Uploaded by User33475

Modul 8 c377acc121a5e126e24d663471976302

advertisement
M O D U L 8
STRUKTUR MOLEKUL III
Tujuan Pembelajaran :
Mahasiswa mampu memahami konsep teori ikatan valensi dan orbital
hibrida, model overlap orbital dan jenis ikatan kovalen, serta teori orbital
molekul dan delokalisasi elektron
STRUKTUR MOLEKUL III
1. Hibridisasi orbital atom (TEORI IKATAN VALENSI)
Konsep orbital atom yang saling tumpang-tindih seharusnya dapat diterapkan juga
untuk molekul-molekul poliatomik. Tetapi, skema pengikatan yang memuaskan
harus menjelaskan geometri molekul. Kita akan membahas tiga contoh teori ikatan
valensi terhadap ikatan dalam molekul poliatomik.
 hibridisasi sp3
Perhatikan molekul CH4. Dengan memusatkan perhatian hanyaa pada elektron
valensi, kita dapat menggambarkan diagram orbital C sebagai
2s
2p
Karena atom karbon memiliki dua elektron tak berpasangan (satu dalam tiap
orbital 2p), atom karbon hanya dapat membentuk dua ikatan dengan hidrpgen
dalam keadaan dasar. Walaupun spesi CH2 memang dikenal, spesi ini sangat
tidak stabil. Untuk menjelaskan keempat ikatan C−H dalam metana, kita dapat
mencoba mempromosikan satu elektron (yaitu, mengeksitasi dengan bantuan
energi) dari orbital 2s ke orbital 2p.
2s
2p
Sekarang terdapat empat elektron tak berpasangan pada atom C yang dapat
membentuk empat ikatan C−H. Tetapi, geometrinya salah, karena ketiga sudut
ikatan HCH akan menjadi 90˚(ingat bahwa tiga orbital 2p pada atom Csaling
tegak lurus), padahal semua sudut ikatan HCH adalah 109,5˚. Untuk
menjelaskan ikatan dalam metana (CH4), teori ikatan valensi menggunakan
orbital hibrida hipotesis, yaitu orbital atom yang diperoleh ketika dua atau lebih
orbital yang tidak setara pada atom yang sama bergabung untuk bersiap-siap
membentuk ikatan kovalen. Hibridisasi adalah istilah yang digunakan untuk
pencampuran orbital-orbital atom dalam suatu atom (biasanya atom pusat) untuk
menghasilkan sekumpulan orbital hibrida. Kita dapat menghasilkan empat orbital
hibrida yang setara untum atom C dengan mencampurkan orbital 2s dan tiga
orbital 2p:
3p
Pembentukan molekul hibrida sp3
Karena orbital baru dibentuk dari satu orbital s dan tiga orbital p, orbital itu
disebut orbital hibrida sp3, gambar diatas menunjukkan bentuk dan orientasi
orbital sp3 dengan sudut tetrahedron sebesar 109,5˚.
Contoh lain hibridisasi sp3 adalah amonia (NH3) dimana susunan keempat
elektronnya menunjukkan tetrahedral, jadi ikatan dalam NH3 dapat dijelaskan
dengan mengasumsikan bahwa N, seperti C dalam CH 4, terhibridisasi sp3.
Konfigurasi dasar dari N adalah 1s2 2s2 3p3, jadi diagram orbital untuk atom N
yang terhibridisasi sp3 adalah
3p
Tiga dari empat orbital hibrida membentuk ikatan kovalen N−H, dan orbital
hibrida keempat membuat pasangan elektron bebas pada nitrogen. Tolakan
antara pasangan elektron bebas dan elektron ikatan dalam orbital ikatan
