Teori Orbital Molekul

TEORI ORBITAL MOEKUL

Sifat simetri dan energi relatif orbital atom menentukan bagaimana mereka berinteraksi untuk membentuk orbital molekul. Orbital molekul ini kemudian diisi dengan elektron tersedia sesuai dengan aturan yang sama yang digunakan untuk orbital atom, dan energi total elektron dalam orbital molekul dibandingkan dengan total awal energi elektron dalam orbital atom.

Jika energi total elektron dalam molekul orbital kurang dari dalam orbital atom, molekul stabil dibandingkan dengan atom; jika tidak, molekul tidak stabil dan senyawa tidak terbentuk. Kami akan pertama menggambarkan ikatan (atau kurangnya itu) di sepuluh pertama molekul diatomik homonuclear dan kemudian memperluas pengobatan untuk heteronuklir molekul diatomik dan molekul yang memiliki lebih dari dua atom.

Dalam kasus orbital atom, persamaan Schrodinger dapat ia ditulis untuk elektron dalam molekul. Perkiraan solusi untuk persamaan Schrodinger molekul ini dapat dibangun dari kombinasi linear orbital atom (LCAO), yang jumlah dan   perbedaan fungsi gelombang atom. Untuk molekul diatomik seperti H₂. seperti   fungsi gelombang memiliki bentuk

Ψ  = c_a Ψ_a + c_b  Ψ_b

dimana Ψ adalah fungsi gelombang molekul, Ψ_a, dan Ψ_b  adalah fungsi atom gelombang, dan c_a, dan c_b adalah koefisien disesuaikan. Koefisien bisa sama atau tidak sama, positif atau negatif, tergantung pada orbital individu dan energi mereka. Sebagai jarak antara dua atom menurun, orbital mereka tumpang tindih, probabilitas signifikan Wilh untuk  elektron dari kedua atom di wilayah tumpang tindih. Akibatnya, orbital molekul  bentuk. Elektron dalam ikatan orbital molekul menempati ruang antara inti, dan gaya elektrostatik antara elektron dan dua inti positif terus atom bersama-sama.

Tiga kondisi penting untuk tumpang tindih menyebabkan ikatan : 

a. Simetri orbital harus sedemikian rupa sehingga daerah dengan tanda yang sama tumpang tindih Ψ. 

b. Energi orbital atom harus sama. Ketika energi berbeda dengan jumlah yang besar, perubahan energi pada pembentukan orbital molekul kecil dan pengurangan net energi elektron terlalu kecil untuk ikatan yang signifikan.

c. Jarak antara atom harus cukup pendek untuk memberikan tumpang tindih baik dari orbital, tapi tidak begitu singkat bahwa pasukan menjijikkan elektron lain atau inti mengganggu. 

Molekul Diatomik Homonuklir 

Molekul diatomik yang mengandung inti yang sama (homonuclear diatomic molecul). Molekul diatomik sederhana dimana kedua atom adalah unsur yang sama, seperti molekul-molekul yang mungkin dibentuk oleh Li₂, Be_2, H₂, Fe₂, O₂, dan Ne_2.

Tingkat energi orbital molekul ikatan dan orbital molekul antiikatan pada hidrogen (H₂). Setiap atom hanya memiliki satu orbital, yakni orbital 1s, yang cukup stbil untuk digunakan dalam pengikatanjadi, akan diperiksa cara-cara yang mungkin dimana kedua orbital 1s, ø₁ dan ø₂ dapat tumpang tindih apabila dua atom H saling mendekati.

Hanya terdapat dua kemungkinan seperti digambarkan dalam gambar (b) dibawah ini. Bila kedua orbital 1s digabung dengan perpindahan positif, terjadilah interaksi ikatan. Kombinasi pertindihan positif ø₁ + ø₂ dapat dipandang sebagai orbital itu sendiri, yang disebut orbital molekul (OM) dan ditandai Ψ_b. Indeks b berarti ikatan. Serupa pula pertindihan negatif ø₁ - ø_2, membentuk orbital molekul Ψ_, dalam mana indeks a menyatakan anti-ikatan.

