TEORI ORBITAL MOLEKUL

Tugas Kelompok Mata Kuliah Kimia Anorganik

TEORI ORBITAL MOLEKUL

KELOMPOK V B

EZZAR FITRIYANI

12B160

ANWAR SAID

12B160

ST. HUMAERAH SYARIF

12B16037

PROGRAM PASCASARJANA JURUSAN KIMIA UNIVERSITAS NEGERI MAKASSAR 2012

PPs Universitas Negeri Makassar |Teori Orbital Molekul

1

BAB I PENDAHULUAN A. Latar Belakang Struktur atom dan metoda mekanika gelombang memungkinkan untuk memecahkan persoalan pokok dalam ilmu kimia, yaitu apa yang menyebabkan atom dapat saling berikatan menjadi molekul. Ada beberapa teori yang memberikan postulat – postulatnya tentang bagaimana bentuk dari suatu senyawa, antara lain, teori Valence-Shell Elektron Pair Repulsion (VSEPR), teori Ikatan Valensi, teori Orbital Molekul, teori Lewis, dan sebagainya. Mengenai ikatan kovalen, dikenal dua jenis pendekatan yaitu teori Orbital Molekul (teori MO) dan teori ikatan valensi (teori VB). Berdasarkan teori ikatan valensi, ikatan kovalen dapat terbentuk jika terjadi tumpang tindih orbital valensi dari atom yang berikatan. Teori Ikatan Valensi mampu secara kualitatif menjelaskan kestabilan ikatan kovalen sebagai akibat tumpang-tindih orbital-orbital atom. Dengan konsep hibridisasi pun dapat dijelaskan geometri molekul sebagaimana yang diramalkan dalam teori VSEPR, tetapi sayangnya dalam beberapa kasus, teori ikatan valensi tidak dapat menjelaskan sifat-sifat molekul yang teramati secara memuaskan. Contohnya adalah molekul oksigen, yang struktur Lewisnya sebagai berikut.

Menurut gambaran struktur Lewis Oksigen di atas, semua elektron pada O2 berpasangan

dan

molekulnya

seharusnya

bersifat

diamagnetik,

namun

kenyataanya, menurut hasil percobaan diketahui bahwa Oksigen bersifat paramagnetik dengan dua elektron tidak berpasangan. Temuan ini membuktikan adanya kekurangan mendasar dalam teori ikatan valensi, sesuatu yang mendorong pencarian alternatif pendekatan ikatan yang lain yang dapat menjelaskan sifat-sifat O2 dan molekul-molekul lain yang tidak cocok dengan ramalan teori ikatan valensi. Untuk menjawab hal tersebut diperlukan teori lain yang dapat mendukung kelemahan teori ikatan valensi ini yaitu teori Orbital Molekul.


2

Sifat magnet dan sifat-sifat molekul yang lain dapat dijelaskan lebih baik dengan menggunakan pendekatan mekanika kuantum yang lain yang disebut sebagai teori orbital molekul (OM), yang menggambarkan ikatan kovalen melalui istilah orbital molekul yang dihasilkan dari interaksi orbital-orbital atom dari atom-atom yang berikatan dan yang terkait dengan molekul secara keseluruhan. Perbedaan antara orbital molekul dan orbital atom adalah bahwa orbital atom terkait hanya dengan satu atom. Teori OM menjelaskan bahwa atomatom individu tidak lagi terdapat dalam molekul. Menurut Bird, T (1987), atomatom telah melebur menjadi satu kesatuan yaitu molekul itu sendiri. Pendekatan dimulai dengan inti-inti atom yang terdapat dalam molekul pada posisi-posisi tertentu sebagai suatu kesatuan, baru kemudian satu per satu elektron ditempatkan ke dalam sistem tersebut. Kebalikannya, teori ikatan valensi lebih mendasarkan pendekatannya pada sudut pandangan kimia dalam arti bahwa atom-atom secara individu dianggap memang terdapat dalam molekul. Struktur molekul dianggap sebagai ikatan-ikatan yang terbentuk karena pertumpangtindihan orbital-orbital atom-atom yang terdapat dalam molekul tersebut.

