ISBN Kimia anorganik. DR. ADLIM, M.Sc UNIVERSITAS SYIAH KUALA

ISBN 978-979-8278-37-2

Kimia anorganik DR. ADLIM, M.Sc

UNIVERSITAS SYIAH KUALA

Katalog Dalam Terbitan (KDT) Perpustakaan Nasional RI KIMIA ANORGANIK Penulis : Dr. Adlim, M.Sc --Cet. I: Universitas Syiah Kuala, 2009 vi+357 halaman; 15,50 cm x 23,00 cm ISBN 978-979-8278-37-2

KIMIA ANORGANIK

© Hak cipta dilindungi undang-undang All right reserved ISBN 978-979-8278-37-2

Cetakan pertama, Januari 2009

Diterbitkan oleh UNIVERSITAS SYIAH KUALA Darussalam Banda Aceh, 23111

1

KIMIA ANORGANIK

Domain Kimia Anorganik Kimia anorganik merupakan cabang ilmu kimia yang mempelajari struktur, sifat, kereaktifan, dan hubungan unsur kimia dan senyawanya. Sebahagian para pakar kimia anorganik memusatkan penelitian kimia anoganik teoritis yang melibatkan mekanika kuantum, sebahagian lagi mengkaji interaksi antara senyawa anorganik dengan gelombang elektromagnetik untuk mengkaji struktur. Kelompok ini dikenal sebagai ahli spektroskopis. Kelompok peneliti lainnya mensintesis dan mempelajari sifat-sifat senyawa-senyawa baru kimia anorganik. Kimia anorganik juga telah berkembang ke berbagai disiplin ilmu seperti biologi, fisika, geologi dan bidang ilmu kimia yang lain sehingga bidang yang dikaji juga melibatkan multi disiplin ilmu seperti dijelaskan pada Gambar 1.1. Kajian tentang organologam dan katalis logam untuk sintesis kimia organik tidak dapat terlepas dari studi yang melibatkan sifatsifat logam kimia anorganik. Demikian juga sintesis semikonduktor, super konduktor dan struktur padatan merupakan kombinasi antara ilmu fisika dengan ilmu kimia anorganik. Kimia anorganik juga berkembang dalam ilmu geologi terutama bidang kajian struktur mineral. Kinetika reaksi kimia dan teori ikatan yang banyak dikembangkan dalam ilmu kimia fisika juga merupakan bagaian dari ilmu kimia anorganik terutama yang melibatkan senyawa kompleks unsurunsur logam. Metaloenzim dan hantaran ion dalam bidang biokimia dan biologi tidak terlepas dari ilmu kimia anorganik. Redoks dan elektrokimia serta analisis spektra dalam kimia analisis juga dibahas dalam ilmu kimia anorganik. Ilmu kimia anorganik juga menjadi bagian dari berbagai bidang kajian khusus seperti kramik, superkonduktor, Adlim, Kimia Anorganik

2 semikonduktor, alloy & metalurgi, katalisis maupun bioanorganik. Struktur kimia senyawa anorganik penting dipelajari sebab dengan mengetahui struktur kimianya dapat dikaji sifat fisika dan kimia serta sebaliknya. Sebagai contoh misalnya ion besi (II) berwarna biru hingga hijau dan ion Fe(III) berwarna kuning hingga orange. Fe (II) yang berstruktur tetrahedral bersifat paramagnetik (dapat ditarik oleh medan magnet). Sedangkan senyawa besi (II) dengan ligand kuat seperti florida bersifat diamagnetik (tidak dapat ditarik medan magnet). Senyawa nikel yang mempunyai yang struktur segi empat planar umumnya bersifat diamagnetik sedangkan senyawa nikel yang mempunyai struktur oktahedral dan tetrahedral bersifat paramagnetik. Amonia dan air yang samasama mempunyai hibridisasi sp3 dengan struktur tetrahedral tetapi sudut ikatan struktur air lebih kecil dibandingkan sudut ikatan antar atom dalam molekul amonia. Etanol dan dietil eter mempunyai rumus molekul sama tetapi titik didih eter jauh lebih rendah dibandingkan titik didih etanol. FISIKA

KIMIA ORGANIK Organologam Katalis logam

GEOLOGI Struktur Mineral Evolusi Stellar

Semikonduktor Seperkonduktor Struktur Padatan

KIMIA ANORGANIK

KIMIA FISIKA Kinetika Reaksi Teori Ikatan

BIOLOGI

KIMIA ANALITIK

Metaloenzim Hantaran ion

Redoks/Elektrokimia Analisis Spektra

Gambar 1.1 Domain kimia anorganik BIOLOGI/BIOKIMIA

Adlim, Kimia Anorganik

KIMIA ANALITIK

3

TUJUAN PEMBELAJARAN

Kompetensi Dasar: Dapat menggunakan konsep konfigurasi elektron dalam menjelaskan kronologis penggambaran orbital atom dan keperiodikan unsur serta kedudukannya dalam sistem priodik. INDIKATOR Setelah proses pembelajaran ini selesai diharapkan mahasiswa dapat : 1. Menuliskan konfigurasi elektron serta pengecualian tingkat energi orbital. 2. Menentukan elektron valensi. 3. Menjelaskan kronolis hingga terbentuk ilustrai bentuk-bentuk orbital. 4. Menggambarkan dan menjelaskan bentuk-bentuk orbital elektron. 5. Menentukan term simbol atom pada keadaan dasar dan keadaan eksitasi. 6. Memperkirakan kecenderungan ukuran atom dalam sistem priodik unsur-unsur. 7. Menjelaskan kaitan antara jari-jari atom dengan potensial ionisasi serta elektronegatifitas.