Mari dibayangkan dua atom hidrogen saling mendekat sehingga terbentuk orbital molekul (OM), Ψ_b. orbital molekul seperti halnya orbital atom, mengikuti prinsip eksklusi, yang berarti bahwa ia dapat ditempati oleh tidak lebih dari dua elektron, dan juga bila kedua elektron tersebut memiliki spin yang berlawanan. Satu dari setiap elektron dari atom H, spinnya berpasangan dan menempati Ψ_b, terbentuklah suatu ikatan. Energi sistem akan turun bila r, yakni jarak anti-inti berkurang r_e , energi akan mencapai minimum, dan mulai naik lagi dengan tajam. Pada minimum tersebut gaya tarik akibat penggunaan bersama elektron tepat mengimbangi gaya-gaya akibat tolakan antar partikel-partikel yang sama muatannya. Pada jarak lebih pendek, gaya tolakan naik dengan cepat. Kenaikan yang cepat dalam gaya tolakan pada jarak dekat inilah yang menyebabkan molekul H₂ memiliki energi minimum pada jarak antar inti tertentu, dan mencegah atom-atom saling menyatu. Energi minimum ini, relatif terhaddap energi atom-atom yang terpisah sempurna.

Sekarang bila dua atom H saling mendekat sedemikian sehingga membentuk orbital ikatan, Ψ_a, dengan elektron menempati orbital tersebut, energi sistem akan berubah. Energi nya akan terus menerus naik, karea pada sekalian nilai r, interaksinya berupa tolakan.

Gambar di bawah ini (Gambar a dan b) menunjukkan OM yang dibentuk dari kombinasi 2 orbital atom 1s dan energi relatif yang akan dimiliki elektron dalam masing-masing elektron miliki dalam orbital.

Orbital molekul ikatan memiliki energi yang lebih rendah dan kestabilan yang lebih rendah dibandingkan orbital-orbital atom pembentuknya.

Orbital molekul antiikatan memiliki energi yg lebih tinggi dan kestabilan yang lebih rendah dibandingkan orbital-orbital atom pembentuknya.

Di dalam OM menunjukkan permukaan dengan kerapatan elektron tetap/konstan sehingga elektron memiliki kemungkinan untuk berada didalamnya. Sehingga sebuah elektron dalam sebuah OM seperti dalam gambar akan berada dalam dalam daerah ikatan. Sebuah  elektron dalam orbital ikatan cenderung untuk bersama dalam inti positif, sehingga mengikatnya bersama secara elektrostatik dan meningkatkan kestabilan molekul. Meningkatnya kestabilan berhubungan dengan rendahnya energi, sehingga energi ikatan lebih rendah dibanding energi orbital atom awal (Gambar b). Sebuah elektron pada antiikatan sebagian besar waktunya diluar inti.

Elektron di antiikatan cenderung mengurangi kestabilan molekul dengan menarik inti menjauh. Sebuah elektron antiikatan memiliki energi lebih tinggi dibandingkan elektron pada orbital awal. Sehingga Elektron ikatan memiliki energi lebih rendah, sedangkan orbital antiikatan memiliki energi lebih tinggi dibandingkan orbital awal. Orbital ikatan (Gambar  1) dicirikan dengan menumpuknya kerapatan elektron diantara inti dan sepanjang ikatan yang menghubungkan inti. Sebuah orbital yang kerapatan utamanya berada sepanjang inti ini dikenal sebagai orbital sigma. Orbital ikatan sigma pada Gambar 1 dilambangkan dengan σ_1s (sigma satu s) yang menunjukkan bahwa ikatan yang terbentuk dari orbital atom 1s. Simbol untuk orbital antiikatan memiliki tanda bintang pada Gambar 1 ditulis σ*_1s (sigma satu bintang) . Sebuah orbital antiikatan σ* memiliki jumlah kerapatan elektron yang kurang antar inti dan meningkat  sepanjang garis ikatan diluar inti.

Sedangkan daerah titik dari kerapatan elektron nol membagi dua garis tengah antara atom pusat Mudahnya,  kita katakan bahwa orbita σ_1s terbentuk ketika kerapatan elektron mengalir ke daerah diantara inti dan σ*_1s ketika kerapatan elektron berada diluar inti. Mari kita lihat molekul hidrogen, H₂, secara TOM. Molekulnya memiliki 2 elektron, satu masing-masing dari hidrogen. Elektron-elektronnya berada dalam OM, dan konfigurasi elektron keadaan dasar untuk  H₂ ditentukan dengan aturan yang sama untuk atom dengan elektron banyak. Karena σ_1s memiliki energi OM terendah dan karena setiap OM dapat menampung 2 elektron (Prinsip Pauli), maka kedua elektron pada hidrogen ditempatkan pada orbital ikatan σ_1s seperti ditunjukkan dalam diagram pengisian orbital dalam Gambar 2 berikut ini.