B. Rumusan Masalah Rumusan masalah makalah ini adalah: 1. Bagaimana isi teori orbital molekul? 2. Bagaimana proses pembentukan orbital molekul pada senyawa homointi dan heterointi? 3. Bagaimana hubungan orde ikatan dengan kestabilan molekul?

C. Tujuan Penulisan makalah ini bertujuan untuk: 1. Mengetahui isi teori orbital molekul. 2. Mengetahui proses pembentukan orbital molekul pada senyawa homointi dan heterointi. 3. Mengetahui hubungan orde ikatan dengan kestabilan molekul.


3

D. Manfaat Diharapkan makalah ini dapat bermanfaat untuk: 1. Memahami isi teori orbital molekul. 2. Memahami proses pembentukan orbital molekul pada senyawa homointi dan heterointi. 3. Memahami hubungan orde ikatan dengan kestabilan molekul.


4

BAB II PEMBAHASAN A. Teori Orbital Molekul Teori orbital molekular mengandaikan bahwa apabila dua atom atau lebih bergabung membentuk suatu spesies, maka spesies ini tidak lagi memiliki sifat orbital atomik secara individual, melainkan membentuk orbital molekular “baru”. Orbital molekular adalah hasil tumpang-tindih dan penggabungan orbital atomik pada molekul. Menurut pendekatan lurus (linear combination), jumlah molekuler yang bergabung sama dengan orbital atomik yang bergabung. Bila dua atom yang bergabung masing-masing menyediakan satu orbital atomik maka dihasilkan dua orbital molekuler, salah satu merupakan kombinasi jumlahan kedua orbital atomik yang saling menguatkan dan lainnya kombinasi kurangan yang saling meniadakan. Kombinasi jumlahan menghasilkan orbital molekuler ikat (bonding) yang mempunyai energi lebih rendah, dan kombinasi kurangan menghasilkan orbital molekuler antiikat (antibonding). Orbital molekuler ikat (bonding) yaitu orbital dengan rapatan elektron ikat terpusat mendekat pada daerah antara kedua inti atom yang bergabung dan dengan demikian menghasilkan situasi yang lebih stabil. Orbital molekuler antiikat (antibonding) yaitu orbital dengan rapatan elektron ikat terpusat menjauh dari daerah antara inti atom yang bergabung dan menghasilkan situasi kurang stabil. Penempatan elektron dalam orbital molekul ikatan menghasilkan ikatan kovalen yang stabil, sedangkan penempatan elektron dalam orbital molekul antiikatan menghasilkan ikatan kovalen yang tidak stabil. Jika pada daerah tumpang-tindih ada orbital atomik yang tidak bereaksi dalam pembentukan ikatan, orbital ikatan yang dihasilkan disebut orbital nonikat (nonbonding). Dalam orbital molekul ikatan kerapatan elektron lebih besar di antara inti atom yang berikatan. Sementara, dalam orbital molekul antiikatan, kerapatan elektron mendekati nol diantara inti. Perbedaan ini dapat dipahami bila kita mengingat sifat gelombang pada elektron. Gelombang dapat berinteraksi sedemikian rupa dengan gelombang lain membentuk interferensi konstruktif yang


5

memperbesar amplitudo, dan juga interferensi destruktif yang meniadakan amplitudo. Pembentukan orbital molekul ikatan berkaitan dengan interferensi konstruktif, sementara pembentukan orbital molekul antiikatan berkaitan dengan interferensi destruktif. Jadi, interaksi konstruktif dan interaksi destruktif antara dua orbital 1s dalam molekul H2 mengarah pada pembentukan ikatan sigma (σ1s) dan pembentukan antiikatan sigma (σ*1s), (Chang, R, 2004).

(a)

(b) Gambar 2.1 (a) interaksi konstruktif yang menghasilkan orbital molekul ikatan sigma (b) interaksi destruktif yang menghasilkan orbital molekul antiikatan sigma. Pada gambar diatas dapat dilihat bahwa pada orbital molekul antiikatan sigma terdapat simpul (node) yang menyatakan kerapatan elektron nol, sehingga kedua inti positif saling tolak-menolak.

