PENJELASAN MOLEKUL DIATOMIK UNSUR PERIODE KE-2 MENGGUNAKAN TOERI ORBITAL MOLEKUL
PENDAHULUAN
Unsur Unsur pada pada tabel tabel period periodik ik dapat dapat digolo digolongk ngkan an berdas berdasark arkan an golongan dan periode. Unsur dalam satu golongan memiliki elektron valensi yang sama dan sifat yang kecendrung sama. Unsur dalam satu periode memiliki jumlah kulit yang sama. Unsur-unsur dalam tabel tabel period periodik ik dapat dapat memben membentuk tuk moleku molekul. l. Mo Molek lekul ul dapat dapat berupa berupa mole moleku kull diat diatom omik ik dan dan poli poliat atom omik ik.. Mo Mole leku kull diat diatom omik ik terd terdir irii dari dari moleku molekull homo-d homo-diat iatomi omik k dan moleku molekull hetero hetero-di -diato atomik mik (wikip (wikipedi edia, a, 2010). Asal mula bentuk molekul yakni susunan tiga dimensi atomatom di dalam ruang yang diselidiki dengan cara menambah model Lewis dengan teori VSEPR, tetapi model Lewis tidak memberikan penjelasan yang mendasar. Model Lewis tidak dapat menjelaskan meng mengap apa a ok oksi sige gen n itu itu para parama magn gnet etik ik dan dan nitr nitrog ogen en diam diamag agne neti tik k sampai munculnya teori orbital molekul yang mampu menjelaskan sifat magnetik oksigen dan nitrogen tersebut(Oxtoby, dkk. 2003). Teori orbital molekul dapat menentukan orde ikatan ika tan dan sifat magn magnet etik ik suat suatu u mole moleku kull dan dan ke keun ungg ggul ulan an pada pada teor teorii ini ini semu semua a elektron elektron pada orbital orbital atom terlihat terlihat jelas pada orbital orbital molekul. molekul. Jadi dapa dapatt disi disimp mpul ulka kan n semu semua a elek elektr tron on pada pada masi masing ng-m -mas asin ing g atom atom pemben pembentuk tuk moleku molekull terdap terdapat at pada pada orbita orbitall moleku molekull (Oxtob (Oxtoby, y, dkk. dkk. 2003 2003). ). Pada Pada maka makalah lah ini ini menj menjel elas aska kan n mole moleku kull diat diatom omik ik pada pada periode ke 2 menggunakan teori orbital molekul.
LANDASAN TEORI Molekul Diatomik Periode-2
1. Molekul diatomik homonuklir/ homo-diatomik.
Molekul diatomik homonuklik/homodiatomik adalah molekul diatomik yang terbentuk dari atom identik. Molekul diatomik homonuklida periode ke-2 (Li2, Be2, B2, C2, N2, O2, F2, dan Ne2). (Koichi Ohno, 2004) 2. Molekul diatomik heteronuklir/hetero-diatomik. Molekul
diatomik
heteronuklir/hetero-diatomik
adalah
molekul
diatomik yang terbentuk dari atom dua unsur yang berbeda. Molekul diatomik heteronuklir periode ke-2 seperti CO dan NO. (Oxtoby, dkk. 2003) Teori Ikatan Molekul
Di bagian ini, marilah kita secara kualitatif membangun orbital molekul dan tingkat energi molekul jenis A2 dan mempelajari konfigurasi elektron serta orde ikatannya. Molekul diatomik A 2 terdiri dari dua jenis atom A disebut molekul diatomik homonuklir. Karena tumpang tindih yang lebih besar dan perbedaan energi yang lebih kecil menghasilkan interaksi orbital yang lebih kuat, pembentukan orbital molekul A2 dapat dimulai dengan interaksi sederhana antara pasangan orbital sejenis untuk menghasilkan Gambar 1. Kombinasi sefasa menghasilkan orbital ikatan
,
σ s
, πp, dan kombinasi
σ p
berlawanan fasa menghasilkan orbital anti ikatan
*,
σ s
*, πp*, πp dan
σ p
πp* yang tersusun dari tumpang tindih jenis π dengan arah vertikal
pada sumbu ikatan z. Jadi, dua jenis orbital p dengan arah x dan y menghasilkan orbital yang terdegenerasi dua πp dan πp*.
