sahabat kimia:): KIMIADASARUNJA'17

REVIEW KIMIA DASAR

PERTEMUAN 12

LUSI SULISTIANI

RRA1C217001

DOSEN PENGAMPU :

Dr. YUSNELTI M.Si

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN MATEMATIKA

JURUSAN PENDIDIKAN MATEMATIKA DAN IPA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

UNIVERSITAS JAMBI

2017

BAB I

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Molekul terdiri dari sejumlah atom yang bergabung melalui ikatan kovalen, dan atom tersebut berkisar dari jumlah yang sangat sedikit(dari atom tunggal, seperti gas mulia) sampai jumlah yang sangat banyak (seperti pada polimer, protein atau bahkan DNA). Bentuk molekul, yang berarti cara atom tersusun di dalam ruang, mempengaruhi banyak sifat-sifat fisika dan kimia molekul tersebut. Kebanyakan molekul mempunyai bentuk yang didasarkan kepada lima bentuk geometri yang berbeda.

Molekul-molekul di dalam berikatan, mengacu pada beberapa aturan dan bentuk-bentuk ikatan kimia. Apabila molekul ingin berikatan harus sesuai dengan aturan-aturan atau syarat-syarat unsur-unsur tersebut dalam membentuk sebuah molekul. Karena tidak sembarang suatu unsure membentuk molekul.

Ikatan kimia adalah ikatan yang terjadi antar atom atau antar molekul. Ikatan kimia itu sendiri bertujuan agar mencapai kestabilan dalam suatu unsur. Ketika atom berinteraksi untuk membentuk ikatan kimia, hanya bagian terluarnya saja yang bersinggungan dengan atom lain. Oleh karena itu, untuk mempelajari ikatan kimia kita hanya perlu membahas elektron valensi dari atom-atom yang terlibat dalam ikatan kimia tersebut.

1.2 Tujuan

Tujuan penulisan makalah ini adalah sebagai berikut:

1. Dapat mengetahui pembentukan ikatan kovalen dan struktur molekul

2. Dapat mengetahui bentuk molekul

3. Dapat mengetahui teori perputaran berpasangan elektron kulit vlensi

4. Dapat mengetahui kepolaran molekul dan struktur molekul

5. Dapat mengetahui orbital yang tumpang tindih dan ikatan kovalen

6. Dapat mengetahui orbital hibdrida dan struktur molekul

7. Dapat mengetahui ikatan rangkap

8. Dapat mengetahui struktur resonansi

9. Dapat mengetahui ikatan tunggal dibandingkan ikatan rangkap : struktur molekul unsur non logam

BAB II

PEMBAHASAN

PEMBENTUKAN IKATAN KOVALEN DAN STRUKTUR MOLEKUL

Ikatan kovalen biasanya terjadi antar unsur nonlogam yakni antar unsur yang mempunyai keelektronegatifan relatif besar. Ikata kovalen juga terbentuk karena proses serah terima elektron tidak mungkin terjadi. Hidrogen klorida merupakan contoh lazim pembentukan ikatan kovalen dari atom hidrogen dan atom klorin. Hidrogen dan klorin merupakan unsur nonlogam dengan harga keelektronegatifan masing-masing 2,1 dan 3,0. Konfigurasi elektron atom hidrogen dan atom klorin adalah

H : 1

Cl : 2 8 7

Berdasarkan aturan oktet yang telah diketahui maka atom hidrogen kekurangan 1 elektron dan atom klorin memerlukan 1 elektron untuk membentuk konfigurasi stabil golongan gas mulia. Apabila dilihat dari segi keelektronegatifan, klorin mempunyai harga keelektronegatifan yang lebih besar dari hidrogen tetapi hal ini tidak serta merta membuat klorin mampu menarik elektron hidrogen karena hidrogen juga mempunyai harga keelektronegatifan yang tidak kecil. Konfigurasi stabil dapat tercapai dengan pemakaian elektron bersama. Atom hidrogen dan atom klorin masing-masing menyumbangkan satu elektron untuk membentuk pasangan elektron milik bersama.

Ikatan Kovalen Rangkap dan Rangkap Tiga

Dua atom dapat berpasangan dengan mengguna-kan satu pasang, dua pasang atau tiga pasang elektron yang tergantung pada jenis unsur yang berikatan. Ikatan dengan sepasang elektron disebut ikatan tunggal sedangkan ikatan yang menggu-nakan dua pasang elektron disebut ikatan rangkap dan ikatan dengan tiga pasang elektron disebut ikatan rangkap tiga. Ikatan rangkap misalnya dapat dijumpai pada molekul oksigen (O₂) dan molekul karbondiksida (CO₂) sedangkan ikaran rangkap tiga misalnya dapat dilihat untuk molekul nitrogen (N₂) dan etuna (C₂H₂)

ikatan Kovalen

Adalah ikatan yang terjadi karena pemakaian pasangan elektron secara bersama oleh 2 atom yang berikatan.
Ikatan kovalen terjadi akibat ketidakmampuan salah 1 atom yang akan berikatan untuk melepaskan elektron (terjadi pada atom-atom non logam).
Ikatan kovalen terbentuk dari atom-atom unsur yang memiliki afinitas elektron tinggi serta beda keelektronegatifannya lebih kecil dibandingkan ikatan ion.
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.
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).
a). Ikatan Kovalen Tunggal
Contoh 1 :
Ikatan yang terjadi antara atom H dengan atom H membentuk molekul H2
Konfigurasi elektronnya :
1 H = 1