Gambar 2.2 Tingkat energi orbital molekul ikatan dan antiikatan molekul H2


6

Penggunaan teori orbital molekul ini dapat diterapkan pada molekulmolekul lain selain molekul H2. Hanya saja, jika dalam molekul H2 kita hanya perlu memikirkan orbital 1s saja, maka pada molekul lain akan lebih rumit karena kita perlu memikirkan orbital atom lainnya juga. Untuk orbital p, prosesnya akan lebih rumit karena orbital ini dapat berinteraksi satu sama lain dengan cara yang berbeda. Misalnya, dua orbital 2p dapat saling mendekat satu sama lain ujung ke ujung untuk menghasilkan sebuah orbital molekul ikatan sigma dan orbital molekul antiikatan sigma. Selain itu, kedua orbital p dapat saling tumpang tindih secara menyimpang untuk menghasilkan orbital molekul pi (π2p) dan orbital molekul antiikatan pi (π*2p).

(a)

(b) Gambar 2.3 (a) pembentukan satu orital molekul ikatan sigma dan satu orbital molekul antiikatan sigma ketika orbital p saling tumpang tindih ujung-ke-ujung. (b) ketika orbital p saling tumpang tindih menyamping, terbentuk suatu orbital molekul pi dan suatu orbital molekul antiikatan pi.


7

Dalam orbital molekul sigma (sigma moleculer orbital) (ikatan atau antiikatan, kerapatan elektron terkonsentrasi secara simetris di seputar garis antara kedua inti atom-atom yang berikatan. Dua elektron dalam orbital molekul sigam membentuk ikatan sigma.

Dalam orbital molekul pi (ikatan atau

antiikatan), kerapatan elektron terkonsentrasi di atas dan di bawah garis imajineryang menghubungkan kedua inti atom yang berikatan. Dua elektron dalam orbital molekul pi membentuk ikatan pi. Ikatan rangkap duahampir selalu terdiri atas ikatan sigma dan ikatan pi, ikatan rangkap selalu berupa ikatan sigma dengan dua ikatan pi (Chang, R, 1987). Fungsi gelombang elektron dalam suatu atom disebut orbital atom. Karena kebolehjadian menemukan elektron dalam orbital molekul sebanding dengan kuadrat fungsi gelombang, peta elektron nampak seperti fungsi gelombang. Suatu fungsi gelombang mempunyai daerah beramplitudo positif dan negatif yang disebut cuping (lobes). Tumpang tindih cuping positif dengan positif atau negatif dengan negatif dalam molekul akan memperkuat satu sama lain membentuk ikatan, tetapi cuping positif dengan negatif akan meniadakan satu sama lain tidak membentuk ikatan. Besarnya efek interferensi ini mempengaruhi besarnya integral tumpang tindih dalam kimia kuantum.

B. Pembentukan Orbital Molekul Dalam pembentukan molekul, orbital atom bertumpang tindih menghasilkan orbital molekul yakni fungsi gelombang elektron dalam molekul. Jumlah orbital molekul adalah jumlah atom, dan orbital molekul ini diklasifikasikan menjadi orbital molekul ikatan, non-ikatan, atau antiikatan sesuai dengan besarnya partisipasi orbital itu dalam ikatan antar atom. Syarat pembentukan orbital molekul ikatan sebagai berikut: 1. Cuping orbital atom penyusunnya cocok untuk tumpang tindih. 2. Tanda positif atau negatif cuping yang bertumpang tindih sama. 3. Tingkat energi orbital-orbital atomnya dekat. Kasus paling sederhana adalah orbital molekul yang dibentuk dari orbital atom A dan B dan akan dijelaskan di sini. Orbital molekul ikatan dibentuk antara


8

A dan B bila syarat-syarat di atas dipenuhi, tetapi bila tanda salah satu orbital atom dibalik, syarat ke-2 tidak dipenuhi dan orbital molekul anti ikatan yang memiliki cuping yang bertumpang tindih dengan tanda berlawanan yang akan dihasilkan (Gambar 2.4).