Konfigurasi keadaan dasar ditulis sebagai (σ_1s)² yang berarti dua elektron menempati OM σ_1s . Molekul hidrogen merupakan molekul stabil (i.e. Artinya molekul ada/nyata), sebab dua elektron berada dalam orbital ikatan dimana energinya lebih rendah dibandingkan dengan energi dari dua elektron dari masing-masing hidrogen yaitu sebelum mereka berikatan. Berikut diagram energi dari H⁺ , H₂, dan H^-

Diagran Orbital Molekul untuk Ne₂ , F_2, O_2, C₂ dan N₂.

Setiap atom neon memiliki 8 elektron ([He] 2s²2p²), sehingga total elektron 16, ke 16 elektron tersebut didistribusikan kedalam orbital molekul, elektron berpassangan terlebih dahulu mengisi energi orbital yang lebih rendah, sebelum mengisi orbital yang lebih tinggi. Ne₂ akan terbentuk bila elektron ikatan lebih banyak dari elektron anti ikatan. Molekul F_2, setiap atom F mempunyai konfigurasi 1s²2s²2p⁷ . elektron-elektron 1s begitu dekat dengan inti dan begitu rendah energi nya, hingga mereka tidak memegang peran yang bermakna dalam pengikatan, hal ini selalu benar mengenai elektron-elektron kulit dalam. Jadi hanya orbital-orbital 2s dan 2p yang perlu ditinjau. Bagi atom flour, perbedaan energi antara orbital-orbital 2s dan 2p cukup besar hingga interaksi orbital 2s pada suatu atom dengan orbital 2p_z pada atom lainnya sangat sedikit, seperti tampak pada gambar (b) dan dapat diabaikan dalam pendekatan ini. Jadi hanya interaksi-interaksi 2s-2s, 2p_x-2p_x, 2p_y-2p_y, dan 2p_z-2p_z. dalam gambar (b) pasangan-pasangan orbital π dan π*, yang terbentuk oleh pertindihan orbital p_x dan p_y mempunyai energi sama, karena perbedaannya hanya terletak pada orientasinya mengelilingi sumbu antar inti. Orbital σ yang terendah σ₁ , hanyalah orbitral σ_s. Begitu pula σ₂ adalah σ_s*, σ₃ adalah σ_p. Dengan menambahkan dua elektron dalam setiap orbital molekul, dimulai dengan yang energi nya terendah, diperoleh penempatan seperti gamabar (b).

Baik rumus lewis maupun pendekatan Valensi Bond kasar meberikan semua elektron pada O₂ berpasangan. Namun oksigen mempunyai sifat fisik yang udah diukur yang menyatakan bahwa dalam molekul oksigen terdapat elektron yang tidak berpasangan. Suatu contoh oksigen sedikit ditarik oleh medan maghnet, artinya oksigen bersifat paramagnetik. Telah cukup dibuktikan bahwa dalam molekul zat yang paramagnetik, terdapat elektron tak berpasangan.

Pemecahan teka-teki O₂ ini salah satu kasus di mana teori OM terbukti lebih unggul dibandingkan Vb. Dalam mengisi orbital molekul menurut naiknya energi. Satu elektron ditaruh dala tiap orbital π* , yang energinya sama, sebelum salah satu orbital ini diisi lagi dengan elektron yang spin nya berlawanan (aturan hund). Penerapan prosedur O₂ dipaparkan dalam gambar (c). Elektron tak berpasangan dalam π*2p_y, dan π*2p_z menerangkan sifat paramagnetiknya O₂. Untuk zat diamagnetik seperti H_{2 ,}N₂   dan F₂ teori MO menunjukan bahwa semua elektron berpasangan.

Pada C₂ orbital-orbital π₁  energinya lebih rendah daripada σ₃ , namun betapapun cukup untuk memberikan konfigurasi seperti yang tampak, tanpa elektron tidak berpasangan dan order ikatan sebesar 2. Sesuai dengan ini molekul C₂ dalam keadaaan dasar adalah diamagnetik_, dan mempunyai ikatan yang jauh lebih pendek dan lebih kuat daripada B₂. Namun keadaan tereksitasi dengan konfigurasi elektron σ₁² σ₂² π₁ ³σ₃ hanya terletak ~ 10 kJ mol^-1 lebih tinggi dalam energi. Molekul Nitrogen memiliki ikatan paling tinggo 3, ikatan paling pendek, dan ikatan paling kuat dari molekul manapun dalam deret tersebut. Order ikatan netto sebesar 3 sesuai dengan pernyataan konvensional mengenai N₂ sebagai molekulo ikatan rangkap 3, :NΞN:

 

 

[H₂ σ_g²(1s)]

Ini yang paling sederhana dari molekul diatomik. Deskripsi MO (lihat Gambar 5-1) menunjukkan σ ikatan tunggal berisi satu pasangan elektron. Spesies ionik H₂⁺, memiliki orde ikatan 1/2, telah terdeteksi di sistem pembuangan gas tekanan rendah. Seperti yang diharapkan, itu kurang stabil daripada H₂ dan memiliki jarak ikatan jauh lebih lama (106 pm) dari H₂ (74,2 pm).

