Ikatan Kimia Dan Bentuk Molekul [PDF]

Citation preview

IKATAN KIMIA DAN BENTUK MOLEKUL



A. Ikatan Kimia 



Definisi Ikatan Kimia Adalah ikatan yang terjadi antar atom atau antar molekul dengan cara sebagai



berikut : a)



atom yang 1 melepaskan elektron, sedangkan atom yang lain menerima elektron (serah terima elektron)



b)



penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari masingmasing atom yang berikatan



c)



penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari salah 1 atom yang berikatan



 Tujuan pembentukan ikatan kimia adalah agar terjadi pencapaian kestabilan suatu unsur.  Elektron yang berperan pada pembentukan ikatan kimia adalah elektron valensi dari suatu atom/unsur yang terlibat.  Salah 1 petunjuk dalam pembentukan ikatan kimia adalah adanya 1 golongan unsur yang stabil yaitu golongan VIIIA atau golongan 18 (gas mulia).  Maka dari itu, dalam pembentukan ikatan kimia; atom-atom akan membentuk konfigurasi elektron seperti pada unsur gas mulia.  Unsur gas mulia mempunyai elektron valensi sebanyak 8 (oktet) atau 2 (duplet, yaitu atom Helium).



Periode Unsur



Nomor



K



L



M



N



O



P



1 2 3 4 5 6



He Ne Ar Kr Xe Rn



Atom 2 10 18 36 54 86



2 2 2 2 2 2



8 8 8 8 8



8 18 8 18 18 8 18 32 18



8



 Kecenderungan unsur-unsur untuk menjadikan konfigurasi elektronnya sama seperti gas mulia terdekat dikenal dengan istilah Aturan Oktet



o Lambang Lewis Adalah lambang atom yang dilengkapi dengan elektron valensinya.  Lambang Lewis gas mulia menunjukkan 8 elektron valensi (4 pasang).  Lambang Lewis unsur dari golongan lain menunjukkan adanya elektron tunggal (belum berpasangan). Berdasarkan perubahan konfigurasi elektron yang terjadi pada pembentukan ikatan, maka ikatan kimia dibedakan menjadi 4 yaitu : ikatan ion, ikatan kovalen, ikatan kovalen koordinat / koordinasi / dativ dan ikatan logam. 1). Ikatan Ion ( elektrovalen ) o Terjadi jika atom unsur yang memiliki energi ionisasi kecil/rendah melepaskan elektron valensinya (membentuk kation) dan atom unsur lain yang mempunyai afinitas elektron besar/tinggi menangkap/menerima elektron tersebut (membentuk anion). o Kedua ion tersebut kemudian saling berikatan dengan gaya elektrostatis (sesuai hukum Coulomb). o Unsur yang cenderung melepaskan elektron adalah unsur logam sedangkan unsur yang cenderung menerima elektron adalah unsur non logam.



Contoh 1 : Ikatan antara



11 Na



dengan



17 Cl



Konfigurasi elektronnya : 11 Na



= 2, 8, 1



17 Cl



= 2, 8, 7







Atom Na melepaskan 1 elektron valensinya sehingga konfigurasi elektronnya



sama dengan gas mulia. 



Atom Cl menerima 1 elektron pada kulit terluarnya sehingga konfigurasi



elektronnya sama dengan gas mulia. Na



 Na







e



(2,8,1)



(2,8)



Cl  e  Cl







(2,8,7)



 **  * *  ( Na )   Cl   *    **  



(2,8,8)







Antara ion Na+ dengan



Cl



terbentuk senyawa ion NaCl.



Contoh 2 : Ikatan antara Na dengan O







terjadi gaya tarik-menarik elektrostatis sehingga



 Supaya mencapai oktet, maka Na harus melepaskan 1 elektron menjadi kation Na+ Na  Na   e



(2,8,1)



(2,8)



 Supaya mencapai oktet, maka O harus menerima 2 elektron menjadi anion O 2 O  2e  O 2



(2,6)



(2,8)



 Reaksi yang terjadi : Na



 Na







O  2e 



e O



(x2)



2



(x1) +



2 Na + O



2 Na+ +



O 2



Na2O



Contoh lain : senyawa MgCl2, AlF3 dan MgO



 Soal : Tentukan senyawa yang terbentuk dari : 1). Mg dengan F 2). Ca dengan Cl 3). K dengan O



Senyawa yang mempunyai ikatan ion antara lain : a) Golongan alkali (IA) [kecuali atom H] dengan golongan halogen (VIIA) Contoh : NaF, KI, CsF b) Golongan alkali (IA) [kecuali atom H] dengan golongan oksigen (VIA)



Contoh : Na2S, Rb2S,Na2O c) Golongan alkali tanah (IIA) dengan golongan oksigen (VIA) Contoh : CaO, BaO, MgS



Sifat umum senyawa ionik : 1) Titik didih dan titik lelehnya tinggi 2) Keras, tetapi mudah patah 3) Penghantar panas yang baik 4) Lelehan maupun larutannya dapat menghantarkan listrik (elektrolit) 5) Larut dalam air 6) Tidak larut dalam pelarut/senyawa organik (misal : alkohol, eter, benzena)



2). Ikatan Kovalen o Adalah ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara bersama oleh 2 atom yang berikatan. o Ikatan kovalen terjadi akibat ketidakmampuan salah 1 atom yang akan berikatan untuk melepaskan elektron (terjadi pada atom-atom non logam). o Ikatan kovalen terbentuk dari atom-atom unsur yang memiliki afinitas elektron tinggi serta beda keelektronegatifannya lebih kecil dibandingkan ikatan ion. o Atom non logam cenderung untuk menerima elektron sehingga jika tiap-tiap atom non logam berikatan maka ikatan yang terbentuk dapat dilakukan dengan cara mempersekutukan elektronnya dan akhirnya terbentuk pasangan elektron yang dipakai secara bersama.



o Pembentukan ikatan kovalen dengan cara pemakaian bersama pasangan elektron tersebut harus sesuai dengan konfigurasi elektron pada unsur gas mulia yaitu 8 elektron (kecuali He berjumlah 2 elektron).



Ada 3 jenis ikatan kovalen : a). Ikatan Kovalen Tunggal Contoh 1 :  Ikatan yang terjadi antara atom H dengan atom H membentuk molekul H 2  Konfigurasi elektronnya : 1H



=1



 Ke-2 atom H yang berikatan memerlukan 1 elektron tambahan agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil (sesuai dengan konfigurasi elektron He).  Untuk itu, ke-2 atom H saling meminjamkan 1 elektronnya sehingga terdapat sepasang elektron yang dipakai bersama. H  H  H   H



Rumus struktur = H  H Rumus kimia



= H2



Contoh 2 :  Ikatan yang terjadi antara atom H dengan atom F membentuk molekul HF  Konfigurasi elektronnya : 1H



=1



9F



= 2, 7



 Atom H memiliki 1 elektron valensi sedangkan atom F memiliki 7 elektron valensi.



 Agar atom H dan F memiliki konfigurasi elektron yang stabil, maka atom H dan atom F masing-masing memerlukan 1 elektron tambahan (sesuai dengan konfigurasi elektron He dan Ne).  Jadi, atom H dan F masing-masing meminjamkan 1 elektronnya untuk dipakai bersama.



      H  F  H  F     Rumus struktur = H  F Rumus kimia



= HF



 Soal : Tuliskan pembentukan ikatan kovalen dari senyawa berikut : ( lengkapi dengan rumus struktur dan rumus kimianya ) 1) Atom C dengan H membentuk molekul CH4 2) Atom H dengan O membentuk molekul H2O 3) Atom Br dengan Br membentuk molekul Br2



b).