Gambar 2.4 Pembentukan orbital molekul Tingkat energi orbital molekul ikatan lebih rendah, sementara tingkat energi orbital molekul anti ikatan lebih tinggi dari tingkat energi orbital atom penyusunnya. Semakin besar selisih energi orbital ikatan dan anti ikatan, semakin kuat ikatan. Bila tidak ada interaksi ikatan dan anti ikatan antara A dan B, orbital molekul yang dihasilkan adalah orbital non ikatan. Elektron menempati orbital molekul dari energi terendah ke energi yang tertinggi. Orbital molekul terisi dan berenergi tertinggi disebut HOMO (highest occupied molekuler orbital) dan orbital molekul kosong berenergi terendah disebut LUMO (lowest unoccupied molekuler orbital). Dua atau lebih orbital molekul yang berenergi sama disebut orbital terdegenerasi (degenerate). Orbital-orbital itu dinamakan sigma (σ) atau pi (π) sesuai dengan karakter orbitalnya. Suatu orbital sigma mempunyai simetri rotasi sekeliling sumbu ikatan, dan orbital pi memiliki bidang simpul. Oleh karena itu, ikatan sigma dibentuk oleh tumpang tindih orbital s-s, p-p, s-d, p-d, dan d-d (Gambar 2.5) dan ikatan pi dibentuk oleh tumpang tindih orbital p-p, p-d, dan dd (Gambar 2.6).


9

Bila dua fungsi gelombang dari dua atom dinyatakan dengan φA dan φB, orbital molekul adalah kombinasi linear orbital atom (linear combination of the atomic orbitals (LCAO) diungkapkan sebagai :

Menurut Bird, T (1987), pendekatan orbital molekuler memiliki beberapa prinsip dasar yang harus dipenuhi. Prinsip dasar itu adalah: a. Jumlah molekuler yang terbentuk sama dengan jumlah orbital atomik yang berinteraksi. b. Jumlah orbital antiikatan yang terbentuk sama dengan jumlah orbital ikatan. c. Tiap orbital molekuler dapat menampung dua elektron yang harus memiliki spin yang berlawanan. d. Elektron-elektron yang terdapat pada orbital molekuler juga mengikuti aturan Hund dan prinsip Pauli. e. Untuk membentuk ikatan yang stabil, jumlah elektron dalam orbital ikatan harus lebih besar daripada jumlah elektron dalam orbital antiikatan. Untuk memahami sifat-sifat molekul, kita harus mengetahui bagaimana elektron-elektron terdistribusi di antara orbital-orbital molekul. Prosedur untuk menentukan konfigurasi elektron suatu molekul analog dengan prosedur yang digunakan untuk menentukan konfigurasi elektron atom. Chang, R (1987) membuat aturan konfigurasi elektron untuk membantu memahmi kestabilan orbital molekul. Aturan tersebut dijelaskan sebagai berikut: a. Jumlah orbital molekul yang terbentuk selalu sama dengan jumlah orbital atom yang bergabung. b. Semakin stabil orbital molekul ikatan, semakin kurang stabil orbital molekul antiikatan yang berkaitan. c. Pengisian orbital molekul dimulai dari energi rendah ke energi tinggi. Dalam molekul stabil, jumlah elektron dalam orbital molekul ikatan selalu lebih banyak daripada dalam orbital molekul antiikatan karena kita selalu menempatkan elektron dalam orbital molekul ikatan yang berenergi lebih rendah terlebih dahulu.


10

d. Ketika elektron ditambahkan ke orbital molekul dengan energi yang sama, susunan yang paling stabil diramalkan aoleh aturan Hund, yaitu elektron memasuki ke orbital-orbital molekul ini dengan spin sejajar. e. Jumlah elektron dalam orbital molekul sama dengan jumlah semua elektron pada atom-atom yang berikatan.

