PENJELASAN MOLEKUL DIATOMIK UNSUR PERIODE KE-2MENGGUNAKAN TOERI ORBITAL MOLEKUL

PENDAHULUANUnsur 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-21. 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 MolekulDi 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 Li2Li2 yang konfigurasi elekron (σ1s)2 (σ*1s)2 (σ2s)2

Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 = 4Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2 = 2P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan)P = ½ (4-2) = 1Sifat magnetik : DiamagnetikDiagram 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 = 4Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 = 4P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan)P = ½ (4-4) = 0Sifat magnetik : DiamagnetikDiagram 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= 6Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 = 4P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan)P = ½ (6-4) = 1Sifat magnetik : ParamagnetikDiagram 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= 8Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 = 4P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan)P = ½ (8-4) = 2Sifat magnetik : DiamagnetikDiagram 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= 10Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 = 4P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan)P = ½ (10-4) = 3Sifat magnetik : DiamagnetikDiagram 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= 10Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 (π*

2p)2= 6P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan)P = ½ (10-6) = 2Sifat magnetik : ParamagnetikDiagram 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= 10Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 (π*

2p)4= 8P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan)P = ½ (10-8) = 1Sifat magnetik : DiamagnetikDiagram 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= 10Jumlah 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) = 0Sifat magnetik : DiamagnetikPenjelasan 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 COKonfigurasi 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 COCO 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= 10Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 = 4P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan)P = ½ (10-4) = 3Sifat 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= 10Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2(π*2p)1 = 5P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan)P = ½ (10-5) = 2 ½Sifat 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.