Diagram orbital molekul, atau
Diagram OM, adalah suatu alat deskriptif kualitatif yang menjelaskan ikatan kimia dalam
molekul dalam hal teori
orbital molekul secara umum dan kombinasi linear
orbital atom (LCAO) secara khusus. Prinsip dasar dari teori-teori ini adalah bahwa ketika atom terikat membentuk
molekul, sejumlah
orbital atom bergabung membentuk jumlah
orbital orbital molekul yang sama, walaupun elektron Dapat didistribusikan kembali diantara
orbital. Alat ini sangat sesuai untuk
molekul diatomik sederhana seperti dihidrogen, dioksigen, dan karbon monoksida namun menjadi lebih kompleks saat membahas
molekul poliatomik yang relatif sederhana, seperti metana.
Diagram OM bisa menjelaskan mengapa beberapa
molekul ada dan yang lainnya tidak. Mereka juga dapat memprediksi kekuatan ikatan, juga transisi transisi elektronik yang bisa terjadi.
Sejarah
Teori kualitatif MO diperkenalkan tahun 1928 oleh Robert S. Mulliken dan Friedrich Hund. Deskripsi matematis diberikan oleh kontribusi Douglas Hartree pada tahun 1928 dan Vladimir Fock pada tahun 1930.
Dasar
Diagram orbital molekul adalah
Diagram tingkat energi
orbital molekul (OM), yang ditunjukkan sebagai garis horisontal pendek di tengah, diapit oleh tingkat energi
orbital atom penyusun (AO) untuk perbandingan, dengan tingkat energi meningkat dari bawah ke atas. Garis, garis putus-putus diagonal, menghubungkan tingkat MO dengan tingkat penyusunnya AO. Tingkat energi degenerate biasanya ditunjukkan berdampingan. Tingkat AO dan MO yang sesuai diisi dengan elektron oleh prinsip larangan Pauli, disimbolkan dengan panah vertikal kecil yang arahannya menunjukkan putaran elektron. Bentuk AO atau MO sendiri sering tidak ditunjukkan pada
Diagram ini. Untuk
molekul diatomik, sebuah
Diagram MO secara efektif menunjukkan energetika ikatan antara dua atom, yang energi AOnya tidak terikat ditunjukkan pada sisi-sisinya. Untuk
molekul poliatomik sederhana dengan "atom pusat" seperti metana (CH4) atau karbon dioksida (CO2),
Diagram MO Mungkin menunjukkan salah satu ikatan identik dengan atom pusat. Untuk
molekul poliatomik lainnya,
Diagram MO dapat menunjukkan satu atau lebih ikatan yang menarik dalam
molekul, membiarkan yang lain keluar untuk kesederhanaan. Seringkali bahkan untuk
molekul sederhana, AO dan MO tingkat
orbital dalam dan elektron mereka dapat diabaikan dari
Diagram untuk kesederhanaan.
Dalam teori MO
orbital molekul terbentuk oleh tumpang tindih
orbital atom. Karena ikatan σ memiliki tumpang tindih yang lebih besar daripada ikatan π, σ dan σ* ikatan dan
orbital antibonding memiliki pemisahan energi yang lebih besar (pemisahan) dari
orbital π dan π*. Energi
orbital atom berkorelasi dengan elektronegativitas karena atom elektronegatif lebih banyak menahan elektron mereka lebih erat, menurunkan energi mereka. Pemodelan MO hanya berlaku bila
orbital atom memiliki energi yang sebanding; Bila energi sangat berbeda, mode ikatan menjadi ionik. Kondisi kedua untuk tumpang tindih
orbital atom adalah bahwa mereka memiliki simetri yang sama.
Dua
orbital atom dapat tumpang tindih dalam dua cara tergantung pada hubungan fasa mereka. Fase
orbital adalah konsekuensi langsung dari sifat gelombang seperti elektron. Dalam representasi grafis
orbital, fase
orbital digambarkan dengan tanda plus atau minus (yang tidak memiliki hubungan dengan muatan listrik) atau dengan menorehkan satu lobus. Tanda fase itu sendiri tidak memiliki arti fisik kecuali saat mencampur
orbital untuk membentuk
orbital molekul.