1. Teori Orbital Molekul pada Senyawa Diatomik Homointi Senyawa diatomik homointi terdiri dari dua unsur yang memiliki inti atom yang identik. Atom-atom yang sama akan memiliki tingkat energi yang sama pula. Dalam molekul hidrogen (H2) tumpang tindih orbital 1s masing-masing atom hidrogen membentuk orbital ikatan σg bila cupingnya mempunyai tanda yang sama dan antiikatan σu bila bertanda berlawanan, dan dua elektron mengisi orbital ikatan σg (Gambar 2.7).

Gambar 2.7 Orbital molekul H2, tanda panah mengindikasikan spin elektronnya Terbentuknya orbital molekuler pada molekul H2 dapat didekati dengan metoda KLOA (Kombinasi Linear Orbital Atomik) sebagai berikut: Ψ = N (Ψx + Ψy) Ψ* = N (Ψx + Ψy) Ψ

= fungsi gelombang untuk orbital molekuler

Ψ

= fungsi gelombang untuk orbital molekuler

Ψx dan Ψy = fungsi gelombang orbital 1s hidrogen untuk atom x dan y N

= konstanta normaliasi

N mempunyai nilai sedemikian sehingga: ∫

∫ ∫

∫


11

Dimana dt adalah volume unsur dalam tiga dimensi yaitu: dt = dx.dy.dz. dari persamaan dapat diperoleh peluang menemukan sebuah elektron dengan jalan mengkuadratkan persamaan gelombang Ψ. Ψ2 = N2 (Ψx2 + Ψy2 + 2Ψx Ψy) Ψx2 menunjukkan peluang menemukan elektron di sekeliling atom x Ψy2 menunjukkan peluang menemukan elektron di sekeliling atom y 2Ψx + Ψy menunjukkan peningkatan elektron pada daerah antara kedua inti Untuk persamaan gelombang Ψ* peluang untuk menemukan sebuah elektron dinyatakan dalam: Ψ*2 = N2 (Ψx2 + Ψy2 - 2Ψx Ψy) -2Ψx Ψy menyatakan penurunan kepekatan elektron pada daerah antara kedua inti (Bird, T, 1987). Untuk molekul oksigen (O2) dengan konfigurasi 8O= 1s2 2s2 2p4.

Gambar 2.8 Orbital molekul O2 Dari Gambar 2.8 dapat diketahui bahwa selain adanya orbital atom (samping), ada juga orbital molekul (Tengah). Elektron-elektron pada orbital molekul merupakan jumlah dari elektron-elektron yang terdapat di dalam masingmasing 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, suatu molekul menjadi tidak stabil.


12

Semakin banyak elektron pada orbital anti pengikatan, suatu molekul akan semakin tidak stabil. Dari gambar tersebut dapat diketahui 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 Kita dapat menuliskan seperti bentuk kedua karena orientasi x, y, z tidak menjadi masalah berarti.

Gambar 2.9 Orbital molekul N2 Orde ikatan antar atom adalah separuh dari jumlah elektron yang ada di orbital ikatan dikurangi dengan jumlah yang ada di orbital anti ikatan. Misalnya, dalam N2 atau CO, orde ikatannya adalah (8 – 2)/2= 3 dan nilai ini konsisten dengan struktur Lewisnya.

2. Teori Orbital Molekul pada Senyawa Diatomik Heterointi Atom-atom pada senyawa ini memiliki keelektronegativitas yang berbeda, maka tentu atom-atom memiliki tingkat energi yang berbeda pula. Orbital molekul dua atom yang berbeda dibentuk dengan tumpang tindih orbital atom yang tingkat energinya berbeda. Tingkat energi atom yang lebih elektronegatif umumnya lebih rendah, dan orbital molekul lebih dekat sifatnya pada orbital atom yang tingkat energinya lebih dekat. Oleh karena itu, orbital ikatan mempunyai


13

karakter atom dengan keelektronegatifan lebih besar, dan orbital anti ikatan mempunyai karakter atom dengan keelektronegatifan lebih kecil. Misalnya, lima orbital molekul dalam hidrogen fluorida, HF, dibentuk dari orbital 1s hidrogen dan orbital 2s dan 2p fluor, sebagaimana diperlihatkan dalam Gambar 2.21. Orbital ikatan 1σ mempunyai karakter fluorin, dan orbital 3σ anti ikatan memiliki karakter 1s hidrogen. Karena hidrogen hanya memiliki satu orbital 1s, tumpang tindih dengan orbital 2p fluor dengan karakter π tidak efektif, dan orbital 2p fluor menjadi orbital nonikatan. Karena HF memiliki delapan elektron valensi, orbital nonikatan ini menjadi HOMO.

