Tugas : Kimia Anorganik I

STRUKTUR MOLEKUL

Dosen Pengampu:

Nur A. Limatahu, S. Pd., M. Si.

Oleh :

EVA YUNIATI

0329 14 11 021

Semester/Kelas : III/C

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN KIMIA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

UNIVERSITAS KHAIRUN

TERNATE

2015

A. STRUKTUR MOLEKUL

1. IKATAN KIMIA

Antara dua atom atau lebih dapat saling berinteraksi dan

membentuk molekul. Interaksi ini selalu disertai dengan pelepasan

energi sedangkan gaya-gaya yang menahan atom-atom dalam molekul

merupakan suatu ikatan yang dinamakan ikatan kimia. Ikatan kimia

terbentuk karena unsur-unsur ingin memiliki struktur elektron stabil.

Struktur elektron stabil yang dimaksud, yaitu struktur elektron gas

mulia. Tabel struktur elektron gas mulia.

Unsur Nomor

atom

K L M N O P

He 2 2

Ne 10 2 8

Ar 18 2 8 8

Kr 36 2 8 18 8

Xe 54 2 8 18 18 8

Rn 86 2 8 18 32 18 8

Kecenderungan atom-atom untuk memiliki struktur atau

konfigurasi elektron seperti gas mulia atau 8 elektron pada kuliat

terluar disebut “kaidah oktet”. Sementara itu atom-atom yang

mempunyai kecenderungan untuk memiliki konfigurasi elektron

seperti gas helium disebut “kaidah duplet”.

Hal-hal yang diperlukan antarunsur agar dapat mencapai struktur

elektron seperti gas mulia, sebagai berikut.

1) Perpindahan elektron dari satu atom ke atom lain (serah terima

elektron)

Atom yang melepaskan elektron akan membentuk ion

positif, sedangkan atom yang menerima elektron akan berubah

menjadi ion negatif, sehingga terjadilah gaya elektrostatik atau

tarik-menarik antara kedua ion yang berbeda muatan. Ikatan ini

disebut ikatan ion.

2) Pemakaian bersama pasangan elektron oleh dua atom sehingga

terbentuk ikatan kovalen.

Ikatan kimia mengacu pada gaya tarik menarik yang memegang

atom bersama dalam senyawa. Ada dua kelas utama dari ikatan.

(1) hasil ikatan ionik dari interaksi elektrostatik antara ion, yang

sering terjadi karena transfer bersih satu atau lebih elektron dari satu

atom atau kelompok atom yang lain.

(2) hasil ikatan kovalen dari berbagi satu atau lebih pasangan

elektron antara dua atom. Perbedaan senyawa ionik dan senyawa kovalen

Senyawa Ionik Senyawa Kovalen

Berbentuk padatan dengan titik leleh

tinggi (biasanya > 400°C).

Berupa gas, cairan, atau padatan

dengan titik leleh rendah (biasanya

<300°C).

Banyak yang larut dalam pelarut polar

seperti air.

Banyak yang tidak larut dalam pelarut

polar.

Sebagian besar tidak larut dalam pelarut

nonpolar, seperti heksana, C6H14, dan

karbon tetraklorida, CCl4.

Sebagian besar larut dalam pelarut

nonpolar, seperti heksana, C6H14, dan

karbon tetraklorida, CCl4.

Senyawa Molten melakukan dengan baik

listrik karena mengandung partikel-

partikel bermuatan bergerak (ion).

Cair dan cair senyawa tidak

menghantarkan listrik.

Larutan encer melakukan dengan baik

listrik karena mengandung partikel-

partikel bermuatan bergerak (ion).

Larutan encer biasanya konduktor

listrik yang buruk karena kebanyakan

tidak mengandung partikel bermuatan.

