Orbital Molekular

Pengantar Langkah awal dalam menguraikan orbital molekul seperti halnya orbital atom adalah dengan penyelesaian persamaan Schrödinger Namun dalam kasus molekul, elektron akan tertarik ke semua inti yang ada di molekul tersebut selain juga harus memperhitungkan gaya tolakan dari sesama inti Ada beberapa cara dan metode untuk mengatasi hal ini, pendekatan yang pertama dikenal sebagai Born-Oppenheimer approximation Pendekatan ini mengasumsikan inti atom bersifat stasioner (diam) “yang tentu saja hal ini tidak benar” Namun asumsi ini memiliki alasan bahwa elektron yang sangat ringan bergerak jauh lebih cepat dari inti, sehingga setiap perubahan posisi inti, elektron segera dapat mengikuti dengan serta merta

Pendekatan yang kedua dengan cara menghitung fungsi gelombang molekul (atau densitas elektron) berdasarkan fungsi gelombang atom Pendekatan Born-Oppenheimer dibahas dalam pertemuan ini Misalkan kita memiliki molekul H2+ yang memiliki 2 inti dan 1 elektron. Karena elektron dalam hidrogen menempati orbital 1s maka orbital molekul bisa dibuat dengan mengkombinasikan kedua orbital 1s dari masing-masing H Jika kedua orbital (fungsi gelombang) saling overlap dan in-phase maka fungsi gelombang dan kuadrat dari fungsi gelombang akan meningkat atau kerapatan elektron akan semakin tinggi Jika elektron ini terkonsentrasi pada posisi diantara kedua inti, maka elektron ini bisa berperan sebagai pengikat kedua inti hidrogen membentuk molekul

Orbital kombinasi ini kita namai dengan (1sA + 1sB) dimana 1sA mewakili orbital 1s nucleus A dan 1sB mewakili orbital 1s nucleus B Apakah elektron akan menempati orbital (1sA + 1sB) atau kah orbital 1s masing-masing atom H? Elektron akan cenderung menempati orbital molekul (1sA + 1sB) Karena pada posisi ini, elektron ditarik oleh dua inti dan terikat lebih kuat sehingga memiliki energi lebih rendah dibanding elektron pada orbital 1s atom hidrogen Orbital (1sA + 1sB) dinamakan sebagai orbital ikatan, elektron pada orbital ini memiliki energi lebih rendah Diagram yang menggambarkan tingkat energi orbital ikatan dan orbital 1s pada atom hidrogen diilustrasikan pada slide berikut

Molekul H2+ memiliki 1 elektron sehingga direpresentasikan sebagai sebuah panah mengarah ke atas Orbital 1s pada satu atom H, kosong karena tidak ada elektron yang mengisi disana Jika molekul H2 yang kita gambarkan, maka kita bisa menggunakan proses building up untuk menentukan konfigurasi elektron, dimana elektron kedua ini ditempatkan dalam kotak yang sama namun dengan arah yang berlawanan

Garis dibagian atas dengan nilai nol adalah inti atom dan elektron yang tidak dalam posisi berikatan Ketika keduanya berikatan membentuk atom H, maka energi dilepaskan sehingga menjadikan tingkat energi atom turun Saat atom H saling berikatan maka energi kembali dilepaskan dan tingkat energi molekul kembali turun Sehingga tingkat energi (1sA + 1sB) lebih rendah dari 1s atom dan tingkat energi 1s atom lebih rendah dari tingkat energi masing- masing inti atau elektron terpisah

Orbital Bonding dan Anti Bonding Pada orbital H2+ yang sudah kita gambarkan sebagai kombinasi dari fungsi gelombang yang bersifat in-phase, lalu bagaimana jika kedua orbital dari atom H bersifat out of phase? Kuadrat fungsi gelombang memang tidak memberikan info tentang fungsi gelombang sedang berposisi in atau out of phase, namun kita pahami bahwa gelombang dapat bersifat demikian Jika dua fungsi gelombang dari 2 atom H memiliki phase yang berbeda maka kombinasi keduanya akan menghasilkan cancel each other dan pada posisi ini tidak ada peluang menemukan elektron

Jika kita beri label orbital ini dengan (1sA – 1sB) maka elektron pada posisi ini tidak akan mengalami tarikan oleh kedua inti sehingga tingkat energi pada posisi ini adalah lebih tinggi Kita telah menamai orbital (1sA + 1sB) sebagai orbital ikatan, maka orbital (1sA – 1sB) disebut juga sebagai orbital anti-ikatan Diagram tingkat energi orbital molekul untuk H2 akan lebih lengkap jika digambarkan seperti pada slide berikut, dimana orbital (1sA + 1sB) ditempatkan lebih rendah dari orbital 1s dan orbital (1sA - 1sB) lebih tinggi dari orbital 1s