Gambar 2.10 Orbital molekul HF

Dalam karbon monoksida, CO, karbon dan oksigen memiliki orbital 2s dan 2p yang menghasilkan baik ikatan sigma dan pi, dan ikatan rangkap tiga dibentuk antar atomnya. Walaupun 8 orbital molekulnya dalam kasus ini secara kualitatif sama dengan yang dimiliki molekul yang isoelektronik yakni N2 dan 10 elektron menempati orbital sampai 3σ, tingkat energi setiap orbital berbeda dari tingkat energi molekul nitrogen. Orbital ikatan 1σ memiliki karakter 2s oksigen sebab oksigen memiliki ke-elektronegativan lebih besar. Orbital antiikatan 2π dan 4σ memiliki karakter 2p karbon (Gambar 2.11).


14

Gambar 2.11 Orbital molekul CO Konfigurasi elektron valensi molekul CO adalah (σ2s)2(σ*2s)2(π2p)4(σ2p)2. Pada molekul diatomik heterointi, energi orbital π2p lebih rendah dibanding σ2p, sehingga letak orbital σ2p berada di atas π2p, berbeda dengan letak orbital kedua orbital tersebut pada molekul diatomik homointi. Molekul HCl merupakan molekul heterointi, dimana kedua atom berasal dari unsur yang berbeda. Atom Cl memiliki nomor atom 17 dengan konfigurasi elektron: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, sedangkan atom H memiliki nomor atom 1 dengan konfigurasi elektron: 1s1. Atom Cl lebih elektronegatif daripada atom H. Diagram korelasi orbital molekul menunjukkan bahwa tingkat-tingkat energi dari atom Cl yang lebih elektronegatif bergeser ke arah bawah, karena atom Cl menarik elektron-elektron valensi lebih kuat dari pada atom H seperti gambar 2.12.


15

Gambar 2.12. Orbital molekul HCl

Orbital-orbital atom bercampur secara signifikan membentuk orbital molekul hanya jika energi orbital-orbital ini cukup berdekatan dan mempunyai simetri yang benar. Pada molekul HCl, orbital 1s dari atom Cl energinya terlalu rendah untuk bisa bercampur dengan orbital 1s dari atom H. Hal yang sama juga terjadi untuk orbital 2s atom Cl. Berdasarkan teori hibridisasi sebelum atom Cl berikatan dengan atom H membentuk molekul maka akan terjadi hibridisasi orbital atau pencampuran orbital atom Cl. Pada atom Cl dapat dilihat bahwa orbital 3s bercampur dengan orbital 3p (karena berada dalam satu kulit) sebelum membentuk orbital molekul. Hal ini dikarenakan semua elektron pada kulit terluar memiliki kesempatan yang sama untuk berikatan dengan elektron pada atom H, sehingga terjadi pencampuran orbital 3s dan 3p pada atom Cl. Interaksi antara 3s pada atom Cl membentuk ikatan sigma, biasanya apabila terjadi interaksi membentuk ikatan maka akan terbentuk 2 orbital yaitu orbital σ dan σ*. Namun, karena orbital ikatan 4sb lebih rendah energinya dari nonbonding