Sering terbentuk antara dua elemen

dengan elektronegativitas berbeda,

biasanya logam dan bukan logam

Sering terbentuk antara dua. elemen

dengan electronegativitas sejenis,

biasanya bukan logam.

a. Lewis Dot Rumus dari Atom

Ikatan kimia biasanya hanya melibatkan elektron terluar atom, juga

disebut elektron valensi. Dalam Lewis dot representasi, hanya elektron

dalam terluar s diduduki dan p orbital ditunjukkan sebagai titik. Paduan

dan elektron yang tidak berpasangan juga ditunjukkan. Tabel 7-1

menunjukkan Lewis dot formula untuk elemen perwakilan. Semua elemen

dalam kelompok tertentu memiliki konfigurasi elektron terluar yang sama.

b. Jenis-Jenis Ikatan Kimia

1) Ikatan Ion (ikatan elektrovalen)

Ikatan ion adalah daya tarik bermuatan sebaliknya ion (kation dan

anion) dalam jumlah besar untuk membentuk solid. Senyawa padat

seperti disebut ionik padat. Ikatan ion merupakan ikatan yang terjadi

akibat perpindahan elektron dari satu atom ke atom lain. Ikatan ion

terbentuk antara atom yang melepaskan elektron (logam) dengan atom

yang menangkap elektron (bukan logam). Atom logam, setelah

melepaskan elektron berubah menjadi ion negatif. Sedangkan atom

bukan logam, setelah menerima elektron berubah menjadi ion negatif.

Antara ion-ion yang berlawanan muatan ini terjadi tarik-menarik (gaya

ekektrolisis) yang disebut ikatan ion (ikatan elektrovalen). Ikatan ion

merupakan ikatan yang relatif kuat. Pada suhu kamar, semua senyawa

ion berupa zat padat kristal dengan struktur tertentu.

Contoh ikatan ion:

11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 atau 2 8 1

17Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 atau 2 8 7

Keterangan :

Atom natrium cenderung melepaskan satu elektron agar kulit terluarnya agar

memiliki delepan elektron terluar.

Jika atom Na bertemu dengan Cl maka atom Na memberikan elektron ke atom Cl

sehingga terbentuklan NaCl.

Na → Na+ + e

Cl + e → Cl-

Senyawa yang memiliki ikatan ion disebut senyawa ionik. Senyawa ionik

biasanya terbentuk antara atom-atom unsur logam dan nonlogam. Atom unsur

logam cenderung melepas elektron membentuk ion positif, dan atom unsur

nonlogam cenderung menangkap elektron membentuk ion negatif.

Sifat fisis senyawa ion:

a) Memiliki titik didih dan titik leleh yang tinggi.

b) Keras tapi rapuh.

c) Berupa padatan pada suhu ruang.

d) Larut dalam pelarut air, tetapi umumnya tidak larut dalam pelarut

organik.

e) Tidak menghantarkan listrik dalam fase padat, tetapi

menghantarkan listrik dalam fase cair.

2) Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi akibat pemakaian

pasangan elektron secara bersama-bersama oleh dua atom. Ikatan ion

tidak dapat menghasilkan reaksi antara dua nonmetals, karena

perbedaan elektronegativitas mereka tidak cukup besar untuk transfer

elektron untuk mengambil tempat. Sebaliknya, reaksi antara dua

nonmetals menghasilkan ikatan kovalen.

Ikatan kovalen terbentuk ketika dua atom berbagi satu atau lebih

pasangan elektron. Kovalen ikatan terjadi ketika perbedaan

elektronegativitas, ∆(EN), antara unsur-unsur (atom) adalah nol atau

relatif kecil.

Ikatan kovalen terbentuk di antara dua atom yang sama-sama ingin

menangkap elektron (sesama atom bukan logam). Cara atom-atom

saling mengikat dalam suatu molekul dinyatakan oleh rumus bangun

atau rumus struktur. Rumus struktur diperoleh dari rumus Lewis

dengan mengganti setiap pasangan elektron ikatan dengan garis.

a. Penulisan ikatan kovalen dengan rumus Lewis.

Rumus Lewis untuk beberapa molekul kovalen dan ion sangat

penting, antara lain untuk mempelajari geometri suatu molekul.

Cara penulisan rumus Lewis, yaitu setiap elektron di kulit

terluar dilambangkan dengan titik atau silang kecil.

