LAPORAN PRAKTIKUMKIMIA FISIKA

PERHITUNGAN ORBITAL MOLEKUL

Nama : MEITY JOLANDA K

NIM : H311 08 262

Kelompok : 5 (Lima)

Hari/Tgl. Praktikum : Senin / 3 Mei 2010

Asisten : BHAKTI WIGUNA MOO

LABORATORIUM KIMIA FISIKAJURUSAN KIMIA

FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAMUNIVERSITAS HASANUDDIN

MAKASSAR2010

BAB I

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Molekul yang didefinisikan sebagai kelompok disket atom yang diikat

secara kimia. dibentuk oleh kombinasi atom-atom yang berbeda. Ada dua jenis

ikatan kimia dalam pembentukan molekul, yaitu ikatan ionis dan ikatan kovalen.

Pembahasan yang menyangkut ikatan kovalen dapat ditinjau dengan dua cara,

yaitu teori ikatan valensi dan teori orbital molekul.

Orbital molekul terbentuk dari hasil interaksi antara dua atau orbital orbital

atom. Distribusi elektron dalam molekul tidak lagi berada pada orbital atom

masing-masing pembentuk, melainkan ditempatkan atau dilokalisir pada daerah

tumpang tindih yang dikenal sebagai orbital molekul (OM).

Hyperchem adalah suatu software yang dapat digunakan untuk mengetahui

struktur, stabilitas dan sifat molekul dengan menggunakan perhitungan mekanika

molekular maupun mekanika kuantum.

Melihat manfaat aplikasi software Hyperchem dalam perhitungan orbital

molekul, maka kita perlu mengetahui cara menghitung fungsi gelombang molekul

dan mempelajari cara menghitung orbital molekul. Dala percobaan ini, kita akan

menghitung fungsi gelombang H2O, menentukan bentuk orbital molekul H2O, dan

menggunakan penjajaran struktur dengan menggunakan aplikasi software

Hyperchem Release 7 sehingga kita lebih memahami penggunaan Hyperchem

dalam perhitungan orbital molekul. Hal inilah yang melatarbelakangi sehingga

percobaan ini dilakukan.

1.2 Maksud dan Tujuan Percobaan

1.2.1 Maksud Percobaan

Maksud dilakukannya percobaan ini adalah :

1. Mempelajari aplikasi software Hyperchem

2. Mempelajari cara menghitung fungsi gelombang molekul

3. Mempelajari cara menghitung orbital molekul

1.2.2 Tujuan Percobaan

Tujuan dilakukannya percobaan ini adalah :

1. Menghitung fungsi gelombang H2O

2. Menentukan bentuk orbital molekul H2O

3. Menghitung muatan atomik

4. Menggunakan penjajaran struktur (structure alignment)

1.3 Prinsip Percobaan

Membuat orbital molekul H2O dengan menggunakan software Hyperchem

Release 7, kemudian menghitung fungsi gelombang molekul dan orbital molekul

dan membandingkannya dengan teori.

1.4 Manfaat Percobaan

Manfaat dilakukannya percobaan ini adalah kita dapat mengetahui dan

memahami bagaimana penggunaan aplikasi software Hyperchem, dapat

mengetahui cara menghitung fungsi gelombang, orbital molekul dan penjajaran

struktur dengan menggunakan Hyperchem.

BAB II

TINJAUAN PUSTAKA

Mekanika kuantum memberikan gambaran konfigurasi elektron sebuah

atom hidrogen yang menjadi model bagi atom lain. Gagasan yang dikembangkan

untuk sebuah atom tunggal dapat juga diperluas ke interaksi antar atom, yaitu

ikatan. Dalam pasal ini kita akan melihat bahwa penyelesaian persamaan

gelombang yang dipakai untuk menggambarkan elektron dari dua atom tunggal

digabung menjadi orbital molekul. Kaidah yang dikembangkan untuk

menggambarkan orbital atom dapat diubah dan dipakai pada orbital molekul.

