10.6 Teori Orbital Molekul

Teori ikatan valensi adalah salah satu dari dua pendekatan mekanika kuantum yang menjelaskan ikatan dalam molekul. Teori ini menjelaskan, setidaknya secara kualitatif, untuk stabilitas ikatan kovalen dalam hal orbital atom yang tumpang tindih. Menggunakan konsep hibridisasi, teori ikatan valensi dapat menjelaskan geometri molekul yang diprediksi oleh model VSEPR. Namun, asumsi bahwa elektron dalam molekul menempati orbital atom dari masing-masing atom hanya dapat menjadi perkiraan, karena setiap elektron ikatan dalam molekul harus dalam orbital yang merupakan karakteristik dari molekul secara keseluruhan.

Dalam beberapa kasus, teori ikatan valensi tidak dapat menjelaskan secara memuaskan sifat-sifat molekul yang diamati. Perhatikan molekul oksigen, yang struktur Lewis-nya

Menurut uraian ini, semua elektron dalam O₂ berpasangan dan oksigen karenanya harus diamagnetik. Tetapi percobaan menunjukkan bahwa molekul oksigen memiliki dua elektron yang tidak berpasangan (Gambar 10.21). Temuan ini menunjukkan kekurangan mendasar dalam teori ikatan valensi, yang membenarkan mencari pendekatan ikatan alternatif yang menjelaskan sifat-sifat O₂ dan molekul lain yang tidak cocok dengan prediksi teori ikatan valensi.

Sifat magnetik dan lainnya dari molekul kadang-kadang lebih baik dijelaskan oleh pendekatan mekanika kuantum lainnya yang disebut teori orbital molekul (MO). Teori orbital molekul menggambarkan ikatan kovalen dalam hal orbital molekul, yang dihasilkan dari interaksi orbital atom dari atom ikatan dan terkait dengan seluruh molekul. Perbedaan antara orbital molekul dan orbital atom adalah bahwa orbital atom dikaitkan dengan hanya satu atom.

Gambar 10.21 Oksigen cair terperangkap di antara kutub magnet, karena molekul O₂ bersifat paramagnetik, memiliki dua putaran paralel.


Ulasan Konsep

Salah satu cara untuk menjelaskan fakta bahwa molekul O₂ mengandung dua elektron yang tidak berpasangan adalah dengan menggambar struktur Lewis seperti berikut:

Sarankan dua alasan mengapa struktur ini tidak memuaskan.

Orbital Molekul Ikatan dan Anti ikatan

Menurut teori MO, tumpang tindih orbital 1s dari dua atom hidrogen mengarah pada pembentukan dua orbital molekul: satu orbital molekul ikatan dan satu orbital molekul anti ikatan. Orbital molekul ikatan memiliki energi yang lebih rendah dan stabilitas yang lebih besar daripada orbital atom tempat terbentuknya. Orbital molekul anti ikatan memiliki energi lebih tinggi dan stabilitas lebih rendah daripada orbital atom tempat terbentuknya. Seperti yang ditunjukkan oleh namanya "ikatan" dan "anti ikatan", menempatkan elektron dalam orbital molekul ikatan menghasilkan ikatan kovalen yang stabil, sedangkan menempatkan elektron dalam orbital molekul anti ikatan menghasilkan ikatan yang tidak stabil.

Dalam orbital molekul ikatan, densitas elektron paling besar di antara inti atom ikatan. Di orbital molekul anti ikatan, di sisi lain, kerapatan elektron menurun menjadi nol di antara inti. Kita dapat memahami perbedaan ini jika kita ingat bahwa elektron dalam orbital memiliki sifat gelombang. Sifat unik untuk gelombang memungkinkan gelombang dari jenis yang sama untuk berinteraksi sedemikian rupa sehingga gelombang yang dihasilkan memiliki amplitudo yang ditingkatkan atau amplitudo yang berkurang. Dalam kasus sebelumnya, kita menyebutnya interaksi interferensi konstruktif; dalam kasus terakhir, ini adalah interferensi destruktif (Gambar 10.22).

Gambar 10.22 Interferensi konstruktif (a) dan interferensi destruktif (b) dari dua gelombang dengan panjang gelombang dan amplitudo yang sama.

*Dua elektron dalam orbital molekul sigma dipasangkan. Prinsip ekslusi Pauli berlaku untuk molekul maupun atom.

Pembentukan orbital molekul ikatan berhubungan dengan interferensi konstruktif (peningkatan amplitudo analog dengan penumpukan kerapatan elektron antara dua inti). Pembentukan orbital molekul anti ikatan berhubungan dengan interferensi destruktif (penurunan amplitudo analog dengan penurunan kepadatan elektron antara dua inti). Interaksi yang konstruktif dan destruktif antara dua orbital 1s dalam molekul H₂ kemudian, mengarah pada pembentukan molekul orbital ikatan sigma 𝛔1s dan molekul orbital anti ikatan sigma 𝛔*1s:

di mana bintang menunjukkan orbital molekul anti ikatan.