16

maka tidak terbentuk ikatan anti sigma (σ*). Tumpang tindih total dari orbital 1s hidrogen dengan orbital 3Px atau 3Py (terletak di atas 5sb pada gambar 4) atom Cl adalah nol, sebab fasa positif dan negatif dari fungsi gelombang gabungan bila dijumlahkan menjadi nol. Atom Cl hanya meninggalkan orbital 3Pz (4sb), yang bergabung dengan orbital 1s hidrogen menghasilkan orbital σ dan σ*. Dari gambar 2.12 dapat dilihat bahwa orbital 3Px (2πnb), dan 3Py(2πnb) dari klor tidak bercampur dengan orbital 1s dari hidrogen dan dengan demikian tetap berada dalam keadaan atomic (nonpengikatan). Elektron-elektron dalam orbital ini tidak berkontribusi secara signifkan dalam pengikatan kimia. Karena klor lebih elektronegatif daripada hidrogen, energi orbital 3p nya terletak dibawah energi orbital 1s dari hidrogen. Bila kedelapan elektron valensi digunakan untuk HCl, maka konfigurasi orbital molekul yang dihasilkan adalah: (3sCl)2 (σ)2 (3pCl)4 Orde ikatan totalnya adalah 1 sebab elektron-elektron dalam orbital atom nonpengikatan tidak mempengaruhi orde ikatan. elektron-elektron dalam orbital σ akan lebih cenderung ditemukan dekat dengan atom klorin daripada didekat atom hidrogen, dan dengan demikian HCl memiliki momen dipol Hδ+Cl δ-.

C. Orde Ikatan (bond order) Untuk menentukan seberapa stabil suatu molekul diatomik, kita tentu membutuhkan patokan kuantitatifnya. Disini dapat digunakan orde ikatan sebagai nilai kestabilan tersebut. Semakin besar nilai orde ikatan, semakin stabil molekul tersebut. ∑

∑

Dari rumus tersebut, dapat disimpulkan semakin banyak elektron pada orbital anti ikatan, semakin tidak stabil molekul tersebut.


17

Sebagai contoh urutan kestabilan H2+, H2, He2+, dan He.

Dengan menggunakan rumus di atas, kita dapat mengurutkan spesi-spesi di atas berdasarkan tingkat kestabilannya: H2 > H2+ > He2+ > He.


18

BAB III KESIMPULAN DAN SARAN A. Kesimpulan 1. Orbital molekular adalah hasil tumpang-tindih dan penggabungan orbital atomik pada molekul. Menurut pendekatan lurus (linear combination), jumlah molekuler yang bergabung sama dengan orbital atomik yang bergabung. Bila dua atom yang bergabung masing-masing menyediakan satu orbital atomik maka dihasilkan dua orbital molekuler, salah satu merupakan kombinasi jumlahan kedua orbital atomik yang saling menguatkan dan lainnya kombinasi kurangan yang saling meniadakan. Kombinasi jumlahan menghasilkan orbital molekuler ikat (bonding) yang mempunyai energi lebih rendah, dan kombinasi kurangan menghasilkan orbital molekuler antiikat (antibonding). 2. Dalam pembentukan molekul, orbital atom bertumpang tindih menghasilkan orbital molekul yakni fungsi gelombang elektron dalam molekul. Senyawa diatomik homointi terdiri dari dua unsur yang memiliki inti atom yang identik. Atom-atom yang sama akan memiliki tingkat energi yang sama pula. Atomatom pada senyawa heterointi memiliki keelektronegativitas yang berbeda, maka tentu atom-atom memiliki tingkat energi yang berbeda pula. 3. Orde ikatan dapat digunakan untuk menentukan tingkat kestabilan molekul. Semakin tinggi orde ikatan maka semakin tinggi kestabilan molekulnya.

B. Saran Diharapkan kepada seluruh pembaca agar meeperbanyak kajian pustaka dan mengkaji ulang teori orbital molekul karena apa yang dituliskan masih terlalu banyak kekurangannya mengingat literatur yang digunakan masih terbatas.


19

DAFTAR PUSTAKA Bird, T. Kimia Fisik untuk Universitas. Jakarta: 1987. Chang, R. 2004. Kimia Dasar Jilid 1. Jakarta: Erlangga. Ramlawati. 2005. Kimia Anorganik Fisik. Universitas Negeri Makassar.

Makasar: Jurusan Kimia FMIPA

Sunarya, Y. 2003. Ikatan Kimia. Bandung: Jurusan Pendidikan Kimia FMIPA Universitas Pendidikan Indonesia.


20

TEORI ORBITAL MOLEKUL

Recommend Documents