Orbital atom dan Molekul

Orbital atom adalah daerah dimana elektron terdapat sebagai awan elektron yang diffuse di

sekitar inti. Besarnya orbital atom ditentukan oleh bilangan kuantum utama n, bentuknya

ditentukan oleh bilangan kuantum sekunder l dan orientasinya dalam ruang ditentukan oleh

bilangan kuantum magnet m. Orbital atom yang penting pada penbentukan ikatan kimia ada

tiga, yaitu orbital s (l=0), orbital p (l=1), dan orbital d (l=2).

Teori yang sekarang banyak digunakan untuk menjelaskan ikatan kovalen ialah teori orbital

molekul. Dalam teori ini tiap-tiap molekul dianggap mempunyai orbital seperti pada atom.

Prinsip pauli juga berlaku disini, jadi tidak mungkin orbital molekul mempunyai dua elektron

yang persis sama. Ini berarti setiap orbital molekul hanya dapat diisi oleh dua elektron yang

pintalnya berlawanan. Elektron – elektron yang membentuk molekul , mengisi orbital

molekul sesuai dengan tingkat energi dan spin seperti didalam atom. Istilah orbital atom s, p,

dan d diganti dengan π dan σ dalam orbital molekul.

Orbital atom yang dapat membentuk orbital molekul yang memenuhi syarat harus memenuhi persyaratan

tertentu,yaitu

a)Harus menggambarkan keadaan dengan energi yang sama 

b)Saling tumpangsuh yang berarti

c)Mempunyai simetri yang sama terhadap sumbu molekul A-B

Kombinasi orbital S

Bila orbital atom 1S ditambahkan misalnya orbital atom H membentuk orbital molekul H2

maka orbital molekul yang terjadi disebut orbital σ 1S, orbital molekul yang terjadi disebut

orbital molekul bonding dan ikatan yang terjadi disebut ikatan σ . Ikatan ini terjadi karena

gaya tarik elektron yang tertimbun antara kedua intinya.

Pembentukan orbital molekul σ 1S diatas dapat digambarkan dengan 3 cara,

Bila dua orbital atom 1s dikurangkan satu dari yang lain terbentuk orbital molekul yang

disebut rbital molekul anti bonding σ1s.

Kombnasi dua orbital atom harus membentuk dua orbital molekul untuk dapat menampung

elektron yang ada. Orbital molekul yang satu disebut orbital bonding, orbital yang kedua

disebut orbital anti bonding dengan energy yang lebih tinggi.

Kombinasi orbital p

Orbital p dapat digabungkan dari ujungnya atau sisinya dengan membentuk orbital molekul

σ atau orbial molekul π. Orbital atom 2 p terdiri ari orbital-orbital 2px, 2Py, dan 2 Pz yang

ekuivalen dan saling tegak lurus satu sama lain. Duan orbital 2px membentuk orbital molekul

bonding σ 2p dan orbital molekul anti bondingnya σ 2p yang simetrik sepanjang sumbunya. Dua

orbital 2py membentuk orbital molekul bonding π yang diberi lambang Πy2p dan orbital

molekul anti bondingya Π *y2p. demikian pula dengan lambang orbital 2pz. Karena orbital

atom 2py dan 2pz mempunyai energy yang sama atau “terdegenerasi” maka orbital molekul

yang dibentuknya juga akan “terdegenerasi”. Orbital molekul 2p disebut “terdegenerasi

rangkap”karena ada dua orbital molekul yang sama tingkat energinya.

3.2 Tumpang Tindih Orbital

Pemerian ikatan yang sederhana tetapi memang benar dan diterapkan secara luas adalah

gagasan dan yang terlibat dalam pemerian tersebut, yaitu bahwa ikatan kimia dapat terjadi

bila orbital-orbital luar pada atom -atom yang berlainan tumpang-tindih sedemikian, sehingga

memekatkan rapatan elektron antara teras-teras atom. Sebagia panduan dasar yang kualisatif

untuk menilai ada tidaknya ikatan, kriteria mengenai tumpang-tindih orbital-orbital atom

netto yang positif merupakan manfaat yang tidak sejalan, akibatnya pertma-tama akan

ditinjau terhadap tumpang tindih tersebut.

Bila dua atom saling menghampiri cukup dekat sampai satu orbital dari setiap atom memiliki

amplitudo yang besar dalam daerah ruang yang dipunyai bersama, dikatakan bahwa orbital-

orbital tumpang tindih. Besarnya amplitudo bisa positif, negatif, atau nol, bergantung kepada

siifat-sifat orbital-orbital yang terlibat.

Tumpang-tindih bertanda positif bila pertindihan kedua orbital mempunyai tanda sama,

keduanya + atau -. Tumpang-tindih bertanda negatif bila daerah pertintihan kedua orbital

mempunyai tanda berlawanan. Tumpang-tindih yang tepat nol terjadi bila terdapat daerah

pertindihan yang tepat sama dengan tanda berlawanan.

Daerah dimana dua orbital,ø1 dan ø2 memiliki pertindihan positif , rapatan elektron lebih besar

daripada jumlah aljabar rapatan elektron dari orbital terpisah, yaitu (ø1 + ø2)2 lebih besar dari

pada ø12 + ø2

2 , sebesar 2ø1ø2. Lebih banyak rapatan elektron digunakan bersama antara kedua

atom. Gaya tarik kedua inti terhadap elektron-elektron ini lebih besar daripada tolakmenolak

inti-inti, dan terjadilah gaya tarikan netto atau interaksi ikatan.