(Koichi
Ohno, 2004) Petunjuk umum untuk memperoleh deskripsi orbital molekul dari orbital atom sekarang dapat dinyatakan: 1. Bentuklah gabungan linier dari orbital-orbital atom untuk
menghasilkan orbital-orbital molekul. Jumlah total orbital molekul yang terbentuk dengan cara ini harus sama dengan jumlah orbital atom yang digunakan.
2. Tempatkanlah orbital molekul dalam urutan dari energi yang paling rendah ke yang paling tinggi. 3. Masukkan elektron-elektron (sebanyak-banyaknya dua
elektron per orbital molekul), mulai dari orbital dengan energi yang paling rendah. Gunakanlah aturan Hund dan aturan aufbau. (Oxtoby, dkk. 2003)
Gambar 1: Konfigurasi elektron Li 2-Ne2
Dalam atom berelektron banyak (Z ≥ 8), urutan tingkat energi orbital ns < np, dan tumpang tindih antar orbital adalah πp < σp. Akibatnya bila perbedaan energi antara tingkat ns
dan np
(perbedaan energi ns-np) sangat besar, tingkat energi untuk molekul jenis A2 dapat diungkapkan dengan Gambar 2.a, lebih stabil dan lebih rendah daripada lebih tinggi dari
π p*
π p.
Di pihak lain,
σ p
menjadi
σ p*
menjadi
(Oxtoby, dkk. 2003).
Sementara untuk atom (Z≤7), urutan tingkat energi orbital ns < np, dan tumpang tindih antar orbital adalah πp > σp. Akibatnya tingkat energi untuk molekul jenis A 2 dapat diungkapkan dengan Gambar 2.b, pihak lain,
π p
σ p*
menjadi lebih stabil dan lebih rendah daripada
tetap lebih tinggi dari
π p*.
(Oxtoby, dkk. 2003)
σ p.
Di
Orbital atom Orbital molekul orbital atom
Orbital atom Orbital molekul orbital atom
6σ*2p
6σ* 2p 2π*2p 2π*2p
2p
2p
2π*2p 2π*2p
2p
2p
1π2p1π2p 5σ2p
5σ2p 1π2p 1π2p
i g r e n E
4σ*2s
2s
2s
i g r e n E
4σ*2s
2s
2s
3σ2s 3σ2s
2σ*1s
1s
1s
1σ1s
Z≥ 8
2σ* 1s
1s
1s
1σ1s
Z≤7
Gambar 2. (a) Diagram korelasi untuk atom yang Z ≥ 8 (b) Diagram korelasi untuk atom yang Z≤7 Teori orbital molekul dapat menentukan orde ikatan dan sifat magnetik suatu molekul. Orde ikatan (P) adalah ukuran pada molekul diatomik. Dimana orde ikatan merupakan selisih jumlah elektron di orbital ikatan dengan jumlah ikatan elektron di orbital non ikatan yang kemudian dikalikan setengah. ( Kartohadiprojo, 1994) P= ½(jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan) ....pers.(1) Diagram Korelasi dan Orde Ikatan untuk Molekul HomoDiatomik
Tingkat energi masing-masing atom pembentuk molekul pada molekul homo-diatomik sama atau tidak ada perbedaan. Karena molekul terbentuk dari dua atom yang identik sehingga tidak terdapat perbedaan keelektronegatifan (Kartohadiprojo, 1994). Diagram Korelasi Molekul Li 2
Konfigurasi elektron Atom 3Li = 1s2 2s1
O rb ita la to mL i
i g r e n E
O rb ita la to mL i
O rbitalm oleku l L i 2
4 σ *
2s
2 s
2 s
3 σ
2 σ *
2s
1s
1 s
1 s
1 σ
1s
Gambar 3. Diagram korelasi molekul Li 2 Li2 yang konfigurasi elekron (σ1s)2 (σ*1s)2 (σ2s)2 Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 = 4 Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2 = 2 P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan) P = ½ (4-2) = 1 Sifat magnetik : Diamagnetik Diagram Korelasi Molekul Be 2
Konfigurasi elektron Atom 4Be = 1s2 2s2
Orbital atom Be
Orbital molekul
Orbital atom Be
Be 2
i g r e n E
4σ*
2s
2s
2s
3σ 2s
2σ*
1s
1s
1s
1σ 1s