memperkecil sudut ikatan HNH dari 109,5˚ menjadi 107,3˚. Pentin untuk
memahami hubungan antara hibridisasi dan model TPEKV. Kita menggunakan
hibridisasi untuk menggambarkan skema ikatan hanya ketika susunan pasangan
elektron sudah diramalkan dengan model TPEKV. Jika model TPEKV
meramalkan bentuk susunan pasangan elektron yang tetrahedral, maka kita
mengasumsikan bahwa satu orbital s dan tiga orbital p terhibridisasi membentuk
empat orbital hibrida sp3. Berikut gambar atom N dalam NH3 terhibdisasi sp3.
 hibridisasi sp
Molekul berilium klorida (BeCl2) diramalkan linear oleh TPEKV. Diagram orbital
untuk elektron valensi dalam Be adalah
2s
3p
Kita mengetahui bahwa pada keadaan dasar, Be tidak membentuk ikatan
kovalen dengan Cl karena elektronnya berpasangan dalam orbital 2s. Jadi kita
kembali pada hibridisasi untuk menjelaskan perilaku ikatan Be. Petama-tama
terjadi eksitasi elektron 2s ke orbital 2p, menghasilkan
3p
2s
Sekarang terrdapat dua orbital Be yang tersedia untuk ikatan, yaitu 2s dan 2p.
Tetapi, jika dua atom Cl bergabung dengan Be dalam keadaan tereksitasi ini,
satu atom Cl akan berbagi elektron 2s dan atom Cl yang lain akan berbagi
elektron dengan 2p, membuat dua ikatan BeCl yang tidak setara. Skema ini
bertentangan dengan bukti percobaan. Dalam molekul BeCl2 yang sebenarnya,
kedua ikatan BeCl identik dalam berbagai hal. Jadi orbital 2s dan 2p harus
bercampur, atau terhibridisasi, untuk membentuk dua orbital hibrida sp yang
setara.
orbital sp
orbital 2p
yang kosong
Dari gambar diatas menunjukkan bentuk dan orientasi orbital sp. Kedua orbital
ini terletak pada garis yang sama, yaitu sumbu-x, sehingga sudut diantaranya
adalah 180˚. Dengan demikian setiap ikatan BeCl terbentuk akibat tumpangtindih satu orbital hibrida sp Be dan tiga orbital 3p Cl, dan menghasilkan molekul
BeCl2 yang memiliki geometri linear.
hibridisasi
 Hibridisasi sp2
Berikut kita akan melihat molekul BF3 (boron triflourida), yang dikenal memiliki
geometri datar dan berdasarkan TPEKV. Dengan hanya memperhatikan elektron
valensi, diagram orbital B adalah
2s
2p
Pertama-tama, terjadi eksitasi elektron 2s ke orbital 2p yang kosong:
2s
2p
Pencampuran orbital 2s dan dua orbital 2p menghasilkan tiga orbital hibrida sp2:
orbital sp2
orbital 2p
yang kosong
Ketiga orbital sp2 ini terletak pada bisang yang sama, dan sudut antara dua
ikatan diantaranya adalah 120˚. Setiap ikatan BF terbentuk dari tumpang-tindih
orbital hibrida sp2 boron dan orbital sp2 flourin. Molekul BF3 berbentuk datar
dengan sudut FBF sama dengan 120˚. Hal ini sesuai dengan hasil percobaan
dan juga ramalan TPEKV. Berikut ini pembentukan orbital sp2.
hibridisasi
Orbital hibrida sp2 boron saling tumpang-tindih dengan orbital 2p flourin.
Disini memungkinkan kita untuk memperhatikan hubungan yang menarik antara
hibridisasi dan aturan oktet. Terlepas dari jenis hibridisasinya, suatu atom yang