H C N O ClKeterangan :

a) Satu elektron dilambangkan dengan satu titik.

b) Elektron yang ditampilkan hanya elektron valensi unsur.

c) Elektron dalam senyawa harus sesuai dengan aturan oktet.

b. Ikatan kovalen rangkap dua dan rangkap tiga.

Dalam mencapai konfigurasi stabil gas mulia, dua atom

tidak saja dapat memiliki ikatan melalui sepasang elektron

tetapi juga dapat 2 atau 3 pasang.

1) Ikatan dengan sepasang elektron milik bersama disebut

ikatan tunggal.

Contoh : H – H

2) Ikatan dengan dua pasang elektron milik bersama

disebut ikatan rangkap dua.

Contoh : O = O

3) ikatan dengan tiga pasang elektron milik bersama

disebut ikatan rangkap tiga.

Contoh : N N

c. Kepolaran ikatan kovalen

Ikatan kovalen polar adalah ikatan kovalen yang mempunyai

perbedaan keelektronegatifan dan bentuk molekulnya tidak

simetris. Sedangkan ikatan kovalen nonpolar adalah ikatan

kovalen yang terbentuk memiliki keelektronegatifan yang sama

atau tidak memiliki perbedaan keelektronegatifan.

Contoh

H – Cl (keelektronegatifan Cl = 3,0 dan H = 2,1)

(Cl mempunyai daya tarik elektron yang lebih besar daripada H

atau atom Cl yang lebih negatif daripada H).

d. Ikatan kovalen koordinasi

Pada ikatan kovalen biasa, pasangan elektron yang digunakan

bersama dengan atom lain berasal dari masing-masing atom

unsur yang berikatan. Namun apabila pasangan elektron

tersebut hanya berasal dari salah satu atom yang berikatan,

maka disebut ikatan kovalen koordinasi. Ikatan kovalen

koordinasi adalah ikatan kovalen yang pasangan elektron miliki

bersamanya berasal dari satu atom.

Contoh :

H H

N H + H+ → H N H

H H

Dalam ion NH4 terdapat empat buah ikatan, yaitu tiga ikatan kovalen biasa dan

satu ikatan kovalen koordinasi.

Sifat fisis senyawa kovalen:

a. Berupa gas, cairan, atau padatan lunak pada suhu ruang.

b. Bersifat lunak dan tidak rapuh.

c. Mempunyai titik leleh dan titik didih yang rendah.

d. Umumnya tidak larut dalam air, tetapi larut dalam pelarut

organik.

e. Pada umumnya tidak menghantarkan listrik.

3) Ikatan Logam

Ikatan logam adalah ikatan kimia yang terbentuk akibat penggunaan

bersama elektron-elektron valensi antaratom-atom logam. Contoh :

logam, besi, seng, dan perak. Ikatan logam bukanlah ikatan ion atau

ikatan kovalen. Salah satu teori yang dikemukakan untuk menjelaskan

ikatan logam adalah teori lautan elektron. Contoh terjadinya ikatan

logam, tempat kedudukan elektron valensi dari suatu atom besi (Fe)

dapat saling tumpang tindih dengan tempat kedudukan elektron valensi

dari atom-atom Fe yang lain. Tumpang tindih antarelektron valensi ini

memungkinkan elektron valensi dari setiap atom Fe yang bergerak

bebas dalam ruang di antara ion-ion Fe+ membentuk lautan elektron.

Karena muatannya berlawanan (Fe2+ dan 2e_), maka terjadi gaya tarik

menarik antara ion-ion Fe+ dan elektron-elektron bebas ini. Akibatnya

terbentuk ikatan yang disebut ikatan logam.

Sifat fisis logam:

a. Berupa padatan pada suhu ruang.

b. Bersifat keras tetapi lentur/ tidak mudah patah jika ditempatnya.

c. Mempunyai titik didih dan titik leleh yang tinggi.

d. PenghantarPenghantar listrik yang baik.

e. Mempunyai permukaan yang mengilap.

f. Memberi efek foto listrik dan termionik.