Ikatan Kovalen Rangkap Dua Contoh : 



Ikatan yang terjadi antara atom O dengan O membentuk molekul O 2







Konfigurasi elektronnya : 8O=







2, 6



Atom O memiliki 6 elektron valensi, maka agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil tiap-tiap atom O memerlukan tambahan elektron sebanyak 2.







Ke-2 atom O saling meminjamkan 2 elektronnya, sehingga ke-2 atom O tersebut akan menggunakan 2 pasang elektron secara bersama.



   O    O    



   O   O   



Rumus struktur : O  O Rumus kimia







: O2



Soal : Tuliskan pembentukan ikatan kovalen dari senyawa berikut : (lengkapi dengan rumus struktur dan rumus kimianya) 1) Atom C dengan O membentuk molekul CO2 2) Atom C dengan H membentuk molekul C2H4 (etena)



c). Ikatan Kovalen Rangkap Tiga Contoh 1: o Ikatan yang terjadi antara atom N dengan N membentuk molekul N 2 o Konfigurasi elektronnya : 7N



= 2, 5



o Atom N memiliki 5 elektron valensi, maka agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil tiap-tiap atom N memerlukan tambahan elektron sebanyak 3. o Ke-2 atom N saling meminjamkan 3 elektronnya, sehingga ke-2 atom N tersebut akan menggunakan 3 pasang elektron secara bersama.



**



N



N



ooo



+



ooo



***



N



oo



***



**



oo



N



Rumus struktur : N  N Rumus kimia



: N2



Contoh 2: 



Ikatan antara atom C dengan C dalam etuna (asetilena, C2H2).







Konfigurasi elektronnya :







6C



= 2, 4



1H



=1



Atom C mempunyai 4 elektron valensi sedangkan atom H mempunyai 1



elektron. 



Atom C memasangkan 4 elektron valensinya, masing-masing 1 pada atom



H dan 3 pada atom C lainnya.



   H  C C  H 



(Rumus Lewis)



HC  CH



(Rumus bangun/struktur)



3). Ikatan Kovalen Koordinasi / Koordinat / Dativ / Semipolar o Adalah ikatan yang terbentuk dengan cara penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari salah 1 atom yang berikatan [Pasangan Elektron Bebas (PEB)], sedangkan atom yang lain hanya menerima pasangan elektron yang digunakan bersama. o Pasangan elektron ikatan (PEI) yang menyatakan ikatan dativ digambarkan dengan tanda anak panah kecil yang arahnya dari atom donor menuju akseptor pasangan elektron. Contoh 1:



**



*o



*o



H



* F* * * **



*o



**



*o



** ** F **



H



*o



o*



N



*o



*o



** * F* * ** H o B N



H *o



** ** F **



* **F * * * *o B +



BF3  NH 3



o*



o Terbentuknya senyawa



H



H



* F* * * **



atau



F



F



H



B



N



F



H



H



Contoh 2: o Terbentuknya molekul ozon (O3) o Agar semua atom O dalam molekul O3 dapat memenuhi aturan oktet maka dalam salah 1 ikatan O  O , oksigen pusat harus menyumbangkan kedua



Rumus struktur : OO



4). Ikatan Logam



O2



oo O



oo ** O ** O oo



oo



oo O oo



oo **



+



oo



** O



oo



+



**



oo



oo O oo



**



elektronnya.



 Adalah ikatan yang terbentuk akibat adanya gaya tarik-menarik yang terjadi antara muatan positif dari ion-ion logam dengan muatan negatif dari elektronelektron yang bebas bergerak.  Atom-atom logam dapat diibaratkan seperti bola pingpong yang terjejal rapat 1 sama lain.  Atom logam mempunyai sedikit elektron valensi, sehingga sangat mudah untuk dilepaskan dan membentuk ion positif.  Maka dari itu kulit terluar atom logam relatif longgar (terdapat banyak tempat kosong) sehingga elektron dapat berpindah dari 1 atom ke atom lain.  Mobilitas elektron dalam logam sedemikian bebas, sehingga elektron valensi logam mengalami delokalisasi yaitu suatu keadaan dimana elektron valensi tersebut tidak tetap posisinya pada 1 atom, tetapi senantiasa berpindahpindah dari 1 atom ke atom lain.



ion positif



awan elektron



Gambar Ikatan Logam



 Elektron-elektron valensi tersebut berbaur membentuk awan elektron yang menyelimuti ion-ion positif logam.  Struktur logam seperti gambar di atas, dapat menjelaskan sifat-sifat khas logam yaitu :



a). berupa zat padat pada suhu kamar, akibat adanya gaya tarik-menarik yang cukup kuat antara elektron valensi (dalam awan elektron) dengan ion positif logam. b). dapat ditempa (tidak rapuh), dapat dibengkokkan dan dapat direntangkan menjadi kawat. Hal ini akibat kuatnya ikatan logam sehingga atom-atom logam hanya bergeser sedangkan ikatannya tidak terputus. c). penghantar / konduktor listrik yang baik, akibat adanya elektron valensi yang dapat bergerak bebas dan berpindah-pindah. Hal ini terjadi karena sebenarnya aliran listrik merupakan aliran elektron.



Polarisasi Ikatan Kovalen Suatu ikatan kovalen disebut polar, jika Pasangan Elektron Ikatan (PEI) tertarik lebih kuat ke salah 1 atom. Contoh 1 : Molekul HCl



oo



*o



H



oo Cl oo



Meskipun atom H dan Cl sama-sama menarik pasangan elektron, tetapi keelektronegatifan Cl lebih besar daripada atom H. Akibatnya atom Cl menarik pasangan elektron ikatan (PEI) lebih kuat daripada atom H sehingga letak PEI lebih dekat ke arah Cl (akibatnya terjadi semacam kutub dalam molekul HCl).



δ δ



oo



*o



H



oo Cl oo



Jadi, kepolaran suatu ikatan kovalen disebabkan oleh adanya perbedaan keelektronegatifan antara atom-atom yang berikatan. Sebaliknya, suatu ikatan kovalen dikatakan non polar (tidak berkutub), jika PEI tertarik sama kuat ke semua atom.



Contoh 2 :



oo



oo



oo



oo



oo



oo



Cl *o Cl



H *o H



Dalam tiap molekul di atas, ke-2 atom yang berikatan menarik PEI sama kuat karena atom-atom dari unsur sejenis mempunyai harga keelektronegatifan yang sama. Akibatnya muatan dari elektron tersebar secara merata sehingga tidak terbentuk kutub.



Contoh 3 :



H



O



oo



C O



oo



H



oo



oo ** ** oo



*o



*o



H



oo



*o



H *o C



Meskipun atom-atom penyusun CH4 dan CO2 tidak sejenis, akan tetapi pasangan elektron tersebar secara simetris diantara atom-atom penyusun senyawa, sehingga PEI tertarik sama kuat ke semua atom (tidak terbentuk kutub).



o Momen Dipol ( µ ) Adalah suatu besaran yang digunakan untuk menyatakan kepolaran suatu ikatan kovalen.