Dua
orbital tanda yang sama memiliki tumpang tindih yang konstruktif membentuk
orbital molekul dengan sebagian besar kerapatan elektron yang berada di antara dua inti. OM ini disebut
orbital ikatan dan energinya lebih rendah daripada
orbital atom semula. Suatu ikatan yang melibatkan
orbital molekul yang simetris sehubungan dengan rotasi di sekitar sumbu ikatan disebut ikatan sigma (ikatan-σ). Jika fase berubah, ikatannya menjadi ikatan pi (ikatan-π). Label simetri didefinisikan lebih lanjut dengan apakah
orbital mempertahankan karakter aslinya setelah inversi pada pusatnya; Jika itu terjadi, maka didefinisikan sebagai gerade, g. Jika
orbital tidak mempertahankan karakter aslinya, hal itu adalah ungerade, u.
orbital atom juga dapat berinteraksi satu sama lain tanpa fase yang menyebabkan pembatalan destruktif dan tidak ada kerapatan elektron antara dua inti pada pesawat nodal yang disebut digambarkan sebagai garis putus-putus tegak lurus. Dalam anti-ikatan OM ini dengan energi yang jauh lebih tinggi daripada AO asli, setiap elektron yang hadir berada di lobus yang mengarah menjauh dari poros internuklir pusat. Untuk
orbital ikatan σ yang sesuai,
orbital semacam itu akan simetris namun dibedakan darinya dengan tanda asteris seperti pada σ*. Untuk ikatan-π,
orbital ikatan dan anti-ikatan yang sesuai tidak akan memiliki simetri seperti itu di sekitar sumbu ikatan dan masing-masing diberi π dan π*.
Langkah selanjutnya dalam menyusun
Diagram MO adalah mengisi
orbital molekul yang baru terbentuk dengan elektron. Tiga peraturan umum berlaku:
Prinsip Aufbau menyatakan bahwa
orbital terisi dimulai dengan energi terendah
Prinsip larangan Pauli menyatakan bahwa jumlah elektron maksimum yang menempati
orbital adalah dua, dengan putaran yang berlawanan
Kaidah Hund menyatakan bahwa ketika ada beberapa MO dengan energi yang sama, elektron menempati satu OM pada satu waktu sebelum dua elektron menempati OM yang sama.
MO yang paling tinggi dalam energi disebut
orbital molekul Terisi Tertinggi atau HOMO dan OM yang kosong tepat di atasnya disebut sebagai
orbital molekul Kosong Terendah atau LUMO. Elektron pada ikatan OM disebut elektron ikatan dan setiap elektron dalam
orbital anti-ikatan akan disebut elektron anti-ikatan. Pengurangan energi elektron ini adalah kekuatan pendorong untuk pembentukan ikatan kimia. Setiap kali pencampuran untuk
orbital atom tidak dimungkinkan untuk alasan simetri atau energi, sebuah
orbital molekul non-ikatan dibuat, yang sering kali sangat mirip dan memiliki tingkat energi yang sama atau mendekati penyusunnya AO, Sehingga tidak berkontribusi terhadap ikatan energetika. Konfigurasi elektron yang dihasilkan dapat dijelaskan dalam bentuk tipe ikatan, paritas dan okupansi misalnya dihidrogenn 1σg2. Atau bisa juga ditulis sebagai simbol istilah
molekul misalnya 1Σg+ untuk dihidrogen. Terkadang, huruf n digunakan untuk menunjukkan
orbital non-ikatan.
Untuk ikatan stabil, orde ikatan, yang didefinisikan sebagai
Orde Ikatan
=
(
Jml. elektron dalam OM ikatan
)
−
(
Jml. elektron dalam OM anti-ikatan
)
2
{\displaystyle \ {\mbox{Orde Ikatan}}={\frac {({\mbox{Jml. elektron dalam OM ikatan}})-({\mbox{Jml. elektron dalam OM anti-ikatan}})}{2}}}
haruslah positif.
Urutan relatif energi MO dan hunian sesuai dengan transisi elektronik yang ditemukan di spektroskopi fotoelektron (PES). Dengan cara ini adalah mungkin untuk menguji secara eksperimental teori OM. Secara umum, transisi PES yang tajam menunjukkan elektron bebas dan pita lebar menunjukkan adanya ikatan dan elektron terdelokalisasi anti-ikatan. Pita dapat diatasi menjadi struktur halus dengan jarak yang sesuai dengan mode getaran kation
molekul (lihat prinsip Franck–Condon). Energi PES berbeda dari energi ionisasi yang berkaitan dengan energi yang dibutuhkan untuk melepaskan elektron ke-n setelah elektron n − 1 pertama telah lepas.
Diagram OM dengan nilai energi dapat diperoleh secara matematis dengan menggunakan metode metode Hartree–Fock. Titik awal untuk
Diagram OM adalah geometri
molekul yang telah ditentukan untuk
molekul yang bersangkutan. Hubungan yang tepat antara energi geometri dan
orbital diberikan dalam
Diagram Walsh.
Lihat pula
orbital molekul
Referensi
Pranala luar
Tautan
Diagram OM di meta-synthesis.com
Tautan
Diagram OM di chem1.com
Tautan
orbital molekul di winter.group.shef.ac.uk