Hasilnya ialah bahwa fungsi-fungsi kebolehjadian menggambarkan elektron-

elektron yang berkaitan dengan ikatan kimia (Piae, dkk., 1988).

Dalam teori orbital molekul dianggap bahwa elektron tidak dimiliki oleh

atom tertentu tetapi tersebar dalam keseluruhan sistem molekul. Dalam teori ini

konsep orbital atom diperluas menjadi orbital molekul, yaitu suatu fungsi

gelombang yang melingkupi keseluruhan atom didalam molekul (Taba, dkk.,

2010).

Riak yang menyebar pada permukaan air akan hilang dengan masuknya

batu ke dasar. Analogi ini dapat menjelaskan energi yang dibawa cahaya

terdistribusi secara kontinyu ke seluruh pola gelombang. Hal ini menurut tinjauan

teori gelombang sedangkan menurut teori kuantum, cahaya menyebar dari

sumbernya sebagai sederetan konsentrasi energi yang teralokalisasi masing-

masing cukup kecil sehingga dapat diserap oleh sebuah elektron (Tossell, 1986).

Dalam ikatan ionis, ion-ion dibentuk oleh perpindahan elektron

sebenarnya dari satu atpm ke atom yang lain, dan ion-ion ini terikat satu sama lain

oleh tarik menarik elektrostatik. Dalam ikatan kovalen, atom-atom terikat satu

sama lain oleh pemilikan sepasang elektron antara atom-atom. Pasangan elektron

yang terikat satu sama lain oleh atom dianggap bertanggung jawab untuk

tercapainya konfigurasi stabil dari atom (Dogra dan Dogra, 1990).

Dalam teori orbital atom MO digabungkan menjadi orbital baru, yang

disebut orbital molekul (MOS). Sementara MOS dihasilkan dari orbital atom (1s,

s2, 2p, dll), mereka tidak perlu diterjemahkan antara dua atom seperti obligasi

kovalen dalam teori VB. Jumlah MOS terbentuk sama dengan jumlah orbital atom

(AOs) di semua atom terdiri dari molekul. Jadi jika hidrogen digambarkan oleh

tiga AOs, H2 molekul akan dijelaskan oleh enam MOS (Moffett, 2007).

Sebelum Erwin Schrodinger, seorang ahli dari Jerman Werner Heisenberg

mengembangkan teori mekanika kuantum yang dikenal dengan prinsip

ketidakpastian yaitu “Tidak mungkin dapat ditentukan kedudukan dan momentum

suatu benda secara seksama pada saat bersamaan, yang dapat ditentukan adalah

kebolehjadian menemukan elektron pada jarak tertentu dari inti atom”. Daerah

ruang di sekitar inti dengan kebolehjadian untuk mendapatkan elektron disebut

orbital. Bentuk dan tingkat energi orbital dirumuskan oleh Erwin Schrodinger.

Erwin Schrodinger memecahkan suatu persamaan untuk mendapatkan fungsi

gelombang untuk menggambarkan batas kemungkinan ditemukannya elektron

dalam tiga dimensi (Tossell, 1986).

Persamaan Schrodinger

x,y dan z = Posisi dalam tiga dimensi

Ψ = Fungsi gelombang

m = Massa

= h/2π dimana h = konstanta plank dan π = 3,14

E = Energi total

V = Energi potensial

Model atom dengan orbital lintasan elektron ini disebut model atom modern atau

model atom mekanika kuantum yang berlaku sampai saat ini, seperti terlihat pada

gambar berikut ini.

Awan elektron disekitar inti menunjukan tempat kebolehjadian elektron. Orbital

menggambarkan tingkat energi elektron. Orbital-orbital dengan tingkat energi

yang sama atau hampir sama akan membentuk sub kulit. Beberapa sub kulit

bergabung membentuk kulit. Dengan demikian kulit terdiri dari beberapa sub kulit

dan subkulit terdiri dari beberapa orbital. Walaupun posisi kulitnya sama tetapi

posisi orbitalnya belum tentu sama (Tossell, 1986).