[He₂ σ_g² σ_u*² (1s)]

Deskripsi orbital molekul dari He₂ memprediksi dua elektron dalam orbital ikatan dan dua elektron dalam orbital anti ikatan, dengan orde ikatan dari nol-dengan kata lain, tidak ada obligasi. Ini adalah apa yang diamati secara eksperimental. Gas mulia He tidak memiliki signifikan kecenderungan untuk membentuk molekul diatomik dan, seperti gas mulia lainnya, ada dalam bentuk atom bebas. He₂ telah terdeteksi hanya dalam tekanan yang sangat rendah dan suhu rendah

balok molekuler. Memiliki energi yang mengikat sangat rendah, 3 sekitar 0.01 J / mol; untuk  perbandingan, H₂ memiliki energi ikatan dari 436 kJ / mol.

[Li₂ σ_g² (2s)]

Seperti ditunjukkan dalam gambar 5-7, model MO memprediksi Li-Li ikatan tunggal di Li₂, dalam perjanjian  dengan pengamatan fase gas molekul.

[Be₂ σ_g² σ_u*² (2s)]

Be2 memiliki jumlah yang sama antibonding dan ikatan elektron dan akibatnya

orde ikatan dari nol. Oleh karena itu, seperti He₂, Be₂ bukan spesies kimia yang stabil.

B₂ [π_u¹ π_u¹ (2p)]

B2 adalah paramagnetik. Perilaku ini dapat dijelaskan jika dua elektron energi tertinggi menempati orbital n terpisah  seperti yang ditunjukkan. Lewis dot Model tidak dapat menjelaskan perilaku paramagnetik dari molekul ini. B2 juga merupakan contoh yang baik dari pergeseran tingkat energi yang disebabkan oleh pencampuran dan orbital p. Dengan tidak adanya pencampuran, yang σ_g (2p) orbital diperkirakan akan lebih rendah dalam energi  dari π_u (2p) orbital dan molekul yang dihasilkan akan diamagnetik.

Namun, pencampuran σ_g (2s) orbital dengan σ_g (2p) orbital (lihat Gambar 5-6) menurunkan energi σ_g (2s) dan meningkatkan energi σ_g (2p) orbital ke yang lebih tinggi tingkat dibandingkan dengan orbital π, memberikan urutan energi ditunjukkan pada Gambar 5-7. Akibatnya, dua elektron terakhir adalah berpasangan dalam merosot yang (memiliki energi yang sama) π orbital, dan molekul bersifat paramagnetik. Secara keseluruhan, orde ikatan adalah 1, meskipun dua π elektron di orbital yang berbeda.

C₂ [π_u² π_u² (2p)]

Gambar MO sederhana C2 memprediksi molekul ganda terikat dengan semua elektron dipasangkan, tapi dengan kedua orbital molekul tertinggi diduduki (HOMO) memiliki π simetri. Hal ini tidak biasa karena memiliki dua π obligasi dan tidak ada ikatan. Disosiasi ikatan energi B₂, C₂, dan N₂ meningkat terus, menunjukkan tunggal, ganda, dan ikatan rangkap tiga dengan meningkatnya nomor atom.

N₂ [ π_u² π_u² σ_g²  (2p)]

N2 memiliki ikatan rangkap tiga baik menurut Lewis dan model orbital molekul. Hal ini sesuai dengan yang N—N jarak yang sangat pendek (109.8 pm) dan obligasi sangat tinggi energi disosiasi (942 kJ / mol). Orbital atom penurunan energi dengan meningkatkan Z muatan inti seperti yang ditunjukkan pada Gambar 5-7; sebagai efektif biaya meningkat nuklir, semua orbital ditarik untuk menurunkan energi. Sebagai hasilnya, σ_g (2s) dan σ_g (2p) tingkat N₂ berinteraksi (mix) kurang dari B₂ dan C₂ tingkat, dan σ_g (2p) dan _u (2p) sangat dekat dalam energi.

