Orbital Molekul Diatomik Heteronuklir

03 May 2017 11:48:17 Dibaca : 2900

Salah satu contoh molekul heteronuklir adalah karbon monoksida (CO). Ikatan karbon monoksida dapat divisualisasikan menggunakan diagram tingkat energi orbital molekul (gambar 3.6).

Gambar 3.6 Diagram orbital molekul CO

Orbital atom oksigen memiliki energy lebih rendah dibandingkan orbital atom karbon akibat besarnya Zeff.Perbedaan utama antara molekul diatomik homonuklir dan heteronuklir adalah orbital molekul dihasilkan dari orbital atom 2ssuatu unsur yang tumpang tindih energinya dengan orbital atom 2p dari unsur lain.Dengan demikian, kita harus mempertimbangkan molekulorbital yang berasal dari kedua orbital atom pada penyusunan diagram orbital molekul. Karena energi orbital bersifat asimetri,orbital molekul bonding diturunkan dari orbital atom oksigen berenergi rendah, sedangkan orbital molekul antibonding diturunkan dari orbital atom karbon berenergi tinggi.Terdapat dua orbital molekul yang dihasilkan dari kontribusi orbital atom berergi rendah dari oksigen dan berenergi tinggi dari karbon, yaitu orbital molekul nonbonding (σNB), tidak berkontribusi signifikan terhadap ikatan.

Untuk menentukan orde ikatan karbon monoksida, jumlah pasangan antibonding (0)telah dikurangi dari jumlah pasangan bonding (3), perhitungan ini mengarah pada prediksi ikatan rangkap tiga (triple bond).Energy ikat paling tinggi sebesar 1072 kJ.mol-1.

Orbital Molekul Diatomik Periode 2

03 May 2017 11:25:32 Dibaca : 8013

Litium adalah unsur pada periode kedua yang paling sederhana. Dalam fasa padat dan liquid, litium berikatan logam sedangkan dalam fasa gas merupakan molekul diatomik. Dua elektron dari orbital atom 2s terdapat orbital molekul σ2s dan memiliki 1 orde ikatan (gambar 3.4). Hasil pengukuran panjang ikatan dan energi ikat berkesesuaian dengan nilai orde ikatan. Okupansi orbital molekul terluar (valensi) ditulis (σ2s)2.

Gambar 3.4 Diagram orbital molekul orbital atom 2s molekul Li2 (fasa gas)

Molekul periode dua yang lain adalah oksigen (O2). Berdasarkan gambar 3.5 dapat kita amati, berdasarkan aturan Hund, terdapat 2 elektron tidak berpasangan. Terdapat 2 orde ikatan [3-(2 x ½)], berkesesuaian dengan pengukuran panjang ikatan dan energi ikat.

 

Gambar 3.5 Diagram orbital molekul O2

Pada molekul periode kedua yang lain, difluorin (F2), lebih dari dua elektron menempati orbital antibonding (gambar 3.6).orde ikatan menunjukan ikatan bersih yang berasal dari 3 orbital bondingyang terisi dan 2 orbital antibonding. Konfigurasi elektron valensinya, (σ2s)2(π2p)4(π*2p)4.

Gambar 3.5 Diagram orbital molekul F2

Orbital Molekul Diatomik Periode I

03 May 2017 11:08:38 Dibaca : 2664

Spesis diatomik paling sederhana dibentuk dari satu atom hidrogen dan datu ion hidrogen, yaitu ion molekuler H2+.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Gambar 3.2 Diagram orbital molekul H2+

Gambar 3.2 menunjukan diagram tingkat energi yang menggambarkan okupansi orbital atom dalam menghasilkan orbital molekul. Subskrip mengindikasikan dari orbital atom mana orbital molekul dihasilkan.Orbital σ yang dihasilkan dari pencampuran dua orbital atom 1ssehingga disimbolkan dengan σ1s.Energi elektron dalam orbital molekul σ1s lebih rendah dibandingkan dengan energy dalam orbital atom 1s.Hal ini merupakan hasil dari tarikan elektron terhadap dua inti hidrogen. Konfigurasi elektron kation hydrogen dituliskan sebagai (σ1s)1.Ikatan kovalen “normal” memiliki satu pasang elektron.Karena hanya terdapat satu elektron dalam ikatan bonding ion dihidrogen dan orde ikatannya ½.Berdasarkan hasil ekperimen terhadap ion ini menunjukkan panjang ikatan 106 pm dan kekuatan ikatan 255 kJ.mol-1.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 Gambar 3.3 Diagram orbital molekul H2


Pada gambar 3.3 disajikan diagram tingkat energimolekul hidrogen, H2. Terdapat 2 elektron ikatan dan 1 orde ikatan.Orde ikatan paling kuat, memiliki ikatan yang sangat kuat dan memiliki panjang ikatan terpendek. Hal ini sesuai dengan hasil ekperimen, didapatkan panjang ikatannya 74 pm dan kekuatan ikatannya 436 kJ.mol-1, lebih kuatdibandingkan pada kation dihidrogen. Konfigurasi elektronnya ditulis (σ1s)2. 

Tinjauan Struktur Lewis

03 May 2017 09:01:14 Dibaca : 2281

Diagram orbital molekul dapat menyajikan konsep dasar pencarian energi ikat dan dan panjang ikatan dalam molekul kovalen. Selain itu, dari diagram orbital molekul dapat diketahui molekul memiliki ikatan σ atau phi dan pendekatan konsep pemecahan ikatan elektron. Ikatan sederhana diprepresentasikan dengan Ikatan Lewis (penggunaan bersama pasangan elektron).