4


5

I

STRUKTUR ATOM

1.1 Pengantar Ikatan kimia membahas tentang ikatan antara atom-atom atau molekul-molekul dalam suatu materi. Ikatan tersebut melibat elektron-elektron. Agar mendapat gambaran yang jelas mengenai ikatan tersebut maka perlu dibahas komponenkomponen pembentukan ikatan yaitu elektron, atom dan molekul. Dengan eksperimen sinar katoda, Josep John Thomson (1856-1940) menemukan elektron, muatannya adalah negatif dan besarnya 1 x 10-19 Coulomb dan massanya adalah 9,100 x 10-31 kg. Sepuluh tahun kemudian ahli fisika Amerika R. A. Millikan membuktikan kembali muatan elektron dengan eksperimen yang lebih akurat dan ternyata nilainya tidak jauh berbeda dengan penemuan Thomson. Muatan elektron ditetapkan hingga saat ini yaitu 1,6022 x 10-19 C. Beberapa eksperimen yang membuat revolusi konsep fisika menemukan bahwa benda yang sedang panas dapat memancarkan radiasi dan dikenal dengan eksperimen radiasi benda hitam. Benda panas misalnya kompor, mula-mula kemerahan, kemudian merah, putih dan biru secara bertahap ketika temperaturnya semakin panas. Dalam hal ini frekuensi radiasi tersebut dipancarkan dari frekuensi rendah (merah) ke frekuensi yang lebih tinggi (biru) bersamaan dengan kenaikan temperaturnya. Gejala radiasi benda hitam dijelaskan oleh ahli fisika German, Max Planck dalam tahun 1900. Plank mengasumsikan bahwa radiasi yang dipancarkan oleh benda panas disebabkan terjadi osilasi (flaktuasi, perubahan posisi) elektron-elektron dalam partikel benda panas. Adlim, Kimia Anorganik

6 Heinrich Hertz (1986 dan 1987) melakukan eksperimen dan menemukan bahwa sinar ultraviolet yang arahkan pada sekeping logam menyebabkan terlepasnya elektron dari permukaan logam tersebut. Eksperimen ini dikenal dengan “efek fotolistrik”. Albert Einstein mengembangkan teori Planck dengan mengemukakan bahwa Planck telah menemukan konsep kuantisasi energi (energi yang dapat diukur secara kuantitatif) yaitu  = hv. Planck menyakini bahwa begitu energi sinar dipancarkan, ia berperilaku seperti gelombang. Einstein mengusulkan sebaliknya bahwa radiasi tersebut merupakan paket-paket energi,  = hv yang kemudian disebut foton.  (dibaca epsilon). Karena sinar yang dipancarkan dalam eksperimen fotolistrik merupakan wujud keberadaan elektron maka elektron disimpulkan memiliki wujud gelombang di samping juga sebagai materi karena mempunyai massa. Sifat yang tidak lazim pada benda biasa ini dikenal dengan sifat dualisme elektron atau gelombang materi. Dengan demikian ikatan kimia juga membahas sifatsifat gelombang elektron. Agar tidak terlalu rumit maka molekul gas hidrogen yang hanya memiliki dua elektron sering kali dijadikan model untuk membahas ikatan kimia berdasarkan mekanika gelombang. Sebelum membahas molekul gas H2 terlebih dahulu perlu meninjau atom H yang hanya memiliki 1 satu elektron. Rydberg menunjukkan bahwa atom H yang hanya memiliki satu elektron dalam keadaan gas menunjukkan garisgaris spektrum yang dapat direkam pada lembaran film seperti yang terlihat pada Gambar 1.


7

Gambar 1.1. Spektrum emisi atom hidrogen yang direkam pada lembaran film. Garis-garis spektrum terjadi karena emisi elektron. Garis-garis spektrum tersebut dikelompokkan sebagai deret Lyman, Balmer and Paschen. Adanya garis-garis spektrum atom hidrogen membuktikan bahwa elektron dapat berpindah dan menduduki tingkat-tingat energi tertentu sambil memancarkan radiasi. Jika perpindahan elektron dari tingkat lebih tinggi ke tingkat energi yang lebih rendah berhenti pada kulit K (n1 = 1) maka emisi yang dipancarkan dinyatakan sebagai deret Lyman. Demikian juga jika perpindahan elektron tersebut berakhir pada kulit L (n1 = 2) maka spektrum yang terbentuk disebut spektrum Balmer. Perpindahan hingga kulit M (n1 = 3) menghasilkan spektrum garis Paschen. Frekwensi emisi elektron spektrum garis hidrogen yang dihasilkan akibat perpindahan elektron dari tingkat energi (kulit) yang tinggi ke yang rendah dapat dihitung dengan rumus :

 R(

1 n1

2



1 n2

2

)

n1 = 1, 2, 3, 4, … n2 = (n1 + 1), (n2 + 2), (n3 + 3), …


(1.2)

8 Jika

n1 = 1 menghasilkan deret Lyman, n1 = 2 memberikan spektrum deret Balmer n1 = 3 menunjukkan spektrum deret Paschen

R adalah constanta Rydberg = 109.678 cm -1 dan v merupakan bilangan gelombang (cm-1)

1.2 Mekanika Gelombang Tahun 1924 ahli fisika Prancis Louis Victor de Broglie mengatakan bahwa semua benda dapat menunjukkan sifat gelombang. Benda seperti elektron atau inti atom bergerak dengan kecepatan  dan massa m akan berperilaku gelombang dan panjang gelombangnya ialah : h (1.3)  mv h adalah konstanta Planck yaitu 6,626 x 10-34 J det, m adalah massa, v merupakan kecepatan serta  adalah panjang gelombang. Panjang gelombang ini sangat kecil dan sukar terukur jika massa m besar. Akan tetapi bagi elektron mempunyai massa sangat kecil yaitu 9,1 x 10 -31 kg nilai  cukup berarti. Contoh : Tentukan panjang gelombang elektron yang bergerak dengan kecepatan cahaya 3 x 10 8 m det-1 dan mempunyai massa 9,1 x 10-31 kg. 6,626 x10 34 kg m 2 det 2 det h  Penyelesaian :   = mv (9,1x10 31 kg)(3x10 8 m det 1 ) = 0,243 x 10-11 m = 0,02 Å Soal latihan : Tentukan panjang gelombang benda yang bergerak dengan kecepatan cahaya 3 x 108 m det-1 dan mempunyai massa 9,1 x 10-3 kg. Dalam waktu hampir bersamaan dengan teori de Broglie, Erwin Schrödinger, mengembangkan teori bahwa Adlim, Kimia Anorganik