awalnya memiliki satu orbital s dan tiga orbital p akan memiliki empat orbital,
yang cukup untuk menampung total delapan elektron dalam suatu senyawa.
Untuk unsur-unsur periode kedua tabel periodik, delapan adalah jumlah
maksimum elektron yang dapat ditampung dalam kulit valensi atom unsur-unsur
ini. Karena alasan inilah maka aturan oktet biasanya dipenuhi oleh unsur-unsur
periode kedua.
Situasinya akan berbeda untuk atom unsur priode ketiga. Jika kita hanya
menggunakan orbital 3s dan 3p atom itu akan membentuk orbital hibrida dalam
molekul, maka berlaku aturan oktet. Tetapi, dalam beberapa molekul, atom yang
sama dapat menggunakan satu atau lebih orbital 3d, sebagai tambahan ke
orbital 3s dan 3p, untuk membentuk orbital hibrida. Dalam kasus ini, aturan oktet
tidak berlaku. Kita akan segera melihat contoh-contoh khusus keterlibatan orbital
3d dalam hibridisasi.
Untuk meringkas pembahasan kita tentang hibridisasi, kita mencatat bahwa;
1. Konsep hibridisasi tidak diterapkan pada atom yang terisolasi. Konsep ini
merupakan model teoritis yang digunakan hanya untuk menjelaskanikatan
kovalen.
2. Hibridisasi adalah pencampuran dari sedikitnya dua orbital atom yang tidak
setara, misalnya orbital s dan p. Jadi, orbital hibrida bukanlah orbital atom
yang asli. Orbital hibrida dan orbital atom asli memiliki bentuk yang sangat
berbeda.
3. Jumlah orbital hibrida yang dihasilkan sama dengan jumlah orbital atom asli
yang terkibat dalam proses hibridisasi.
4. Hibridisasi membutuhkan energi; tetapi, sistem memperoleh energi kembali ini
bahkan lebih, selama pembentukan ikatan.
5. Ikatan kovalen dalam molekul dan ion poliatomik terbentuk akibat tumpangtindih orbital-orbital hibrida, atau orbital hibrida dengan orbital yang tidak
terhibridisasi. Jadi, skema ikatan hibridisasi masih dalam kerangka teori ikatan
valensi; elektron-elektron dalam molekul diasumsikan menempati orbitalorbital hibrida dalam masing-masing atom.
 Prosedur hibridisasi orbital atom
Sebelum mulai membahas hibridasi orbital d, mari kita tentukan dulu apa yang perlu
kita ketahui untuk menerapkan hibridisasi pada ikatan dalam molekul poliatomik
secara umum. Pada dasarnya, hibridisasi hanyalah perluasan teori Lewis dan
model TPEKV. Untuk menentukan keadaan hibridasasi yang cocok pada atom
pusat dalam suatu molekul, kita harus memiliki beberapa gagasan tentang geometri
molekul. Langkah-langkahnya adalah
1. Gambar struktur Lewis molekul tersebut.
2. Ramalkan susunan pasangan elektron secara keseluruhan (baik pasangan
elektron ikatan muatan pasangan elektron bebas) dengan menggunakan model
TPEKV.
3. Turunkan hibridisasi atom pusat dengan mencocokkan susunan pasangan
elektron dengan yang terdapat pada orbital hibridanya.
 Hibridisasi orbital s, p dan d
Kita telah melihat bahwa hibridisasi menjelaskan dengan baik ikatan yang