Soal :

1. Bagaimanakah rumus senyawa dan jenis ikatan yang terbentuk dari:

a. 20D dan 16E b. 13A dan 8M

2. Bagaimana unsur K membentuk ion positif?

3. Mengapa logam tidak patah jika dibengkokkan dan tidak pecah jika

ditempa?

4. Mengapa kristal senyawa ion mudah pecah? Jelaskan!

5. Bagaimana bentuk struktur ikatan kovaelen rangkap dua pada senyawa

O2?

Jawaban :

1. Seperi halnya dengan contoh soal tentang ikatan ion.

a. Awalnya tentukan dulu konfigurasi elektronnya.

20D = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 atau 2 8 8 2

16E = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 atau 2 8 6

Dari konfigurasi tersebut bisa dilihat bahwa atom D akan

melepaskan 2 elektron agar mendapatkan elektron valensinya 8 dan

untuk atom E akan menangkap 2 elektron agar mendapatkan

elektron valensinya 8 juga. Maka dapat ditulis sebagai berikut:

D → D2+ + 2e

E + 2e → E2-

Karena sama-sama menangkap dan melepaskan elektron sebanyak

2 elektron maka rumus senyawanya dapat ditulis sebagai berikut:

DE → D2+ + E2-

Karena melepaskan dan menangkap suatu elektron atau daya tarik

muatan antara anion dan kation maka jenis ikatan ini merupakan

jenis ikatan ion.

b. Awalnya tentukan terlebih dahulu konfigurasi elektronnya.

13A = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 atau 2 8 3

8M = 1s2 2s2 2p4 atau 2 6

Dari konfigurasi elektron di atas dapat dilihat bahwa atom A akan

melepaskan elektron sebanyak 3 elektron dan untuk atom M akan

menangkap elektron sebanyak 2 elektron. Dengan cara seperti itu agar

kedua atom mendapatkan elektron valensi 8. Maka dapat ditulis

sebagai berikut.

A → A3+ + 3e

M + 2e → M2-

Untuk lebih mudah mendapatkan rumus senyawa kita gunakan cara

eliminasi dengan reaksi A dikalikan dengan 2 dan reaksi M dikalijan

dengan 3. Sehingga:

2A → 2A3+ + 6e

3M + 6e → 3M2-

A2M3 → 2A3+ + 3M2-

Karena saling menangkap dan melepaskan atau tarik menarik pada

suatu ion maka jenis ikatan ini merupakan ikatan ion.

2. Dengan memperhatikan konfigurasi elektron dengan seksama.

19K = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

K → K+ + e

(2 8 8 1) (2 8 8)

Jumlah elektron valensi pada unsur golongan IA adalah 1 elektron

sehingga cenderung melepaskan 1 elektron untuk membentuk konfigurasi

elektron seperti unsur gas mulia yang sesuau teori oktet dan pelepasan satu

elektron dari atom golongan IA membentuk ion positif bermuatan satu.

3. Berdasarkan sifat fisisnya bahwa logam tersebut bersifat keras tetapi lentur

yang menyebabkan logam tidak patah jika dibengkokkan dan tidak pecah

jika ditempa. Selain itu, kisi kisi kation bersifat kaku(tetap di tempat).

Sedangkan elektron valensi logam bergerak bebas. Jika logam di tempa

atau dibengkokkan terjadi pergeseran kation- kation, tetapi pergeseran ini

tidak menyebabka patah karena selalu dikelilingi lautan elektron seperti

terlihat pada gambar berikut ini.

4. Berdasarkan sifat fisisnya pada senyawa ion yang memiliki sifat keras

tetapi rapuh. Hal ini disebabkan karena kisi kation maupun elektron

valensi tidak dapat bergerak (berada pada posisinya). Pada saat kristal

NaCl ditekan, terjadi pergeseran kisi. Kisi-kisi kation akan bersinggungan

dengan kisi-kisi kation lainnya sehingga terjadi tolak-menolak. Tolakan

antarkisi ini menimbulkan perpecahan antarkisi, yang akhirnya kristal akan

pecah menjadi serbuk. Seperti terlihat pada gambar di bawah ini.