O₂ [σ_g²  π_u² π_u²  π^g*1 π^g*1  (2p)]

02 adalah paramagnetik. Sama halnya  seperti B2, tidak dapat dijelaskan dengan

Lewis dot struktur (: O = O :), tapi terlihat dari gambar MO, yang memberikan dua elektron untuk orbital π^g* yang merosot. Paramagnetisme dapat ditunjukkan oleh menuangkan cairan O2 antara kutub magnet yang kuat; beberapa O2 akan diadakan antara tiang wajah sampai menguap.

F₂ [σ_g²  π_u² π_u²  π^g*2 π^g*2  (2p)]

Gambar MO F2 menunjukkan molekul diamagnetik memiliki fluor-fluor tunggal

obligasi, dalam perjanjian dengan data eksperimen pada molekul yang sangat reaktif ini, Urutan emisi bersih di N₂, O₂, dan F₂ adalah sama, namun urutan orbital diisi berbeda. Peralihan dari urutan σ_g (2p) dan π_u  (2p) orbital dapat terjadi karena orbital ini begitu dekat dalam energi; perubahan minor baik orbital dapat beralih pada orde mereka. Perbedaan energi antara 2s dan Orbital 2p dari atom meningkat dengan meningkatnya muatan inti, dari 5,7 eV dalam boron untuk 27,7 eV di fluor (rincian dalam Bagian 5-3-1). Karena perbedaan menjadi lebih besar, interaksi sp menurun dan urutan "normal" orbital molekul kembali dalam O₂ dan F₂.

Ne₂

Semua orbital molekul diisi, ada jumlah yang sama dari ikatan dan anti ikatan elektron, dan orde ikatan karena itu nol. Molekul Ne₂ adalah transien spesies, jika ada sama sekali. Salah satu kemenangan teori orbital molekul adalah prediksi dari dua elektron tidak berpasangan untuk O₂. Ini telah lama diketahui bahwa oksigen adalah paramagnetik, tapi sebelumnya teori ikatan diperlukan penggunaan khusus "ikatan tiga elektron" 1 ° untuk menjelaskan hal ini fenomena. Di sisi lain, deskripsi orbital molekul memberikan untuk berpasangan elektron langsung.

Dalam kasus-kasus lainnya yang dijelaskan sebelumnya, fakta-fakta eksperimental (paramagnetik B₂, C₂ diamagnetik) memerlukan pergeseran energi orbital, meningkatkan σ_g  atas π_u, tapi mereka tidak memerlukan penambahan jenis yang berbeda dari orbital atau ikatan. Setelah orde telah ditentukan secara eksperimental, perhitungan molekul dapat diuji terhadap hasil eksperimen untuk melengkapi gambar.

Orbital Mixing

Sejauh ini, kami telah dianggap terutama interaksi antara orbital energi yang identik. Namun, orbital dengan serupa, tetapi tidak sama, energi berinteraksi jika mereka memiliki tepat simetri. Kami akan menjelaskan dua pendekatan untuk menganalisis interaksi ini, di mana orbital molekul berinteraksi dan satu di mana orbital atom berinteraksi langsung. Ketika dua orbital molekul dari simetri yang sama memiliki energi yang sama, mereka berinteraksi untuk menurunkan energi orbital yang lebih rendah dan meningkatkan energi yang lebih tinggi. Berikut contoh, di diatomics homonuclear, σ_g (2s) dan σ_g (2p) orbital keduanya memiliki σ_g simetri (simetris rotasi tak terbatas dan invcrsion); orbital ini berinteraksi untuk menurunkan energi dari σ_g (2s) dan untuk meningkatkan energi dari σ_g (2p), seperti yang ditunjukkan pada Gambar 5-6 (b). 

Demikian pula, σ_u*(2s) dan σ_u* (2p) orbital berinteraksi untuk menurunkan energi dari itu, σ_u* (2s) dan untuk meningkatkan energi σ_u* (2p). Fenomena ini disebut pencampuran. Pencampuran membutuhkan memperhitungkan bahwa orbital molekul dengan energi setara berinteraksi jika mereka memiliki tepat simetri, faktor yang telah diabaikan dalam Gambar 5-5. Ketika dua orbital molekul campuran simetri yang sama, satu dengan energi yang lebih tinggi bergerak masih lebih tinggi dan satu dengan energi yang lebih rendah bergerak lebih rendah dalam energi.Atau, kita dapat mempertimbangkan bahwa empat orbital molekul (Mos )hasil dari menggabungkan empat orbital atom (dua 2s dan dua 2PJ yang memiliki energi yang sama. Akan menghasilkan orbital molekul yang memiliki bentuk umum berikut(dimana a dan b mengidentifikasi dua atom):