Dalam tumpang-tindih negatif, rapatan elektron yang digunakan bersama berkurang sebesar

2ø1 ø2, dan tolakan antar-inti bertambah besar . Hal ini menyebabkan interaksi tolakan netto

atau anti ikatan.

Bila tumpang tindih netto nol, tidak terjadi kenaikan ataupun penurunan rapatan elektron

bersama, karena itu tidak tejadi interaksi-interaksi tolakan ataupun tarikan. keadaan ini

diperkirakan sebagai interaksi non-ikatan.

3.3 Mengpa atom H2 Stabil Ssdangkan He2 Tidak stabil

Sekali tanda dan besarnya pertindihan antara pasangan orbital tertentu diketahui, hasilnya

dinyatakan dalam energi interaksi secara diagram, disebut diagram tingkat energi. Dapat

diterangkan dengan mengambil contoh molekul hidrogen H2. Setiap atom hanya memiliki

satu orbital, yakni orbital 1s, yang cukup stabil untuk digunakan dalam pengikatan. Jadi akan

diperiksa cara-cara yang mungkin di man a kedua orbital 1s, ø1 dan ø2 dapat tumpang

tindihapabila dua atom H saling mendekati.

Terdapat dua kemungkinan,bila kedua orbital 1s digabung dengan pertindihan positif,

terjadilah interaksi ikatan. Kombinasi pertindihan positif, ø1 + ø2 dapat dipandang sebagai

orbital itu sendiri, yang disebut orbital molekul (OM), dan ditandai ψb. Indeks b berarti ikatan.

Sedangkan pertindihan negatif ø1 - ø2, membentuk orbital molekul ψa, dimana indeks a

menyatakan anti ikatan.

Bila dua atom hidrogen saling mendekat sehingga terbentuk orbital molekul, OM,ψb. Orital

molekul sepertihalnya orbital atom mengikuti prinsip eksklusi yang berarti bahwa ia dapat

ditempati oleh tidak lebih dari dua elektron, dan juga bila kedua elektron tersebut memiliki

spin yang yang berlawanan. Dengan memisalkan kedua elektron itu ada, satu dari setiap atom

H, spinnya berpasangan dan menempati ψb, terbentuklah suatu ikatan .

Atom He berbeda dari atom H karena memiliki dua elektron , dan karena dalam molekul He2

lalu terdapat 4 elektron. Ini berarti bahwa ψb dan ψa masing-masing harus diduduki oleh

sepasang elektron. Karenanya, apa pun kestabilan yang diperoleh dari penghunian ψb, akan

dilawan oleh efek anti-ikatan elektron-elektron dalam ψa. Hasilnya adalah tidak adanya ikatan

netto yang berarti, dan atom-atom He lebih stabil secara terpisah daripada terikat bersama.

3.4 Molekul Diatom Homonuklir

Homonuklir berarti memiliki inti atom yang identik. Aturan Aufbau, prinsip Pauli dan aturan

Hund yang diterapkan dalam penempatan elektron pada orbital atom, juga berlaku pada

pengisian orbital molekul. Jadi terlebih dahulu elektron menempati orbital molekul yang

energinya paling rendah, setiap orbital molekul ditempati oleh maksimum dua elektron, dan

setiap orbital molekul yang energinya sama dtempati sebuah elektron, sebelum ditempati

elektron yang berpasangan.

Berikut ini diberikan contoh pengisian elektron pada orbital molekul diatom homonuklir.

a. konfigurasi elektron molekul H2

konfigurasi molekul H2 adalah H2 (σ 1s)2

b. konfigurasi elektron ion H2+

konfigurasi elektron H2+ adalah H2

+ H2 (σ 1s)1

c. konfigurasi elektron He2, He ; 1s2

molekul He2 tidak dikenal, karena daya ikatan σ 1s ditiadakan oleh ikatan σ *1s.

d. konfigurasi elektron molekul N2

N = 1s2 2s2 2px1 2py

1 2pz1

Orbital (σ 1s)2 dan (σ*1s)2 yang tidak diperlihatkan pada gambar di atas dapat di ganti dengan

KK, karena kedua orbital tersebut berasal dari orbital 1s.

Ikatan (zσ )2 dan (yσ )2 saling meniadakan sehingga tersisa 6 elektron yang membentuk ikatan

rangkap tiga, yaitu ikatan σ dan ikatan π, yaitu xσ dan wπ .

e. konfigurasi elektron molekul O2

Konfigurasi 8O = [He] 2s2 2p4

Sehingga:

Dari gambar tersebut dapat kita ketahui bahwa selain adanya orbital atom (Samping), ada

juga orbital molekul (Tengah). Elektron – elektron pada orbital molekul merupakan jumlah

dari elektron – elektron yang terdapat didalam masing – masing orbital kulit valensi unsur

penyusunnya.

Orbital s akan membentuk ikatan sigma dan orbital p akan membentuk ikatan pi. Orbital

dengan tanda asterik (*) berarti merupakan orbital anti pengikatan yang menyebabkan

molekul menjadi tidak stabil. Semakin banyak elektron pada orbital anti pengikatan, suatu

molekul akan semakin tidak stabil. Dari gambar tersebut dapat kita ketahui bahwa gas O2

merupakan gas paramagnetik karena elektron tidak mengisi orbital π*px dan π*

py secara penuh.

Sehingga konfigurasi elektron valensi molekul O2 adalah:

(σ2s)2 (σ*2s)2 (σ2pz)2 (π2px)2 (π2py)2 (π*

2px)1 (π*2py)1

atau (σ2s)2 (σ*2s)2 (σ2p)2 (π2p)4 (π*

2p)2