10.7 Konfigurasi Orbital Molekul

Aturan yang Mengatur Konfigurasi dan Kestabilan Elektron Molekuler

Untuk menulis konfigurasi elektron suatu molekul, pertama-tama kita harus menyusun orbital molekul untuk meningkatkan energinya. Kemudian kita dapat menggunakan panduan berikut untuk mengisi orbital molekul dengan elektron. Aturan tersebut juga membantu kita memahami kestabilan orbital molekul. 

1. Jumlah orbital molekul yang terbentuk selalu sama dengan banyaknya orbital atom yang digabungkan.  
2. Semakin stabil orbital molekul ikatan, semakin kurang stabil orbital molekul anti ikatan. 
3. Pengisian orbital molekul dimulai dari energi rendah ke energi tinggi.  Dalam molekul stabil, jumlah elektron dalam orbital molekul ikatan selalu lebih besar dari pada orbital molekul anti ikatan karena kita menempatkan elektron terlebih dahulu pada orbital molekul ikatan berenergi rendah.
4. Seperti orbital atom, setiap orbital molekul dapat menampung hingga dua elektron dengan putaran berlawanan sesuai dengan prinsip pengecualian Pauli. 
5. Ketika elektron ditambahkan ke orbital molekul dengan energi yang sama, pengaturan paling stabil diprediksi oleh aturan Hund;  artinya, elektron memasuki orbital molekul ini dengan putaran paralel. 
6. Jumlah elektron di orbital molekul sama dengan jumlah semua elektron pada atom ikatan.  

Molekul Hidrogen dan Helium

Di bagian ini kita akan mempelajari molekul yang dibentuk oleh atom-atom unsur periode kedua. Orbital 𝛔1s dan 𝛔*1s dapat menampung maksimum empat elektron. Jumlah total elektron meningkat dari satu untuk H₂⁺ menjadi empat untuk He₂. Prinsip eksklusi Pauli menetapkan bahwa setiap orbital molekul dapat menampung maksimum dua elektron dengan putaran berlawanan. Kita hanya memperhatikan konfigurasi elektron keadaan dasar dalam kasus ini.

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.

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

Orde ikatan = ½(jumlah elektron dalam MO ikatan - jumlah elektron dalam MO anti ikatan)

Orde ikatan menunjukkan perkiraan kekuatan suatu ikatan. Misalnya, jika ada dua elektron dalam orbital molekul ikatan dan tidak ada dalam orbital molekul anti ikatan, orde ikatan adalah satu, yang berarti bahwa ada satu ikatan kovalen dan bahwa molekulnya stabil. Perhatikan bahwa orde ikatan dapat berupa pecahan, tetapi orde ikatan nol (atau nilai negatif) berarti ikatan tidak memiliki stabilitas dan molekul seperti itu tidak ada. Orde ikatan hanya dapat digunakan secara kualitatif untuk tujuan perbandingan. Sebagai contoh, orbital molekul ikatan sigma dengan dua elektron dan orbital molekul iaktan pi dengan dua elektron masing-masing akan memiliki orde ikatan satu. Namun, kedua ikatan ini harus berbeda dalam kekuatan ikatan (dan panjang ikatan) karena perbedaan tingkat tumpang tindih orbital atom.

Ion molekul H₂⁺ hanya memiliki satu elektron di orbital 𝛔1s. Konfigurasi elektron H₂⁺ ditulis sebagai (𝛔1s)¹. Molekul H₂ memiliki dua elektron, keduanya dalam orbital 𝛔1s. 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. 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.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.

Situasi lebih kompleks ketika ikatan juga melibatkan orbital p. Dua orbital p dapat membentuk ikatan sigma atau ikatan pi. Karena ada tiga orbital p untuk setiap atom unsur periode kedua, kita tahu bahwa satu orbital sigma dan dua orbital pi akan dihasilkan dari interaksi konstruktif. Orbital molekul sigma dibentuk oleh tumpang tindih orbital 2px di sepanjang sumbu internuklir, yaitu sumbu x. Orbital 2py dan 2pz tegak lurus terhadap sumbu x, dan mereka akan tumpang tindih ke samping untuk menghasilkan dua orbital molekul pi. Orbital molekul disebut orbital 𝛔₂px, 𝝿₂py, dan 𝝿₂pz, di mana subskrip menunjukkan orbital atom mana yang mengambil bagian dalam pembentukan orbital molekul. Seperti yang ditunjukkan pada Gambar 10.24, tumpang tindih dua orbital p biasanya lebih besar dalam orbital molekul s daripada orbital molekul p, jadi kita berharap yang pertama lebih rendah dalam energi. Namun, energi orbital molekul sebenarnya meningkat sebagai berikut:

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.