Untuk molekul homonuclear, c₁=c₂ dan c₃ = c₄ di masing-masing empat MOs. MO energi terendah memiliki nilai yang lebih besar dari c₁ dan c₂, yang tertinggi memiliki nilai yang lebih besar dari c₃dan c₄, dan dua MOs menengah memiliki nilai menengah untuk semua empat koefisien. Simetri dari keempat orbital adalah sama dengan yang tanpa pencampuran, tetapi bentuk mereka agak berubah dengan memiliki campuran s dan p karakter. Selain itu, energi adalah bergeser, lebih tinggi selama dua atas dan bawah untuk dua orbital energi yang lebih rendah.

Seperti yang akan kita lihat, sp pencampuran dapat memiliki pengaruh penting pada energi dari molekul orbital. Misalnya, di bagian awal dari periode kedua ((Li₂ keN₂),yang σ_g orbital terbentuk dari orbital 2p lebih tinggi pada energi daripada π_u, orbital terbentuk dari orbital 2p lainnya. Ini adalah perintah terbalik dari yang diharapkan tanpa pencampuran (Gambar 5-6). Untuk B₂ dan C₂, ini mempengaruhi sifat magnetik molekul. Selain itu, pencampuran mengubah sifat ikatan-antibonding dari beberapa orbital. Orbital dengan energi menengah mungkin memiliki baik sedikit ikatan atau sedikit antibonding karakter dan berkontribusi dengan cara kecil untuk ikatan, namun dalam beberapa kasus mungkin dianggap orbital dasarnya nonbonding karena kontribusi mereka yang kecil dan energi menengah. Setiap orbital harus dipertimbangkan secara terpisah atas dasar energi dan distribusi elektron yang sebenarnya.

PANJANG IKATAN MOLEKUL DIATOMIK HOMONUKLIR

PANJANG IKATAN MOLEKUL DIATOMIK HOMONUKLIR

Gambar 5-8 menunjukkan variasi jarak ikatan dengan jumlah elektron valensi di
 periode kedua blok p  molekul diatomik homonuklir. Karena jumlah elektron meningkat, nomor di orbital ikatan juga meningkat, kekuatan ikatan menjadi lebih besar, dan panjang ikatan menjadi lebih pendek. Hal ini berlanjut hingga 10 elektron valensi di N₂ dan kemudian trend berbalik karena elektron tambahan menempati orbital antibonding. Ion-ion N₂⁺, O₂⁺, O₂^-, dan O₂^2- ditampilkan dalam gambar dan mengikuti tren yang sama.

Spektrum (sekitar 3 eV antara pertama dan ketiga puncak utama di N2, sekitar 6 eV untuk sesuai perbedaan 02), dan beberapa perhitungan teoritis tidak setuju
tentang urutan orbital ditempati tertinggi. Sebuah paper12 terakhir dibandingkan berbeda metode perhitungan dan menunjukkan bahwa urutan yang berbeda dari tingkat energi hanyalah konsekuensi dari metode perhitungan yang digunakan; metode yang disukai oleh penulis setuju dengan hasil eksperimen, dengan σ_g atas π_u. Spektrum fotoelektron menunjukkan π_u lebih rendah (Gambar 5-10). Selain
energi ionisasi orbital, spektrum menunjukkan interaksi elektronik
energi dengan energi getaran molekul. Karena tingkat energi vibrasi
lebih dekat dalam energi dari tingkat elektronik, setiap koleksi molekul memiliki energi distribusi melalui berbagai tingkatan getaran yang berbeda. Karena itu, transisi antara tingkat elektronik juga mencakup transisi antara tingkat getaran yang berbeda, mengakibatkan beberapa puncak untuk transisi elektronik tunggal. Orbital yangsangat terlibat dalam ikatan memiliki struktur halus vibrasi (beberapa puncak);orbital yang kurang terlibat dalam ikatan hanya memiliki puncak beberapa individu pada setiap energi level. N₂ spektrum menunjukkan bahwa π_u orbital lebih terlibat dalam ikatan dari baik orbital σ.