Orbital Molekuler dari Orbital Atom s Orbital s selain 1s juga dapat membentuk orbital molekul (mis. 2s) membentuk orbital bonding (2sA + 2sB) dan orbital anti-bonding (2sA – 2sB) Orbital 2s tidak akan berkombinasi dengan 1s karena adanya perbedaan energi (4800 kJ mol-1) Misalkan atom Litium yang memiliki kofigurasi 1s2 2s1 berikatan membentuk Li2. Pembentukan orbital molekul pada Li2 akan melibatkan 2 kombinasi 1s dan 2 kombinasi 2s yakni: (1sA + 1sB), (1sA - 1sB), (2sA + 2sB) dan (2sA - 2sB) dengan tingkat energi seperti diilustrasikan pada slide berikut

Dari tingkat energi yang tergambar kita memprediksi bahwa tingkat energi saat Litium berikatan leboh rendah dari atom Li Faktanya, Litium berwujud padat pada suhu ruang namun saat dipanaskan akan membentuk uap yang merupakan molekul dilitium (Li2) Sebelum menapak pada orbital molekul yang lebih rumit dan tingkat energi yang lebih banyak, ilmuwan memperkenalkan pe-label-an orbital berdasarkan simetri yang dimiliki Orbital molekul (1sA + 1sB) dan (1sA - 1sB) berbentuk speris yang jika diputar pada sumbunya (ikatan) akan kembali ke keadaan semula (tidak berubah)

Berapa pun sudut putar yang dipilih, orbital s dan molekul diatomic dan molekul linier lainnya akan nampak serupa Orbital diatomic dan molekul linier seperti ini disebut dengan orbital  (huruf s dalam abjad Yunani) Namun jika diamati, orbital (2sA – 2sB) walaupun saat diputar serupa tetapi mengalami perubahan tanda terkait dengan posisinya yang out of phase

Orbital yang saat diputar memberikan hasil yang identic seperti orbital (1sA + 1sB) dilabeli dengan g (gerade = even) sementara orbital yang diputar sama namun memberikan tanda yang berbeda dilabeli dengan u (ungerade = odd) Sehingga (1sA + 1sB) dan (2sA + 2sB) adalah orbital g untuk membedakannya diberi nomor 1g dan 2g Sedangkan (1sA - 1sB) dan (2sA - 2sB) adalah orbital u yang untuk membedakannya diberi nomor 1u dan 2u Label ini bukan merupakan bilangan kuantum!

Mengapa orbital 1s dan 1 berada sejajar?

Perbedaan tingkat energi 1s dengan 1 relatif sangat kecil dibandingkan dengan perbedaan tingkat energi antara 2s dengan 2, sehingga nampak seolah-olah sejajar Dalam proses ikatannya, overlap orbital dari elektron pada kulit dalam sangat kecil dibanding dengan overlap orbital elektron kulit valensi Sehingga seringkali elektron pada kulit dalam tidak ikut digambarkan dalam diagram orbital molekul

Orbital Molekuler dari Orbital Atom p Dalam membahas pembentukan orbital molekul oleh orbital atom p yang harus diingat adalah orbital memiliki 3 jenis yaitu 2px, 2py dan 2pz Dalam mengkombinasikan orbital-orbital ini harus diperhatikan posisi sumbu dari masing-masing orbital

Secara konvensi sumbu z adalah sumbu yang mengarah ke atas dan jika dua orbital pz pada sumbu ini akan bergabung maka terbentuklah orbital anti-bonding Kombinasi orbital ini adalah (2pzA + 2pzB) bersifat antibonding, dan jika diputar secara simetri identik tapi berubah tanda (u)

Kombinasi orbital pz akan memberikan orbital bonding jika salah satu orbital pz berbeda tandanya Sehingga menjadi (2pzA – 2pzB) bersifat bonding yang jika diputar pada sumbu memberikan hasil yang identik tanpa berubah tandanya (g)

Dalam kasus orbital py, cuping orbital ini tegak lurus dengan sumbu molekul (unlike pz) Kombinasi orbital (2pyA + 2pyB) ini akan in phase namun hanya pada bagian atas dan bawah sumbu tidak seperti  dan juga saat diputar berubah tanda, hanya akan kembali ke posisi identik jika diputar penuh pada sumbu molekul sehingga dilabeli dengan  Jika diputar sekali maka akan memberikan tanda yang berbeda sehingga bisa diberi tambahan label sebagai u

Kombinasi orbital py untuk orbital anti-bonding (2pyA - 2pyB) memiliki pola yang serupa saat diputar pada sumbu molekul namun tanda tidak berubah saat diputar pada pusat simetri Sehingga orbital ini dilabeli g

Orbital 2px jika dikombinasikan akan membentuk orbital molekul yang sama dengan 2py hanya berbeda sisi sudut pandang saja (sudut sebelah kanan) Orbital atom yang memiliki tingkat energi sama namun berbeda arah disebut sebagai degenerate. 2 orbital bonding degenerate memiliki symbol 1u atau 2pu sementara 2 orbital anti-bonding degenerate diberi symbol 1g atau 2pg Molekul dinitrogen (N2) yang memiliki elektron valensi hingga orbital p dengan jumlah elektron 7 memiliki berapa orbital molekul?

Orbital 1s: 1g dan 1u Orbital 2s: 2g dan 2u Orbital 3s: 3g dan 3u; dua buah 1u (2 orbital bonding dari 2px dan 2py) dan dua buah 1g (2 orbital anti- bonding 2px dan 2py)