Gambar 10.23 menunjukkan diagram tingkat energi orbital molekul — yaitu, tingkat energi relatif orbital yang dihasilkan dalam pembentukan molekul H₂ — dan interferensi konstruktif dan destruktif antara kedua orbital 1s. Perhatikan bahwa dalam orbital molekul anti ikatan ada bidang nodal antara inti yang menandakan nol densitas elektron. Inti ditangkal oleh muatan positif satu sama lain, daripada disatukan. Elektron dalam orbital molekul anti ikatan memiliki energi yang lebih tinggi (dan stabilitasnya lebih rendah) daripada pada atom yang terisolasi. Di sisi lain, elektron dalam orbital molekul ikatan memiliki energi lebih rendah (dan karenanya stabilitas lebih besar) daripada yang mereka miliki dalam atom yang terisolasi.

Gambar 10.23 (a) Tingkat energi orbital molekul ikatan dan anti ikatan dalam molekul H₂. Perhatikan bahwa dua elektron dalam orbital 𝞂1s harus memiliki putaran berlawanan sesuai dengan prinsip eksklusi Pauli. Perlu diingat bahwa semakin tinggi energi orbital molekul, semakin tidak stabil elektron dalam orbital molekul itu. (b) Interferensi konstruktif dan destruktif antara dua orbital hidrogen 1s mengarah pada pembentukan ikatan dan orbital molekul anti ikatan. Dalam orbital molekul ikatan, ada penumpukan antara inti kerapatan elektron, yang bertindak sebagai "lem" bermuatan negatif untuk menyatukan inti bermuatan positif bersama-sama. Dalam orbital molekul anti ikatan, ada bidang nodal antara inti, di mana kerapatan elektron adalah nol.

Meskipun kita telah menggunakan molekul hidrogen untuk menggambarkan pembentukan orbital molekul, konsep ini juga berlaku untuk molekul lain. Dalam molekul H₂, kita hanya mempertimbangkan interaksi antara orbital 1s; dengan molekul yang lebih kompleks kita perlu mempertimbangkan orbital atom tambahan juga. Namun demikian, untuk semua orbital s, prosesnya sama dengan orbital 1s. Dengan demikian, interaksi antara dua orbital 2s atau 3s dapat dipahami dalam hal diagram tingkat energi orbital molekul dan pembentukan orbital molekul ikatan dan anti ikatan yang ditunjukkan pada Gambar 10.23.

Untuk orbital p, prosesnya lebih kompleks karena mereka dapat berinteraksi satu sama lain dalam dua cara berbeda. Sebagai contoh, dua orbital 2p dapat saling mendekati ujung ke ujung untuk menghasilkan ikatan sigma dan orbital molekul anti ikatan sigma, seperti yang ditunjukkan pada Gambar 10.24 (a). Atau, dua orbital p dapat tumpang tindih ke samping untuk menghasilkan orbital molekul ikatan dan orbital pi ikatan [Gambar 10.24 (b)].

Gambar 10.24 Dua kemungkinan interaksi antara dua orbital p ekivalen dan orbital molekul yang sesuai. (a) Ketika orbital p tumpang tindih ujung ke ujung, ikatan sigma dan bentuk orbital molekul anti ikatan sigma. (b) Ketika orbital p tumpang tindih sisi, ikatan pi dan bentuk orbital molekul anti ikatan pi. Biasanya, orbital molekul ikatan sigma lebih stabil daripada orbital molekul ikatan pi, karena interaksi dari sisi ke sisi menyebabkan tumpang tindih orbital p yang lebih kecil daripada interaksi ujung ke ujung. Kita berasumsi bahwa orbital 2px mengambil bagian dalam pembentukan orbital molekul sigma. Orbital 2py dan 2pz dapat berinteraksi membentuk hanya orbital molekul p. Perilaku yang ditunjukkan pada (b) mewakili interaksi antara orbital 2py atau orbital 2pz. Dalam kedua kasus, garis putus-putus mewakili bidang nodal antara inti, di mana kerapatan elektron adalah nol.

Dalam orbital molekul pi (ikatan atau anti ikatan), kerapatan elektron terkonsentrasi di atas dan di bawah garis yang menghubungkan dua inti atom ikatan. Dua elektron dalam orbital molekul pi membentuk ikatan pi (lihat Bagian 10.5). Ikatan rangkap hampir selalu terdiri dari ikatan sigma dan ikatan pi; ikatan rangkap tiga selalu merupakan ikatan sigma ditambah dua ikatan pi.