Orbital Molekul Heteronuklir

 

Pada bagian ini,   kembali ke teori MO dan menerapkannya dalam heteronuklir  molekul diatomik. Dalam setiap interaksi orbital  untuk homonuclear  diatomics, MO yang dihasilkan mengandung kontribusi yang sama  dari masing-masing atom orbital yang terlibat. Hal ini diwakili dalam  MO ikatan di H2 oleh fakta bahwa  masing-masing fungsi gelombang Ψ₁ dan Ψ₂ berkontribusi sama untuk Ψ MO, dan representasi dari MO di H2 menggambarkan orbital simetris. Sekarang akan dibahas perwakilan contoh diatomics di mana MO nya mungkin berisi kontribusi orbital yang berbeda atom, skenario yang khas untuk diatomics heteronuklir.

Pertama, harus mempertimbangkan kemungkinan pembatasan ketika dihadapkan dengan kemungkinan menggabungkan berbagai jenis orbital atom.

Interaksi Orbital Manakah yang Harus Dipertimbangkan?

Terdapat beberapa umum persyaratan yang harus dipenuhi untuk interaksi orbital untuk berlangsung secara efisien. Dinyatakan bahwa interaksi orbital yang diizinkan jika simetri orbital atom kompatibel dengan satu sama lain. Dalam pendekatan untuk ikatan dalam diatomik, membuat asumsi bahwa hanya interaksi antara seperti orbital atom, misalnya 2s-2s, 2pz-2pz, perlu dipertimbangkan. Interaksi tersebut adalah diperbolehkan simetri dan di samping itu, dalam homonuclear diatomik sebuah energi dari seperti orbital atom pada dua atom persis cocok.

Dalam diatomik heteronuklir, sering dihadapi dua atom yang memiliki set dasar yang berbeda dari orbital atom, atau memiliki set orbital atom yang sama berbaring pada energi yang berbeda. Sebagai contoh, CO, meskipun keduanya C dan O memiliki 2s valensi dan 2p orbital atom, muatan inti efektif yang lebih besar dari O berarti bahwa orbital atomnya terletak pada energi lebih rendah dibandingkan dari C. Sebelum melihat lebih dekat pada beberapa contoh dari diatomics heteronuklir, secara singkat mempertimbangkan beberapa interaksi orbital simetri yang diperbolehkan dan dilarang. Hal ini Penting untuk diingat bahwa melihat simetri  property ini terhadap sumbu internuclear.

 

Seperti interaksi antara orthogonal p orbital atom (Gambar 2.11a) akan memberikan integral tumpang tindih nol. Demikian pula, untuk inti berbaring di sumbu z, interaksi antara p_x dan p_z, atau p_y dan p_z, orbital memberikan tumpang tindih nol. Interaksi antara s dan sebuah atom orbital p dapat terjadi tergantung pada orientasi orbital p. Pada Gambar 2.11b, tumpang tindih akan sebagian ikatan dan sebagian antibonding dan efek bersihnya adalah interaksi non-ikatan. Di sisi lain, Gambar 2.11c menunjukkan interaksi s-p yang diperbolehkan oleh simetri. Apakah atau tidak ini menyebabkan tumpang tindih efektif tergantung pada energi relatif dari kedua orbital atom. Ini diilustrasikan pada Gambar 2.12 untuk XY diatomik.

Interaksi antara Ψ_X dan Ψ_Y akan simetri-diperbolehkan; yang  energi orbital tidak sama tetapi cukup dekat yang tumpang tindih antara orbital efisien. Interaksi orbital diagram menunjukkan bahwa energi dari ikatan MO lebih dekat dengan E(Ψy) daripada E(Ψx) dan konsekuensi dari ini adalah bahwa Y memiliki orbital ikatan lebih besar dari karakter X. Hal ini dinyatakan dalam persamaan 2.16 dimana c₂ > c₁. Untuk MO antibonding, situasinya terbalik, dan Ψx memberikan kontribusi lebih dari Ψ_Y; dalam persamaan 2.17, c₃ > c₄.

ΨMO = N[(c₁ x Ψx) + (c₂ + Ψy )]                  (2.16)

Ψ*MO = N[(c₃ x Ψx) + (c₄ + Ψy )]                (2.17)

Pemisahan energi ΔE pada Gambar 2.12 sangat penting. Jika besar, interaksi antara Ψ_X dan Ψ_Y akan menjadi tidak efisien (integral tumpang tindih sangat kecil). Dalam kasus ekstrim, tidak ada interaksi sama sekali dan baik Ψ_X dan Ψ_Y muncul dalam molekul XY sebagai gentar orbital atom non-ikatan.  Berikut ini contoh heteronuklir.

