Tujuan dari teori orbital molekul adalah untuk menjelaskan orbital, diagram orbital, dan konfigurasi elektron dengan cara yang sama untuk menjelaskan hal tersebut pada atom. Untuk memberikan pandangan sekilas tentang arah pembahasan kita, di bawah ini diberikan diagram orbital untuk O2 dan O.
O2
O
Setiap baris dalam diagram orbital molekul menggambarkan sebuah orbital molekul yang terisi oleh elektron. Orbital molekul ini mencakup seluruh molekul. Diasumsikan bahwa elektron akan terisi pada orbital molekul sama seperti elektron terisi pada orbital atom dengan mengikuti aturan aufbau, kaidah Hund, serta larangan Pauli. Salah satu pendekatan yang digunakan untuk menggambarkan diagram orbital molekul untuk molekul diatomk adalah Linear Combination of Atomic Orbitals approach(LCAO/Pendekatan Kombinasi Linear Orbital Atom). Pendekatan diatas memuat hal-hal sebagai berikut,
- Orbital molekul terbentuk dari overlap atau tumpang tindih orbital atom
- Hanya orbital-orbital atom dengan energi yang sama yang dapat berinteraksi pada tingkat enegi yang signifikan
- Ketika 2 orbital saling tumpang tindih keduanya berinteraksi membentuk 2 orbital molekul, yaitu Bonding Molecular Orbital (Orbital Molekul Ikatan) dan Anti-bonding Molecular Orbital (Orbital Molekul Anti-ikatan)
Pendekatan yang digunakan berasumsi bahwa 2 orbital atom 1s dapat saling tumpang tindih dengan 2 cara untuk membentuk 2 orbital molekul. Cara yang pertama adalah adalah berinteraksi secara In-Phase. Ketika orbital atom saling tumpang tindih, interaksi secara In-Phase menyebabkan peningkatan intensitas muatan negatif pada area dimana kedua orbital atom tersebut saling tumpang tindih. Hal ini menimbulkan gaya tarik yang lebih besar antara elektron dan inti atom. Gaya tarik yang lebih besar mengarah kepada energi potensial yang lebih rendah.
Karena elektron pada orbital molekul memiliki energi potensial yang lebih rendah daripada elektron pada orbital atom, maka tentunya untuk memisahkan kembali elektron pada orbital 1s masing-masing atom diperlukan sejumlah energi (tidak akan terjadi secara spontan) yang menyebabkan ikatan yang terbentuk akan stabil. Hal ini menjaga agar atom-atom tetap stabil pada molekul.Orbital molekul yang terbentuk ini disebut Bonding Molecular Orbital (Orbital molekul Ikatan). Orbital ini akan simetris terhadap sumbu ikatan. Orbital molekul jenis ini disebut Sigma Molecular Orbital (Orbital Molekul Sigma), σ. Simbol σ1s digunakan untuk menggambarkan orbital molekul ikatan yang terbentuk dari 2 orbital atom 1s.
Cara yang kedua, yaitu berinteraksi secara Out-of-Phase. Ketika orbital atom saling tumpang tindih, interaksi secara Out-of-Phase menyebabkan penurunan intensitas muatan negatif. Hal ini menimbulkan gaya tarik yang lebih lemah antara elektron dan inti atom. Gaya tarik yang lebih lemah mengarah kepada energi potensial yang lebih tinggi. Elektron akan lebih stabil jika berada pada orbital 1s masing-masing atom, sehingga elektron dalam orbital molekul ini akan melemahkan ikatan antar atom. Orbital molekul kenis ini disebut Anti-bonding Molecular Orbital (Orbital Molekul Anti-ikatan). Orbital molekul ini juga akan simetris terhadap sumbu ikatan, sehingga orbital ini adalah orbital molekul sigma namun dengan simbol σ*1s. Tanda * mengindikasikan orbital molekul anti-ikatan.
Diagram di bawah ini menunjukkan orbital molekul ikatan dan orbital molekul anti-ikatan yang terbentuk dari interaksi antara 2 orbital atom 1s.