Hasil penemuan Erwin Schrodinger inilah yang kemudian dikenal empat

bilangan kuantum, yaitu bilangan kuantum utama (n), magnetik (m), azimut (- l)

Awan elektron di sekitar inti atom

dan spin. Bilangan kuantum inilah yang digunakan untuk menentukan

kemungkinan posisi suatu elektron dalam atom. Dengan adanya bilangan kuantum

maka dapat dijelaskan penyebarab elektron ke dalam orbital, subkulit dan kulit.

Penyebaran atau konfigurasi elektron ini menggunakan Azas Aufbau, Azas

Larangan Pauli dan Kaidah Hund. Berdasarkan konfigurasi elektron maka dapat

ditentukan posisi suatu unsur dalam Sistem Periodik Modern pada golongan dan

periode tertentu (Tossell, 1986).

Perkiraan grafis yang paling sederhana menggambarkan dua orbital atom

hidrogen yang identik bergabung menghasilkan sebuah orbital molekul ikatan dan

anti-ikatan. Orbital molekul ikatan dari segi energi lebih menguntungkan daripada

orbital atom, sedangkan orbital molekul anti-ikatan kurang menguntungkan. Dua

elektron – sebuah dari masing-masing atom – tertampung dalam orbital molekul

ikatan. Orbital molekul anti-ikatan tetap kosong bila molekul hidrogen ada pada

keadaan dasar (Piae, dkk., 1988).

Yang penting adalah orbital molekul yang paling tertinggi (energi) orbital

molekul ditempati (HOMO) dan terendah (energi) orbital molekul ditempati

(LUMO). Ini adalah orbital yang paling mungkin terlibat dalam reaksi kimia.

Untuk alasan ini, orbital molekul pada umumnya dirujuk dari orbital HOMO atau

LUMO. Artinya, orbital terisi dengan energi kedua tertinggi disebut sebagai

HOMO-1. LUMO+1 akan mewakili orbital kosong terendah kedua. Satu

keuntungan jelas teori orbital atom atas teori ikatan valensi adalah bahwa elektron

dapat terdelokalisasi. Berarti bahwa elektron dalam orbital atom tidak terbatas

pada ruang antara dua atom. Salah satu cara berpikir tentang delokalisasi adalah

bahwa hal itu mirip dengan resonansi energi dari teori ikatan valensi. Gambar 4

menunjukkan HOMO dan LUMO untuk Trinitrotoluena (TNT), perhatikan

bagaimana orbital tersebar di sekeliling molekul. Secara umum semakin

terdelokalisasi orbital, semakin stabil molekul ini (energi yang lebih rendah)

(Moffett, 2007).

Setiap molekul memiliki menempati orbital molekul tertinggi (HOMO)

dan orbital molekul terendah kosong (LUMO). Kadang-kadang HOMO tidak

hanya tertinggi dalam molekul tetapi luar biasa tinggi, seperti yang ditunjukkan

dalam warna merah di sebelah kanan dekat. Kadang-kadang LUMO adalah luar

biasa rendah, seperti yang ditunjukkan dalam warna merah di paling kanan.

Karena ada pertandingan wajar energi antara HOMO dan LUMO ini, ada sangat

besar menurunkan energi. Jika ini sudah cukup untuk mengatasi interaksi tolakan

dari OMOs lain dengan satu sama lain, suatu reaksi terjadi. Apa yang penting

untuk reaksi adalah HOMO tinggi luar biasa dalam satu mitra reaksi dan rendah

LUMO luar biasa yang lain. Catatan bahwa dalam kasus molekul A yang tepat

adalah reaktif karena luar biasa tinggi HOMO (LUMO adalah ada yang khusus).

Molekul B reaktif karena luar biasa rendah LUMO (HOMO adalah ada yang

istimewa). Dengan memprediksi yang seharusnya molekul tinggi HOMOs luar

biasa dan yang seharusnya rendah Lumos luar biasa kita dapat mengenali

kelompok fungsional, dan memprediksi kelompok fungsional harus bereaksi

dengan satu sama lain. Setelah kita belajar untuk mengidentifikasi tinggi HOMOs

luar biasa dan sangat rendah Lumos kami akan dalam kondisi sangat baik

(Moffett, 2007).