9 elektron dapat dapat diterangkan dengan persamaan gelombang biasa yang telah banyak dibahas pada waktu itu. Persamaan gelombang Schrödinger dikenal sebagai mekanika gelombang. Persamaan Schrödinger yang disingkat menjadi H = E

(1.4)

H disebut operator Hemiltonian, E adalah energi dan  (di baca psi) merupakan persamaan gelombang elektron. Jika operator H diaplikasikan pada persamaan gelombang  maka diperoleh E (energi) sebagai nilai eigen dari fungsi eigen . d Sebagai contoh operator diferensial diaplikasikan pada dx fungsi f (x) maka diperoleh derivative f(x). Jika f(x) = e 2 x 2 d ( e  x ) = -2 e-2x (1.5) dx Setelah didiffrensialisasi fungsi e 2 x muncul kembali dan menghasilkan suatu konstanta -2. Maka konstanta -2 disebut nilai eigen sama halnya dengan E pada persamaan di atas. 2 Sementara e  x disebut fungsi eigen dan analog dengan fungsi gelombang  dalam persamaan Erwin Schrödinger Persamaan gelombang elektron dikembangkan secara bertahap untuk lebih mudah dipahami. Penyederhanaan pertama ialah mengasumsikan bahkan elektron hanya berada dalam kotak satu dimensi dengan persamaan misalnya  = A sin kx. Tentu saja posisi elektron tidak hanya pada satu dimensi melainkan tiga dimensi maka persamaan gelombang merupakan akumulasi dari persamaan pada sumbu-x, y dan z. Teori semakin berkembang bahwa elektron sebenarnya bukan dalam kotak tetapi di alam dengan koordinat bola (polar). Posisi elektron dalam sebuah bolah misalnya ditentukan berdasarkan varial r, sudut  (dibaca teta) dan  (dibaca fi) dalam koordinat bola seperti yang terlihat pada Gambar 1.2.

Maka


10

Gambar 1.2. Koordinat polar; r adalah jarak,  adalah colattitue dan  merupakan azimuth. Persamaan gelombang elektron pun berubah menjadi

 (r, , ) = r (r),  (),  ()

(1.6)

Persamaan gelombang ini agak sukar diberi arti namun bentuk kuadratik 2 dapat dipahami sebagai probabilitas ditemukannya elektron di sekitar inti. Jarak dari inti merupakan varibel R(r) yang kemudian disebut fungsi radial. Sedangkan posisi dalam hal sudut (angular) tergambar pada variable (),() yang dikelompokkan sebagai fungsi angular Y((,). Proses ini dikenal dengan istalah “separation variable”. Elektron dapat dikatakan terdistribusi dalam sebuah orbital (istilah diambil dari konsep Bohr) yang ukurannya ditentukan oleh fungsi R(r) dan bentuknya oleh fungsi Y(,) serta energinya E ditentukan dengan persamaan H = E. Fungsi radial secara umum dinyatakan dengan persamaan : 3/ 2

Z  Rnl (r )  f (r )  e  (1.7)  a0  a0 adalah radius Bohr (0,53 Å) dan  = (Z)r/a0 , Z adalah nomor atom, r merupakan jari-jari atom.

Fungsi angular secara umum mengikuti persamaan : Adlim, Kimia Anorganik

11 1/ 2

 1  (1.8) Yl ,m ( ,  )    y ( ,  )  4  Setelah kedua komponen persamaan digabung ;  nl = Rnl Ylm maka diperoleh persamaan gelombang orbital-orbital atom hidrogen yang lengkap seperti yang tertera pada Tabel 1.1 berikut ini.

Tabel 1.1. Fungsi gelombang lengkap atom hidrogen. Z adalah Zr nomor atom dan   , a0 = jari-jari atom Bohr a0

Sumber : http://scripturalphysics.org/qm/wave_functions3.gif


12

Contoh Soal : Tuliskan fungsi gelombang elektron pada subkulit 2py Penyelesaian : Subkulit 2p memilki bilangan kuantum utama n = 2, orbital; l = 1 dan m ada dua kemungkinan yaitu m = +1 atau m = -1. Untuk m = + 1

Z     2 py   4 2  a0  1

3/ 2

 e  / 2 sin  sin 

Untuk m = -1

Z   2 py   4 2  a0 1

  

3/ 2

 e  / 2 sin  sin 

Latihan : Tuliskan fungsi gelombang elektron pada subkulit 2pz Pertanyaan dan Soal-Soal : 1. Jelaskan kaitan konsep ikatan kimia dengan sifat-sifat elektron ! Adlim, Kimia Anorganik

13 2. Terangkan kronologi hingga muncul teori mekanika gelombang ! 3. Jelaskan kaitan sifat materi dan sifat gelombang elektron ! 4. Berikan analogi bahwa energi elektron (E) adalah nilai eigen dari fungsi gelombang Schrodinger ( ) yang dioperasikan dengan operator Hemiltonian (H). 5. Tuliskan persamaan gelombang elektron pada sub kulit 3dz2.