Ketika atom-atom yang lebih besar akan begabung membentuk molekul diatomik (seperti O2, F2, atau Cl2) maka akan lebih banyak orbital atom yang berinteraksi. Menurut pendekatan dengan LCAO, diasumsikan bahwa hanya orbital atom dengan energi yang sama yang dapat berinteraksi. Orbital 2s hanya berinteraksi dengan orbital 2s dari atom lainnya, orbital 2p hanya berinteraksi dengan orbital 2p dari atom lainnya, begitu seterusnya. Seperti hal nya hidrogen, orbital 1s dari satu atom saling tumpang tindih dengan orbital 1s dari atom yang lain untuk membentuk satu orbital σ1s dan satu orbital σ*1s. Bentuknya akan sama seperti yang dibentuk oleh orbital 1s hidrogen. Orbital 2s sari satu atom akan saling tumpang tindih dengan orbital 2s dari atom lain untuk membentuk satu orbital σ2s dan satu orbital σ*2s. Bentuk dar kedua orbital molekul ini akan sama dengan orbital σ1s dan orbital σ*2s, namun memiliki tingkat energi yang lebih tinggi.
Orbital atom p dari 2 atom dapat berinteraksi melalui 2 cara berbeda, yaitu Parallel dan end-on.Orbital molekul yang terbentuk pun akan berbeda tergantung pada cara interaksinya. Interaksi end-on antara 2 orbital atom 2px menghasilkan orbital σ2p dan orbital σ*2p yang simetris terhadap sumbu ikatan.
2 orbital atom 2py saling tumpang tindih secara parallrl dan membentuk 2 molekul orbital π (pi). Orbital molekul π asimetris terhadap sumbu ikatan.
Orbital 2pz-2pz saling tumpang tindih menghasilkan satu pasang orbital molekul π2p dan π*2p sama dengan tumpang tindih nya orbital 2py-2py. Orbital molekul yang terbentuk memiliki energi potensial yang sama dengan orbital molekul yang terbentuk dari utmpang tindih orbital 2py-2py.
Diagram orbital molekul yang diharapkan dari tumpang tindih orbital atom 1s, 2s, dan 2p adalah sebagai berikut.
Berikut ini adalah aturan-aturan yang digunakan dalam menggambarkan diagram orbital molekul
- Tentukan jumlah elektron dalam molekul. Jumlah elektron per atom diperoleh dari nomor atom pada tabel periodik (Jumlah total elektron buakn hanya elektron valensi)
- Isi orbital molekul dari bawah hingga ke atas sampai semua elektron terisi
- Orbital harus terisi dengan spin yang sejajar sebelum elektron nya mulai berpasangan (Kaidah Hund)
Kemudain stabil tidak nya suatu molekul ditentukan melalui orde ikatan (Bond Order)
Bond Order = 1/2 (#e- in bonding MO's - #e- in antibonding MO's)
Bond order digunakan untuk meramalkan kestabilan molekul
Bond Order = 1/2 (#e- in bonding MO's - #e- in antibonding MO's)
Bond order digunakan untuk meramalkan kestabilan molekul
- Jika bond order suatu molekul sama dengan nol (0) maka molekul tersebut tidak stabil
- Jika bond order lebih dari nol (0) maka molekul tersebut stabil
- Semakin besar nilai dari bond order, semakin stabi ikatan dalam molekul
Kita juga dapat menentukan molekul tersebut bersifat paramagnetic atau diamagnetic. Jika semua elektron telah berpasangan maka molekul tersebut bersifat diamagnetic. Jika salah satu atau lebih elektron belum berpasangan maka molekul tersebut bersiafat paramagnetic.
EXAMPLES
1. Diagram molekul H2
H2
Bond Order = 1/2 (2-0) = 1
Bond Order lebih besar dari pada nol (0) berarti molekul H2 stabil
Karena semua elektron dalam molekul H2 telah berpasangan berarti H2 bersifat diamgnetic
Bond Order lebih besar dari pada nol (0) berarti molekul H2 stabil
Karena semua elektron dalam molekul H2 telah berpasangan berarti H2 bersifat diamgnetic
2. Diagram molekul O2
O2
Bond Order = 1/2 (10-6) = 2
Bond Order > 0, maka molekul O2 stabil
Karena terdapat 2 elektron yang belum berpasangan maka O2 besifat paramagnetic
Bond Order > 0, maka molekul O2 stabil
Karena terdapat 2 elektron yang belum berpasangan maka O2 besifat paramagnetic
3. Diagram molekul He2
Bond Order = 1/2 (2-2) = 0
Bond Order = 0, maka molekul He2 tidak stabl
Bond Order = 0, maka molekul He2 tidak stabl