BAB III

METODE PERCOBAAN

3.1 Alat Percobaan

Alat yang digunakan dalam percobaan ini adalah laptop yang memiliki

softrware Hyperchem Release 7.

3.2 Prosedur Percobaan

1. Membuat molekul air

- Dibuka software Hyperchem Release 7

- Dari menu display, dipastikan perintah Show Hydrogen aktif dan perintah

Perspective tidak aktif pada kotak dialog Rendering.

- Pada kotak dialog Default Element. dinon aktifkan Explicit Hydrogen, lalu

dipilih Oksigen dan dittup.

- Digambar atom oksigen dengan mengklik kiri pada daerah kerja dengan

kursor gambar.

- Diklik ganda tool Selection untuk menginvoke Model Builder.

- Diberikan label molekul dengan simbol.

2. Menggunakan structure alignment

- Dipilih perintah Align Molecule pada menu Edit.

- Dari kotak Align dipilih Secondary, dan dari kotak With dipilih Y axis.

- Perintah Minor dipastikan tidak aktif.

- Diklik OK.

3. Menghitung fungsi gelombang

- Dipilih perintah Semi-emperical dari menu Setup

- Dipilih CNDO (Complete Neglect of Differential Overlap) sebagai metode

kalkulasi, lalu dipilih Options.

- Pada kotak dialog Semi-emperical Option, digunakan nilai 0,0001 pada kotak

Converege limit, nilai 50 pada kotak Iteration limit, 0 pada Total charge dan 1

pada kotak Spin multiplicity. Pada pilihan Spin Pairing dipilih RHF, dan pada

pilihan State dipilih Lowest.

- Diklik OK untuk menutup kotak dialog Semi-emperical Options dan kotak

dialog Semi-emperical Method.

- Dipilih Single-point pada menu Compute.

4. Membuat orbital molekul individual

- Dibuka kotak dialog Orbital dengan memilih Orbitals pada menu Compute.

- Dipilih HOMO-, lalu diklik kiri pada kotak teks untuk orbital off-set dan diset

nilai 3.

- Dipilih perintah 3D Isosuface.

- Dinon aktifkan perintah Orbital squared.

- Diklik OK.

- Dibuka kotak dialog Isosurface option dengan dipilih Isosurface pada menu

Display.

- Dipilih Wire mesh sebagai opsi Rendering, digunakan Orbital contour value

0,05, lalu diklik OK.

- Dibuka kembali kotak dialog orbital dan dimasukkan nilai 1 untuk HOMO-

off-set. Diklik Options dan digunakan nilai yang sama seperti langkah ke

tujuh dan delapan di atas, tetapi rendering diubah menjadi Jorgensen-Salem.

- Diulangi kalkulasi dengan menggunakan nilai 2 untuk HOMO- offset dan

dipilih Lines sebagai opsi Rendering pada kotak dialog Options.

- Dibuka kotak dialog Orbital dan digunakan nilai 0 untuk HOMO- offset.

Dipilih Flat surface, dimasukkan nilai 0,05 dan diklik OK.

- Diklik kiri pada LUMO+ dan digunakan nilai offset 0 dan 1.

- Pada kotak dialog Options, dipilih Shaded surface sebagai opsi Rendering

dan digunakan nilai 0,05. Selanjutnya, dipilih Transculent surface untuk

isosurface rendering, diubah molekul rendering menjadi Balls dan Cylinders.

Dibuka kotak dialog File/Preferences dan dipilih Isosurface Colours. Warna

positif dan negative diubah menjadi merah dan biru.

BAB IV

HASIL DAN PEMBAHASAN

4.1 Hasil

4.1.1 Membuat molekul air

4.1.2 Penggunaan structure alignment

Clipping slab: Front 40.0 Ǻ, back 70.0 Ǻ.