melibatkan orbital s dan p. Ometri Tetapi, untuk unsur-unsur dalam periode ketiga
dan seterusnya, kita tidak selalu dapat menjelaskan geometri molekul dengan
hanya mengasumsikan hanya orbital s dan p yang mengalami hibridisasi. Misalnya
untuk memahami pembentukan molekul dengan geometri segitigabipiramid atau
oktahedral, kita harus menyertakan orbital d dalam konsep hibridisasi.
Perhatikan molekul SF6 sebagai suatu contoh dimana kita bisa melihat geometri
molekul ini adalah oktahedral, yang juga merupakan susunan keenam pasang
elektronnya, dimana SF6 terhibridisasi sp3d2 dengan konfigurasi elektronnya[Ne]3s2
3p4:
3s
3p
3d
Karena tingkat energi 3d cukup dekat dengan tingkat energi 3s dan 3p, elektronelektron 3s dan 3p dapat dieksitasikan ke dua dari orbital 3d:
3s
3p
3d
Pencampuran orbital 3s, tiga orbital 3p, dan dua orbital 3d menghasilkan enam
orbital hibrida sp3d2
3d
orbital sp3d2
orbital 3p
yang kosong
Keenam ikatan S-F terbentuk akibat tumpang tindih orbital hibrida atom S dan
orbital 2p atom F. Karena terdapat 12 elektron disekitar atom S, aturan oktet
dilanggar. Pengunaan orbital d sebagai tambahan kepada orbital s dan p untuk
membentuk suatu oktet yang diperluas (perluasan kulit valensi). Unsur-unsur
periode kedua, tidak seperti unsur-unsur periode ketiga, tidak memiliki tingkat
energi 2d, jadi unsur-unsur ini tidak pernah dapat perluasan kulit valensinya. (Ingat
kembali bahwa pada n = 2, l = 0 dan 1, kita hanya dapat memiliki orbital 2s dan 2p).
Jadi atom-atom unsur periode kedua tidak pernah dapat dikelilingi oleh lebih dari
delapan elektron dalam senyawa apapun yang dibentuknya.
2. Hibridisasi dalam molekul yang mengandung ikatan rangkap dua dan rangkap
tiga
Konsep hibridisasi berguna juga untuk molekul dengan ikatan rangkap dua dan
ikatan rangkap tiga. Sebagai contoh molekul etilena C2H4, dimana mengandung
ikatan rangkap dua C=C dan memiliki geometri datar. Baik geometri maupun
ikatannya dapat dipahami jika kita mengasumsikan bahwa setiap atom karbon
terhibridisasi sp2.
2s
2p
2s
2p
Promosi elektron
Keadaan
terhibridisasi sp2
orbital sp2
2pz
Dari gambar diatas menunjukkan diagramorbital untuk proses hibridisasi ini. Kita
mengasumsikan bahwa hanya orbital 2px dan 2py yang bergabung dengan orbital
2s, dan bahwa orbital 2pz tetap tidak berubah.
90o
120o
Pada gambar diatas menunjukkan bahwa orbital 2pz tegak lurus dengan bidang
orbital hibrida. Berikut ini kita akan menjelaskan bagaimana ikatan pada atom C
sebagaimana yang ditunjukkan pada gambar dibawah ini, dimana setiap atom
karbon menggunakan tiga orbital hibrida sp2 untuk membentuk dua ikatan dengan
dua orbital 2s hidrogen dan satu ikatan dengan orbital hibrida sp2 atom C
disebelahnya.
H 1s
H 1s
C
H 1s
C
a
H 1s
Sebagai tambahan, dua orbital 2pz atom C yang tidak terhibridisasi membentuk
ikatan lain dengan saling tumpang-tindih secara menyamping. Lihat gambar berikut:
2pz
2pz

