TEORI ORBITAL MOLEKUL
Teori Orbital molekul yang dikemukakan oleh Hund dan Mulliken. Postulat dasar dari teori ini adalah bahwa molekul mempunyai orbital molekul seperti halnya orbital atom yang terdapat dalam atom. Di dalam atom, setiap elektron dipengaruhi oleh inti dari atom bersangkutan, sedangkan dalam molekul setiap elektron dipengaruhi oleh inti atom-atom yang membentuk molekul tersebut. Jadi setiap saat, setiap elektron mengadakan interaksi dengan inti yang terdapat dalam molekul. Dengan memperhitungkan semua interaksi tersebut ke dalam persamaan Erwin Shrondinger dan kemudian mencari penyelesaiannya, maka diperoleh fungsi gelombang tertentu Ψ yang menggambarkan tingkat energi elektron atau tingkat energi orbital molekul tersebut. Karena setiap fungsi gelombang menggambarkan orbital dari elektron disekitar inti dalam molekul, maka orbital tersebut dinamakan orbital molekul. Sama halnya orbital-orbital atom, orbital-orbital molekul, juga mempunyai energi dan bentuk tertentu dan kebolehjadian menemukan elektron disekitar inti 2 juga ditentukan oleh harga || . Untuk lambang orbital molekulnmolekul
dipergunakan notasi σ,π, dan δ sesuai dengan lambang s, p, dan d untuk orbital atom. a. Orbital bonding dan Orbital antibonding Fungsi gelombang Ψ yang menggambarkan tingkat energi orbital molekul dapat diperoleh dengan cara pendekatan yang disebut LCAO (Linier Combination of Atomic Orbital). Pendekatan secara kualitatif dengan cara LCAO untuk molekul secara kualitatif dengan cara LCAO untuk molekul yang terdiri dari dua atom yang homonuklir yaitu A dan B (misalnya pada molekul H2) adalah sebagai berikut. Bila elektron berada didekat inti dari atom A, maka keadaan elektron tersebut
dapat digambarkan oleh fungsi gelombang orbital ФA dan bila elektron berada di dekat inti dari atom B, B, maka keadaan elektron dapat digambarkan oleh
fungsi gelombang ФB.
Fungsi gelombang ФA dan ФB yang merupakan penyelesaian dari persamaan Schrondinger untuk elektron yang terikat pada kedua inti atom. Tidak dapat menggambarkan keadaan elektron dengan elektron dengan energi paling rendah. Fungsi gelombang yang diperoleh adalah:
Ψ = N ( CAФA + CB ФB) Dimana CA dan CB merupakan bilangan yang sederhana dari N adalah tetapan 2 normalisasi yang harganya dipilih sedemikian rupa, sehingga || dv yang
diambil untuk seluruh ruangan harganya adalah satu. Bila fungsi gelombang Ψ1, Ψ2, Ψ3, . . . Ψ n mempunyai energi E1, E2, E3, . . . En, maka fungsi gelombang yang dapat diterima dalah hasil pendekatan LCAO yang memberikan energi paling rendah, yang secara matematika dinyatakan sebagai:
Penyelesaian persamaan di atas akan menghasilkan 2 harga yaitu CA = ±CB atau CA = CB dan CA = - CB. Hasil yang diperoleh dengan pendekatan LCAO adalah fungsi gelombang yang menggambarkan orbital molekul yaitu:
ΨS = NCA (ФA + ФB) Ψa = NCA (ФA - ФB) Bila Ea dan Eb adalah energi orbital molekul yang masing-masing
digambarkan fungsi gelombang Ψa dan Ψs, dan E1 adalah energi orbital atom pada atom A dan pada atom B yang homonuklir dalam keadaan terpisah, maka Ea = E1 + ß Eb = E1 – ß ß adalah besaran positif yang harganya bergantung pada jarak antara atom A dan atom B. Karena ß berharga positif, maka energi orbital molekul Eb yang digambarkan
fungsi gelombang Ψs adalah lebih rendah dari energi pada keadaan dimana kedua atom dalam keadaan terpisah, sedangkan energi orbital molekul Ea yang
digambarkan fungsi gelombang Ψa adalah lebih tinggi dari energi pada
keadaan dimana kedua atom masih terpisah. Orbital molekul yang
digambarkan fungsi gelombang ΨS disebut orbital bonding . Bila kedua elektron dari atom A dan B, menempati orbital bonding tersebut, ikatan yang terjadi adalah stabil, karena energi orbital bonding lebih rendah dari energi atom-atom dalam keadaan terpisah.