Dirumuskan : µ=Qxr



;



1 D = 3,33 x 10-30 C.m



keterangan : µ = momen dipol, satuannya debye (D) Q = selisih muatan, satuannya coulomb (C) r



= jarak antara muatan positif dengan muatan negatif, satuannya meter (m)



Perbedaan antara Senyawa Ion dengan Senyawa Kovalen No 1 2 3 4



Sifat Titik didih Titik leleh Wujud



Senyawa Ion Tinggi Tinggi Padat pada suhu



Senyawa Kovalen Rendah Rendah Padat,cair,gas pada suhu kamar



Daya hantar listrik



kamar Padat = isolator



Padat = isolator Lelehan = Lelehan = isolator konduktor Larutan = ada yang Larutan = konduktor 5 6



Kelarutan dalam air Kelarutan dalam



konduktor Umumnya larut



Umumnya tidak larut



Tidak larut



Larut



trikloroetana (CHCl3) Pengecualian dan Kegagalan Aturan Oktet 1). Pengecualian Aturan Oktet a) Senyawa yang tidak mencapai aturan oktet Meliputi senyawa kovalen biner sederhana dari Be, B dan Al yaitu atom-atom yang elektron valensinya kurang dari empat (4). Contoh : BeCl2, BCl3 dan AlBr3 b) Senyawa dengan jumlah elektron valensi ganjil Contohnya : NO2 mempunyai jumlah elektron valensi (5 + 6 + 6) = 17



oo o o



O N



oo



o



oo



Oo o



c) Senyawa dengan oktet berkembang Unsur-unsur periode 3 atau lebih dapat membentuk senyawa yang melampaui aturan oktet / lebih dari 8 elektron pada kulit terluar (karena kulit terluarnya M, N dst dapat menampung 18 elektron atau lebih). Contohnya : PCl5, SF6, ClF3, IF7 dan SbCl5 2). Kegagalan Aturan Oktet Aturan oktet gagal meramalkan rumus kimia senyawa dari unsur transisi maupun post transisi. Contoh :  atom Sn mempunyai 4 elektron valensi tetapi senyawanya lebih banyak dengan tingkat oksidasi +2  atom Bi mempunyai 5 elektron valensi tetapi senyawanya lebih banyak dengan tingkat oksidasi +1 dan +3



Penyimpangan dari Aturan Oktet dapat berupa : 1) Tidak mencapai oktet 2) Melampaui oktet ( oktet berkembang ) Penulisan Struktur Lewis Langkah-langkahnya : 1) Semua elektron valensi harus muncul dalam struktur Lewis 2) Semua elektron dalam struktur Lewis umumnya berpasangan 3) Semua atom umumnya mencapai konfigurasi oktet (khusus untuk H, duplet)



4) Kadang-kadang terdapat ikatan rangkap 2 atau 3 (umumnya ikatan rangkap 2 atau 3 hanya dibentuk oleh atom C, N, O, P dan S)



Langkah alternatif : ( syarat utama : kerangka molekul / ion sudah diketahui ) 1) Hitung jumlah elektron valensi dari semua atom dalam molekul / ion 2) Berikan masing-masing sepasang elektron untuk setiap ikatan 3) Sisa elektron digunakan untuk membuat semua atom terminal mencapai oktet 4) Tambahkan sisa elektron (jika masih ada), kepada atom pusat 5) Jika atom pusat belum oktet, tarik PEB dari atom terminal untuk membentuk ikatan rangkap dengan atom pusat



Resonansi a. Suatu molekul atau ion tidak dapat dinyatakan hanya dengan satu struktur Lewis. b. Kemungkinan-kemungkinan struktur Lewis yang ekivalen untuk suatu molekul atau ion disebut Struktur Resonansi. Contoh :



oo oo



oo



O S oo oo



oo



oo ooo oo



O S oo O



oo



beresonansi



oo



O



oo



o oo



oo



oo



oo



c. Dalam molekul SO2 terdapat 2 jenis ikatan yaitu 1 ikatan tunggal ( S  O ) dan 1 ikatan rangkap ( S  O ). d. Berdasarkan konsep resonansi, kedua ikatan dalam molekul SO 2 adalah ekivalen. e. Dalam molekul SO2 itu, ikatan rangkap tidak tetap antara atom S dengan salah 1 dari 2 atom O dalam molekul itu, tetapi silih berganti. f. Tidak satupun di antara ke-2 struktur di atas yang benar untuk SO 2, yang benar adalah gabungan atau hibrid dari ke-2 struktur resonansi tersebut.



Gaya Antar Molekul Molekul kovalen dibedakan menjadi molekul polar dan molekul non polar. Molekul non polar adalah molekul dimana elektron-elektronnya tersebar merata sehingga tidak memperlihatkan adanya kutub positif dan kutub negatif dalam molekulnya. Hal ini terjadi pada molekul-molekul yang berbentuk simetris, seperti molekul H 2, O2, N2, CCl4, dan CO2. Molekul polar adalah molekul yang memperlihatkan adanya kutub positif dan kutub negatif yang disebut dipol (dua polar) dalam molekulnya. Dipol terjadi karena perbedaan sifat keelektronegatifan antara dua atom yang berikatan sehingga penyebaran elektron dalam molekul tidak merata, misalnya molekul HF, HCl, HI, NH 3, dan H2O. Semakin besar perbedaan keelektronegatifan, maka semakin polar molekul tersebut.



a. Gaya Van der Walls Gaya Van Der Waals dalam ilmu kimia merujuk pada jenis tertentu gaya antar molekul. Istilah ini pada awalnya merujuk pada semua jenis gaya antar molekul, dan hingga saat ini masih kadang digunakan dalam pengertian tersebut, tetapi saat ini lebih umum merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol. Hal ini mencakup gaya yang timbul dari dipol tetap (gaya Keesom), dipol rotasi atau bebas (gaya Debye) serta pergeseran distribusi awan elektron (gaya London). Nama gaya ini diambil dari nama kimiawan Belanda Johannes van der Waals, yang pertama kali mencatat jenis gaya ini. Gas mempunyai sifat bentuk dan volumenya dapat berubah sesuai tempatnya. Jarak antara molekul-molekul gas relatif jauh dan gaya tarik menariknya sangat lemah. Pada penurunan suhu, fasa gas dapat berubah menjadi fasa cair atau padat. Pada keadaan ini jarak antara molekul-molekulnya menjadi lebih dekat dan gaya tarik



menariknya relatif lebih kuat. Gaya tarik menarik antara molekul-molekul yang berdekatan ini disebut gaya Van der walls. Van der walls (1873) mengenali adanya gaya tarik dan gaya tolak yang lemah di antara molekul-molekul gas dan menjadikannya alasan adanya penyimpangan dari rumus: PV = n RT. Gaya Van der walls sangat lemah jika dibandingkan gaya ikatan antar atom (ikatan ion dan ikatan kovalen). Untuk memutuskan gaya tersebut diperlukan energi sekitar 0,4 – 40 kJ mol-1, sedangkan untuk ikatan kovalen diperlukan sekitar 400 kJ mol-1. Gaya van der walls ini bekerja bila jarak antarmolekul sudah sangat dekat, tetapi tidak melibatkan terjadinya pembentukan ikatan antar atom. Misalnya, pada suhu -160°C molekul Cl2 akan mengkristal dalam lapisan-lapisan tipis, dan gaya yang bekerja untuk menahan lapisan-lapisan tersebut adalah gaya van der walls. Gaya antarmolekul yang berperan dalam terjadinya gaya van der walls, yaitu gaya dipol-dipol, gaya imbas, dan gaya dispersi (gaya London).



1. Gaya Dipol-Dipol Gaya dipol-dipol terjadi pada molekul-molekul yang mempunyai dipol permanen atau molekul polar. Antaraksi antara kutub positif dari satu molekul dengan kutub negatif dari molekul yang lain akan menimbulkan gaya tarik-menarik yang relatif lemah. Kekuatan gaya dipol-dipol ini akan semakin besar bila molekul-molekul tersebut mengalami penataan dengan ujung negatif dari molekul yang lain. Misalnya, pada molekulmolekul HCl.