14

II

KONFIGURASI ELEKTRON, KEPERIODIKAN SIFAT UNSUR DAN TERM SIMBUL

2.1 Konfigurasi elektron Prinsip aufbau (penyusunan) menjelaskan bahwa penyusunan elektron-elektron dalam orbital atom mengikuti kesetabilan orbital yang urutannya sebagai berikut : 1s > 2s > 2p > 3s > 3p > 4s  3d > 4p > 5s  4d > 5p >… Dengan cara ini dapat ditentukan konfigurasi (susunan) elektron yang stabil atau yang mempunyai energi terendah (ground state). Exited state iaitu posisi elektron tidak seperti ground state dan menyalahi aturan konfigurasi elektron dapat terjadi seandainya elektron menerima energi dari luar misalnya dalam bentuk radiasi atau kalor. Dengan adanya suplay energi ini elektron dapat saja pindah ke orbital yang lebih tinggi. Pada unsur K dan Ca dan pada keadaan ground sate, orbital 4s lebih dahulu terisi baru kemudian orbital 3d. Sifat yang sama juga dapat dilihat pada unsur yang mempunyai sub kulid 4d dengan nomor atom 25-85 seperti diagram pada Gambar 2.1. Penyimpangan lainnya dapat pula dilihat pada konfigurasi elektron kromium dan tembaga dimana 3d terisi setengah penuh dan justru orbital 4s tidak terisi penuh. Cr [Ar] 3d5 4s1 Cu [Ar] 3d10 4s1 Penyimpangan juga terjadi pada orbital 5s dan 4d (Nb, Mo, Ru, Rh, Pd dan Ag) serta pada orbital 6s, 5d dan 4f (La, Ce, Gd, Pt dan Au).


15

Gambar 2.1 Diagram tingkat energi orbital atom 2.2 Orbital Atom Persamaan gelombang elektron yang telah dibahas di atas mengandung koordinat polar. Seperti juga koordinat kartesius misalnya y = mx jika diberikan nilai y dan x maka gambar yang akan terbentuk merupakan garis lurus. Sedangkan fungsi y = x2 dapat melukis grafik parabola. Untuk kurva polar misalnya r = a cos 2  maka kurva yang dihasilkan seperti Gambar 2.2. Dari persamaan-persamaan gelombang elektron dapat digambarkan bentuk-bentuk orbital seperti yang sudah dijelaskan dalam kuliah kimia dasar. Sebagai contoh plot 1 3 cos 2   1 yang berhubungan dengan persamaan 320 atau 2 orbital 3d z 2 dapat dilukis sebagaimana terlihat pada Gambar 2.2.





0

(a)

0 00

(b)

Gambar 2.2. (a) Kurva polar r = ea (b) Kurva polar r = a cos 2


16

Gambar 2.3. Plot ½ (3 cos2  -1) dari fungsi angular

Y

0

2

 5     16 

1/ 2

(3 cos 2   1) karena bagian

angular adalah orbital 3d0 yang mengarah pada sumbu-z dalam system koordinat polar, pers.gelombang 3d0 sering disebut orbital

d z2

Demikian juga dengan memplot persamaaan gelombang yang ada pada Tabel 1.1 di atas maka dapat dihasilkan contour (lukisan grafis) yang kemudian disederhanakan sehingga menyerupai bentuk-bentuk orbital seperti yang sudah banyak dibahas dalam buku-buku kimia dasar. Perbandingan contour dan bentuk orbital yang sudah disederhanakan dapat dilihat pada Gambar 2.4 dan 2.5.


17

Gambar 2.4. Peta contour probabilitas orbital atom-atom hidrogen.

(a) Bentuk orbital s & p atom yang telah disederhanakan

(b) bentuk orbital d


18

(c) Bentuk orbital f Gambar 2.5 (a)-(b) Bentuk-bentuk orbital atom yang telah disederhanakan 2.3 Term Simbol Atom Seperti yang dijelaskan di atas elektron bergerak mengelilingi inti dan jika berputar pada porosnya. Gerakan elektron mengelilingi inti menghasilkan momentum (massa kali kecepatan, m x v ) yang disebut momentum anguler. Demikian juga gerakan elektron pada porosnya akan menghasilkan momentum spin atau disebut spin saja. Interaksi antara elektronelektron yang masing-masing memiliki momentum disebut coupling (gabungan). Momentum angular individual elektron dilambangkan dengan ml dan gabungan dari beberapa ml disebut total momentum angular dan dilambangkan dengan ML . Demikian juga spin, ms , gabungan dari beberapa ms disebut total momentum spin, MS. Penjelasan yang lebih lengkap dapat dilihat pada Tabel 2.1


19 Tabel 2.1 Bilangan-bilangan kuantum dan Penjelasannya Bilangan Kuantum Bilangan kuantum utama; memberi informasi N tentang besar orbital dan energinya. (di sekolah menengah : n menyatakan nomor kulit) L

Bilangan kuantum azimuth atau bilangan kuantum orbital; memberikan informasi tentang bentuk orbital. (di sekolah menengah : l menyatakan nomor sub kulit)

ml

Bilangan kuantum magnetik; menyatakan nomor orbital yang berkaitan dengan gerakan elektron pada sumbu-z. (di sekolah menengah : dilambangkan m untuk menyatakan nomor orbital)

Bilangan kuantum spin; menyatakan arah rotasi ms elektron pada sumbunya + ½ atau - ½ elektron tunggal (di sekolah menengah : dilambangkan m)

M L   ml M S   ms

(2.1) (2.2)

dan kemudian L merupakan nilai mutlak dari ML , dan S adalah nilai mutlak MS L



ML

S



MS

Setiap keadaan dapat didefinisihkan oleh nilai nilai L dan S. Russell dan Saunders mengembangkan simbol L dan S sebagai “superscript”, yang kemudian disebut Term Simbol atom. L=0 L=1 L=2 L=3 L=4 .


S P D F G .

