Tugas Kimfis Molekul Diatomik p2

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


ikatan)

P = ½ (4-4) = 0


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



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



ikatan)

P = ½ (8-4) = 2


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



ikatan)

P = ½ (10-4) = 3


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 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

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

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




ikatan)

P = ½ (10-4) = 3


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

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

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 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 Kimfis Molekul Diatomik p2

Documents

Transcript of Tugas Kimfis Molekul Diatomik p2