10.7 Konfigurasi Orbital Molekul

[Menuju Akhir]

sifat-sifat dari molekul dapat dipahami jika kita mengetahui bagaimana elektron didistribusikan di antara orbital molekul.

 Aturan Konfigurasi Elektron dan Stabilitas Molekul

Dalam menulis konfigurasi elektron suatu molekul, pertama-tama kita harus mengatur orbital molekul pada tingkat energi. Kemudian kita dapat menggunakan pedoman berikut untuk mengisi orbital molekul dengan elektron. Aturan ini dapat membantu kita memahami kestabilan orbital molekul.

1.                 Jumlah orbital molekul yang terbentuk selalu sama dengan jumlah orbital atom yang digabungkan.

2.                 Semakin stabil orbital molekul ikatan, semakin tidak stabil orbital molekul anti ikatan.

3.                 Pengisian orbital molekul berasal dari energi rendah ke energi tinggi. Dalam molekul yang stabil, jumlah elektron dalam orbital molekul ikatan selalu lebih banyak dari pada orbital molekul anti ikatan karena kita menempatkan elektron pertama pada orbital molekul ikatan berenergi lebih rendah.

4.                 Seperti halnya orbital atom, setiap orbital molekul dapat menampung hingga dua elektron dengan putaran berlawanan sesuai dengan prinsip eksklusi Pauli.

5.                 Ketika elektron ditambahkan ke orbital molekul dari energi yang sama, pengaturan paling stabil diprediksi oleh aturan Hund; yaitu, elektron memasuki orbital molekul ini dengan spin paralel.

6.                 Jumlah elektron dalam orbital molekul sama dengan jumlah semua elektron pada atom ikatan.

 Molekul Hidrogen dan Helium

  Sebelum mempelajari molekul yang dibentuk oleh atom-atom unsur periode kedua, ada baiknya memprediksi kestabilan relatif spesi sederhana  H₂⁺, H₂, He₂⁺, dan He₂, menggunakan diagram tingkat energi yang ditunjukkan pada Gambar 10.25. Orbital 𝛔1s dan 𝛔*1s menampung paling banyak empat elektron. Jumlah total elektron meningkat dari satu untuk H₂⁺ menjadi empat untuk He₂. Prinsip eksklusi Pauli menetapkan bahwa setiap orbital molekul dapat menampung paling banyak dua elektron dengan putaran berlawanan. Dalam kasus ini, kita hanya memperhatikan konfigurasi elektron keadaan dasar

Untuk mengevaluasi kestabilan spesi ini kita menentukan orde ikatannya, didefinisikan sebagai

Orde ikatan menunjukkan perkiraan kekuatan  pada suatu ikatan. Perhatikan bahwa orde ikatan dapat berupa pecahan, tetapi orde ikatan nol (atau nilai negatif) berarti ikatan tidak memiliki stabilitas dan molekul seperti itu tidak mungkin ada. Orde ikatan hanya dapat digunakan secara kualitatif untuk tujuan perbandingan.

Gambar 10.25 Level energi orbital molekul ikatan dan anti ikatan dalam H₂⁺, H₂, He₂⁺, dan He₂. Pada semua spesi ini, orbital molekul dibentuk oleh interaksi dua orbital 1s.

Lihat Gambar 10.25 Ion molekul H₂⁺ hanya memiliki satu elektron di orbital 𝛔1s. Karena ikatan kovalen terdiri dari dua elektron dalam orbital molekul ikatan, H₂⁺ hanya memiliki setengah dari satu ikatan, atau orde ikatan ½. Jadi, kita memperkirakan bahwa molekul H₂⁺ mungkin spesi yang stabil. Konfigurasi elektron H₂⁺ ditulis sebagai (𝛔1s)¹.

Molekul H₂ memiliki dua elektron, keduanya dalam orbital 𝛔1s. Menurut skema, dua elektron sama dengan satu ikatan penuh; oleh karena itu, molekul H₂ memiliki orde ikatan satu, atau satu ikatan kovalen penuh. Konfigurasi elektron H₂ adalah (𝛔1s)².

 

Adapun ion molekul He₂⁺, kita menempatkan dua elektron pertama di orbital 𝛔1s dan elektron ketiga di orbital 𝛔*1s. Karena orbital molekul anti ikatan mengalami destabilisasi, kita harapkan He₂⁺ menjadi kurang stabil daripada H₂. Secara kasar, ketidakstabilan yang dihasilkan dari elektron dalam orbital 𝛔*1s diseimbangkan oleh salah satu elektron 𝛔1s. Orde ikatan adalah ½(2-1) = ½ dan stabilitas keseluruhan He₂⁺ mirip dengan molekul He₂⁺. Konfigurasi elektron He₂⁺ adalah (𝛔1s)² (𝛔*1s)¹.

 

Dalam He₂ akan ada dua elektron dalam orbital 𝛔1s dan dua elektron dalam orbital 𝛔*1s, sehingga molekul akan memiliki orde ikatan nol dan tidak ada stabilitas bersih. Konfigurasi elektron He₂ adalah (𝛔1s)² (𝛔*1s)².