5. Pembentukan senyawa O2 berasal dari dua atom yang saling berikatan8O : 2 6 (jumlah elektron valensi 6) Digambarkan bentuk struktur Lewis :

Atau dapat ditulis

2. MERAMALKAN BENTUK MOLEKUL

a. Teori Ikatan Valensi (Valency Bond Theory)

Pembentukan ikatan kovalen dapat dijelaskan

menggunakan dua teori yaitu teori ikatan valensi dan teori orbital

molekul. Berdasarkan teori ikatan valensi, ikatan kovalen dapat

terbentuk jika terjadi tumpang tindih orbital valensi dari atom yang

berikatan. Orbital valensi merupakan orbital terluar dari suatu atom

dan merupakan tempat terletaknya elektron valensi. Orbital valensi

inilah yang digunakan pada pembentukan ikatan kimia.

Dua atom yang saling mendekati masing-masing memiliki

orbital valensi dan satu elektron. Orbital valensi ini saling tumpang

tindih sehingga elektron yang terletak pada masing-masing orbital

valensi saling berpasangan. Sesuai larangan Pauli maka kedua

elektron yang berpasangan tersebut harus memiliki spin yang

berlawanan karena berada pada satu orbital. Dua buah elektron

ditarik oleh inti masing-masing atom sehingga terbentuk ikatan

kovalen. Untuk penjelasan selanjutnya orbital valensi disebut

orbital saja.

Orbital dari dua buah atom yang saling tumpah tindih harus

memiliki tingkat energi yang sama atau perbedaan tingkat energinya.

Teori ikatan valensi merupakan teori mekanika kuantum pertama

yang muncul pada masa awal penelitian ikatan kimia yang didasarkan

pada percobaan W. Heitler dan F. London pada tahun 1927 mengenai

pembentukkan ikatan pada molekul hidrogen. Selanjutnya, teori ini

kembali diteliti dan dikembangkan oleh Linus Pauling pada tahun 1931

sehingga dipublikasikan dalam jurnal ilmiahnya yang berjudul “On the

Nature of the Chemical Bond”. Dalam jurnal ini dikupas hasil kerja

Lewis dan teori ikatan valensi oleh Heitler dan London sehingga

menghasilkan teori ikatan valensi yang lebih sempurna dengan beberapa

postulat dasarnya, sebagai berikut:

Ikatan valensi terjadi karena adanya gaya tarik pada

elektron-elektron yang tidak berpasangan pada atom-

atom.

Elektron - elektron yang berpasangan memiliki arah

spin yang berlawanan.

Elektron-elektron yang telah berpasangan tidak dapat

membentuk ikatan lagi dengan elektron-elektron yang

lain.

Kombinasi elektron dalam ikatan hanya dapat diwakili

oleh satu persamaan gelombang untuk setiap atomnya.

Elektron-elektron yang berada pada tingkat energi

paling rendah akan membuat pasangan ikatan-ikatan

yang paling kuat.

Pada dua orbital dari sebuah atom, orbital dengan

kemampuan bertumpang tindih paling banyaklah yang akan

membentuk ikatan paling kuat dan cenderung berada pada

orbital yang terkonsentrasi itu.

Teori ikatan valensi secara sederhana merupakan teori

ikatan yang menjelaskan bahwa atom-atom saling berikatan

melalui tumpang tindih orbital terluar. Untuk memahami teori

ikatan valensi maka dibutuhkan pemahaman mengenai orbital dan

bilangan kuantum. Dalam teori ikatan valensi, kita akan mengenal

istilah orbital atom dan orbital hibrida. Orbital hibrida terbentuk

dari proses hibridisasi yaitu pembentukan orbital-orbital dengan

tingkat energi yang sama (orbital hibrid) dari orbital-orbital dengan

tingkat energi berbeda. Dengan menggunakan konsep hibridisasi

maka dapat ditentukan geometri molekul dilihat dari susunan

dalam ruang orbital hibrid yang terbentuk.