H
C
C
C
H
b


H
C
H
c
Keterangan : Ikatan dalam asetilena C2H4, (a) Tampak atas dari ikatan sigma
antara atom karbon dan antara atom karbon dan atom hidrogen. Semua atom
terletak pada bisang yang sama. (b) Tampak samping memperlihatkan bagaimana
dua orbital 2pz pada dua atom karbon saling tumpah-tindih, yang pembentukan
ikatan phi. (c) Interaksi dalam (a) dan (b) mengarah pada pembentukan ikatan
sigma dan ikatan phi dalam etilena. Perhatikan bahwa ikatan phi terletak diatas dan
dibawah bidang molekul.
Pembedaan dilakukan antara dua jenis ikatan kovalen dalam C2H4. Ketiga ikatan
yang dibentuk oleh setiap atom C adalah semua ikatan sigma yaitu ikatan kovalen
yang terbentuk akibat tumpang-tindih orbital-orbital ujung ke ujung, dengan
kerapatan elektron terkonsentrasi diantara 2 inti atom yang berikatan. Jenis kedua
disebut ikatan phi yang didefinisikan sebagai ikatan kovalen yang terbentuk akibat
tumpang-tindih orbital-orbital secara menyamping dengan kerapatan elektron yang
terkonsentrasi diatas dan diabawah bidang ini atom yang berikatan. Kedua atm
membentuk ikatan phi, ikatan phi ini yang membuat etilena memiliki geometri
mendatar.
Molekul asetilena (C2H2) mengandung ikatan rangkap tiga karbon-karbon. Karena
molekul tersebut linear, kita dapat menjelaskan geometri dan ikatannya dengan
mengasumsikan bahwa setiap atom C terhibridisasi sp dengan mencampurkan
orbital 2s dengan orbital 2px. Kedua orbital sp pada setiap atom C membentuk satu
ikatan sigma dengan orbital 1s hidrogen dan ikatan sigma lain dengan atom C
lainnya. Sebagai tambahan, dua ikatan phi terbentuk akibat tumpang-tindih secara
menyamping orbital 2py dan 2pz yang tidak terhibridisasi. Jadi ikatan C≡C tersusun
atas satu ikatan sigma dan 2 ikatan phi.
Aturan berikut membantu kita meramlakan hibridisasi dalam molekul yang
mengandung ikatan rangkap: jika atom pusat membentuk satu ikatan rangkap dua,
molekul itu terhibridisasi sp2; jika molekul tersebut membentuk dua ikatan rangkap
atau satu ikatan rangkap tiga, molekul itu terhibridisasi sp. Perhatikan juga bhawa
aturan ini hanya berlaku pada atom unsur-unsur periode kedua. Atom-atom unsur
periode ketiga dan seterusnya yang membentuk ikatan rangkap dua atau tiga
memberikan gambaran lebih rumit dan tidak dibahas disini.
2pz
H 1s
C
C
2pz
H 1s
C
a
2py
2py
b
c
C
Keterangan : ikatan asetilena, C2H2, (a) Tampak atas menunjukkan tumpang-tindih
orbital-orbital sp antara atom C dan tumpang-tindih orbital sp dengan orbital 1s
antara atom C dan atom H. Semua atom terletak pada garis lurus; jadi asetilena
adala molekul linear. (b) Tampak samping tumpang-tindih dua orbital 2py dan dua
orbital 2pz kedua atom karbon, yang mengarah pada pembentukan dua ikatan phi.
(c) pembentukan ikatan sigma dan ikatan phi sebagai hasil interaksi dalama (a) dan
(b).
2. Teori Orbital Molekul
Teori ikatan valensi adalah salah satu dari dua pendekatan mekanika kuantum
yang menjelaskan ikatan dalam molekul. Teori ini menjelaskan, paling tidak secara
kualitatif, kestabilan ikatan kovalen sebagai akibat tumpang-tinding orbital-orbital
atom. Dengan menggunakan konsep hibridisasi, teori ikatan valensi dapat
menjelaskan geometri molekul yang diramalkan oleh model TPEKV. Tetapi, asumsi
bahwa elektron-elektron dalam suatu molekul menempati orbital-orbital atom pada
masing-masing atom hanya dapat berupa hampiran, karena setiap elektron ikatan
dalam satu molekul harus berada dalam suatu orbital yang mencirikan molekul
secara keseluruhan.
Dalam beberapa kasus, teori ikatan valensi tidak dapat menjelaskan sifat-sifat
molekul yang teramati secara memuaskan. Perhatikan molekul oksigen, yang
struktur Lewisnya adalah
O
O
Menurut gambaran ini, semua elektron pada O2berpasangan dan molekulnya