Gambar 4. Diagram korelasi molekul Be 2 Be2 yang konfigurasi elekron (σ1s)2 (σ*1s)2 (σ2s)2 (σ*2s)2 Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 = 4 Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 = 4 P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan) P = ½ (4-4) = 0 Sifat magnetik : Diamagnetik Diagram Korelasi Molekul B 2 (Diagram korelasi untuk atom yang Z≤7) Konfigurasi elektron Atom 5B = 1s2 2s2 2p1
Orbital atom B Orbital molekul B 2 Orbital atom B
6σ*
2π*
2p
2p
2π*
2p
2p
2p
5σ 2p
1π 2p 1π 2p i g r e n E
4σ*
2s
2s
2s
3σ 2s
2σ*
1s
1s
1s
1σ 1s
Gambar 5. Diagram korelasi molekul B 2 B2 yang konfigurasi elekron (σ1s)2 (σ*1s)2 (σ2s)2 (σ*2s)2 (π 2p)2 Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 (π 2p)2= 6 Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 = 4 P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan) P = ½ (6-4) = 1 Sifat magnetik : Paramagnetik Diagram Korelasi Molekul C 2 (Diagram korelasi untuk atom yang Z≤7) Konfigurasi elektron Atom 6C = 1s2 2s2 2p2
Orbital atom C Orbital molekul C 2 Orbital atom C
6σ*
2π*
2p
2p
2π*
2p
2p
2p
5σ
2p
1π 2p 1π
i g r e n E
4σ*
2p
2s
2s
2s
3σ 2s
2σ*
1s
1s
1s
1σ 1s
Gambar 6. Diagram korelasi molekul C 2
C2 yang konfigurasi elekron (σ1s)2 (σ*1s)2 (σ2s)2 (σ*2s)2 (π 2p)4 Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 (π 2p)4= 8 Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 = 4 P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan) P = ½ (8-4) = 2 Sifat magnetik : Diamagnetik Diagram Korelasi Molekul N 2 (Diagram korelasi untuk atom yang Z≤7) Konfigurasi elektron Atom 7N = 1s2 2s2 2p3
Orbital atom N Orbital molekul N 2 Orbital atom N
6σ*
2π*
2p
2p
2π*
2p
2p
2p
5σ 2p
1π 2p 1π 2p i g r e n E
4σ*
2s
2s
2s
3σ 2s
2σ*
1s
1s
1s
1σ 1s
Gambar 7. Diagram korelasi molekul N 2 N2 yang konfigurasi elekron (σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(π 2p)4(σ2p)2 Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 (π 2p)4(σ2p)2= 10 Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 = 4 P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan) P = ½ (10-4) = 3 Sifat magnetik : Diamagnetik Diagram Korelasi Molekul O 2 (Diagram korelasi untuk atom yang
Z≥ 8) Konfigurasi elektron Atom 8O = 1s2 2s2 2p4
Orbital atom O Orbital molekul O 2 Orbital atom O
6σ*
2π*
2p
2p
2π*
2p
2p
2p
1π
2p
1π
2p
5σ 2p i g r e n E
4σ*
2s
2s
2s
3σ 2s
2σ*
1s
1s
1s
1σ 1s
Gambar 8. Diagram korelasi molekul O 2 O2 yang konfigurasi elekron: (σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π 2p)4(π *2p)2 Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 (π 2p)4(σ2p)2= 10 Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 (π *2p)2= 6 P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan) P = ½ (10-6) = 2 Sifat magnetik : Paramagnetik Diagram Korelasi Molekul F 2 (Diagram korelasi untuk atom yang Z≥ 8) Konfigurasi elektron Atom 9F = 1s2 2s2 2p5
Orbital atom F Orbital molekul F 2 Orbital atom F
6σ*
2π*
2p
2p
2π*
2p
2p
2p
1π
2p
1π
2p
5σ 2p i g r e n E
4σ*
2s
2s
2s
3σ 2s
2σ*
1s
1s
1s
1σ 1s