Pasti kita telah mengenal teori VSEPR, teori ini bukanlah

teori ikatan dalam ilmu kimia. Teori VSEPR hanya memprediksi

bentuk molekul dilihat dari tolakan antar pasangan elektron. Jika

kita menggunakan teori ini untuk menjelaskan ikatan kimia, maka

akan ada hal-hal yang tidak konsisten seperti tolakan antar

pasangan elektron dalam VSEPR menentukan bentuk geometri

molekul tapi mengapa elektron- elektron ikatan yang jaraknya

lebih dekat dibanding pasangan elektron ikatan tidak saling tolak

menolak, teori ini tidak bisa menjelaskan. Jadi, untuk menjelaskan

bentuk molekul lebih baik menggunakan teori ikatan valensi yang

pada ujungnya adalah konsep hibridisasi sedangkan untuk

memprediksi bentuk molekul sobat bisa menggunakan teori

VSEPR.

Cara meramalkan bentuk molekul pertama-tama harus

diketahui terlebih dahulu jumlah pasangan-pasangan elektron yang

berada di sekitar atom pusat. Untuk menentukan jumlah pasangan

elektron dapat dilakukan dengan menggambar rumus titik

elektronnya.

Cara yang lebih praktis dapat dilakukan dengan menghitung

semua elektron valensi dari atom pusat dan elektron-elektron yang

digunakan untuk membentuk ikatan dari atom-atom yang

mengelilingnya.

Metode AXE

"Metode AXE" penghitungan elektron umumnya

digunakan ketika menerapkan teori VSEPR. A

merupakan atom pusat dan selalu memiliki satu

subscript tersirat. X merupakan berapa banyak ikatan

sigma yang terbentuk antara

atom pusat dan atom di luar. Ikatan kovalen beberapa

(double, triple, dll) dihitung sebagai satu X. E mewakili

jumlah pasangan elektron mandiri hadir di luar atom

pusat. Jumlah X dan E, kadang-kadang dikenal sebagai

nomor sterik, juga terkait dengan jumlah orbital hibrid

yang digunakan oleh teori ikatan valensi.

Rumus domain elektron suatu molekul (AXE)

E ¿eV−X

2

Contoh :

Meramalkan bentuk molekul H2O dengan metode AXE

H2O maka rumus molekul untuk metode AXE, yaitu AX2

Selanjutnya menentukan nilai E dengan menggunakan rumus. Tetapi sebelumnya

mencari elektron valensi dari atom pusat, yaitu atom O

Elektron valensi dari 8O adalah 6 dari konfigurasi elektron 2 6 atau 1s2 2s2 2p4.

Sehingga,

E ¿ eV (O)−X2

¿6−2

2=4

2=2

Maka rumus molekulnya untuk H2O adalah AX2E2 dan bentuk molekulnya yaitu

planar V.

Bentuk Molekul dan Hibridisasi

Ikatan kimia melibatkan elektron-elektron valensi,

dimana elektron tersebut berada pada orbital-orbital

dengan bentuk tertentu. Pada molekul CH4 ikatan terjadi

karena terbentuknya pasangan elektron antar elektron

yang terdapat pada 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.

Menurut Linus Pauling, orbital-orbital pada

elektron valensi dapat membentuk orbital campuran

atau orbital hibrida. Dengan menggunakan konsep

orbital hibrida, keterkaitan antara bentuk orbital dengan

bentuk molekul dapat dijelaskan. Bila di 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

Repulsion (VSEPR) atau tolakan pasangan

elektron, bentuk molekul berilium klorida

(BeCl2) adalah linier. Bila diamati lebih jauh,

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 elektron :

4Be = 1s2 2s2 2p0

Diagram orbital elektron valensi Be pada

keadaan dasar (ground state) dapat digambarkan

sebagai berikut.

