut:


Inversi orbital 𝛔₂px dan orbital 𝝿₂py dan 𝝿₂pz disebabkan oleh interaksi antara orbital 2s pada satu atom dengan orbital 2p pada atom lainnya. Dalam terminologi MO, kita mengatakan ada pencampuran antara orbital ini. Kondisi untuk pencampuran adalah bahwa orbital 2s dan 2p harus dekat energinya. Kondisi ini dipenuhi untuk molekul yang lebih ringan B₂, C₂, dan N₂ dengan hasil bahwa orbital 𝛔₂px dinaikkan dalam energi relatif terhadap orbital 𝝿₂py dan 𝝿₂pz seperti yang telah ditunjukkan. Pencampuran kurang jelas untuk O₂ dan F₂ sehingga orbital 𝛔₂px terletak lebih rendah dalam energi daripada orbital 𝝿₂py dan 𝝿₂pz dalam molekul-molekul ini.

Dengan konsep-konsep ini dan Gambar 10.27, yang menunjukkan urutan peningkatan energi untuk orbital molekul 2p, kita dapat menulis konfigurasi elektron dan memprediksi sifat magnetik dan orde ikatan molekul diatomik homonuklir periode kedua. Kita akan mempertimbangkan beberapa contoh.

Molekul Lithium (Li₂)
Konfigurasi elektron Li adalah 1s²2s¹, jadi Li₂ memiliki total enam elektron. Menurut Gambar 10.26, elektron-elektron ini ditempatkan (masing-masing dua) dalam orbital molekul 𝛔₁s, 𝛔*₁s, dan 𝛔₂s. Elektron-elektron dari 𝛔₁s dan 𝛔*₁s tidak memberikan kontribusi bersih terhadap ikatan pada Li₂. Dengan demikian, konfigurasi elektron orbital molekul dalam Li₂ adalah (𝛔₁s)² (𝛔*₁s)² (𝛔₂s)². Karena ada dua lebih banyak elektron dalam orbital molekul ikatan daripada orbital anti ikatan, orde ikatannya adalah 1 [lihat Persamaan (10.2)]. Kita menyimpulkan bahwa molekul Li₂ stabil, dan karena tidak memiliki spin elektron tidak berpasangan, ia harus diamagnetik. Memang, molekul Li₂ diamagnetik diketahui ada dalam fase uap.

Gambar 10.27 Diagram tingkat energi orbital molekul umum untuk molekul diatomik homonuklir periode kedua Li₂, Be₂, B₂, C₂, dan N₂. Untuk mempermudah, orbital 𝛔₁s dan 𝛔₂s telah dihilangkan. Perhatikan bahwa dalam molekul-molekul ini, orbital 𝛔₂px memiliki energi lebih tinggi daripada orbital β„Ό₂py atau β„Ό₂pz. Ini berarti bahwa elektron dalam orbital 𝛔₂px kurang stabil daripada yang ada di β„Ό₂py dan β„Ό₂pz. Abberasi ini berasal dari interaksi yang berbeda antara elektron dalam orbital 𝛔₂px, di satu sisi, dan orbital β„Ό₂py dan β„Ό₂pz, di sisi lain, dengan elektron pada orbital 𝛔s energi yang lebih rendah. Untuk O₂ dan F₂, orbital 𝛔₂px lebih rendah energinya daripada β„Ό₂py dan β„Ό₂pz.

Molekul Karbon (C₂) 
Atom karbon memiliki konfigurasi elektron 1s²2s²2p²; dengan demikian, ada 12 elektron dalam molekul C₂. Mengacu pada Gambar 10.26 dan 10.27, kita menempatkan empat elektron terakhir dalam orbital 𝝿₂py dan 𝝿₂pz. Oleh karena itu, C₂ memiliki konfigurasi elektron


Orde ikatannya adalah 2, dan molekulnya tidak memiliki elektron yang tidak berpasangan. Sekali lagi, molekul C₂ diamagnetik telah terdeteksi dalam kondisi uap. Perhatikan bahwa ikatan rangkap dalam C₂ keduanya ikatan pi karena empat elektron dalam dua orbital molekul pi. Dalam kebanyakan molekul lain, ikatan rangkap terdiri dari ikatan sigma dan ikatan pi.