Gaya antar dipol terjadi antara molekul-molekul dipol atau polar, seperti H2O, HCl, dan C2H5OH. Gaya antar dipol ini tidak sekuat gaya antar molekul ionik tetapi cukup



berarti untuk menaikkan titik didih dipol-dipol ini dibandingkan dengan molekul lain yang massa molekulnya hampir sama. Contohnya adalah dipol H2O dibandingkan dengan CH4 yang non polar. Arah vektor menuju ke atom yang lebih elektronegatif ujung plus menunjukkan ke atom yang kurang elektronegatif. Gaya tarik antar dua molekul polar disebut Gaya tarik dipol-dipol. Tarikan ini lebih kuat dari pada tarikan antara molekul-molekul non polar.



2. Gaya Imbas Suatu molekul polar mempunyai dipol permanen. Dipol permanen ini menginduksi (mengimbas) awan elektron molekul non polar sehingga terbentuk dipol terinduksi (terimbas).



Gaya imbas terjadi bila terdapat molekul dengan dipol permanen berantar aksi dengan molekul dipol sesaat. Adanya molekul-molekul polar dengan dipol permanen akan menyebabkan imbasan dari kutub molekul polar kepada molekul non polar, sehingga elektron-elektron dari molekul non polar tersebut mengumpul pada salah satu sisi molekul (terdorong atau tertarik), yang menimbulkan terjadinya dipol sesaat pada molekul non polar tersebut. Terjadinya dipol sesaat akan berakibat adanya gaya tarik-menarik antardipol tersebut yang menghasilkan gaya imbas. 3. Gaya Dispersi (gaya London) Seorang ahli fisika dari Jerman Fritz London, tahun 1930 menguraikan terjadinya tarikan yang lemah disebabkan oleh dipol imbasan sekejap atau sesaat yang kemudian dikenal Gaya London. Terjadinya tarikan antar elektron satu molekul dan inti molekul yang lain dapat dibayangkan sebagai akibat menggesernya posisi atau getaran (Vibrasi) elektron dan inti-inti itu. Suatu getaran dalam sebuah molekul



mengimbas (menginduksi) suatu geseran elektron-elektron suatu molekul yang disebelahnya.



Gaya London atau gaya dispersi ini terjadi pada setiap molekul maupun zat ionik, hanya pada senyawa ionik tidak begitu besar pengaruhnya. Akan tetapi, pada molekul-molekul kovalen non polar gaya dispersi sangat besar pengaruhnya. Menurut London terjadinya gaya dispersi pada molekul non polar akibat adanya pergerakan elektron mengelilingi inti secara acak, sehingga pada suatu saat elektron-elektron tersebut akan mengumpul pada salah satu sisi atom molekul. Pengumpulan elektron pada salah satu sisi atom molekul ini mengakibatkan terjadinya dipol. Pada sisi yang banyak elektron tersebut menjadi bermuatan negatif, sedangkan pada sisi yang lain terjadi kutub positif. Dipol yang terjadi ini akan menghilang atau berganti tempat (sisi) seiring dengan terus berputarnya elektron. Oleh karena sifatnya yang hanya sesaat maka disebut derngan dipol sesaat. Semakin banyaknya elektron dalam atom atau molekul akan memperbesar gaya tarik dispersi, sehingga kekuatan gaya intermolekuler inilah yang menentukan titik leleh dan titik didih suatui senyawa. Semakin kuat gaya intermolekuler semakin tinggi titik leleh maupun titik didihnya. Bentuk molekul juga yang menentukan kekuatan gaya dispersi. Molekul yang kompak atau mampat hanya akan mengalami sedikit pergeseran muatan, sedangkan molekul memanjang akan mengalami pergeseran yang lebih besar sehingga mempunyai titik didih yang lebih tinggi. Sebagai contoh, molekul hidrokarbon butana dan 2-metilpropan keduanya memiliki rumus molekul C4H10, tetapi atom-atom disusun berbeda. Pada butana atom karbon disusun pada rantai tunggal, tetapi 2-metilpropan memiliki rantai yang lebih pendek dengan sebuah cabang.



Butana memiliki titik didih yang lebih tinggi karena gaya dispersinya lebih besar. Molekul yang lebih panjang (dan juga menghasilkan dipol sementara yang lebih besar) dapat lebih berdekatan dibandingkan molekul yang lebih pendek 2- metil propan. Berikut ini contoh yang lain yang menunjukkan dominannya gaya dispersi. Triklorometan, CHCl3, merupakan molekul dengan gaya dispersi yang tinggi karena elektronegatifitas tiga klor. Hal itu menyebabkan daya tarik dipol-dipol lebih kuat antara satu molekul dengan tetangganya. Dilain pihak, tetraklorometan, CCl4, adalah non polar. Bagian luar molekul tidak seragam - ini pada semua arah. CCl4 hanya bergantung pada gaya dispersi. Karena itu yang memiliki titik didih yang lebih tinggi adalah CCl 4 tentunya, karena CCl4 molekulnya lebih besar dengan lebih banyak elektron. Kenaikan gaya dispersi lebih dari sekedar menggantikan untuk kehilangan interaksi dipol-dipol. Titik didihnya adalah: CHCl3 titik didih



= 61.2°C



CCl4 titi didih= 76.8°C Mudah tidaknya suatu molekul membentuk dipol sesaat disebut polarisabilitas. Hal ini berkaitan dengan massa molekul relatif (Mr) dan bentuk molekul. Massa molekul relatif berkaitan dengan jumlah elektron dalam molekul maka makin mudah mengalami polarisasi sehingga makin kuat gaya Londonnya. Contoh soal 1: Bagaimana urutan kekuatan gaya London molekul-molekul H 2, N2, O2, dan Br2 ini ? Urutan kekuatan Gaya London dari yang terlemah ke yang paling kuat adalah H 2 — N2 —O2—Br2 karena Mr Br2 > MrO2 > MrN2 > MrH2.



Dari tabel dapat dilihat bahwa HI memiliki titik didih yang lebih tinggi daripada HCl



sehingga lebih polar dari HI. Massa molekul relatif HI lebih besar daripada HCl sehingga titik didih HI lebih tinggi dari HCl. Hal ini menunjukkan bahwa Gaya London lebih dapat digunakan dalam membandingkan sifat zat dengan massa molekul relatif yang jauh berbeda. b. Ikatan Hidrogen Ikatan hidrogen merupakan gaya lemah antar molekul yang menghubungkan antara atom hidrogen dari suatu molekul dengan atom elektronegatif pada molekul lain. Gaya ikatan hidrogen ini relatif lebih kuat daripada ikatan van der Walls, dan berbeda dengan gaya van der walls sebab ikatan hidrogen mempunyai arah yang jelas. Kutub positif pada arah kedudukan atom H berikatan dengan kutub negatif pada arah kedudukan atom yang memiliki keelektronegatifan besar, seperti florin, oksigen, dan nitrogen dalam molekul HF,H2O, dan NH3.



Tarikan antar molekul yang luar biasa kuatnya, dapat terjadi antara molekul-molekul, jika satu molekul mempunyai sebuah atom hidrogen yang terikat pada sebuah atom berelektronegativitas besar, dan molekul sebelahnya mempunyai sebuah atom berelektronegativitas tinggi yang mempunyai sepasang elektron menyendiri. Inti hidrogen, yakni proton ditarik oleh sepasang elektron yang bersebelahan bolakbalik antara kedua atom tersebut. Tarikan antara dua molekul yang menggunakan bersama-sama sebuah proton disebut Ikatan Hidrogen. Ikatan ini merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama.