Rumus struktur : H-H
Contoh 2 :
Ikatan yang terjadi antara atom H dengan atom F membentuk molekul HF
Konfigurasi elektronnya :
1H : 1
17F : 2.8.7

Rumus struktur :H-F

Contoh 3:
NH3
7N : 2.5
1H: 1

Rumus struktur

b). Ikatan Kovalen Rangkap Dua
Contoh 1 :
Ikatan yang terjadi antara atom O dengan O membentuk molekul O2 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.

Contoh 2:
CO2

6C : 2.4
: 2.6

c). Ikatan Kovalen Rangkap Tiga
Contoh 1:
Ikatan yang terjadi antara atom N dengan N membentuk molekul Konfigurasi elektronnya :
7N= 2, 5

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

Rumus struktur

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.

Rumus Lewis

Rumus struktur

BENTUK MOLEKUL

Domain berarti wilayah atau daerah. Domain elektron berarti suatu wilayah yang ditempati oleh elektron. Adapun elektron yang dimaksud di sini adalah elektron dari atom-atom pembentuk molekul, meliputi pasangan elektron bebas (PEB) dan pasangan elektron ikatan (PEI). Sebuah molekul memiliki bentuk atau struktur yang berbeda dengan struktur molekul lain. Bentuk molekul berarti cara atom tersusun di dalam ruang. Bentuk molekul ini banyak memengaruhi sifat-sifat fisis dan kimia dari molekul tersebut, khususnya dalam reaksi kimia. Ketika dua molekul dicampurkan untuk bereaksi, ada kemungkinan reaksi tidak berhasil dikarenakan struktur tiga dimensi dan orientasi relatif molekul-molekul tersebut tidak tepat. Dalam reaksi biologi, terutama pada obat dan aktivitas enzim, struktur molekul sangat penting untuk mengetahui kecocokan antara bentuk molekul dengan tapak atau membran yang dipakai.

Bentuk molekul adalah gambaran tentang susunan atom-atom dalam molekul berdasarkan susunan ruang pasangan elektron dalam atom atau molekul, baik pasangan elektron yang bebas maupun yang berikatan.

Bentuk suatu molekul dapat diperkirakan berdasarkan teori tolakan pasangan elektron maupun teori hibridisasi. Bagaimanakah bentuk suatu molekul berdasarkan teori tersebut? Perhatikan uraian berikut.

1. Teori Tolakan Pasangan Elektron

Konsep yang dapat menjelaskan bentuk geometri (struktur ruang) molekul dengan pendekatan yang tepat adalah Teori Tolakan Pasangan Elektron Valensi (Valence Shell Electron Pair Repulsion = VSEPR). Teori ini disebut juga sebagai Teori Domain Elektron. Teori Domain dapat menjelaskan ikatan antar atom dari PEB dan PEI yang kemudian dapat mempengaruhi bentuk molekul. Dalam teori ini dinyatakan bahwa “pasangan elektron terikat dan pasangan elektron bebas, yang secara kovalen digunakan bersama-sama di antara atom akan saling menolak, sehingga pasangan itu akan menempatkan diri sejauh-jauhnya untuk meminimalkan tolakan”. Teori VSEPR pertama kali dikembangkan oleh ahli kimia dari Kanada, R.J. Gillespie (1957). Bentuk molekul dan strukturnya dapat diramalkan dengan tepat melalui Struktur Lewis. Struktur ini dapat menggambarkan bagaimana elektron tersusun pada suatu atom yang berikatan. Sebagat contoh adalah ikatan kovalen pada molekul HC1. Struktur Lewis juga dapat menggambarkan jumlah pasangan elektron bebas dan jumlah pas-angan elektron ikatan yang berada di sekitar atom pusat.

Teori VSEPR tidak menggunakan orbital atom dalam meramalkan bentuk molekul, tetapi menggunakan titik elektron suatu atom. Jika suatu atom bereaksi, maka elektron pada kulit terluar (elektron valensi) akan bcrhubungan langsung terlebih dahulu. Elektron valensi akan menentu-kan bagaimana suatu ikatan dapat terjadi.

Teori VSEPR menjelaskan terjadinya gaya tolak-menolak antara pasangan-pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat.

