tugas ikim

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


ikatan)

P = ½ (4-4) = 0


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



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



ikatan)

P = ½ (8-4) = 2


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



ikatan)

P = ½ (10-4) = 3


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 non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 (π*2p)2= 6


ikatan)

P = ½ (10-6) = 2


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


ikatan)

P = ½ (10-8) = 1


Diagram Korelasi Molekul Ne2 (Diagram korelasi untuk atom yang

Z≥ 8)

Konfigurasi elektron Atom 10Ne = 1s2 2s2 2p6


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


ikatan)

P = ½ (10-10) = 0


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


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.


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,


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


Gambar 11. Diagram korelasi molekul CO

CO yang konfigurasi elekron:

(σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2 (π2p)4(σ2p)2




ikatan)

P = ½ (10-4) = 3


Molekul Diatomik CO


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



Orbital atom N Orbital molekul NO Orbital atom O

http://id.wikipedia.org/wiki/Elektronegativitas

http://id.wikipedia.org/w/index.php?title=Muatan_formal&action=edit&redlink=1

http://id.wikipedia.org/wiki/Nanometer

http://id.wikipedia.org/wiki/Ikatan_kimia

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 non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2(π*2p)1 = 5


ikatan)

P = ½ (10-5) = 2 ½


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.


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.


http://id.wikipedia.org/wiki/Karbon_monoksida

tugas ikim

Documents