Ikatan hidrogen memiliki kekuatan sepersepuluh rata-rata ikatan kovalen, dan secara konstan diputushubungkan pada molekul air. Tiap molekul air dapat berpotensi membentuk empat ikatan hidrogen dengan molekul air disekelilingnya. Terdapat jumlah hidrogen + yang pasti dan pasangan mandiri karena itu tiap masing-masing



molekul air dapat terlibat dalam ikatan hidrogen. Hal inilah yang menjadi sebab kenapa titik didih air lebih tinggi dibandingkan amonia atau hidrogen fluorida. Pada kasus amonia, jumlah ikatan hidrogen dibatasi oleh fakta bahwa tiap atom nitrogen hanya mempunyai satu pasang elektron mandiri. Pada golongan molekul amonia, tidak terdapat cukup pasangan mandiri untuk mengelilinginya untuk memuaskan semua hidrogen. Pada hidrogen fluorida, masalah yang muncul adalah kekurangan hidrogen. Pada molekul air, hal itu terpenuhi dengan baik. Air dapat digambarkan sebagai sistem ikatan hidrogen yang sempurna. Contoh soal 2: Apakah Ikatan Hidrogen dapat mempengaruhi titik didih propana dan etanol? Ya, dapat mempengaruhi karena Etanol memiliki titik didih yang sangat tinggi dibandingkan dengan propana walaupun massa molekul relatif (Mr) keduanya tidak jauh berbeda. Hal ini terjadi karena dalam molekul etanol terdapat ikatan hidrogen sedangkan propana tidak. Tabel . Hubungan titik didih dengan Mr senyawa organik Senyawa Propana Etanol



Mr 44 46



Titik Didih 12°C 78°C



Ikatan hidrogen dapat terjadi inter molekul dan intra molekul. Jika Ikatan hidrogen terjadi diantara molekul-molekul yang berbeda maka disebut ikatan hidrogen intermolekul atau antar molekul seperti senyawa 1,4 – dihidroksi benzena. Sedangkan bila ikatan hidrogen terjadi antara atom-atom dalam molekul yang sama maka disebut ikatan hidrogen intramolekul atau didalam molekul seperti senyawa 1,2 – dihidroksi benzena.



1,4–dihidroksi benzena.



Senyawa 1,2 – Dihidroksi benzena memiliki ikatan hidrogen Intra molekul karena atom H dan atom O letaknya berdekatan dalam satu molekul. Berbeda halnya dengan 1,4 – Dihidroksi benzena letaknya gugus hidroksi (OH) saling berjauhan sehingga tidak memiliki ikatan hidrogen intramolekul. Ikatan hidrogen tidak hanya berpengaruh pada titik didih dan titk leleh suatu zat tetapi juga kelarutannya dalam suatu pelarut. Senyawa yang berikatan hidrogen mudah larut dalam senyawa lain yang juga berikatan hidrogen. Gaya tarik-menarik utama apakah yang terjadi antara molekul-molekul dalam zat berikut! a. air b. asam klorida c.karbon dioksida a. Ikatan hidrogen karena pada molekul air terdapat ikatan antara H dan O. b. Gaya tarik dipol-dipol karena HCl adalah molekul polar. c. Gaya London atau dispersi karena CO2 adalah molekul non polar.



B. Bentuk Molekul Untuk memahami dan menentukan bentuk molekul , pada uraian di bawah ini akan kita pelajari tentang dua cara menentukan bentuk molekul Bentuk molekul menggambarkan kedudukan atom-atom di dalam suatu molekul, yaitu kedudukan atom-atom dalam ruang tiga dimensi dan besarnya sudut-sudut ikatan yang dibentuk dalam suatu molekul, serta ikatan yang terjadi pada molekul tersebut yang dibentuk oleh pasangan-pasangan elektron.



Dalam Teori Domain Elekton menjelaskan susunan elektron dalam suatu atom yang berikatan. Posisi elektron ini akan mempengaruhi bentuk geometri molekulnya dan bentuk geometri ini akan dijelaskan melalui teori VSEPR. Teori VSEPR agaknya lebih mudah untuk digunakan dalam menjelaskan bentuk molekul-molekul sederhana,sehingga pembahasan selanjutnya akan digunakan teori VSEPR ini. 1. Teori Valence-Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR)



Menurut teori ini, meskipun kedudukan pasangan elektron dapat tersebar diantara atom-atom tersebut, tetapi secara umum terdapat pola dasar kedudukan pasanganpasangan elektron akibat adanya gaya tolak-menolak yang terjadi antara pasangan elektron. Lihat point - point berikut :  Penggambaran bentuk molekul dengan bantuan VSEPR didasari oleh penggambaran struktur Lewis sebagai model 2 dimensi  Dalam teori VSEPR atom pusat akan menempatkan secara relatif grup (bisa berupa atom atau pasangan elektron) pada posisi tertentu  Prinsip dasarnya: masing-masing grup elektron valensi ditempatkan sejauh mungkin satu sama lain untuk meminimalkan gaya tolakan  Notasi yang dipakai: A = atom pusat, X = atom sekitar yang berikatan dan E = grup elektron valensi yang tidak berikatan (sunyi)



Atom-atom dalam berikatan untuk membentuk molekul melibatkan alektron-elektron pada kulit terluar. Ikatannya terbentuk karena pemakaian bersama pasangan elektron (ikatan kovalen). Oleh sebab itu bentuk molekul ditentukan oleh kedudukan pasangan-pasangan elektron tersebut. Di dalam molekul senyawa umumnya terdapat atom yang dianggap sebagai atom pusat. Misalnya pada senyawa H2O sebagai atom pusat adalah atom oksigen dan pada molekul PCl3 atom fosforus sebagai atom pusatnya. Pasangan elektron yang berada pada di sekitar atom pusatnya dapat dibedakan menjadi dua,yakni pasangan elektron ikatan (p.e.i) dan pasangan elektron bebas (p.e.b). Pasangan elektron bebas mempunyai gaya tolak yang lebih besar dari pada pasangan elektron ikatan. Hal itu terjadi karena pasangan elektron bebas hanya terikat pada satu atom sehingga gerakannya lebih leluasa. Urutan kekuatan tolak-menolak di antara



pasangan elektron adalah sebagai berikut : Tolakan antar pasangan elektron bebas > tolakan antara pasangan elektron bebas dengan pasangan elektron ikatan > tolakan antara pasangan elektron ikatan. Pasangan-pasangan elektron dalam suatu molekul akan menempatkan diri, sehingga gaya tolak-menolak pasangan elektron itu serendah mungkin. Agar kedudukan pasangan elektron tersebut menghasilkan gaya tolak-menolak yang paling rendah, maka pasangan elektron tersebut akan berada pada jarak yang saling berjauhan satu sama lain. Berdasarkan hal tersebut, kedudukan pasangan-pasangan elektron mempunyai pola dasar sebagai berikut :



a. Linier Dalam molekul linier, atom-atom tertata pada suatu garis lurus. Sudut yang dibentuk oleh dua ikatan ke arah atom pusat akan saling membentuk sudut 180o. sudut itu disebut sudut ikatan. Contoh molekul yang berbentuk linier adalah BeCl2. b. Segitiga Planar Atom-atom dalam molekul berbentuk segitiga tertata dalam bidang datar,tiga aton akan berada pada titik sudut segitiga sama sisi dan dipusat segitiga terdapat atom pusat. Sudut ikatan antara atom yang mengelilingi atom pusat membentuk sudut 120o. Contoh molekul segitiga sama sisi adalah BCl3. c. Tetrahedron Atom-atom dalam molekul yang berbentuk tetrahedron akan berada dalam suatu ruang piramida segitiga dengan keempat bidang permukaan segitiga sama sisi. Atom pusat terletak pada pusat tetrahedron dan keempat atom lain akan berada pada keempat titik sudut yang mempunyai sudut ikatan 109,5o. Contoh molekul tetrahedron adalah CH4.