Masih ingatkah kalian dcngan jumlah elektron yang mcncmpati suatu orbital? Apakah yang dimaksud dengan rumus duplet dan rumus oktet?

Pada setiap orbital terdapat sejumlah elektron. Ikatan antar atom terjadi karena kecenderungan atom untuk memenuhi rumus duplet dan rumus oktet. Duplet berarti mcmiliki 2 elektron, scdangkan oktrt menandakan suatu atom memiliki 8 elektron. Bagaimana cara meramalkan bentuk molekul dengan titik elektron? Pengaturan pasangan elektron di sekitar atom sedemikian rupa sehingga tolakan di antara pasangan elektron itu minimum. Tolakan minimum tcrjadi bila elektron terletak pada bagian yang saling bcrlawanan terhadap inti. Perhatikan molekul BeC1₂ pada Gambar 2.

Gambar 2. Bentuk molekul BeC1₂ berupa linear.

Terdapat 2 elektron yang terletak berlawanan pada orbital berupa balon terpilin. Molekul BeC1₂ berbentuk linear dengan sudut 1800.

lkatan kovalen adalah ikatan yang terjadi karena pemilikan bersama pasangan elektron berikatan yang merupakan sum-bangan dari kedua atom atau salah satunya.

Gambar 4. Bentuk molekul BC1₃ berupa segitiga datar.

Teori VSEPR berhasil menjelaskan bentuk molekul. Ketepatan daya prediksi teori VSEPR relatif sangat tinggi, khususnya untuk molekul-molekul yang pusatnya atom non-logam. (www.unibookstore.stie-mce.ac.id)

Mengapa struktur SO₂ berbeda dengan struktur BeC1₂? Mengapa pula berbeda dengan struktur BC1₃. Penjelasan berikut akan memberikan jawabannya.

Tolakan minimum didapat dengan meletakkan elektron pada bagian yang berlawanan. Tolakan minimum pada mulekul BC1₃ dengan atom B sebagai atom pusat didapat dengan bentuk segitiga. Adapun pada molekul SO₂ terdapat 3 kelompok elektron, yang salah satunya adalah PEB dari atom S. Adanya elektron bebas ini akan mendesak atau mendorong elekron ikatan untuk saling berdesakan, sehingga bentuk molekul menjadi bentuk V.

Urutan tolak-menolak antara pasangan elektron pada atom pusat dapat diurutkan sebagai: PEB-PEB > PEI-PEB > PEI-PEI.

PEB mempunyai gaya tolak-menolak sejauh mungkin sehingga tolakannya minimum. Perbedaan kekuatan tolakan PEB dan PEI menyebabkan penyimpangan dalam susunan ruang elektron dari bentuk molekul yang seharusnya.

Apabila pada molekul BC1₂ atom pusat B dinotasikan dengan M, sedangkan ikatan dengan Cl yang terjadi dengan 2 pasang elektron ikatan dinotasikan dengan X₂, maka molekul BC1₂ dan molekul sejenis dinotasikan dengan MX₂. SO₂ dinotasikan dengan MX₂E, dengan E menunjukkan jumlah pasangan pa sangan elektron bebas. Notasi semacam ini disebut sebagai notasi VSEPR. Perhatikan notasi VSEPR dan bentuk molekul beberapa senyawa pada Tabel 1.

Cara Menentukan Bentuk Molekul Berdasarkan Teori VSEPR

Tentukan atom pusatnya.
Cari tahu nomor atomnya dan buat konfigurasi elektronnya.
Tentukan jumlah elektron valensinya.
Tentukan jumlah domain elektron dari atom lain yang berikatan (ligan).
Jumlahkan elektron dari semua atom.
Bagilah dua untuk mendapatkan jumlah pasangan elektron.
Tentukan PEI berdasarkan jumlah atom yang terikat pada atom pusat, sisanya merupakan PEB.
Tentukan notasi VSEPR dan bentuk molekul berdasarkan jumlah PEB dan PEI (lihat tabel 1. sebagai acuan).

2. Teori Domain Elektron

Teori domain elektron merupakan penyempurnaan dari teori VSEPR. Domain elektron berarti kedudukan elektron atau daerah keberadaan elektron, dengan jumlah domain ditentukan sebagai berikut (Ralph H. Petrucci, 1985).

Setiap elektron ikatan (baik itu ikatan tunggal, rangkap, atau rangkap tiga) berarti 1 domain.
Setiap pasangan elektron bebas berarti 1 domain.

Prinsip-prinsip Dasar Teori Domain Elektron

Teori domain elektron mempunyai prinsip-prinsip dasar sebagai berikut (Ralph H. Petrucci, 1985):

1. Antardomain elektron pada kulit luar atom pusat saling tolak-menolak sehingga domain elektron akan mengatur diri (mengambil formasi) sedemikian rupa, sehingga tolak-menolak di antaranya menjadi minimum. Susunan ruang domain elektron yang berjumlah 2 hingga 6 domain yang memberi tolakan minimum, dapat dilihat pada tabel di bawah.