4.1.3 Menghitung Fungsi Gelombang

Energy = -320,414137 Gradient = 124,385734 Symmetry = C2V

4.1.4 Membuat orbital molekul individual

A. Orbital HOMO- 3

Menggunakan Wire Mesh dan nilai Orbital Contour Value 0,05

Alpha ; Orbital Index = 1 Orbital Energy = -40,283588 (eV)

B. HOMO-1

Menggunakan Jorgensen-Salem dan nilai Orbital Contour Value 0,05

Alpha : Orbital Index = 3 Orbital Energy = - 19, 133091 eV

C. HOMO-2

Menggunakan Lines dan Nilai Orbital Contour Value 0,05

Alpha : Orbital Index = 2 Orbital Energy = - 21,633736 (eV)

D. HOMO-0

Menggunakan Flat Surface dan nilai Orbital Contour Value 0,05

Alpha : Orbital Index = 4 Orbital Energy = -17,776798

E. LUMO+0

Menggunakan Shaded Surface dan nilai Orbital Contour Value 0,05

Alpha : Orbital Index = 5 Orbital Energy = 8,856928 (eV)

F. LUMO+1

Menggunakan Translucent Surface dan nilai Orbital Contour Value 0,05

Alpha : Orbital Index = 6 Orbital Energy = 9,775635 (eV)

G. LUMO+1

Menggunakan Translucent Surface dan nilai Orbital Contour Value 0,05

Alpha : Orbital Index = 6 Orbital Energy = 9,775635 (eV)

4.3 Pembahasan

Dalam percobaan perhitungan orbital molekul ini digunakan software

Hyperchem Release 7. Program ini merupakan program yang sangat teliti yang

digunakan untuk mengetahui struktur, stabilitas dan sifat molekul dengan

menggunakan perhitungan mekanika molekular maupun mekanika kuantum.

Molekul yang digunakan dalam percobaan ini adalah molekul air (H2O).

Setelah molekul H2O dibuat, molekul H2O harus dibuat dalam orientasi standar

sebelum menghitung fungsi gelombangnya. Orientasi standar dilakukan dengan

menggunakan structure alignment.

Dalam percobaan ini, fungsi gelombang dihitung utuk keseluruhan

molekul air. Perhitungan fungsi gelombang dilakukan dengan menggunakan

Semi-emperical. Perhitungan Semi-emperical memecahkan persamaan

Schrodinger dengan perkiraan pasti untuk menjelaskan sifat elektron dari atom

dan molekul. Dalam Semi-emperical ini digunakan CNDO (Complete Neglect of

Differential Overlap) sebagai metoda kalkulasi. CNDO adalah metoda yang

paling sederhana dari SCF (Self Consistent Field), berguna unuk menghitung sifat

elektron pada keadaan dasar dari sistem terbuka ataupun tertutup, optimisasi

geometri, dan energi total. Pada menu compute dipilih single-point sebagai

metode kalkulasi. Perhitungan Single-point memberikan data statistik molekul,

seperti energi potensial, potensial elektrostatik, energi orbital molekul dan

koofisien orbital molekul pada keadaan dasar atau tereksistasi.

Berdasarkan hasil yang diperoleh pada percobaan ini didapatkan molekul

H2O energinya = -320,414133, gradien = 124,385752, dan simetri C2V.

Dalam percobaan ini, digunakan beberapa macam opsi rendering, yaitu

Wire mesh, Jorgensen-Salem, Lines, Flat surface, Shaded surface, dan

Translucent surface. Pada Wire mesh, isosurface tergambar sebagai pola

transparan garis melintang. Jorgensen-Salem, isosurface tergambar sebagai garis,

dengan molekul struktur tidak tersembunyi. Lines merupakan isosurface yang

tergambar sebagai pola garis melintang, dengan molekul struktur tersembunyi.

Pada Flat surface, isosurface tergambar sebagai permukaan solid, tanpa bayangan.