d. Trigonal Bipiramida Dalam molekul trigonal bipiramidal atom pusat terdapat pada bidang sekutu dari dua buah limas segitiga yang saling berhimpit, sedangkan kelima atom yang mengelilinginya akan berada pada sudut-sudut limas segitiga yang dibentuk. Sudut ikatan masing-masing atom tidak sama, antara setiap ikatan yang terletak pada bidang segitiga mempunyai sudut 120o, sedangkan antara sudut bidang datar ini dengan dua ikatan yang vertikal akan bersudut 90o. Contoh molekul yang mempunyai bentuk trigonal bipiramidal adalah PCl5. e. Oktahedron Oktahedron adalah suatu bentuk yang terjadi dari dua buah limas alas segi empat, dengan bidang alasnya saling berhimpit, sehingga membentuk delapan bidang segitiga. Pada molekul yang berbentuk octahedron atom pusatnya berada pada pada pusat bidang segiempat dari dua limas yang berhimpit tersebut, sedang enam atom yang mengelilinginya akan berada pada sudutsudut limas tersebut. Sudut ikatan yang dibentuk 90o. Contoh molekul yang mempunyai bentuk oktahesron adalah SF6.



Kegiatan 1. Bentuk Molekul Tetrahedron dan Oktahedron Bentuk molekul tetrahedron digambarkan seperti sebuah limas yang alasnya berbentuk segitiga, atom pusatnya terletak diantara puncak dan alas limas (tengah). Sedangkan atom yang berikatan terletak pada puncak dan sudut-sudut dari alas limas. Sedangkan molekul oktahedron digambarkan seperti dua alas limas yang alasnya berbentuk segiempat dan ditumpuk sedemikian rupa sehingga satu menghadap ke atas dan yang lainnya menghadap ke bawah. Alat dan bahan : a. Kawat b. Bola pimpong c. Gunting Cara kerja :



1. Membuat limas segitiga (tetrahedron) a. Siapkanlah : 



Potonglah 3 buah kawat A cm untuk alas







Potonglah 3 buah kawat B cm untuk sisi miring







Potonglah 3 buah kawat C cm untuk diagonal ruang







Bola pimpong 1 buah



b. Satukanlah kawat A menjadi bentuk segitiga sama sisi sebagai alas c. Ikatkanlah kawat B pada masing-masing sudut alas segitiga dan hubungkanlah ujung kawat B yang lainnya ke atas dan satukanlah, sehingga membentuk limas d. Ikatkanlah bola pimpong dan satu buah kawat C dan letakkan bola pimpong yang terikat dengan kawat dengan ujung puncak limas, 1/3 dari alas segitiga e. katkanlah sudut-sudut alas segitiga dengan bola pimpong



2. Membuat limas segiempat (Oktahedron) a. Siapkanlah :







Potonglah 4 buah kawat A cm untuk alas







Potonglah 4 buah kawat B cm untuk sisi miring







Potonglah 4 buah kawat C cm untuk diagonal ruang







Bola pimpong 1 buah



b. Satukanlah kawat A menjadi bentuk segiempat sama sisi sebagai alas c. Ikatkanlah kawat B pada masing-masing sudut alas segitiga dan hubungkanlah ujung kawat B yang lainnya ke atas dan jadikan satu, sehingga membentuk limas



d. Ikatkanlah bola pimpong dan satu ubuah kawat C dan letakkan bola pimpong yang terikat dengan kawat dengan ujung puncak limas, 1/4 dari alas segiempat e. Ikatkanlah sudut-sudut alas segiempat dengan bola pimpong



Seperti contoh jika semua sudut limas mengikat atom lain, maka bentuk molekul seperti pada kegiatan 1 yang telah dibuat. Tetapi bila salah satu sudut limas tidak mengikat atom lain dan merupakan elektron bebas maka terjadi perubahan sudut antar atom yang berikatan..



Fakta bahwa sudut ikatan dalam molekul H 2O dan NH3 lebih kecil dari pada sudut CH4 tetrahedral. Fakta ini menunjukkan bahwa tolakan pasangan elektron berikatan dalam orbital ikatan lebih kecil daripada orbital pasangan elektron bebas. Dengan adanya pasangan elektron bebas inilah, maka bentuk molekul dari atomatom yang berikatan tidak sama dengan bentuk geometri yang merupakan susunan ruang elektron .



2. Merumuskan Bentuk Molekul Tipe molekul merupakan suatu notasi yang menyatakan jumlah pasangan elektron yang berada di sekitar atom pusat dari suatu molekul, baik elektron bebas maupun elektron ikatan. Tipe molekul ditentukan dengan cara berikut :  Atom pusat dinyatakan dengan lambang A. atom ini melambangkan atom yang mengikat beberapa atom pendatang  Setiap pasangan elektron ikatan dinyatakan dengan X



 Setiap pasangan elektron bebas dinyatakan dengan E



Contoh : molekul IF3 yang terdiri dari 3 pasangan elektron ikat dan 2 elektron bebas dirumuskan sebagai AX3E2.



Tipe molekul dapat ditentukan dengan langkah-langkah sebagai berikut : a) Senyawa Biner Berikatan Tunggal Jika atom pusat hanya berikatan tunggal, maka setiap ikatan hanya menggunakan satu elektron dari atom pusat. Dengan demikian, jumlah pasangan elektron bebas (E) sesuai dengan rumus berikut : EV = jumlah elektron valensi atom pusat X = jumlah pasangan elektron ikatan E = jumlah pasangan elektron bebas



Dengan demikian, tipe molekul dapat ditentukan dengan urutan sebagai berikut : 1. Tentukan jumlah elektron valensi atom pusat (EV ) 2. Tentukan jumlah pasangan elektron ikatan ( X ) 3. Tentukan jumlah pasangan elektron bebas Contoh : Menentukan tipe molekul air (H2O) Jumlah elektron valensi atom pusat (oksigen) = 6 Jumlah pasangan elektron ikatan (X) = 2 Jumlah pasangan elektron bebas (E) = ( 6 – 2 ) : 2 = 2 Tipe molekulnya adalah AX2E2. b) Senyawa Biner Berikatan Rangkap atau Ikatan Kovalen Koordinat Jika atom pusat membentuk ikatan rangkap atau ikatan kovalen koordinat, maka tiap ikatan akan menggunakan 2 elektron valensi dari atom pusatnya.