Urutan kekuatan tolak-menolak di antara domain elektron adalah:

tolakan antardomain elektron bebas > tolakan antara domain elektron bebas dengan domain elektron ikatan > tolakan antardomain elektron ikatan.

Perbedaan daya tolak ini terjadi karena pasangan elektron bebas hanya terikat pada satu atom saja, sehingga bergerak lebih leluasa dan menempati ruang lebih besar daripada pasangan elektron ikatan. Akibat dari perbedaan daya tolak tersebut adalah mengecilnya sudut ikatan karena desakan dari pasangan elektron bebas. Hal ini juga terjadi dengan domain yang mempunyai ikatan rangkap atau rangkap tiga, yang pasti mempunyai daya tolak lebih besar daripada domain yang hanya terdiri dari sepasang elektron.

Bentuk molekul hanya ditentukan oleh pasangan elektron terikat.

Jumlah domain (pasangan elektron) dalam suatu molekul dapat dinyatakan sebagai berikut.

Atom pusat dinyatakan dengan lambang A.
Domain elektron ikatan dinyatakan dengan X.
Domain elektron bebas dinyatakan dengan E.

Tipe molekul dapat dinyatakan dengan menggunakan langkah-langkah sebagai berikut.

Menentukan jumlah elektron valensi atom pusat (EV).
Menentukan jumlah domain elektron ikatan (X).
Menentukan jumlah domain elektron bebas (E).

Contoh Soal Teori Domain Elektron

Tentukan tipe molekul dari senyawa-senyawa biner berikut ini:

a. BF₃

b. PCl₃

c. ClF₃

Jawab:

a. Jumlah elektron valensi atom pusat (boron) = 3

Jumlah domain elektron ikatan (X) = 3

Jumlah domain elektron bebas

Tipe molekul: AX₃.

Cara penetapan tipe molekul dengan menggunakan langkah-langkah di atas hanya berlaku untuk senyawa biner berikatan tunggal. Untuk senyawa biner yang berikatan rangkap atau ikatan kovalen koordinasi, maka jumlah elektron yang digunakan untuk membentuk pasangan terikat menjadi dua kali jumlah ikatan.

TEORI PERPUTARAN BERPASANGAN ELEKTRON KULIT VALENSI

Salah satu tujuan utama teori ikatan kimia adalah untuk menerangkan dan (kite harap) memperkirakan struktur molekul. Teori yang memperlihatkan kemudahan dalam konsepnya dan memberikan hasil yang memuaskan dalam kemampuannya memperkirakan bentuk geometri molekul yang tepat disebut teori perputaran berpasangan elektron Wit valensi (valence shell electron pair repulsion theory—VSEPR theory). Teori ini tidak menggunakan same sekali orbital atom. Kite lihat sebagai penggantinya adalah bile struktur titik elektron dapat digambar untuk suatu molekul, maka bentuk umum molekul tersebut dapat diperkirakan.

Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion: "tolakan pasangan kulit elektron valensi") adalah suatu model kimia yang digunakan untuk menjelaskan bentuk-bentuk molekul kimiawi berdasarkan gaya tolakan elektrostatik antar pasangan elektron.^[1] Teori ini juga dinamakan teori Gillespie-Nyholm, dinamai atas dua orang pengembang teori ini. Akronim "VSEPR" diucapkan sebagai "vesper" untuk kemudahan pengucapan.
Premis utama teori VSEPR adalah bahwa pasangan elektron valensi disekitar atom akan saling tolak menolak, sehingga susunan pasangan elektron tersebut akan mengadopsi susunan yang meminimalisasi gaya tolak menolak. Minimalisasi gaya tolakan antar pasangan elektron ini akan menentukan geometri molekul. Jumlah pasangan elektron di sekitar atom disebut sebagai bilangan sterik.
Teori VSEPR biasanya akan dibandingkan dengan teori ikatan valensi yang mengalamatkan bentuk molekul melalui orbital yang secara energetika dapat melakukan ikatan. Teori ikatan valensi berkutat pada pembentukan ikatan sigma dan pi. Teori orbital molekul adalah model lainnya yang digunakan untuk menjelaskan bagaimana atom dan elektron tersusun menjadi molekul dan ion poliatomik.
Teori VSEPR telah lama dikritik oleh karena teori ini tidak memiliki perumusan yang kuantitatif, sehingga teori ini hanya dapat digunakan untuk memprediksi bentuk molekul secara "kasar", walaupun cukup akurat.