2s 2p

Oleh karena elektron 2s sudah berpasangan,

ia tidak mungkin akan membentuk pasangan

elektron dengan elektron dari atom Cl, sehingga

elektron pada 2s harus tidak berpasangan agar

dapat mengalami promosi ke orbital 2p.

2s 2p

Orbital hasil promosi

Elektron-elektron tersebut selanjutnya

membentuk pasangan elektron dengan elektron

atom klorin yang terjadi pada orbital pada 2s

dan 2p, sehingga tingkat energi pasanga

elektron tersebut seharusnya tidak sama. Akan

tetapi, pengamatan spektrum menunjukkan

bahwa kedua pasangan elektron tersebut

mempunyai tingkat energi sama. Berdasarkan

hal tersebut, diketahui bahwa orbital tersbeut

merupakan orbital baru yang merupakan

campuran dari sebuah orbital s dan sebuah

↿⇂

↿ ↿

orbital p. Oleh karena itu, orbital baru tersebut

dinamai sebagai orbital hibrida sp.

Orbital hibrida sp orbital 2p yang kosong

Kedua orbital hibrida tersebut mempunyai

arah orientasi yang berlawanan, sehingga

terjadilah bentuk molekul linier.

b. Hibridisasi sp2

Hibridisasi sp2 terjadi apabila sebuah orbital s

membentuk orbital campuran dengan buah

orbital p. Berdasarkan VSEPR, molekul BF3

mempunyai bentuk segitiga dasar (trigonal

planar). Hibridisasi yang terjadi pada BF3 dapat

dijelaskan seperti halnya dengan hibrid sp.

Atom boron dengan nomor atom 5 mempunyai

konfigurasi elektron: 1s2 2s2 2p1 dan diagram

elektron valensi:

2s 2p

2s 2p

(dipromosikan)

Orbital menjadi

↿⇂ ↿⇂

↿⇂ ↿↿ ↿ ↿

Orbital hibrida sp2 molekul BF3 orbital 2p yang

kosong

c. Hibridisasi sp3, Hibridisasi Orbital s, p, dan d

Sama halnya melakukan teknik hibridisasi

pada contoh-contoh sebelumnya pada hibrida sp

dan sp2.

Berikut ini merupakan tabel orbital hibrida

dan bentuk molekul.

Orbital

Hibrida

Bentuk

Molekul

Sudut

Ikatan

Contoh

sp Linear 180° BeCl2

sp2 Trigonal 120° BCl3

sp3 Tetrahedral 109,5° CH4

sp2d Bujur

sangkar

90° PtCl4

sp3d Trigonal

bipiramida

90° dan

120°

PCl5

sp3d2 Okahedral 90° SF6

Soal

1. Ramalkan bentuk molekul dari:

a. SF6 (nomor atom S = 16)

b. H2S (nomor atom S = 16)

2. Tentukan PEB, PEI, serta notasi VSEPR dan bentuk molekul dari:

a. CH4

b. NH3

3. Jelaskan mengapa sudut ikatan yang terdapat pada molekul CH4 lebih

besar daripada sudut ikatan yang terdapat pada molekul NH3!

↿⇂ ↿⇂ ↿⇂

4. Jelaskan bentuk molekul ICl5 dan PH3 dengan menggunakan konsep

orbital hibrida!

5. Jika nomor atom X=15 dan Y=17, maka pada molekulnya XY3 terdapat

pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas berturut-turut

sebanyak?

Jawaban

1. Meramalkan bentuk molekul dengan menggunakan cara domain/VSEPR.

a. SF6 maka AX6. Konfigurasi dari nomor atom pusat 16S = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

atau 2 8 6. Dengan menggunakan rumus untuk menentukan nilai E.

E¿ eV−X2

=6−62

=02=0

Dengan rumus senyawa AX6 merupakan bentuk molekul oktahedron.

b. H2S maka AX2. Konfigurasi dari nomor atom pusat 16S = 1s2 2s2 2p6 3s2

3p4 atau 2 8 6. Dengan menggunakan rumus untuk menentukan nilai E.

E¿ eV−X2

=6−32

=42=2

Dengan rumus senyawa AX2E2 merupakan betuk molekul planar V.