20

2 S 1

L

(2.3)

Contoh : Term simbol untuk Hidrogen pada keadaan dasar (ground state) ialah 1 s1 ml = 1 ms =½ 1H 2 maka term simbol : S (dublet S) Jika elektron 1s1 tereksitasi ke 2s1 2s ml = 1

ms

=½

2 maka term simbol S (dublet S) ; namun agar berbeda dengan term symbol ground state maka ditulis menjadi 2S’ (dibaca dublet S prime atau aksen) Contoh soal 2.

Tentukan term simbol untuk atom nitrogen pada keadaan dasar Jawab : 7N : 1s2 2s2 2p3 -1

0

ML = ml + ml + ml = -1 + 0 + 1 = 0 MS = ½ + ½ + ½ = 3/2

+1 L=0 S = 3/2

4 Maka S Jika satu elektron dari orbital subkulit 2s tereksitasi ke orbital 3d maka term simbolnya menjadi ;

-2

-1

0

+1

ML = ml + ml + ml = -2 = nilai muktak = 2 MS = ½ Maka


+2 L=2 S = 1/2 2

D

21 Jadi dengan term simbol dapat memberi gambaran perbedaan ekektron suatu atom dalam kedaan dasar atau dalam keadaan eksitasi. Degenerasi beberapa kemungkinan susunan elektron dalam orbital dapat ditentukan; Term simbol D berasal dari nilai L = 2. Nilai L = 2 terdiri dari 5 kemungkinan nilai ML iaitu -2, -1, 0, +1 dan +2. Multiplisiti 2D adalah 2 yang berasal dari S = ½. Nilai S = ½ memiliki 2 kemungkinan nilai MS iaitu +1/2 dan -1/2. Jadi 5 kemungkinan nilai MS dan 2 kemungkinan nilai MS maka jumlah degenerasinya = 5 x 2 = 10 kemungkinan state (keadaan) yang mempunyai energi yang sama. Pengertiannya adalah ada lima kombinasi nilai ML dan MS, [ML, MS]. Nilai L = 2, mempunyai 5 kemungkinan nilai ML iaitu (-2, -1, 0, +1, +2). Untuk doblet (S = ½) ada dua kemungkinan nilai MS iaitu +1/2 dan -1/2. Sehingga kombinasinya : ML/MS +1/2 -1/2

-2 -2,+/2 -2,-/2

-1 +1/2,-1 -1/2, -1

0 +1/2,0 -1/2,0

+1 +1/2,+1 -1/2,+1

+2 +1/2, +2 -/2, +2

Kopling Spin-Orbital atau Kopling LS Elektron bergerak mengelilingi suatu benda bermuatan menghasilkan momen magnet. Momen magnet tersebut parallel dengan vektor momentum sudut orbital (L). Demikian juga gerakan elektron pada porosnya menghasilkan momen magnetik yang searah dengan momentum spin (S). Kedua magnet saling berinteraksi dan disebut kopling LS. Total momentum angular dinyatakan dengan : J=L+S (2.4) Nilai J terdiri dari beberapa kemungkinan yaitu : J = (L+S), (L+S-1), …I L-S I Term symbol atom yang lebih lengkap ialah dengan memasuk kopling LS yaitu

2 S 1


LJ

(2.5)

22 Jika terdapat beberapa kemungkinan term symbol atom maka term symbol yang paling stabil atau keadaan dasar dapat ditentukan berdasarkan aturan Hund yaitu : (a) Term yang mempunyai multiplicity tertinggi adalah yang paling stabil atau term pada keadaan dasar, misalnya kesetabilan 3P > 2P > 1P. (b) Jika multiplisiti sama besar maka untuk orbital kurang dari setengah penuh, term yang mempunyai J terkecil adalah yang paling stabil. (c) Jika orbital terisi elektron lebih dari setengah penuh, term yang memiliki J paling besar merupakan term symbol keadaan dasar. Contoh : tentukan term symbol keadaan dasar atom 5B Jawab : 5B : 1s2 2s2 2p1 -1

0

+1

ML = ml = -1 L=1 MS = ½ S=½ J = L + S, L+S-1 .., I L-S I = 3/2, 1/2 , Maka term symbol 2P3/2 dan 2P1/2 Karena orbital kurang dari setengah penuh maka term symbol keadaan dasar (ground state) adalah : 2 P1/2 Soal latihan : Tentukan term simbol keadaan dasar (ground state) atom 17Cl 2.4 Ukuran Atom dan Ion Volume atom atau ion tergantung pada lingkungannya dan berhubungan dengan ikatan kimia. Orbital elektron yang dimiliki atom dapat juga menggambarkan ukuran atom tersebut. Atom yang hanya memiliki orbital 1s lebih kecil dibandingkan dengan atom yang memiliki orbital 2p dan seteruskan. Posisi orbital elektron ini terhadap inti atom dapat dilihat pada Gambar 2.6. Namun demikian dapat dibuat dibuat beberapa generalisasi ukuran dalam dalam sistem priodik. Adlim, Kimia Anorganik

23

Gambar 2.6. A plot jarak inti dengan kerapatan fungsi dari elektron menggambarkan jarak orbital electron dari inti. Dalam satu prioda : Dari kiri ke kanan jari-jari atom bertambah kecil. Contoh. Jari-jari atom Li adalah 157 pm sedangkan jari-jari atom F hanya 71 pm. Demikian juga jari-jari atom B > C > N. Alasan : Dalam satu prioda nomor atom bertambah maka jumlah proton dan elektron juga bertambah. Walaupun elektron bertambah tetapi jumlah kulitnya (tingkat energinya) tetap sehingga tidak mampu mengimbangi muatan inti yang juga bertambah. Dengan kata lain elektron terluar tidak cukup terlindungi dari pengaruh inti sehingga seolah-olah atom mengerut dan menyebabkan jari-jari berkurang. Konsep kulit (istilah lama) sudah jarang digunakan. Istilah diganti dengan istilah tingkat energi atau bilangan kuantum utama.