Bila kits ingin mengetahui bentuk suatu molekul, kite cari caranya untuk menentukan bagaimana atom atau sekelompok atom (biasanya untuk ini digunakan istilah ligan) tersusun mengelilingi atom pusat. Sebagai contoh, dalam molekul _S02,bagaimana atom oksigen (ligan) diatur mengelilingi atom beleran~? Apakah ketiga atom tersebut pads satu garis lurus (disebut molekul Tinier) atau terikat membentuk sudut kurang dari 180°?. Untuk menjawab pertanyaan ini, teori VSEPR menunjukkan bahwa pengaturan geometri ligan sekeliling atom pusat ditentukan hanya oleh perputaran pasangan elektron dikulit valensi atom pusat. Menurut teori tersebut pasangan elektron dianggap dalam posisi dimana perputaran di antara elektron An minimum dan ligan mengikuti perputaran tersebut. Untuk mengetahui bagaimana cara kerjanya, marilah kita mulai dengan memperhatikan molekul BeC1₂ yang sederhana. Struktur^-titik elektronnya seperti ini

CI~Be:CI

Molekul khusus ini, memenuhi rumus oktet, jadi hanya ada dua pasang elektron dikulit valensi Be. Menurut teori VSEPR, pasangan elektron ini akan mengatur sendiri letaknya sejauh mungkin, sehingga perputaran antar elektron tersebut minimum. Bila ada dua pasang elektron pada kulit valensi, perputaran minimum ini terjadi bila elektron terletak ada bagian yang berlawanan dm^. inti, yang dapat kita gambarkan sebagai berikut

Dalam molekul BeCl, ligan (dalam hal ini atom klor) melekat pada Be, dengan membagi sama pasangan elektron tersebut. Ini berarti klor harus ditempatkan dimana pasangan elektron tersebut berada. Dengan demikian struktur molekul adalah linear

Dalam kenyataannya, bentuk molekul _BeC12adalah gas.

Kita dapat jugs mempelajari hal ini lebih lanjut dengan mempelajari ikatan rangkap dua dan rangkap tiga. Misalnya molekul _CO2mempunyai struktur titik, dimana terlihat ada ikatan rangkap antara atom C dan O. Kedua pasang elektron pada ikatan rangkap harus berada pada daerah yang sama di kulit valensi atom, bila tidak, ikatan itu bukan ikatan rangkap. Oleh, sebab itu, dilihat dari akibat penentuan menurut geometri molekul, kelompok empat elektron pada ikatan rangkap mempunyai sifat yang hampir sama dengan kelompok dua elektron pada ikatan^. tunggal. Oleh sebab itu pada kulit valensi karbon, kita mempunyai dua kelompok 'empat elektron dan kelompok ini terletak pada tempat yang berlawanan dari inti karbon, jadi perputaran di antara elektronnya minimum seperti sebelumnya, ligan (dalam hal ini oksigen) melekat pada atom pusat dengan bantuan pasangan elektron ini dan kita peroleh lagi struktur yang tinier

Bila, ada lebih dari dua pasang (kelompok pasangan) elektron dikulit valensi, kita menjumpai pengaturan geometri yang berbeda. Pasangan elektron pada kulit valensi pada bentuk ini menghasilkan perputaran minimum. Jadi ada tiga pasang elektron mengelilingi boron, diharapkan ada tiga atom klor yang dapat disusun sekeliling atom boron di sudut segitiga sama sisi. Menurut Hasil percobaan, struktur inilah yang dijumpai untuk _BC13,yang disebut molekul segitiga datar (planar triangular molecule).

molekul _S02-Strutur titik untuk salah satu dari dua struktur resonansinya adalah di sekeliling atom belerang ada tiga kelompok elektron, dua kelompok masing-masing dengan satu pasang elektron dan satu kelompok dengan dua pasang elektron (ikatan rangkap).

KEPOLARAN MOLEKUL DAN STRUKTUR MOLEKUL

Kepolaran molekul ditentukan oleh harga momen dipolnya ( ). Suatu molekul bersifat polar bila > 0 atau 0. Adanya perbedaan keelektronegatifan antara dua atam yang membentuk ikatan kovalen menyebabkan atom yang lebih elektronegatif kekurangan rapatan elektron, sebaliknya atom yang lebih elektronegatif kelebihan rapatan elektron. Akibatnya pada atom yang lebih elektronegatif terjadi muatan parsial positif ( +), sedangkan pada atom yang lebih elektronegatif terjadi muatan parsial ( -), seperti yang terdapat pada molekul HF.

+ -

Pengaruh arah momen PEB dan momen ikatan terhadap kepolaran molekul

Pengaruh arah momen PEB dan momen ikatan terhadap kepolaran molekul dapat ditunjukkan dengan besarnya harga momen dipol dari NH₃ dan NF₃. Kedua momen tersebut merupakan molekul polar dengan arah momen ikatan dan momen PEB gambar dibawah ini

Pada NH₃ momen tiga ikatan H-N dan momen PEB searah, sedangkan pada NF₃ momen tiga ikatan N-F dan momen PEB arahnya berlawanan sehingga momen dipol NH₃ lebih besar dari pada momen dipol NF₃, akibatnya kepolaran NH₃ lebih tinggi daripada kepolaran NF₃. Jadi bentuk molekul dari NH3 dan NF3 sama-sama berbentuk Trigonal Piramidal karena adanya PEB pada senyawa tersebut.