Gambar 9. Diagram korelasi molekul F 2 F2 yang konfigurasi elekron: (σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π 2p)4(π *2p)4 Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 (σ2p)2 (π 2p)4= 10 Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 (π *2p)4= 8 P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan) P = ½ (10-8) = 1 Sifat magnetik : Diamagnetik Diagram Korelasi Molekul Ne 2 (Diagram korelasi untuk atom yang Z≥ 8) Konfigurasi elektron Atom 10Ne = 1s2 2s2 2p6
Orbital atom Ne Orbital molekul Ne 2 Orbital atom Ne
6σ*
2π*
2p
2π*
2p
2p
2p
2p
1π
2p
1π
5σ i g r e n E
4σ*
2p
2p
2s
2s
2s
3σ
2σ*
2s
1s
1s
1s
1σ
1s
Gambar 10. Diagram korelasi molekul Ne 2 Ne2 yang konfigurasi elekron: (σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2(σ2p)2(π 2p)4 (π *2p)4(σ*2p)2 Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 (σ2p)2 (π 2p)4= 10 Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 (π *2p)4(σ*2p)2= 10 P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan) P = ½ (10-10) = 0 Sifat magnetik : Diamagnetik Penjelasan Lanjut dari gambar 3 sampai gambar 10 (sumber : Koichi Ohno, 2004) Konfigurasi elektron berdasarkan Gambar 1 dan mendapatkan orde ikatan menggunakan pers. (1) Dalam kasus Li2, orbital
σ 2s
mengandung elektron (lihat gambar 3), konfigurasi elektronnya menjadi (σ 1s)2(σ 1s*)2(σ 2s)2. Dalam konfigurasi ini, kulit dalam elektron (σ 1s)2(σ 1s*)2 bagian ini tidak memberi kontribusi pada orde ikatan. Jadi hanya elektron valensi yang signifikan dalam orde ikatan. Konfigurasi elektron valensi dalam kasus ini adalah ( σ 2s)2, dan dengan demikian orde ikatan Li 2 menjadi P = 1. Dalam (gambar 4) Be2
* juga mengandung pasangan
σ 2s
elektron, dan konfigurasi elektron valensinya menjadi (σ 2s)2(σ 2s*)2 menghasilkan P = 0, yang berarti tidak ada ikatan kimia. Mirip dengan ini, molekul diatomik homonuklir unsur golongan dua tabel periodik diharapkan tidak membentuk molekul stabil. Namun, molekul diatomik seperti Mg2 dan Ca2 ada walaupun ikatannya secara termal tidak stabil dan terdekomposisi sangat mudah. Energi disosiasi D0 Ca2 hanya 0,13 eV, yang hanya 3 % dari D 0 (4,478 eV) H2. B2 memiliki enam valensi elektron, dan dua elektron terakhir mengisi π2p atau
. Dalam kasus atom B, celah s-p sedemikian
σ2p
kecil (Z≤7) sehingga tingkat energi termodifikasi (gambar 2.b) dan tingkat π2p ditempati dua elektron. Akibatnya konfigurasi elektron valensi B2 menjadi pasangan elektron tak berpasangan (triplet) dengan spin paralel (gambar 5). Jadi, sekelompok molekul B2 menunjukkan
sifat
paramagnetik,
yakni
dengan
diberikannya
medan magnet akan menghasilkan magnetisasi sepanjang arah medan dalam B2, kontribusi pada orde ikatan dari ( σ 2s)2 dan (σ 2s*)2 saling menghilangkan dan kemudian hanya kontribusi dari ( π2p)2 yang bersisa memberikan P = 1. Oleh karena itu, molekul B 2 memiliki satu ikatan π, yang dapat dianggap ikatan tunggal dengan orde ikatan 1. Dalam C2 π2p diisi elektron sebelum
σ 2p
(gambar 6) seperti
dalam kasus B2. Ikatan kimia dalam C 2 adalah ikatan ganda P = 2
yang terdiri dari dua ikatan π. Menarik untuk membandingkan molekul B2 dan C2. Energi disosiasi molekul C 2 yang berikatan ganda (6,21 eV) hampir dua kali lebih besar dari energi disosiasi molekul B2 (3,02 eV). Panjang ikatan C2 jauh lebih pendek daripada ikatan B2. N2 (gambar 7) terletak tepat di batas jenis urutan yang standar
dan
termodifikasi
(Z≤7)
(gambar
2.b).