Sebaliknya, orbital molekul yang digambarkan fungsi gelombang Ψa disebut orbital antibonding , karena kestabilan ikatan dapat berkurang atau tidak ada
ikatan, bila kedua elektron dari atom A dan B menempati orbital tersebut. Ditinjau dari distribusi dalam ruang, elektron-elektron pada orbital bonding, menempati suatu volume dalam ruang pada daerah antarinti. Rapat elektron yang terkonsentrasi di daerah antarinti akan memperkecil gaya tolak antara inti-inti yang bermuatan positif, sehingga ikatan antara atom dapat terbentuk. Pada orbital antibonding, rapat elektron di daerah antarinti sangat rendah, terdapat bidang simpul dimana rapat elektronnya sama dengan nol. Rapat elektron yang terkonsentra-si jauh dari daerah antarinti, tidak efektif untuk mengurangi gaya tolak antar-inti, sehingga ikatan antaratom sukar/tidak terbentuk.
Dengan menggunakan lambang orbital molekul σ, π, dan δ, orbital molekul yang
merupakan
kombinasi
dari
orbital
atom
pembentuknya
dapat
digambarkan. Bila yang membentuk orbital molekul adalah orbital 1s, maka lambang orbital
bonding adalah σ1s dan untuk orbital antibonding adalah σ*1s. demikian pula halnya orbital 2s akan membentuk orbital σ2s dan orbital molekul antibondingnya adalah σ*2s. Orbital atom 2p terdiri dari 2px, 2py, dan 2pz yang ekivalen dan tegak saling tegak lurus satu sama lain. Dua orbital 2px membentuk orbital molekul
bonding σ2p dan orbital antibondingnya σ*2p yang simetrik sepanjang sumbunya. Dua orbital 2py membentuk orbital molekul bonding π yang diberi lambang
Πy2p dan orbital molekul anti bondingnya Π*y2p. demikian pula dengan orbital 2pz dapat membentuk orbital molekul bonding Πy2p dan molekul
antibondingnya Π*y2p. Karena orbital atom 2py dan 2pz mempunyai energi yang sama atau “terdegenerasi”maka orbital molekul yang dibentuknya akan tergenerasi. Orbital molekul 2p disebut “tergenerasi rangkap” karena ada dua orbital molekul yang sama tingkat energinya yaitu Πy2p = Πz2p dan Π*y2p = Π*z2p. Energi orbital molekul dapat diurutkan sebagai berikut:
σ1s < σ*1s < σ2s < σ*2s < σ2p < Πy2p = Πz2p < Π* y2p = Π*z2p < σ*2p Urutan tingkat energi di atas juga berlaku untuk orbital-orbital molekul σ3s
sampai dengan π*3p. Notasi lain yang juga sering dipergunakan adalah yang dikemukakan oleh Mulliken, yaitu:
Zσ < yσ < xσ < wΠ < vΠ < uσ Dalam hal ini zσ adalah σ2s: yσ = σ*2s; xσ = σ2p; wπ = π2py dan π2pz; vπ = π*2py dan π*2pz dan uα = σ*2px. Untuk membedakan berbagai kulit seperti K danM maka notasi dapat ditambah dengan huruf K atau M, misalnya (K) zσ dan (K)yσ. Keuntungan mempergunakan notasi Mulliken adalah lebih singkat dan sederhana karena asal usul orbital atom tidak lagi merupakan hal penting, sehingga notasi tersebut dapat digunakan iuntuk molekul yang terdiri dari dua atom yang muatan intinya berbeda. Kelemahan notasi Mulliken adalah kekeliruan yang mungkin terjadi mengenai notasi x, y, dan z dengan x, y, dan z pada koordinasi Cartesian serta hubungan antara orbital molekul dan orbital atom pembentuknya tidak lagi kelihatan.