Konsep ikatan Lewis menjelaskan bahwa faktor penentu pembentukan ikatan adalah pencapaian masing-masing atom dalam molekul suatu elektron oktet pada tingkat energi valensi (kecuali hidrogen). Elektron oktet dicapai dengan pemakaian bersama pasangan elektron oleh atom-atom yang berikatan. Misalnya pada (1) Hidrogen klorida (HCl), pemakaian bersama pasangan elektron menghasilkan ikatan tunggal (ikatan σ), (2)karbon monoksida (CO) terdapat pasangan elektron bebas dan menghasilkan ikatan rangkap tiga.

 

 

 

 

 

 

 

 

Gambar 3.7 Diagram elektron-dot HCl dan CO

Untuk membuat dot oktet di sekitar atom C dan O (pada CO) dibutuhkan tiga pasang elektron ikatan. Ikatan ini ekivalen dengan satu ikatan σ dan 2 ikatan dalam pendekatan orbital molekul. Terdapat dua pasang elektron bebas, dalam pendekatan orbital molekul menunjukkan dua pasang elektron dalam orbital σNB (ikatan sigma nonbonding).

Langkah Menyusun Diagram Elektron-Dot

Dalam menyusun diagram elektron-dot, umumnya mengikuti beberapa prosedur berikut:

  1. Mengidentifikasi atom pusat, umumnya adalah atom yang elektronegatifitasnya rendah. Tuliskan atom pusat dan tempatkan atom lain disekitar atom pusat tersebut.
  2. Hitung jumlah total elektron valensi. Jika ion (bermuatan) dan bukan molekul netral, tambahkan elektron pada muatan negatif atau kurangi elektron pada muatan positif.
  3. Tempatkan pasangan elektron (ikatan kovalen tunggal) diantara atom pusat dan di sekeliling setiap atom. Tambahkan pasangan elektron bebas di sekeliling atom. Elektron yang tersisa ditambahkan pada atom pusat.
  4. Jika jumlah elektron pada atom pusat kurang dari delapan dan masih ada elektron yang tersisa, tambahkan pasangan elektron yang tersisa pada atom pusat. Jika jumlah elektron kurang dari delapan dan tidak ada lagi atom yang tersisa, gunakan elektron bebas yang ada di sekeliling atom lain untuk membuat ikatan rangkap dua dan rangkap tiga.
  5. Sebagai contoh, nitrogen trifluorida (NF3).

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Gambar 3.8 Diagram elektron-dot NF3

Atom nitrogen yang memiliki elektronegatifitas rendah bertindak sebagai atom pusat, 3 atom F ditempatkan di sekeliling atom N. jumlah total elektron valensi adalah [5 + (3 x 7)] = 26 elektron. Enam elektron digunakan untuk membentuk ikatan kovalen tunggal. Delapan elektron dibutuhkan untuk melengkapi pasangan elektron bebas pada atom-atom fluorida. Pasangan elektron yang tersisa dipasangkan dengan pasangan elektron bebas pada nitrogen.

Pengenalan Orbital Molekul

03 May 2017 08:49:52 Dibaca : 1942

Jika dua atom saling berdekatan, berdasarkan konsep orbital molekul, maka orbital atomnya akan mengalami tumpang tindih. Proses tumpang tindih ini dapat digambarkan dengan metode kombinasi linear orbital-orbital atom, liniear combination of atomic arbital orbitals (LCAO), yaitu menggabungkan dua fungsi gelombang atom untuk menghasilkan dua orbital molekul.

Jika orbital s bercampur, akan terbentuk orbital molekul yang direpresentasikan dengan σ (sigma) dan σ* (sigma star). Gambar 3.1 memperlihatkan plot kerapatan elektron orbital atom dan menghasilkan orbital molekul.

Gambar 3.1 Kombinasi 2 orbital atom s membentuk orbital molekul σ dan σ*

Untuk orbital σ, kerapatan elektron antara dua inti bertambah sebagaimana juga inti antara dua atom bebas. Disebabkan terdapat tarikan elektrostatik antara inti positif dan juga karena area ini memiliki kerapatan elektron yang tinggi, orbital ini disebut orbital bonding. Sebaliknya, untuk orbital σ*, kerapatanelektron antara inti berkurang. Hal ini disebabkan karena adanya tolakan elektrostatik antar atom, orbital ini disebut sebagai orbital antibonding.

Berikut beberapa hal umum yang berkaitan dengan orbital molekul:

  1.  Untuk orbital yang tumpang tindih, tanda pada lobes tumpang tindih harus sama
  2. Jika 2 orbital atom bercampur, maka akan terbentuk 2 orbital molekul, bonding dan anti bonding. Orbital bonding memiliki energy lebih rendah dari orbital antibonding.
  3. Jika terjadi pencampuran signifikan, orbital atom harus memiliki energy yang sama.
  4. Setiap orbital molekul maksimum memiliki 2 elektron dengan spin +1/2 dan -1/2.
  5. Konfigurasi elektron molekul dapat disusun berdasarkan prinsip Aufbau dengan mengisi orbital molekul yang memiliki energy terendah terlebih dahulu.
  6. Jika elektron menempati orbital molekul yang berbeda memiliki energy yang sama, gunakan aturan Hund.
  7. Orde ikatan dalam molekul diatomic didefinisikan sebagai jumlah pasangan elektron ikatan bonding dikurangi jumlah pasangan elektron antibonding.