Dengan demikian, jumlah pasangan elektron bebas akan sesuai dengan rumus :



Contoh : Menentukan tipe molekul belerang trioksida (SO3) Ikatan antara atom belerang dengan atom oksigen dalam SO 3 merupakan ikatan rangkap atau ikatan kovalen koordinat. Jumlah elektron valensi atom pusat = 6 Jumlah pasangan elektron ikatan (X) = 3, tetapi jumlah elektron yang digunakan atom pusat 3 x 6 = 6 Jumlah pasangan elektron bebas (E) = ( 6 – 6 ) : 2 = 0 Tipe molekulnya adalah AX3



3. Cara Meramalkan Bentuk Molekul Untuk meramalkan bentuk molekul pertama-tama harus diketahui terlebih dahulu jumlah pasangan-pasangan elektron yang berada di sekitar atom pusat seperti yang telah dijelaskan di atas dan juga dapat dengan menggambar runus titik elektronnya. Perhatikan langkah berikut : a. Buatlah struktur Lewis b. Tentukan pasangan elektron berikatan pada atom pusat c. Tentukanlah pasangan elektron bebas pada atom pusat d. Tentukanlah bentuk molekulnya Contoh : 1. Bentuk molekul CCl4 Konfigurasi elektron 6C = 2 4 17Cl = 2 8 7 Elektron Valensi C = 4 Cl = 7



Jumlah elektron valensi (1 x 4) + (4 x 7) = 32 buah Jumlah Pasangan Elektron Valensi (PEV) = 32 = 16 pasang Pasangan Elektron Berikatan (PEI) = 4 pasang Pasangan Elektron Bebas (PEB) = 16 – 4 = 12 pasang Disebarkan sekitar atom pusat secara merata sehingga memenuhi kaidah oktet, jika masih ada sisa letakkan pada atom pusat Struktur Lewis : Atom C sebagai atom pusat, atom Cl yang mengelilingi atom C



Perhatikan pasangan elektron pada atom pusat Pasangan elektron atom pusat = 4 Pasangan elektron atom berikatan = 4 Pasangan elektron atom bebas = 0 Sehingga susunan ruang elektronnya :Tetrahedron. Bentuk molekulnya : Tetrahedral



2. Bentuk molekul H2O Konfigurasi elektron 1H = 1 8



O=26



Elektron Valensi H = 1 dan O = 6 Jumlah elektron Valensi (1 x 1) + (2 x 6) = 8 PEV = = 4 pasang. PEI = 2 pasang PEB = 4 – 2 = 2 pasang Struktur Lewis



Jumlah pasangan elektron pada atom pusat = 4 pasang Jumlah pasangan elektron berikatan = 2 pasang Jumlah pasangan elektron bebas = 2 pasang Susunan ruang elektronnya = Tetrahedron Bentuk molekulnya = Huruf V



4. Bentuk Molekul dan Hibridisasi Ikatan kimia melibatkan elektron-elektron valensi, dimana elektron-elektron tersebut berada pada orbital-orbital dengan bentuk tertentu. Pada molekul CH4, ikatan terjadi karena terbentuknya pasangan elektron antara elektron yang terdapat pada orbital s atom H dengan elektron yang terdapat pada orbital p atom C. Bentuk orbital s seperti bola dan bentuk orbital p seperti dumbbell. Sedangkan bentuk molekul CH4 adalah tetrahedron. Bagaimana bentuk tetrahedron dari pasangan elektron orbital s yang berbentuik bola dan elektron orbital p yang berbentuk dumbbell dapat terjadi ? salah satu pendekatan yang dapat digunakan untuk menjelaskan pertanyaan tersebut adalah konsep hibridisasi orbital. Menurut Linus Pauling, orbital-orbital pada elektron valensi dapat membentuk orbital campuran atau orbital hibrida. Dengan menggunakan konsep hibridisasi orbital, keterkaitan antara bentuk orbital dengan bentuk molekul dapat dijelaskan. Bila dalam suatu atom, beberapa orbital yang tingkat energinya berbeda (tidak ekivalen) bergabung membentuk orbital baru dengan energi yang setingkat guna membentuk ikatan kovalen, maka orbital gabungan tersebut dinamakan orbital hibrida. Peristiwa pembentukan orbital hibrida yang dilakukan oleh suatu atom (biasanya atom pusat) disebut proses hibridisasi.



a. Hibridisasi sp Menurut Teori Valence-Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) atau teori tolakan



pasangan elektron, bentuk molekul BeCl2 adalah linier. Bagaimana bentuk molekul tersebut dapat dijelaskan dan dikaitkan dengan konsep orbital hibrida? Bila diamati lebih lanjut, elektron atom Be dan elektron atom Cl yang belum berpasangan merupakan elektron pada subkulit p yang mempunyai bentuk orbital seperti dumbbell. Atom pusat dari molekul BeCl2 adalah atom Be yang mempunyai konfigurasi electron Be4 : 1s2 2s2 2p0.Diagram orbital elektron valensi Be pada keadaan dasar (ground state) dapat digambarkan :



2S



2P



Karena orbital 2s sudah berpasangan, ia tidak mungkin akan membentuk pasangan elektron dengan elektro dari atom Cl, sehingga elektron pada 2s harus tidak berpasangan agar dapat membentuk pasangan dengan elektron dari atom Cl. Untuk itu, elektron dari 2s mengalami promosi ke orbital 2p.



2S



2P



Elektron–elektron tersebut selanjutnya membentuk pasangan elektron dengan elektron atom Cl yang terjadi pada orbital 2s dan 2p, yang membentuk orbital baru yang disebut orbital hibrida sp.



2S



2P



: elektron dari atom Be : elektron dari atom Cl Kedua orbital hibrida tersebut mempunyai arah orientasi yang berlawanan,sehingga terjadilah bentuk molekul linier.



b. Hibridisasi sp2 Hibridisasi sp2 terjadi apanbila orbital s membentuk orbital hibrda dengan dua buah orbital p. berdasarkan VSEPR, molekul BF3 berbentuk segitiga datar (trigonal planar). Hibridisasi yang terjadi pada BF3 dapat dijelaskan sebagai berikut : Elektron valensi atom boron adalah 5, sehingga konvigurasi elektronnya: 1s 2 2s2 2p1. diagram elektron valensi :



Oeh karena elektron pada orbital 2s sudah berpasangan, maka agar dapat membentuk ikatan, sebuah elektron dari orbital 2s tersebut harus promosi ke orbital 2p yang masih kosong. Maka orbital hibrida dari satu s dan dua orbital p adalah membentuk orbital hibrida sp2 yang tingkat energinya sama.



Selanjutnya orbital hibrida yang belum berpasangan ini, akan berpasangan dengan elektron dari 3 atom F yang berada di orbital sp 2.



: elektron dari atom B : elektron dari atom F Tiga orbital hasil hibridisasi tersebut mempunyai arah orientasi pada tiga arah yang saling berlawanan, sehingga membentuk ruang segitiga sama sisi (trigonal planar).



c. Hibridisasi sp3 Hibridisasi sp3 terjadi apabila sebuah orbital membentuk orbital hibrida dengan orbital p. berdasarkan teori VSEPR, molekul CH4 mempunyai bentuk tetrahedron. Proses hibrisdisasi yang terjadi pada CH4 adalah sebagai berikut : Atom C dengan nomor atom 6 mempunyai konfigurasi elektron ; 1s 2 2s2 2p4 dan diagram elektron valensi :



Untuk membentuk molekul CH4, keempat elektron valensi atom karbon harus membentuk pasangan elektron dengan elektron-elektron dari keempat atom hidrogen yang diikatnya. Karena sudah berpasangan, elektron pada orbital 2s tidak



mungkin digunakan untuk berpasangan dengan elektron atom hidrogen. Oleh karena itu, sebuah elektron dari orbital 2s tersebut harus dipromosikan ke orbital 2p.



2S 2P Dengan dipromosikannya, masing-masing elektron akan membentuk pasangan elektron bersama dengan 4 elektron dari keempat atom hidrogen. Bila ditinjau secara teoritis, tingkat energi keempat pasangan pasangan elektron tidaklah sama. Namun dalam pengamatan spektrum menunjukkan bahwa keempat ikatan pada CH 4 adalah identik. Ini berarti tingkat energi keempat pasang elektron tersebut setingkat. Oleh karena itu, dapat disimpulkan bahwa orbital yang terjadi pada ikatan CH 4 terbentuk dari sebuah atom s dan tiga orbital p membentuk orbital sp 3 yang tingkat energinya sama. Selanjutnya orbital hibrida yang belum berpasangan ini, akan berpasangan dengan elektron–elektron dari keempat atom H yang berada di orbital sp 3.