Adanya PEB pada atom pusat mungkin tidak mempengaruhi sudut ikatan yang ada, akan tetapi bertambahnya jumlah pasangan elektron bebas yang terdapat pada kulit valensi atom pusat ini akan memperpanjang ikatan yang ada, begitu pula sebaliknya. Secara umum dapat disimpulkan bahwa pengurangan sudut ikatan cenderung diimbangi dengan bertambah panjangnya ikatan, juga sebaliknya.

Penentuan kepolaran molekul hanya berdasarkan momen-momen ikatan

Meskipun memilki ikatan kovalen polar, tetapi molekul BeCl₂, BF₃, CH₄, PCl₅ dan SF₆ merupakan molekul-molekul nonpolar karena bentuk molekulnya menyebabkan jumlah vektor dari momen ikatan dan momen pasangan elektron bebasnya sama dengan nol. Menentukan polar atau tidaknya suatu molekul cukup menjumlahkan secara vektor momen-momen ikatan yang ada tanpa melihat momen PEB. Jika vector momen ikatan lebih besar dari nol, maka bersifat polar dan jika momen ikatan sama dengan nol maka bersifat nonpolar.

Contoh:

1. H₂O dan NH₃

Jumlah vektor momen ikatan > 0 maka bersifat polar

2. CCl₄

Jumlah vektor momen ikatan = 0 maka bersifat nonpolar

Atau momen dipol dikatakan nol maka bersifat nonpolar

Dalam molekul nonpolar pusat muatan bersifat positif dan muatan bersifat negatif berhimpit, sedangkan poda molekul polar pusat muatan positif dan pusat muatan negatif dipisahkan oleh jarak tertentu.

Isomer dan kepolaran molekul

Suatu molekul tertentu dapat menunjukkan gejala isomerisme atau keisomeran tertentu. Molekul demikian akan memiliki beberapa isomer. Isomer yang mungkin terjadi dalam suatu molekul dapat memilki kepolaran yang berbeda seperti yang ditunjukkan pada dikloroetilena.

Struktur molekul adalah penggambaran ikatan-ikatan unsur atau atom yang membentuk molekul. Molekul terdiri dari sejumlah atom yang bergabung melalui ikatan kimia, baik itu ikatan kovalen, ikatan hidrogen dan ikatan ion, serta ikatan-iktan kimia lainnya. Dan atom tersebut berkisar dari jumlah yang sangat sedikit(dari atom tunggal, seperti gas mulia) sampai jumlah yang sangat banyak (seperti pada polimer, protein atau bahkan DNA). Bentuk molekul, yang berarti cara atom tersusun di dalam ruang, mempengaruhi banyak sifat-sifat fisika dan kimia molekul tersebut. Kebanyakan molekul mempunyai bentuk yang didasarkan kepada lima bentuk geometri yang berbeda.

ORBITAL YANG TUMPANG TINDIH DAN IKATAN KOVALEN

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 salng tumpah tindih harus memiliki tingkat energi yang sama atau perbedaan tingkat energinya.
PEMBENTUKAN IKATAN KOVALEN MENGGUNAKAN ORBITAL ASLI

Dua jenis orbital yang digunakan dalam pembentukan ikatan kovalen yaitu orbital asli dan orbital hibridisai.jenis orbital yang digunakan dalam pembentukan ikatan kovalen dapat diramalkan berdasarkan geometri, terutama besar sudut ikatan yang ada disekitar atom pusat. Berikut beberapa molekul yang terbentuk menggunakan orbital asli.
Contoh H₂S

Dari konfigurasi elektron atom S pada keadaan dasar dapat diketahui bahwa pada orbital 2py dan orbital 2pz masing-masing masih kekurangan satu elektron, demikian pula pada atom H masih kekurangan satu elektron pada orbital 1s. Oleh sebab itu dalam pembentukan H₂S, dua elektron yang terletak pada orbital 3p berpasangan dengan dengan dua elektron pada orbital 1s dari dua atom hidrogen.
Besarnya sudut ikatan dua buah orbital p adalah 90°. Berdasarkan eksperimen diperoleh besarnya sudut ikatan H-S-H sebesar 92°. Perbedaan sudut ikatan disebabkan oleh tolakan antara dua inti atom hidrogen yang berdekatan. Karena perbedaan sudut ikatan tidak begitu jauh maka pembentukan ikatan H-S, atom S dianggap menggunakan orbital-orbital asli.