seharusnya bersifat diamagnetik. Tetapi hasil perciobaan telah menunjukkan bahwa
molekul oksigen bersifat paramagnetik, dengan dua elektron yang tidak
berpasangan. Sifat magnet dan sifat-sifat molekul yang lain kadangkala lebih baik
dijelaskan dengan pendekatan mekanika kuantum yang lain disebut melalui istilah
Teori Orbital Molekul. Teori ini menggambarkan ikatan kovalen melalui istilah
orbital molekul yang dihasilkan dari interaksi orbital-orbital atom yang berikatan
dan yang tidak berikatan dengan molekul secara keseluruan. Perbedaan antara
orbital molekul dan orbital atom adalah bahwa orbital atom terkait hanya dengan
satu atom.
Orbital Molekul Ikatan Dan Anti Ikatan
Menurut teori OM, tumpang tindih orbital 1s dua atom hidrogen mengarah pada
pembentukan dua orbital molekul; satu orbital molekul ikatan dan satu orbital
molekul antiikatan. Orbital Molekul Ikatan memiliki energi yang lebih rendah dan
kestabilan
yang
lebih
besar
dibandingkan
dengan
orbital-orbital
atom
pembentuknya. Pada orbital molekul ikatan penempatan elektron dalam orbital
molekul ikatan menghasilkan ikatan kovalen yang stabil, sedangkan penempatan
elektron dalam orbital molekul antiikatan menghasilkan ikatan yang tidak stabil.
Dalam orbital molekul ikatan kerapatan elektron lebih besar di antara inti atom yang
berikatan. Di sisi lain, dalam orbital molekul antiikatan, kerapatan elektron
mendekati nol di antara inti. Kita dapat memahami perbedaan ini jika kita mengingat
kembali bahwa elektron dalam orbital memiliki sifat gelombang. Salah satu sifat
unik gelombang memungkinkan gelombang sejenis untuk berinteraksi sedemikian
rupa sehingga gelombang resultannya memiliki amplitudo yang diperbesar atau
amplitudo yang diperkecil. Dalam kasus pertama, kita sebut interaksi sebagai
interferensi konstruktif; dalam kasus kedua disebut interfernsi destruktif.
Pembentukan orbital molekul ikatan berkaitan dengan interferensi kosntruktif
(peningkatan amplitudo analog dengan penumpukan kerapatan elektron diantara
kedua inti). Pembentukan orbital kmolekul antiikatan berkaitan dengan interferensi
destruktif (penurunan amplitudo analog molekul dengan penurunan kerapatan
elektron di antara kedua inti). Jadi, interaksi konstruktif dan interaksi destruktif
antara dua orbital 1s dalam molekul H2, mengarah pada pembentukan orbital
molekul ikatan sigma (σ1s) dan pembentukan orbital antiikatan sigma σ* 1s dengan
tanda bintang melambangkan orbital antiikatan.
Dalam orbital
molekul sigma (ikatan atau antiikatan) kerapatan elektron
terkonsentrasi secara simetris di seputar garis antar kedua inti atom yang berikatan.
Dua elektron dalam orbital molekul sigma membentuk ikatan sigma. Ingat bahwa
ikatan kovalen tunggal (seperti H−H atau F−F) hampir selalu berupa ikatan sigma.
Dalam orbital molekul phi (ikatan atau antiikatan) kerapatan elektron terkonsentrasi
di atas dan di bawah garis imajiner yang menghubungkan kedua inti atom yang
berikatan. Dua elektron dalam orbital molekul phi membentuk ikatan phi. Ikatan
rangkap dua hampir selalu terdiri atas ikatan sigma dan ikatan phi: ikatan rangkap
tiga selalu berupa ikatan sigma plus dua ikatan phi.
2.1 Konfigurasi Orbital Molekul
Untuk memahami sifat-sifat molekul, kita harus mengetahui bagaimana elektroelektron terdistribusi di antara orbital-orbital molekul. Berikut ini dijelaskan aturan
konfigurasi elektron molekul dan kestabilan:
Untuk menulis konfigurasi elektron suatu molekul, pertama-tama kita harus
menyusun orbital molekul sesuai dengan kenaiakan energinya. Kemudian kita
menggunakan panduan dibawah ini untuk mengisi orbital-orbital molekul dengan
elektron. Aturan tersebut juga membantu kita memahami kestabilan orbital molekul.