SP3 : elektron dari atom C : elektron dari atom F Empat orbital hasil hibridisasi sp3 tersebut mempunyai arah orientasi pada empat ruang yang dibatasi oleh empat bidang atau tetrahedron.



d. Hibridisasi orbital s, orbital p, dan orbital d. Dalam membentuk orbital hibrida beberapa olekul senyawa dari unsure-unsur



periode ketiga tidak hanya melibatkan orbital s dan orbital p saja, namun juga orbital d. seperti contoh SF6 yang membentuk molekul octahedron. Atom belerang dengan nomar atom 16 (sebagai atom pusat) mempunyai konfigurasi electron : 1s 2 2s2 2p6 3s2 3p4 3d0 dan mempunyai diagram oirbital valensi :



3S



3P



3d



Untuk dapat mengikat 6 atom F, atom s harus mempunyai 6 elektron yang tidak berpasangan, sehingga electron dari orbital 3s dan 3p yang sudah berpasangan dipromosikan ke orbital 3d.



Orbital-orbital yang terisi electron ini selanjutnya membentuk orbital hibrida dan digunakan dengan electron dari atom F. orbital hibrida yang terjadi dibentuk dari sebuah orbital s, tiga buah orbital p, dan dua buah orbital d. orbital hibrida yang terbentuk adalah sp3d2.



3S



3P



3d



: elektron dari atom S : elektron dari atom F Bentuk orbital hibrida adalah octahedron, yaitu bangun berisi 8 bi9dang yang beraturan.



Bentuk-bentuk orbital hibrida yang lain dapat dilihat pada tabel berikut :



Jenis ikatan sp sp2 sp3 dsp3 sp2d ; dsp2 d2sp3 ; sp3d2



Jml ikatan maksimum 2 3 4 5 4 6



Bentuk geometrik Linier Segitiga datar Tetrahedron Trigonal bipiramid Segiempat datar Oktahedron



Rangkuman 1)



Bentuk molekul berkaitan dengan susunan ruang atom-atom dalam molekul.



2)



Molekul diatomik bentuk molekulnya adalh linier, molekul triatomik dapat berbentuk linier atau bengkok (V), molekul tetraatomik ada yang berbentuk planar (datar sebidang), ada pula yang piramida. Semakin banyak atom penyusun molekul, semakin komplek pula bentuk molekulnya.



3)



Atom pusat dinyatakan dengan lambang A, pasangan elektron ikat dilambangkan X, dan pasangan electron bebas dilambangkan dengan E.



4)



Bentuk molekul dapat ditentukan dengan teori VSEPR dan juga teori hibridisasi.



5)



Bentuk molekul mempengaruhi sifat kepolaran molekul.



6)



Kepolaran senyawa selain dipengaruhi oleh perbedaan keelektronegatifan juga dipengaruhi oleh bentuk molekulnya.



7)



Kepolaran suatu molekul dapat diketahui dari harga momen dipolnya.



8)



Molekul kovalen dibedakan menjadi molekul polar dan molekul non polar.



9)



Molekul non polar adalah molekul dimana elektron-elektronnya tersebar merata sehingga tidak memperlihatkan adanya kutub positif dan kutub negatif dalam molekulnya.



10) Molekul polar adalah molekul yang memperlihatkan adanya kutub positif dan kutub negatif yang disebut dipol (dua polar) dalam molekulnya. 11) Momen dipol dirumuskan sebagai: µ = q x d



12) Antar molekul kovalen terdapat gaya yang bekerja untuk mengikat molekulmolekul, ini disebut gaya antarmolekul. 13) Gaya tarik dan gaya tolak yang lemah yang bekerja di antara molekul-molekul gas dikenal sebagai gaya Van der Walls. 14) Gaya Van der Walls mempunyai rumus : PV = n RT. 15) Gaya antarmolekul yang berperan dalam terjadinya gaya van der walls, yaitu gaya dipol-dipol, gaya imbas, dan gaya dispersi (gaya London). 16) Gaya dipol-dipol terjadi pada molekul-molekul yang mempunyai dipol permanen atau molekul polar. 17) Gaya imbas terjadi bila terdapat molekul dengan dipol permanen berantar aksi dengan molekul dipol sesaat. 18) Terjadinya tarikan yang lemah disebabkan oleh dipol imbasan sekejap atau sesaat yang kemudian disebut dengan gaya London atau dispersi. 19) Ikatan hidrogen merupakan gaya lemah antar molekul yang menghubungkan antara atom hidrogen dari suatu molekul dengan atom elektronegatif pada molekul lain.



Evaluasi 1 Soal pilihan ganda 1. Jika atom pusat dinyatakan dengan A, pasangan electron ikatan dengan X, dan pasangan electron bebas dengan E, manakah diantara molekul berikut yang tergolong tipe AX4E ? a. SCl2



c. PF3



b. H2O



d. NH3



e. SF4



2. Diantara senyawa berikut manakah senyawa yang bersifat polar ? a. CO2 b. BF3 d. NH3



c. CH4



e. O2



3. Bentuk molekul BCl2 adalah … . a. Trigonal bipiramidal



d. Oktahedral



b. Segitiga planar



e. Tetrahedron



c. Linier 4. Unsur Pasal (nomor atom 15) bersenyawa dengan Cl (nomor atom 17) membentuk PCl3. Berapa banyak pasangan elektron bebas pada atom pusat dalam senyawa PCl3 ? a. 0



c. 2



b. 1



d. 3



e. 4



Soal Uraian 1. Tentukan tipe molekul berikut : a. BF3



b. POCl3



c. XeO4



2. Ramalkan bentuk molekul berikut : a. BeF2



b. PCl5



3. Ramalkan kepolaran molekul berikut: a. BCl3



b. NH3



4. Molekul PCl5 berbentuk bipiramidal trigonal. Buatlah hibridisasi pembentukan molekul senyawa tersebut !



Evaluasi 2 Soal pilihan ganda 1. Titik didih metana (CH2) lebih tinggi daripada neon (Ne), karena… a. Massa molekul metana lebih besar dari neon. b. Molekul metana mempunyai lebih banyak elektron daripada neon. c. Polarisabilitas metana lebih besar dari neon.



d. Molekul metana membentuk ikatan hidrogen, neon tidak. e. Molekul metana polar, neon tidak. 2. Diantara pasangan senyawa berikut yang mempunyai Gaya London adalah… a. CCl4



d. CO2



b. H2O



e. NH3



c. CH4 3. Senyawa yang mempunyai ikatan hidrogen adalah… a. HCl



d. HBr



b. H2S



e. HI



c. H2O 4. Diantara senyawa berikut ini yang di ramalkan mempunyai titik didih tertinggi adalah… a. C2H6



d. CH3COOH



b. C2H2Cl



e. CH3OCH3



c. C2¬H5OH 5. Ikatan yang terdapat dalam molekul (antara atom C dengan H) dan antar molekul CH4 adalah… a. Kovalen dan Gaya London b. Ion dan Gaya Dispersi c. Kovalen dan Ikatan Hidrogen d. Kovalen dan Gaya Van der Waals e. Ion dan Ikatan Hidrogen Soal Uraian 6. Jelaskan apa yang kamu ketahui tentang! a. Gaya London atau dispersi b. Gaya Van der Walls 7. Bagaimana terjadinya gaya dipol-dipol dan gaya imbas?



8. Etanol dan metoksimetana, manakah titik didihnya yang lebih tinggi jika dikaitkan dengan ikatan hidrogennya? 9. Manakah gaya Londonnya yang lebih kuat, molekul iod atau molekul flour? 10. Gambarkan terjadinya ikatan hidrogen pada molekul air dan ion klorida!