2. Untuk menentukan PEB dan PEI dapat dilakukan dengan menggunakan

hukum Lewis.

a. CH4

Konfigurasi elektron : H

6C = 2 4 H C H

HDapat dilihat bahwa PEB tidak terdapat pasangan dan PEI terdapat 4

pasang elektron.

CH4 dirumuskan menjadi AX4 maka untuk menggunaka rumus agar

dapat menentukan nilai E.

E¿ eV−X2

=4−42

=02=0

Maka rumus senyawa AX4 berbentuk tetrahedron.

b. NH3

Konfigurasi elektron : H

7N = 2 5 H N HDapat dilihat bahwa PEB memiliki 1 pasang elektron dan PEI terdapat

3 pasang elektron.

NH3 dirumuskan menjadi AX3 maka untuk menggunakan rumus agar

dapat menentukan nilai E.

E¿ eV−X2

=5−32

=22=1

Maka rumus senyawa AX3E berbentuk piramida sisi tiga.

3. Dilihat dari bentuk Lewisnya kita bisa dapat mengetahui sudut ikatan CH4

dan NH3 berbeda. PEB tersebut menyebabkan perubahan sudut ikatan dan perubahan bentuk molekul. PEB pada atom pusat N menekan atom H, karena gaya tolak-menolak antara PEB dengan PEB sangat kuat. Sedangkan gaya tolak antara PEB dengan atom H lebih lemah, dan gaya tolak antara atom H dengan atom H paling lemah, sehingga jarak antar atom H paling dekat. Bentuk molekul H2O adalah bengkokan atau bentuk V dengan sudut ikatan 104°. Bentuk molekul :Sudut ikatan yang dimiliki oleh CH4 berbeda dengan NH3 maupun H2O, karena ketiga molekul tersebut memiliki jumlah PEB yang berbeda.Jadi, sudut ikatan yang paling besar adalah sudut ikatan pada CH4 dan sudut ikatan yang paling kecil adalah sudut ikatan pada H2O. Dapat juga ditulis sudut ikatan CH4 > sudut ikatan NH3 > sudut ikatan H2O 109,5° > 107° > 104°.

4. Bentuk molekul dengan hibiridsasi a. ICl5

Konfigurasi elektron 53I = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s2 5p5

Keadaan awal :

5s 5p

↿⇂ ↿⇂ ↿↿⇂

Keadaan selanjutnya :

↑ ↑ ↑ ↑ ↑

Cl Cl Cl Cl Cl

Sehingaa orbital hibridanya sp3d2 dan bentuk molekulnya yaitu

oktahedral dengan sudut ikatan 90°.

b. PH3

Konfigurasi elektron 15P = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

Keadaan awal :

3s 3p

↑ ↑ ↑

H H H

Sehingga orbital hibridanya sp3 dan bentuk molekulnya yaitu

tetrahedral dengan sudut ikatan 109,5° .

5. Konfigurasi elektron 15X = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 atau 2 8 5

Y

Y X Y

Terdapat 3 pasangan ikatan elektron dan 1 pasangan elektron bebas.

↿⇂ ↿ ↿↿ ↿ ↿

↿⇂ ↿ ↿↿

DAFTAR PUSTAKA

Sumber buku :

Dewi, Caecilia Citra, -. TUNTAS Kimia untuk SMA/MA. Jakarta : CV. Graha

Pustaka.

Sudarmo, Unggul, 2006. Kimia SMA 2 untuk SMA Kelas XI. Jakarta : Phibeta.

Whitten, K.W., R. E. Davis, L., Peck G. G. Stanley, 2009. General Chemistry.

Satmford : Thomson Brooks/Cole.

Sumber internet :

http://perpustakaancyber.blogspot.co.id/2013/06/bentuk-molekul-teori-domain-

elektron.html, diakses pada tanggal 06 September 2015.

http://susitapratiwi.blogspot.co.id/2011/10/ikatan-molekul.html, diakses pada

tanggal 06 September 2015.