24

Dalam satu golongan : Dari atas ke bawah Jari-jari atom bertambah besar. Contoh: Jari-jari atom Ca > Mg > Be Alasan : Dalam satu golongan dari atas ke bawah terjadi peningkatan jumlah tingkat energi (kulit) yang berarti jari-jari atom bertambah besar. Pada atom yang sama penambahan elektron menyebabkan jarijari ion bertambah M2+ < M+ < M0 < M- < M2- < … Bertambahnya muatan negatif menyebabkan jari-jari ion bertambah besar: 16S2- > 17Cl- > 18Ar0 > 19K+ > 20Ca2+ Alasan: Penambahan jumlah elektron menyebabkan perlindungan (shielding) terhadap elektron terluar semakin besar. Sebaliknya pengurangan elektron semakin menambah daya tarik inti dan melemahkan perlindungan terhadap elektron valensi. Adlim, Kimia Anorganik

25 2.5 Energi Ionisasi Energi Ionisasi (EI) dapat didefinisihkan sebagai energi yang diperlukan untuk melepaskan satu elektron dari atom dalam berfasa gas. Proses ini selalu endotermik, dan H > 0 untuk persamaan : M0 (g) M+(g) + 1eH = EI Tentu saja memungkinkan dilepaskan lebih dari satu elektron, sehingga terdapat beberapa nilai EI. Nilai energi ionisasi atau potensial ionisasi bertambah dari kiri ke kanan walaupun terdapat beberapa pengecualian misalnya pada EI B yang lebih kecil dari EI Be dan EI O lebih kecil dari EI O . Ilustrasi ukuran ion terhadap prioda sesuai dengan susunan dalam sistem priodik unsur-unsur dilukiskan sebagaimana Gambar 2.7. Sedangkan kecenderung kenaikan energi ionisasi menurut sistem priodik unsur-unsur dapat dilihat pada Gambar 2.8.

Gambar 2.8. Ilustrasi ukuran ion berdasarkan susunan dalam sistem priodik


26

Gambar 2.8. Kecenderungan kenaikan energi ionisasi menurut sistem priodik unsur-unsur 2.6 Affinitas Elektron Affinitas elektron (E) sering didefinisihkan sebagai energi yang dibebaskan pada saat suatu atom dalam fasa gas menerima satu elektron. Affinitas elektron merupakan kebalikan dari energi ionisasi. Dalam persamaan : M(g) + 1e M-(g) H = -EI Dalam satu prioda dari iri ke kanan affinitas elektron cenderung meningkat dan dari atas ke bawah dalam satu golongan, afinitas elektron berkurang. 2.7 Elektronegatifitas Elektronegatifitas didefinisihkan sebagai kecenderungan / kemampuan suatu atom menarik elektron terhadapnya sehingga bermuatan negatif. Konsep elektronegatifitas banyak digunakan dalam membahas ikatan kimia. Beberapa elektronegatifitas (skala Pauling) unsur yang sering membentuk senyawa dapat diurutkan sebagai berikut : Adlim, Kimia Anorganik

27 B < P < C < S < I < Br < N < O < Cl < 2,04 2,19

2,55

2,58

2,66

2,96

3,04

3,44 3,16

F 3,98

Pertanyaan dan Soal-Soal 1. Tuliskan konfigurasi elektron 26Fe, 29Cu, 24Cr dan 79Au 2. Tentukan elektron valensi, 22Ti 53I dan 86Rn 3. Jelaskan kronolis hingga terbentuk ilustrai bentuk-bentuk orbital. 4. Jelaskan perbedaan bentuk-bentuk orbital elektron. 5. Menentuan term simbol atom C pada keadaan dasar dan jika elektron dari subkulit 2s tereksitasi ke subkulit 2p (keadaan eksitasi). 6. Jelaskan kecenderungan ukuran atom dalam system priodik unsureunsur. 7. Jelaskan kaitan antara jari-jari atom dengan potensial ionisasi serta elektronegatifitas.


28

TUJUAN PEMBELAJARAN

Kompetensi Dasar: Dapat menggunakan konsep sifat gelombang elektron dalam menjelaskan orbital molekul dan ikatan kimia INDIKATOR Setelah proses pembelajaran ini selesai diharapkan mahasiswa dapat : 1. Mejelaskan perbedaan konsep orbital atom dengan orbital molekul. 2. Menjelaskan konsep pembentukan ikatan bonding dan anti bonding. 3. Menjelaskan keterkaitan fungsi gelombang dengan orbital molekul. 4. Menjelaskan perbedaan ikatan ,  dan . 5. Menuliskan konfigurasi orbital molekul dan menghitung orde ikatan. 6. Menggambarkan tingkat-tingkat energi molekul serta menentukan sifat magnetik molekul. 7. Menghubungan orde ikatan dengan kekuatan, jumlah, panjang dan energi ikatan. 8. Menentukan term simbol molekul pada keadaan dasar.


29


30

TEORI ORBITAL MOLEKUL DAN TERM SIMBUL MOLEKUL

III

3.1 Orbital Molekul Orbital molekul terbentuk dari penggabungan orbitalorbital atom. Penggabungan ini dikenal dengan teori LCAO-MO (Linear Combination Atomic Orbital-Molecular Orbital). Seperti penjelasan sebelumnya bahwa wujud elektron dalam orbital atom adalah gelombang. Gelombang mempunyai puncak dan lebah sebagai amplitudo positif (pada koordinat positif, puncak) dan amplitude negative (lembah). Penggabungan dua orbital yang berisi elektron dapat terjadi dua kemungkinan. Jika penggabungan itu satu fasa misalnya lemah dengan lembah atau puncak dengan puncak maka terbentuk gelombang baru yang lebih kuat dan orbital molekul yang terjadi disebut orbital molekul bonding. Sebaliknya jika penggabungannya tidak satu basa kedua gelombang saling meniadakan dan membentuk simpul (node) dan orbital molekul tersebut merupakan orbital anti-bonding seperti ilustrasi pada Gambar 3.1.