N2
akan
menghasilkan orde ikatan P = 3 yang merupakan molekul ikatan rangkap tiga yang tersusun atas dua ikatan π dan satu ikatan
.
σ
Energi disosiasi molekul N 2 (9,759 eV), sedikit lebih besar daripada tiga kali energi disosiasi B 2 (3,02 eV), dan merupakan yang terbesar di antara molekul diatomik homonuklir. Dalam (gambar 8 ) O2 urutan standar harus digunakan sebab adanya celah energi 2s-2p yang besar (Z≥8) (gambar 2a). Orde ikatan O2 adalah 2, sebab dua elektron tambahan dimasukkan ke dalam orbital anti ikatan dan dengan demikian molekul O 2 memiliki ikatan ganda yang terbentuk dari satu ikatan π dan satu ikatan
.
σ
Konfigurasi elektron O2 adalah dua elektron tak berpasangan (triplet) dengan spin paralel seperti kasus B 2, dan ini berakibat oksigen memiliki sifat paramagnetik. Dalam (gambar 9) F 2 penambahan dua elektron lebih lanjut di orbital π2p* menurunkan orde ikatan satu dari orde ikatan dalam O 2, yang menghasilkan ikatan tunggal ikatan σ. Dalam (gambar 10) konfigurasi elektron Ne 2, elektron mengisi penuh sampai
*, dan karakter ikatan yang didapat oleh orbital
σ2p
ikatan dihapuskan oleh elektron anti ikatan menghasilkan orde ikatan P = 0. Akibatnya molekul stabil Ne 2 diharapkan tidak ada. Namun, Ne2 ada dalam kondisi khusus, yang efek termal tidak efektif mendekomposisi molekul ini. Energi disosiasi Ne2 sangat kecil 0,0036 eV, yang sekitar sepersepuluh energi kinetik molekul dalam keadaan gas pada temperatur kamar.
Diagram Korelasi dan Orde Ikatan untuk Molekul HeteroDiatomik
Diagram korelasi untuk molekul
hetero-diatomik sangat
berbeda dengan diagram korelasi molekul homo-diatomik. Pada diagram molekul hetero-diatomik tingkat energi masing-masing atom
berbeda,
hal
ini
disebabkan
adanya
perbedaan
keelektronegatifan. Atom yang lebih elektronegatif bergeser ke arah bawah, karena elektron ini menarik elektron-elektron valensi lebih kuat daripada atom yang kurang elektronegatif. Diagram Korelasi Molekul CO
Konfigurasi elektron Atom 6C = 1s2 2s2 2p2 Konfigurasi elektron Atom 8O = 1s2 2s2 2p4 Orbital atom C Orbital molekul CO
Orbital
6σ *
2π *
2p
2π *
2p
2p
2 p 2 p 1π
2p
1π
5σ
4σ *
i g r e n E
2p
2pz
2s
2 s 2s
3σ
2σ *
2s
1s
1 s 1 s
1σ
1s
Gambar 11. Diagram korelasi molekul CO CO yang konfigurasi elekron: (σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2 (π 2p)4(σ2p)2 Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 (π 2p)4(σ2p)2= 10 Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2 = 4 P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan) P = ½ (10-4) = 3 Sifat magnetik : Diamagnetik Molekul Diatomik CO Molekul CO memiliki panjang ikat 0,1128 nm.[2] Perbedaan muatan formal dan elektronegativitas saling meniadakan, sehingga terdapat momen dipol yang kecil dengan kutub negatif di atom karbon[3] walaupun oksigen memiliki elektronegativitas yang lebih besar. Alasannya adalah orbital molekul yang terpenuhi paling
tinggi memiliki energi yang lebih dekat dengan orbital p karbon, yang berarti bahwa terdapat rapatan elektron yang lebih besar dekat karbon. Selain itu, elektronegativitas karbon yang lebih rendah menghasilkan awan elektron yang lebih baur, sehingga menambah
momen
monoksida
sesuai
dipol. dengan
Panjang ikatan
ikatan rangkap
molekul tiga
karbon
parsialnya.