Shaded surface merupakan isosurface yang tergambar sebagai permukaan solid

dengan bayangan untuk mempertinggi tampilan tiga dimensinya. Sedangkan

Translucent surface isosurface digambrkan dengan halus, permukaan semi

transparan.

Orbital HOMO-3 energinya – 40,283588 (eV), orbital HOMO-1 eneginya

– 19,133091 (eV), orbital HOMO-2 energinya – 21,633736 (eV), dan orbital

HOMO-0 energinya – 17,776798 (eV). HOMO adalah orbital molekul terisi dan

berenergi tinggi. HOMO-3 menunjukkan orbital dengan 3 tingkat energi lebih

rendah dari HOMO, sedangkan HOMO-0 menunjukkan orbital HOMO itu

sendiri. Dari hasi percobaan, dapat terlihat orbital HOMO-3 memiliki energi

paling rendah dari orbital HOMO-2, orbital HOMO-1 dan orbital HOMO-0. Hal

ini disebabkan karena orbial HOMO-3 memiliki tingkat energi lebih rendah dari

HOMO. Semakin besar perbedaan tingkat energinya dari HOMO, akan semakin

kecil pula energinya.

Orbital LUMO+0 energinya 8,856928 (eV) dan orbital LUMO+1

energinya 9,775635 (eV). LUMO adalah orbital molekul kosong berenergi

rendah. LUMO+1 menunjukkan orbital dengan 1 tingkat energi lebih tinggi

disbanding LUMO, sehingga dapat terlihat bahwa orbital molekul LUMO+1

memiliki energi yang lebig besar dari orbital molekul LUMO+0.

Jika dilihat bentuk dari orbital molekul H2O yang terdapat dalam referensi-

referensi yang lain, diperoleh bentuk orbital yang sama dengan HOMO-1.

BAB V

KESIMPULAN DAN SARAN

5.1 Kesimpulan

Dari hasil percobaan yang dilakukan, dapat disimpulkan :

1. Molekul H2O memiliki energi -320,414133, gradien = 124,385752, dan

simetri C2V.

2. Orbital molekul H2O berbentuk sudut (V).

3. Orbital HOMO-3 energinya – 40,283588 (eV), orbital HOMO-1 eneginya –

19,133091 (eV), orbital HOMO-2 energinya – 21,633736 (eV), dan orbital

HOMO-0 energinya – 17,776798 (eV). Orbital LUMO+0 energinya 8,856928

(eV) dan orbital LUMO+1 energinya 9,775635 (eV).

4. Penjajaran stuktur (structure alignment) digunakan untuk menghitung fungsi

gelombang. Penjajaran struktur dapat dilakukan dengan orientasi standard,

yaitu dengan cara memilih Align Molecule pada menu edit, kemudian

memilih Secondary dari kotak Align dan Y axis dari kotak With.

5.2 Saran

Sebaiknya bukan cuma molekul H2O yang digambarkan pada Hyperchem

tetapi molekul yang lain juga sehingga dapat lebih menguasai Hyperchem serta

lebih dapat mengerti.

DAFTAR PUSTAKA

Dogra, S. K., dan Dogra, S., 1990, Kimia Fisik dan Soal-Soal, diterjemahkan oleh Umar Mansyur, UI-Press, Jakarta.

Moffett, T. M., 2007, Molecular Orbital Theory, SUNY Plattsburgh, Platsburgh USA.

Piae, S. H., Hendrickson, J. B., Cram, D. J., dan Hammond, G. S., 1988, Kimia Organik, ITB, Bandung.

Taba, P., Fauziah, S. dan Zakir, M., 2010, Penuntun Praktikum Kimia Fisika, Laboratorium Kimia Fisika Fakultas Matematika Ilmu Pengetahuan Alam Universitas Hasanuddin, Makassar.

Tossell, J. A., 1986, Quantum Mechanics, University of Maryland, Maryland USA.

LEMBAR PENGESAHAN

Makassar, 5 Mei 2010

Asisten Praktikan

Bhakti Wiguna Moo Meity Jolanda Karoma