Gambar tumpang tindih orbital-orbital pada pembentukan ikatan H-S dalam molekul H₂S
Contoh HCl

Dari konfigurasi elektron atom Cl pada keadaan dasar dapat diketahui bahwa pada orbital 2pz masih kekurangan satu elektron, demikian pula pada atom H masih kekurangan satu elektron pada orbital 1s. Oleh sebab itu dalam pembentukan H₂S, dua elektron yang terletak pada orbital 3p berpasangan dengan dengan dua elektron pada orbital 1s dari dua atom hidrogen.
Oleh sebab itu dalam pembentukan HCl, satu elektron yang terletak pada orbital 3pz berpasangan dengan dengan satu elektron pada orbital 1s dari satu atom hidrogen.
Molekul HCl berbentuk lenear dan memiliki sebuah ikatan tunggal, sehingga molekul HCl menggunakan orbital asli dalam pembentukan ikatan H-Cl.

ORBITAL HIBRIDA DAN STRUKTUR MOLEKUL

Hibridisasi adalah sebuah konsep bersatunya orbital-orbital atom membentuk orbital hibrid yang baru yang sesuai dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom. Konsep orbital-orbital yang terhibridisasi sangatlah berguna dalam menjelaskan bentuk orbital molekul dari sebuah molekul.

Teori hibridisasi sering digunakan dalam kimia organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang terdiri dari atom C, N, dan O (kadang kala juga P dan S). Penjelasannya dimulai dari bagaimana sebuah ikatan terorganisasikan dalam metana.
Pembentukan ikatan dalam senyawa harus sesuai dengan aturan hibridisasi yaitu :

Orbital yang bergabung harus mempunyai tingkat energi sama atau hampir sama
Orbital hybrid yang terbentuk sama banyaknya dengan orbital yang bergabung.
Dalam hibridisasi yang bergabung adalah orbital bukan electron

Pembentukan orbital hybrid melalui proses ibridisasi adalah sebagai berikut :

Salah satu electron yang berpasangan berpromosi ke orbital yang lebih tinggi tingkat energinya sehingga jumlah electron yang tidak berpasangan sama dengan jumlah ikatan yang akan terbentuk. Atom yang sedemikian disebut dalam keadaan tereksitasi. Promosi yang mungkin adalah dari ns ken p dan ns ke ns ke nd atau (n-1)d
Penggabungan orbital mengakibatkan kerapatan electron lebih besar di daera orbital hybrid.
Terjadi tumpang tindih orbital hybrid dengan orbital atom lain sehingga membentuk ikatan kovalen atau kovalen koordinasi.

1. Hibridisai SP

Salah satu contoh orbital sp terjadi pada Berilium diklorida. Berilium mempunyai 4 orbital dan 2 elektron pada kulit terluar. Pada hibridisasi Berilium dijelaskan bahwa orbital 2s dan satu orbital 2p pada Be terhibridisasi menjadi 2 orbital hibrida sp dan orbital 2p yang tidak tribridisasi. Hibridisasi sp membentuk geometri linear dengan sudut 180.

2. Hibridisasi sp2

Salah satu contoh orbital hirbid sp2 diasumsikan terjadi pada Boron trifluorida. Boron mempunyai 4 orbital tapi hanya 3 eletron pada kulit terluar. Hibridisasi boron mengkombinasikan 2s dan 2 orbital 2p menjadi 3 orbital hybrid sp2 dan 1 orbital yang tidak mengalami hibridisasi. Orbital hybrid sp2 menjadi bentuk trigonal planar dengan sudut ikatan120.

3. Hibridisasi sp3

Hibridisasi satu orbital s dan tiga orbital p, membentuk orbital hibrida sp3 yang strukturnya tetrahedral. Sudut ikatan dengan orbital ini mendekati 109028’.

IKATAN RANGKAP

Ikatan kovalen rangkap adalah ikatan kimia yang terbentuk dari penggunaan bersama dua atau tiga pasang elektron (setiap atom yang berikatan memberikan dua atau tiga elektron valensi untuk digunakan secara bersama-sama). Dengan demikian jumlah PEI adalah dua atau tiga.

Dari pengertian ikatan kovalen rangkap di atas, jumlah pasangan elektron ikatan yang digunakan bersama-sama adalah dua atau tiga sehingga dari definisi tersebut menunjukkan bahwa ikatan kovalen rangkap ada dua macam yaitu ikatan kovalen rangkap dua dan ikatan kovalen rangkap tiga. Dengan demikian dapat kita simpulkan bahwa:

Ikatan kovalen rangkap dua adalah ikatan yang terbentuk dari penggunaan bersama dua pasang elektron (jumlah pasangan PEI ada 2) oleh dua atom yang berikatan sedangkan ikatan kovalen rangkap tiga adalah ikatan yang terbentuk dari penggunaan bersama tiga pasang elektron (jumlah pasangan PEI ada 3

Proses Pembentukan Ikatan Kovalen Rangkap 2 pada Senyawa CO₂

Senyawa CO₂ tersusun atas satu atom C dan dua atom O dengan konfigurasi elektron sebagai berikut:

₆C	=	2, 4	(memerlukan 4 elektron untuk mencapai kaidah oktet)
₈O	=	2, 6	(memerlukan 2 elektron untuk mencapai kaidah oktet)

Untuk mencapai kestabilannya, atom C cenderung menerima 4 elektron, sedangkan atom O cenderung menerima 2 elektron. Jika atom C dan O saling berikatan, 1 atom C harus menyumbangkan 4 elektron untuk digunakan bersama. Adapun atom O harus menyumbangkan 2 elektron.