+

+ -

+

+ -

+ -

orbital atom (1) orbital atom (2) penggabungan simetris


-

orbital molekul bonding

31

+

+

+

+

+ -

-

-

-

orbital atom (1) orbital atom(2) penggabungan tidak simetris

orbital molekul antibonding

Gambar 3.1. Ilustrasi penggabungan gelombang satu fasa (simetrik) dan berbeda fasa (asimetrik). Secara matematik sering dinyatakan bonding = c11 + c22 anti bonding = c11 - c22

1 dan 2 adalah orbital atom 1 dan atom 2 serta c 1 dan c2 adalah konstanta persamaan gelombang masing-masing orbital. Penggabungan orbital-orbital atom dapat menghasilkan beberapa jenis orbital molekul. Orbital molekul sigma ( ) terbentuk dari penggabungan orbital atom dan overlap terjadi hanya pada satu posisi. Orbital s-s, s-p dan p-p merupakan penggabungan orbital atom yang dapat menghasil orbital  (bonding) dan * (antibonding). Orbital molekul (phi)  dan delta () juga dibedakan berdasarkan berdasarkan posisi overlap tumpang tindih). Orbital molekul  overlap pada dua posisi sedangkan orbital molekul sigma terbentuk dari overlap pada 4 posisi. Orbital molekul  dihasilkan dari penggabungan orbital p-p, p-d dan d-d. Orbital molekul sigma hanya dibentuk oleh orbital d-d ilustrasi dari penggabungan ini dapat dilihat pada Gambar 3.2 (a), 3.2 (b) , 3.2 (c) dan 3.2 (d):


32 +

+

+

+

+

+

s + +

+

+ +

+

+

s* H

H

+

H2

1s 1s  Gambar 3.2 (a) Sketsa orbital molekul sigma bonding dan anti bonding yang terbentuk dari gabungan orbitalorbital s atom H.

pz --

++

-

-

++ +

-

++ +-

_

-

+

+

z

pz + +-

pz

+

--

+-

++

-

z*

pz

Gambar 3.2 (b) Sketsa orbital molekupl sigma bonding dan anti bonding yang terbentuk orbital-orbital pz. +

+

+ + +

+

-

-

-

- -



py atau px py atau px -

+

+

-

-

+

+ -

py atau px

+

py atau px

*

Gambar 3.2 (c) Sketsa orbital molekul , * dari px atau py


++

33 _ _

+

+

_ + +

+

+

_

+ +

_

+

_ +

_ _

Tipe-

(dz2-dz2)

tipe- (dxz-dxz) atau (dyz-dyz)

_ _

tipe-(dxy-dxy)

atau dx2-dy2-dx2-dy2

Gambar 3.2 (d) Sketsa orbital molekul sigma, phi dan delta bonding yang terbentuk orbital-orbital d. 3.2 Tingkat Energi Orbital Molekul Pada sistem atomik, tingkat energi orbital atom diurutkan dari energi terendah ke energi tertinggi dan dikenal sebagai konsep konfigurasi elektron. Demikian untuk orbital molekul maka tingkat energi orbital-orbitalnya dapat diurutkan dari yang rendah ke yang lebih tinggi walaupun tidak semuna dan seluas konfigurasi elektron atom. Beberapa pedoman dapat diperoleh dari literatur di antaranya urutan kesetabilan orbital: s > s* > s* > x,y > x,y* > s* (??) untuk molekul yang mempunyai total elektron kurang dari 15 maka urutan tingkat energi orbital sebagai berikut : (1s)2(*1s)2(2s)2(*2s)2(2px-y)4(2pz)2(*2px-y)4(*2pz)2 sedangkan untuk molekul yang memiliki total elektron 15 urutan tingkat energi orbital ada sedikit perubahan dimana *2s2 lebih rendah tingkat energi dibandingkan 2x-y4 sehingga urutannya sebagai berikut : (1s)2(*1s)2(2s)2(*2s)2(2pz)2(2px-y)4(*2px-y)4(*2pz)2 untuk orbital molekul yang melibat orbital atom d tiga jenis orbital molekul dapat terbentuk : 1. Intraksi d x 2 - d x 2 (tipe sigma,  ) : overlap terjadi hanya pada sumbu-x ujung dengan ujung sehingga


34 menghasilkan orbital molekul sigma bonding dan juga anti bonding. 2. Intraksi dxz-dzx dan dyz-dzy (tipe phi, ) : Overlap terjadi di dua sisi dan menghasilkan orbital phi bonding dan antibonding. 3. Intraksi dxy-dyx dan d x 2  y 2 - d x 2  y 2 ( tipe delta, ) : overlap terjadi pada empat posisi. Ilustrasi sketsa intraksi antar orbital digambarkan sebagai berikut:  <  <  < * < * < * 3.3 Orde ikatan Orde ikatan suatu molekul dapat menjadi informasi yang bermanfaat untuk memperkirakan jumlah, panjang, dan kekuatan kuatan antar atom dalam molekul. Orde ikatan dapat dihitung dengan persamaan : Orde ikatan atau Bond Order = Jumlah elektron bonding  jumlah elektron nonbonding 2 Contoh Soal :

(a) Tuliskan konfigurasi orbital molekul, (b) gambarkan diagram tingkat energi orbital molekul, (c) tentukan orde ikatan serta jelaskan sifat magnetik molekul O2. Jawab : Nomor atom O adalah 8 maka jumlah total elektron untuk O2 adalah 16 elektron. (a) (1s)2(*1s)2(2s)2(*2s)2(2pz)2(2px-y)4(*2px-y)2*2pz)0


35 (b) diagram tingkat energi orbital molekul O2 (*2pz)0 (*2px-y)2

2p

(2px-y)4

2p

(2pz)2

2s

(*2s)2

2s

(2s)2 (*1s)2 1s

(c)

1s

Orde ikatan = (10-6)/2 = 2, gas O2 bersifat paramagnetic karena mengandung elektron yang tidak berpasangan.