Jumlah orbital molekul yang terbentuk selalu sama dengan jumlah orbital atom
yang bergabung.

Semakin stabil orbital ikatan, semakin kurang stabil orbital molekul antiikatan
yang berikatan.

Pengisian orbital molekul dimulai dari energi rendah ke energi tinggi. Dalam
molekul stabil, jumlah elektron dalam orbital molekul ikatan selalu lebih banyak
daripada dalam orbital molekul antiikatan karena kita selalu menempatkan
elektron dalam orbital molekul ikatan yang berenergi lebih rendah terlebih
dahulu.

Seperti orbital atom, setiap orbital molekul dapat menampung hingga dua
elektron dengan spin berlawanan sesuai dengan asa larangan Pauli.

Ketika elektron ditambahkan ke orbital molekul dengan energi yang sama,
susunan yang paling stabil diramalkan oleh aturan Hund: yaitu, elektron
memasuki ke orbital-orbital molekul ini dengan spin sejajar.

Jumlah elektron dalam orbital molekul sama dengan jumlah semua elektron
pada atom-atom yang berikatan.
Molekul Hidrogen dan Helium
Pada subbab ini nanti, kita akan mempelajari molekul-molekul yang terbentuk dari
atom-atom unsur periode kedua. Sebelumnya, sebagai pelajaran kita akan meramlakan
kestabilan relatif spesi-spesi sederhana seperti, H2+, H2, He2+ dan He2 dengan
menggunakan diagram tingkat energi. Orbital σ1s dan σ1s* dapat menampung
maksimum empat elektron. Jumlah total elektron bertambah dari satu untuk He 2+
menjadi empat untuk He2. Asas larangan Pauli menyatakan bahwa setiap orbital
molekul dapat menampung maksimum dua elektron dengan spin yang berlawanan.
Dalam kasus ini, kita hanya akan memperhatikan konfigurasi elektron keadaan dasar.
Untuk menghitung kestabilan spesi-spesi ini, kita tentukan orde ikatan-nya yang
didefinisikan sebagai
Orde ikatan menyatakan kekuatan suatu ikatan. Misalnya, jika terdapat dua elektron
pada orbital molekul ikatan dan tak terdapat elektron pada orbital molekul antiikatan,
orde ikatannya adalah satu, yang berarti bahwa terdapat satu ikatan kovalen dan
molekul itu satabil. Perhatikan bahwa order ikatan dapat berupa nilai pecahan, tertapi
orde ikatan nol (atau negatif) berarti ikatannya tidak stabil dan molekul itu tidak ada.
Orde ikatan dapat digaunakan hanya secara kualitatif sebagai bahan pembanding.
Misalnya, orbital molekul ikatan sigma dengan dua elektron dan orbital molekul ikatan
phi dengan dua elektron masing-masing akan memiliki orde ikatan satu. Tetapi, kedua
iktan ini pastilah berbeda kekuatan ikatannya (dan panjang ikatannnya) karena
perbedaan dalam hal tumpang-tindih orbital atomnya.
*
*
*
*