Molekul Oksigen (O₂) 
Konfigurasi elektron keadaan dasar dari O adalah 1s²2s²2p⁴; dengan demikian, ada 16 elektron dalam O₂. Dengan menggunakan urutan peningkatan energi orbital molekul yang dibahas di atas, kita menulis konfigurasi elektron keadaan dasar dari O₂ sebagai berikut


Menurut aturan Hund, dua elektron terakhir memasuki orbital 𝝿*₂py dan 𝝿*₂pz dengan putaran paralel. Mengabaikan orbital 𝛔₁s dan 𝛔₂s (karena efek bersih pada ikatan adalah nol), kita menghitung orde ikatan O₂ menggunakan Persamaan (10.2):


orde ikatan = ½(6-2) = 2

Oleh karena itu, molekul O₂ memiliki orde ikatan 2 dan oksigen bersifat paramagnetik, sebuah prediksi yang sesuai dengan pengamatan eksperimen.

Tabel 10.5 merangkum sifat umum dari molekul diatomik stabil periode kedua.

Tabel 10.5 Sifat-sifat Molekul Diatomik Homonuklir dari Unsur Periode Kedua *

Contoh 10.6 menunjukkan bagaimana teori MO dapat membantu memprediksi sifat molekul dari ion.

Contoh 10.6
Ion N₂⁺ dapat dibuat dengan membombardir molekul N₂ dengan elektron yang bergerak cepat. Prediksi sifat-sifat N₂⁺ berikut: (a) konfigurasi elektron, (b) orde ikatan, (c) sifat magnetik, dan (d) panjang ikatan relatif terhadap panjang ikatan N₂ (apakah lebih panjang atau lebih pendek?).

Strategi
Dari Tabel 10.5 kita dapat menyimpulkan sifat-sifat ion yang dihasilkan dari molekul homonuklir. Bagaimana kestabilan molekul tergantung pada jumlah elektron dalam orbital molekul ikatan dan anti ikatan? Dari orbital molekul apakah sebuah elektron dilepas untuk membentuk ion N₂⁺ dari N₂? Sifat apa yang menentukan apakah suatu spesi diamagnetik atau paramagnetik?

Penyelesaian
Dari Tabel 10.5 kita dapat menyimpulkan sifat-sifat ion yang dihasilkan dari molekul diatomik homonuklir.

(a) Karena N₂⁺ memiliki satu elektron lebih sedikit dari N₂, konfigurasi elektronnya adalah


(b) Orde ikatan N₂⁺ ditemukan dengan menggunakan Persamaan (10.2):


orde ikatan = ½(9-4) = 2,5

(c) N₂⁺ memiliki satu elektron tidak berpasangan, sehingga bersifat paramagnetik.
(d) Karena elektron dalam orbital molekul ikatan bertanggung jawab untuk menyatukan atom, N₂⁺ harus memiliki ikatan yang lebih lemah dan, oleh karena itu, lebih panjang dari pada N₂. (Faktanya, panjang ikatan N₂⁺ adalah 112 pm, dibandingkan dengan N₂ adalah 110 pm)

Periksa
Karena sebuah elektron dikeluarkan dari orbital molekul ikatan, kita memperkirakan orde ikatan N₂⁺ menurun. Ion N₂⁺ memiliki jumlah elektron ganjil (13), sehingga harus paramagnetik.

Latihan
Manakah dari spesi berikut ini yang memiliki panjang ikatan lebih panjang: F₂ atau F₂⁻?

Share:

No comments:

Post a Comment

Total Dilihat

Postingan Populer

Label

Arsip Blog

Postingan Terbaru

Cari Dengan Kata

Ikuti Dengan Email

Web Design By
Fp Comp

Pengikut