3.4 Spektra fotoelektron menunjukkan keberadaan orbital molekul Konfigurasi elektron molekul N2 adalah (1s)2 (*1s)2 (2s)2 (*2s)2 (2pz)2 (2px-y)4. BO N2 sama dengan 3 yang menunjukkan ikatan rangkap tiga yang cukup kuat energi ikatan 924 kJ mol-1 dan panjang ikatan 110 pm. Banyak mahasiswa sukar mengerti keberadaan orbital molekul karena memang sangat abstrak. Adlim, Kimia Anorganik

36 Pada eksperimen fotolistrik, radiasi ultraviolet diarahkan pada permukaan logam, energi kinetik elektron yang keluar dari atom-atom logam yang ada dipermukaan logam dapat diukur secara eksperimen. Eksperimen yang sama juga dapat dilakukan dalam fasa gas. Logam dipanaskan hingga menjadi molekulmolekul gas-gas dan kemudian diradiasi dengan sinar mempunyai energi misalnya sinar-X. Dengan demikian maka elektron keluar dari molekul-molekul gas. Energi yang diperlukan melepaskan elektron dari molekul gas merupakan manifestasi kekuatan elektron terikat dalam molekul. Energi yang mengikat elektron dalam sebuah molekul disebut energi ikatan atau binding energy. Energi ikatan sebuah elektron dalam sebuah molekul tergantung pada orbital molekul yang ditempatinya. Makin rendah tingkat energi orbital yang ditempatinya, makin banyak energi yang diperlukan untuk membebaskan elektron dari molekul tersebut. Pengukuran energi elektron yang terlepas dari akibat penyinaran tiba-tiba pada molekul gas disebut photoelektron spectroscopy atau spektroskopi fotoelektron. Spektra fotoelektron untuk gas N2 dapat dilihat pada Gambar 3.3. Setiap puncak pada spektra menunjukkan tingkat energi orbital molekul N2. Dari Gambar 3.3 dapat dilihat bahwa elektron yang berada pada orbital 1s atom N terikat secara kuat dengan energi ikat 39,5 MJ.mol-1. Demikian juga energi ikatan pada orbital molekul N2 terikat dengan urutan kekuatan (2s) > (*2s) > (2px) > 2pz) (lihat gambar 3.3)


37

Gambar 3.3 Spektrum fotoelektron N2. Puncak-puncak kurva ini menunjukkan adanya elektron yang dari obitalorbital molekul N2.

Ada beberapa versi notasi orbital molekul yaitu versi sederhana, LCAO-MO (Linier Combination of Atomic Theory-Molecular Orbital) dan SCF-LCAO-MO (Self-Consistent Field, SCF). Perbandingan beberapa notasi orbital molekul dapat dilihat pada Table 3.1 berikut ini:


38 Tabel 3.1. Perbandingan notasi orbital molekul pada beberapa sistem Sederhana (simple) LCAO-MO SCF-LCAO-MO 1s g1s 1g *1s u1s 1u 2s g2s 2g *2s u2s 2u 2px u2px 1u 2py u2py 1u 2pz g2pz 3g *2px g2px 1g *2py g2py 1g *2pz u2pz 3u

3.5 Term Simbol Molekul Sama seperti term simbol atom, term simbol molekul ditentukan berdasarkan nilai ML dan S yang disimbulkan secara umum sebagai berikut : multiplisiti 2S+1

MO    

ML ML 0 1 2 3

Huruf    

Contoh : Tentukan Term simbol molekul B2 5B,

B2 = 10 elektron, maka konfigurasi orbital molekulnya adalah (1s)2 (*1s)2 (2s)2 (*2s)2 (2px-y)2 elektron terluar pada orbital molekul  maka ml = +1 atau -1 Adlim, Kimia Anorganik

39 demikian juga ms adalah +1/2 atau -1/2. Jadi ada 6 kombinasi sebagai berikut : Kombinasi

+1

-1

ml e-1

ms e-1

ml e-2

ms e-2

ML

MS

Term simbul total *ground state



+1

+1/2

-1

+1/2

0

1

3

+1

+1/2

-1

-1/2

0

0

1

+1

+1/2

+1

-1/2

2

0

1

-1

+1/2

-1

-1/2

-2

0

1

+1

-1

-1

-1/2

0

-1

3

+1

-1/2

-1

+1/2

0

0

1







3

  

*ground state adalah term simbol molekul yang paling rendah tingkat energinya : aturan Hund juga berlaku pada orbital molekul. Menurut aturan Hund yang paling rendah tingkat energinya adalah yang mempunyai multiplisiti terbesar.

Soal-Soal dan Pertanyaan 1. Jelaskan perbedaan konsep orbital atom dengan orbital molekul. 2. Jelaskan konsep pembentukan ikatan bonding dan anti bonding. 3. Jelaskan keterkaitan fungsi gelombang dengan orbital molekul. 4. Jelaskan perbedaan ikatan ,  dan . 5. Tuliskan konfigurasi orbital molekul N2, Be2, B2, F2 dan hitung orde ikatannya masing-masing.


40 6. Gambarkan tingkat-tingkat energi molekul soal no. 5 serta menentukan sifat magnetic molekul. 7. Jelaskan hubungan orde ikatan dengan kekuatan, jumlah, panjang dan energi ikatan molekul pada soal No. 5 dengan membandingkan parameter tersebuat pada setiap molekul. 8. Tuliskan term symbol molekul N2 dan tentukan tem keadaan dasar.


ISBN Kimia anorganik. DR. ADLIM, M.Sc UNIVERSITAS SYIAH KUALA

Recommend Documents