Berapakah jumlah atom O yang harus diikat oleh atom C? jika hanya 1 atom O, atom O telah memenuhi kaidah oktet. Akan tetapi, atom C masih kekurangan 2 elektron. Agar memenuhi kaidah oktet, atom C harus mengikat 1 atom O lagi sehingga jumlah atom O yang diikat berjumlah 2 buah.

Pada keadaan ini, atom C dan O sama-sama memenuhi kaidah oktet (mencapai kestabilan).

Proses Pembentukan Ikatan Kovalen Rangkap 3 pada Molekul N₂

Molekul N₂ tersusun atas dua atom N dengan konfigurasi elektron sebagai berikut:

₇N

2, 5

(memerlukan 3 elektron untuk mencapai kaidah oktet)

Berdasarkan konfigurasi elektron atom N di atas, maka atom N akan stabil jika konfigurasi elektronnya serupa dengan ₁₀Ne = 2, 8. Agar stabil maka atom N memerlukan 3 elektron tambahan. Kedua elektron tambahan tersebut dapat diperoleh jika dua atom N saling berikatan dimana setiap atom N menyumbangkan 3 elektron untuk digunakan bersama sehingga masing-masing atom N mencapai kaidah oktet.

STRUKTUR RESONANSI

Dalam kimia, resonansi atau mesomerisme merupakan penggunaan dua atau lebih struktur Lewis untuk menggambarkan molekul tertentu. Struktur resonansi adalah salah satu dari dua atau lebih struktur Lewis untuk satu molekul yang tidak dapat dinyatakan secara tepat dengan hanya menggunakan satu struktur Lewis. Tanda panah dua arah menyatakan bahwa struktur-struktur yang diberikan merupakan struktur resonansi.
Masing-masing struktur resonan dapat melambangkan struktur Lewis, dengan hanya satu ikatan kovalen antara masing-masing pasangan atom. Beberapa struktur Lewis digunakan bersama-sama untuk menjelaskan struktur molekul. Namun struktur tersebut tidak tetap, melainkan ada sebuah osilasi antara ikatan rangkap dengan elektron, saling berbolak-balik. Maka dari itu disebut dengan resonansi. Struktur yang sebenarnya mungkin saja adalah peralihan dari dua struktur resonan. Bentuk peralihan (intermediet) dari struktur resonan disebut dengan hibrida resonan.

Sifat

Molekul atau ion yang dapat beresonansi mempunyai sifat-sifat berikut:

Struktur yang berkontribusi dalam ion iminium

Dapat dituliskan dalam beberapa struktur Lewis yang disebut dengan struktur resonan. Tetapi tidak satupun struktur tersebut melambangkan bentuk asli molekul yang bersangkutan.
Di antara struktur yang saling beresonansi bukanlah isomer.
Masing-masing struktur struktur Lewis harus mempunyai jumlah elektron valensi dan elektron tak berpasangan yang sama.
Ikatan yang mempunyai orde ikatan yang berbeda pada masing-masing struktur tidak mempunyai panjang ikatan yang khas.
Struktur yang sebenarnya mempunyai energi yang lebih rendah dibandingkan energi masing-masing struktur resonan.

Struktur resonansi

Posisi elektron dapat diubah-ubah untuk menghasilkan struktur resonansi yang lain, tanpa mengubah posisi atom-atomnya. Dengan kata lain, atom-atom yang saling berikatan harus tetap dalam semua struktur resonansi untuk satu spesi tertentu. Akhirnya, perhatikan bahwa walaupun suatu ion atau senyawa dapat digambarkan secara lebih akurat dengan menyertakan dengan menyertakan semua struktur resonansinya, tetapi supaya sederhana biasanya hanya satu struktur Lewis saja yang dipergunakan

IKATAN TUNGGAL DIBANDINGKAN IKATAN RANGKAP : STRUKTUR MOLEKUL UNSUR NON LOGAM

Unsur Non logam merupakan kebalikan dari unsur logam. Unsur non logam adalah unsur-unsur yang tidak memiliki sifat logam. Berikut beberapa contoh unsure jenis nonlogam dan lambangnya.

Nama Unsur	Nama Latin/ Internasional	Lambang Unsur
Klorin Helium Hidrogen Oksigen Karbon Belerang Nitrogen Fluorin Fosfor Lodin	Chlorine Helium Hydrogen Oxygen Carbon Sulfur Nitrogen Fluorin Phosphorus Iodine	Cl He H O C S N F P I