(wikipedia, 2010)
Diagram Korelasi Molekul NO Konfigurasi elektron Atom 7N = 1s2 2s2 2p3
Konfigurasi elektron Atom 8O = 1s2 2s2 2p4 Orbital atom N Orbital molekul NO
Orbital
6σ*
2π*
2p
2π*
2p
2p
2p 2p 1π
2p
1π
5σ
4σ* i g r e n E
2p
2pz
2s
2s 2s 3σ
2σ*
2s
1s
1s 1s 1σ
1s
Gambar 12. Diagram korelasi molekul NO NO yang konfigurasi elekron: (σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2 (π 2p)4(σ2p)2(π *2p)1 Jumlah ikatan di orbital ikatan = (σ1s)2(σ2s)2 (π 2p)4(σ2p)2= 10 Jumlah ikatan di orbital non ikatan = (σ*1s)2(σ*2s)2(π *2p)1 = 5 P = ½ (jmlh elektron di orbital ikatan-jmlh elektron di orbital non ikatan) P = ½ (10-5) = 2 ½ Sifat magnetik : Paramagnetik KESIMPULAN
1.
Model
Lewis
tidak
dapat
memberikan
penjelasan
yang
mendasar mengapa oksigen itu paramagnetik dan nitrogen diamagnetik
sementara
teori
orbital
molekul
mampu
menjelaskan sifat magnetik oksigen dan nitrogen tersebut.
2.
Teori orbital molekul dapat menentukan orde ikatan dan sifat magnetik suatu molekul.
3.
Keunggulan teori orbital molekul semua elektron pada orbital atom terlihat jelas pada orbital molekul.
4.
Pada diagram korelasi molekul homo-diatomik tingkat energi masing-masing atom pembentuk molekul sama atau tidak ada perbedaan. Karena molekul terbentuk dari dua atom yang identik sehingga tidak terdapat perbedaan keelektronegatifan.
5.
Pada diagram korelasi molekul hetero-diatomik tingkat energi masing-masing atom berbeda, hal ini disebabkan adanya perbedaan keelektronegatifan. Atom yang lebih elektronegatif bergeser ke arah bawah, karena elektron ini menarik elektronelektron valensi
lebih kuat daripada atom yang kurang
elektronegatif.
DAFTAR PUSTAKA
Kartohadiprojo, I. 1994. Kimia Fisika. Edisi keempa, Jilid 1. Penerbit: Erlangga. Jakarta. Ohno, Koichi. 2004. Buku Teks Online Kimia Kuantum, diterjemahkan dari versi Bahasa Inggrisnya oleh Bambang Prijamboedi, Tokyo. Oxtoby, W.David,. Gillis, H., Norman. 2003. Kimia Modern. Edisi keempat. Jilid II. Penerbit: Erlangga. Jakarta. Wikipedia. 2010. http://id.wikipedia.org/wiki/Karbon_monoksida. Wikipedia. 2010. http://id.wikipedia.org/wiki/Molekul_diatomik.
