tugas kimfis molekul diatomik p2
TRANSCRIPT
PENJELASAN MOLEKUL DIATOMIK UNSUR PERIODE KE-2
MENGGUNAKAN TOERI ORBITAL MOLEKUL
PENDAHULUAN
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
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 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)
Z≥ 8
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
Orbital atom Orbital molekul orbital atomOrbital atom Orbital molekul orbital atom
Gambar 2. (a) Diagram korelasi untuk atom yang Z≥ 8 (b) Diagram korelasi untuk atom yang Z≤7
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
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)Konfigurasi elektron Atom 5B = 1s2 2s2 2p1
Orbital atom B Orbital molekul B2 Orbital atom B
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
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
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
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
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
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 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
Konfigurasi elektron Atom 8O = 1s2 2s2 2p4
Orbital atom C Orbital molekul CO Orbital atom O
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
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 NOKonfigurasi elektron Atom 7N = 1s2 2s2 2p3
Konfigurasi elektron Atom 8O = 1s2 2s2 2p4
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.
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.