Hidrogen Fluorida

Konfigurasi keadaan dasar dari H dan F adalah masing-masing 1s¹ dan  [He] 2s²2p⁵. Sejak  Z_eff (F) > Z_eff (H), energi orbital atom F 2s dan 2p diturunkan secara signifikan sehubungan dengan atom orbital H 1s (Gambar 2.13).

Sekarang harus mempertimbangkan mana interaksi orbital atom yang diperbolehkan simetri-dan kemudian bertanya apakah orbital atom adalah energy-cocok yang cukup baik. Pertama, mendefinisikan sumbu yang ditetapkan untuk orbital; biarkan inti terletak pada sumbu z. Tumpang tindih antara 1s H  dan 2s F  orbital adalah diperbolehkan simetri, tetapi pemisahan energi sangat besar (perhatikan putusnya sumbu energi pada Gambar 2.13).

Tumpang tindih antara orbital atom 1s H dan 2pz F adalah juga simetri-diperbolehkan dan ada energy orbital yang masuk akal. Seperti Gambar 2.13 menunjukkan, interaksi terjadi mengarah ke σ dan σ* MO nya; orbital σ memiliki karakter F lebih besar dari H. Perhatikan bahwa, karena HF adalah non-centrosymmetric, label simetri orbital untuk HF yang tidak melibatkan label g dan u. Kedua atom orbital 2p_x dan 2p_y F menjadi orbital non-ikatan di HF karena tidak ada net interaksi ikatan dengan atom orbital 1s H adalah mungkin. Setelah diagram interaksi orbital telah dibangun, delapan elektron valensi ditampung seperti yang ditunjukkan pada Gambar 2.13, memberikan orde ikatan dari 1 di HF. Gambar MO dari HF menunjukkan bahwa kerapatan elektron lebih besar antara inti  F dari H; model konsisten dengan kutub H^δ+  -F^δ- .

Carbon Monoksida

Dalam rangka untuk menyelidiki cara di mana CO obligasi untuk  logam, kita harus menghargai struktur elektronik dari molekul karbon monoksida.

Sebelum membangun sebuah diagram interaksi orbital untuk CO, kita harus mengambil langkah-langkah berikut:

·          Z_eff (O) > Zeff (C)

·          Energi dari orbital  atom 2s O lebih rendah dibandingkan dengan orbital  atom 2s C;

·          Tingkat 2p di O berada pada energi yang lebih rendah daripada di  C;

·         Pemisahan energi 2s 2p di O lebih besar daripada di C

Dapat diperkirakan diagram interaksi orbital dengan mengasumsikan bahwa hanya terjadi tumpang tindih 2s-2s dan 2p-2p, tapi seperti konsekuensi dari energi orbital atom relatif, sedemikian rupa gambar adalah terlalu sederhana. Gambar 2.14a memberikan kelebih akuratan gambar MO struktur elektronik CO diperoleh komputasi, meskipun bahkan ini terlalu disederhanakan. Gambar 2.14b menggambarkan lebih lengkap tingkat pencampuran orbital, tetapi untuk diskusi, gambar yang disederhanakan disajikan pada Gambar 2.14a sudah cukup. Dua hal yang lebih penting untuk diperhatikan  adalah:

·         Kedudukan tertinggi MO (HOMO) adalah ikatan σ dan memiliki sebagian besar karakter karbon; pendudukan MO ini secara efektif menciptakan penunjukan-luar pasangan satu-satunya berpusat pada C.

·         Penurunan dari sepasang MOs *(2_p) membentuk MOs kosong (Lumos) terendah; masing-masing MO memiliki lebih karakter C dari O.

HOMO = kedudukan  orbital molekul tertinggi.

LUMO = orbital molekul kosong terendah.

 

DAFTAR PUSTAKA

Chang, Raymond. 2005. Kimia dasar Konsep – Konsep Inti Edisi Ketiga Jilid 1. Jakarta : Erlangga.

Cotton, F.Albert dan Geoffrey Wilkinson. 2007.  Kimia anorganik Dasar. Jakarta :   UI Press.

Housecroft, Catherine E, dan Alan G. Sharpe. 2008. Inorganic Chemistry. Inggris : Pearson Education Limited.

Keenan, Charles w, dkk. 1995. Ilmu kimia Untuk Universitas. Edisi kenam Jilid 1. Jakarta : Erlangga.

Miessler, Gary. L dan  Donald A. Tarr.        .Inorganic Chemistry. Minnesota : St. Olaf College Northfield.