 

Untuk meringkas, kita dapat mengatur contoh dalam rangka penurunan stabilitas:

H₂ > H₂⁺,  He₂⁺ > He₂

Molekul Diatomik Homonuklir dari Unsur Periode Kedua

Kita hanya akan memperhatikan kasus paling sederhana, yaitu molekul diatomik homonuklir, atau molekul diatomik yang mengandung atom dari unsur yang sama. Gambar 10.26 menunjukkan diagram tingkat energi orbital molekul untuk anggota pertama periode kedua yaitu Li₂. Orbital molekul ini dibentuk oleh tumpang tindih orbital 1s dan 2s. Kita akan menggunakan diagram ini untuk membangun semua molekul diatomik..

Gambar 10.26 Diagram tingkat energi orbital molekul untuk molekul Li₂. Enam elektron dalam Li₂ (konfigurasi elektron Li 1s²2s¹) berada dalam orbital 𝛔₁s, 𝛔*₁s, dan 𝛔₂s. Karena ada dua elektron masing-masing dalam 𝛔₁s dan 𝛔*₁s (seperti pada He₂), tidak ada ikatan bersih atau efek anti ikatan. Oleh karena itu, ikatan kovalen tunggal dalam Li₂ dibentuk oleh dua elektron dalam ikatan orbital molekul 𝛔₂s. Perhatikan bahwa meskipun orbital anti ikatan (𝛔*₁s) memiliki energi lebih tinggi dan dengan demikian kurang stabil daripada orbital ikatan (𝛔₁s), orbital anti ikatan ini memiliki energi lebih sedikit dan stabilitas lebih besar daripada orbital ikatan 𝛔₂s.

Dengan konsep-konsep ini dan Gambar 10.27, yang menunjukkan urutan peningkatan energi untuk orbital molekul 2p, kita dapat menulis konfigurasi elektron dan memprediksi sifat magnetik dan orde ikatan molekul diatomik homonuklir periode kedua. Kita akan mempertimbangkan beberapa contoh.

• Molekul Lithium (Li₂)

     Li₂ memiliki total enam elektron. Elektron-elektron ini ditempatkan (masing-masing dua) dalam orbital molekul 𝛔₁s, 𝛔*₁s, dan 𝛔₂s. Elektron-elektron dari 𝛔₁s dan 𝛔*₁s tidak memberikan kontribusi bersih terhadap ikatan pada Li₂. Dengan demikian, konfigurasi elektron orbital molekul dalam Li₂ adalah (𝛔₁s)² (𝛔*₁s)² (𝛔₂s)². Karena ada dua lebih banyak elektron dalam orbital molekul ikatan daripada orbital anti ikatan, orde ikatannya adalah 1. Kita menyimpulkan bahwa molekul Li₂ stabil, dan karena tidak memiliki spin elektron tidak berpasangan, ia harus diamagnetik. Molekul Li₂ diamagnetik diketahui ada dalam fase uap.

Gambar 10.27 Diagram tingkat energi orbital molekul umum untuk molekul diatomik homonuklir periode kedua Li₂, Be₂, B₂, C₂, dan N₂. Untuk mempermudah, orbital 𝛔₁s dan 𝛔₂s telah dihilangkan. Perhatikan bahwa dalam molekul-molekul ini, orbital 𝛔₂px memiliki energi lebih tinggi daripada orbital ℼ₂py atau ℼ₂pz. Ini berarti bahwa elektron dalam orbital 𝛔₂px kurang stabil daripada yang ada di ℼ₂py dan ℼ₂pz. Abberasi ini berasal dari interaksi yang berbeda antara elektron dalam orbital 𝛔₂px, di satu sisi, dan orbital ℼ₂py dan ℼ₂pz, di sisi lain, dengan elektron pada orbital 𝛔s energi yang lebih rendah. Untuk O₂ dan F₂, orbital 𝛔₂px lebih rendah energinya daripada ℼ₂py dan ℼ₂pz.

• Molekul Karbon (C₂)

    Ada 12 elektron dalam molekul C₂. Mengacu pada Gambar 10.26 dan 10.27, kita menempatkan empat elektron terakhir dalam orbital 𝝿₂py dan 𝝿₂pz. Oleh karena itu, C₂ memiliki konfigurasi elektron

 

Orde ikatannya adalah 2, dan molekulnya tidak memiliki elektron yang tidak berpasangan. Molekul C₂ diamagnetik dalam kondisi uap. Perhatikan bahwa ikatan rangkap dalam C₂ keduanya ikatan pi karena empat elektron dalam dua orbital molekul pi. Dalam kebanyakan molekul lain, ikatan rangkap terdiri dari ikatan sigma dan ikatan pi.

•  Molekul Oksigen (O₂)

Ada 16 elektron dalam O₂. Dengan menggunakan urutan peningkatan energi orbital molekul yang dibahas di atas, kita menulis konfigurasi elektron keadaan dasar dari O₂ sebagai berikut

 

Menurut aturan Hund, dua elektron terakhir memasuki orbital 𝝿*₂py dan 𝝿*₂pz dengan putaran paralel. Mengabaikan orbital 𝛔₁s dan 𝛔₂s (karena efek bersih pada ikatan adalah nol), kita menghitung orde ikatan O₂ menggunakan Persamaan (10.2):

     Orde ikatan = ½(6-2) = 2

Oleh karena itu, molekul O₂ memiliki orde ikatan 2 dan oksigen bersifat paramagnetik, sebuah prediksi yang sesuai dengan pengamatan eksperimen.

    Tabel 10.5

[Menuju Awal] [Kembali ke Daftar Isi]