1s
1s
1s
energi
1s
1s
H2+
1s
H2
1s
He2+
1s
He2
Keterangan : tingkat energi orbital molekul ikatan dan antiikatan dalam H 2+, H2, He2+,
dan He2. Dalam semua spesi ini orbital molekul terbentuk akibat interaksi dua orbital 1s.
Dari diagram tingkat energi diatas kita dapat mengetahui bahwa molekul H2 memiliki 2
elektron, keduanya terdapat dapa orbital σ 1s. Menurut pandangan kita, dua elektron
sama dengan satu ikatan penuh; jadi, molekul H2 memiliki orde ikatan satu, atau satu
ikatan kovalen penuh. Konfigurasi elektron H2 adalah (σ1s)2. Untuk ion molekul He2+,
kita menempatkan dua elektron pertama dalam orbital σ1s dan elektron ketiga dalam
orbital σ1s*. Karena orbital molekul antiikatan dapat mengurangi kestabilan, kita
mengharapkan He2+ kurang stabil dibanding H2. Ketidaksatbilan yang berasal dari
elektron orbital σ1s* diimbangi oleh suatu elektron σ1s. Orde ikatannya adalah
dan kestabilan keseluruhan He2+ serupa dengan molekul H2+. Konfigurasi elektron
He2+ adalah (σ1s)2 dan (σ1s*)2. Dalam He2 seharusnya terdapat dua elektron dalam
orbital σ1s dan dua elektron dalam orbital σ1s*, sehingga molekul itu seharusnya memiliki
orde ikatan nol dan dengan demikian tidak ada kestabilan. Konfigurasi elektron H2
seharusnya (σ1s)2 (σ1s*)2. Untuk meringkas pembahasan, kita dapat menggurutkan
spesi-spesi di atas berdasarkan kestabilan:
H2
H2+
He2+
He2
Molekul diatomik unsur-unsur periode kedua dengan inti yang sama
Skita sekarang sip mempelajari konfigurasi elektron keadaan dasar dari molekulmolekul yang mengandung unsur-unsur periode kedua. Kita hanya akan membahas
kasus yang paling sederhana, yaitu molekul diatomik yang mangandung inti yang
sama.
energi
Diagram tingkat energi diatas menunjukkan tingkat energi orbital molekul untuk anggota
pertama periode kedua, Li2. Orbital molekul ini terbentuk akibat tumpang-tindih orbital
1s dan 2s.
Keadaannya akan lebih rumit ketika ikatan juga melibatkan orbital p. Dua orbital p dapat
membentuk ikatan sigma atau ikatan phi. Karena terdapat tiga orbital p untuk setiap
atom unsur periode kedua, kita mengetahui bahwa satu orbital molekul sigma dan dua
orbital molekul phi akan dihasilkan dari interaksi konstruktif. Orbital molekul sigma
terbentuk akibat tumpang-tindih orbital 2px disepanjang sumbu antar inti, yaitu sumbu x,
dan rbital ini akan saling tumpang tindih menyamping untuk menghasilkan dua orbital
molekul phi. Orbital molekul tersebut disebut orbital σ2px, π2px, dan π2pz, dengan
subskrip menandai orbital atom yang terlibat dalam pembentukan orbital molekul
dengan energi orbital molekul yang meningkat sesuai dengan:
σ1s ˂ σ‫٭‬1s ˂ σ2s ˂ σ‫٭‬2s ˂ π2py = π2pz ˂ σ2px ˂ π‫٭‬2py = π‫٭‬2pz ˂ σ‫٭‬2px
Pembalikan urutan orbital σ2px dengan π2py
dan
π2pz disebabkan interaksi yang rumit
antara orbital 2s dan orbital 2p. Akibatnya, orbital σ2px lebih tinggi energinya daripada
orbital π2py dan π2pz.untuk molekul B2, C2 , dan N2, tetapi lebih rendah energinya
daripada orbital π2py dan π2pz untuk O2 dan F2.
Molekul Oksigen (O2)
Seperti yang telah kita lihat sebelumnya, teori ikatan valensi itdak dapat menjelaskan
sifat-sifat magnet molekul oksigen. Untuk menunjukkan dua elektron tak berpasangan
pada O2, kita perlu menggambarkan alternatif struktur resonansi dari yang ditunjukkan
dibawah ini;
O
O
Struktur ini tidak memuaskan setidaknya ada dua alasan. Pertama, struktur ini
mengakibatkan adanya ikatan kovalen tunggal, tetapi bukti percobaan secara kuat
menyatakan bahwa terdapat ikatan rangkap pada molekul ini. Kedua, struktur ini
menempatkan tujuh elektron valensi disekitar setiap atom okasigen, yang melanggar
aturan oktet.
Konfigurasi elektron keadaan dasar O adalah 1s2 2s2 2p4, jadi terdapat 16 elektron
pada O2. Dengan menggunakan urutan peningkatan energi sehingga dapat dituliskan
orbital molekul konfigurasi elektron keadaan dasar O2 dengan
(σ1s)2 (σ‫٭‬1s)2 (σ2s)2 (σ‫٭‬1s)2 (σ2px)2 (π2py )2 (π2pz)2 (π‫٭‬2py)1 (π‫٭‬2pz)1
Menurut aturan Hund, kedua elektron terakhir memasuki orbital π ‫٭‬2py dan orbital π‫٭‬2pz
dengan spin sejajar. Dengan mengabaikan orbital σ1s dan σ2s (karena efek netonya
pada ikatan adalah nol), kita hitung orde ikatan O 2 sebagai berikut:
Jadi, molekul O2 memiliki orde ikatan 2 dan bersifat paramagnetik, suatu ramalan yang
cocok dengan pengamatan lewat percobaan.
Download
Random flashcards
Rekening Agen Resmi De Nature Indonesia

9 Cards denaturerumahsehat

sport and healty

2 Cards Nova Aulia Rahman

Nomor Rekening Asli Agen De Nature Indonesia

2 Cards denaturerumahsehat

Secuplik Kuliner Sepanjang Danau Babakan

2 Cards oauth2_google_2e219703-8a29-4353-9cf2-b8dae956302e

Create flashcards