...

02 – struktur molekul

by user

on
Category: Documents
42

views

Report

Comments

Transcript

02 – struktur molekul
BAB II
STRUKTUR MOLEKUL
A. Standar Kompetensi: Memahami tentang ilmu kimia dan dasar-dasarnya serta
mampu menerapkannya dalam kehidupan se-hari-hari
terutama yang berhubungan langsung dengan
kehidupan.
B. Kompetensi Dasar : Memahami jenis-jenis ikatan yang terjadi dari dua atom
atau lebih, bentuk molekulnya dan kepolarannya.
C. Uraian materi
:
A. PENGANTAR
Bahwa atom-atom, pada umumnya, tidak ditemukan dalam keadaan bebas (kecuali pada
temperatur tinggi), melainkan sebagai suatu kelompok atom-atom atau sebagai molekul,
adalah petunjuk bahwa, secara energi, kelompok atom-atom atau molekul itu merupakan
keadaan yang lebih stabil daripada atom-atom dalam keadaan bebas.
Dua atom dapat berantaraksi dan membentuk molekul. Antaraksi ini selalu disertai
dengan pengeluaran energi. Gaya-gaya yang menahan atom-atom dalam molekul disebut
ikatan. Ikatan ini merupakan ikatan kimia, apabila antaraksi atom itu menyangkut
pengeluaran energi lebih dari 42 kJ per mol atom. Dalam hal ini akan terbentuk zat baru
dengan sifat-sifat yang khas. Pengetahuan tentang ikatan ini adalah penting sekali dalam
hubungannya dengan struktur molekul dan sifat-sifat lainnya.
Atom-atom dapat saling terikat dengan cara:
a) Perpindahan elektron dari satu atom ke atom yang lain
Misalnya, atom natrium melepaskan elektron membentuk ion positif. Atom klor
menerima elektron membentuk ion negatif. Kedua ion ini yang muatannya
berlawanan saling tarik menarik secara elektrostatik dalam kisi ion. Ikatan macam ini
disebut ikatan ion. Ikatan ion adalah gaya tarik-menarik antara dua ion yang
berkawanan muatan yang terbentuk melalui perpindahan elektron. Ikatan ion disebut
juga ikatan elektrovalen.
b) Pemakaian bersama elektron oleh dua atom
Dalam hal ini, kulit elektron terluar kedua atom bertindihan dan terbentuk pasanganelektron ikatan, yang digunakan bersama oleh kedua atom. Ikatan ini disebut ikatan
kovalen. Ikatan kovalen adalah gaya tarik-menarik antara dua atom sebagai akibat
pemakaian bersama pasangan elektron.
Struktur Molekul 12
B. IKATAN ION
Ikatan ion timbul sebagai akibat dari gaya tarik menarik antara ion yang bermuatan positif
dan ion yang bermuatan negatif yang dihasilkan karena perpindahan elektron. Pada
pembentukan natrium klorida, misalnya Na melepaskan elektron valensinya dan berubah
menjadi ion Na+; elektron ini diterima oleh atom Cl yang berubah menjadi ion Cl-.
Antaraksi antara ion Na+ dan ion Cl- kemudian menghasilkan pasangan ion Na+ Cl- yang
mempunyai energi potensial lebih rendah dari kedua ion secara terpisah.
Na (1s2 2s2 2p6 3s1)

Na+ (1s2 2s2 2p6) + e

Cl (1s2 2s2 2p6 3s2 3p5) + e 
Cl (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6)
Na + Cl

Na+ Cl
Contoh di atas menggambarkan pembentukan pasangan ion dalam keadaan gas dari
atom-atom dalam keadaan bebas. Pada proses ini perubahan ini perubahan energi
menyangkut energi ionisasi (pada pembentukan kation), afinitas elektron (pada
pembentukan anion) dan energi antaraksi coulomb antara kedua jenis ion.
Sifat Senyawa Ion
a) Hantaran Listrik. Padatan senyawa ion tidak terdapat elektron yang bebas bergerak
dan tidak menghantar listrik karena tidak terdapat partikel bermuatan yang bergerak.
Ion-ion terikat erat pada kisi, sehingga tidak menghantar muatan melalui kisi.
 Dalam keadaan lebur, ion-ion bergerak dan dapat menghantar listrik.
 Dalam larutan air, ion-ion dikelilingi air dan bebas bergerak sehingga dapat
menghantar listrik.
b) Titik Leleh dan Titik Didih. Titik leleh dan titik didih senyawa ion tinggi, karena
memerlukan energi thermal yang besar untuk memisahkan ino yang terikat erat dalam
kisi.
c) Kekerasan. Kebanyakan senyawa ion keras. Permukaan kristalnya tidak mudah
digores. Hal ini disebabkan ion-ion erat terikar dalam kisi sehingga sukar bergerak
dari kedudukannya.
d) Kegetasan. Kebanyakan senyawa ion getas (brittle). Distorsi menyebabkan tolakmenolak antara ion yang muatannya sama.
e) Kelarutan. Pada umumnya senyawa ion melarut dalam pelarut polar dan tidak melarut
dalam pelarut non-polar.
C. IKATAN KOVALEN
1. Pembentukan ikatan
Pada senyawa-senyawa, seperti misalnya H2, HCl, O2, C2H6, HgCl2 dan sebagainya, tidak
terjadi perpindahan elektron dari atom yang satu ke atom yang lain, sehingga ikatan pada
senyawa-senyawa ini jelas bukan ikatan ion. Senyawa-senyawa ini merupakan
pengelompokkan yang stabil dari atom-atom. Pada H2, misalnya, kurva energi potensial
memperhatikan harga minimum pada jarak antar nuklir 75 ppm, hal mana menunjukkan
terjadinya suatu ikatan, pemutusan ikatan ini memerlukan energi 435 kJ/mol
Jumlah ikatan kovalen yang dapat dibentuk oleh suatu atom disebut kovalensi. Beberapa
harga kovalensi untuk unsur-unsur yang umum adalah hidrogen dan halogen = 1; oksigen
dan belerang = 2; nitrogen dan fosfor = 3; karbon dan silikon = 4.
Struktur Molekul 13
Energi
r
H+H
energi ikatan
D
= 435 kj mol-1
H2
75 pm
Gambar 2.1. Diagram energi pembentukan H2 dari dua atom H
Angka yang disebut di atas untuk kovalensi sama dengan jumlah elektron yang
diperlukan atom agar menjadi isoelektronik (struktur elektron yang sama) dengan gas
mulia. Di bawah ini terdapat rumus bangun beberapa senyawa di mana digunakan garis
untuk menyatakan ikatan kovalen.
CH4:
NH3:
H2O:
H
H
C
H
H
H
N
H
H
O
H
H
Adakalanya dua atom dapat menggunakan bersama lebih dari sepasang elektron
membentuk ikatan ganda. Pemakaian bersama dua pasang elektron menghasilkan ikatan
rangkap dan pemakaian bersama tiga pasang elektron menghasilkan ikatan ganda tiga,
seperti contoh untuk N2 dan CO2 di bawah ini :
NN
O=O
Cl  Cl
O=C=O
Senyawa kovalen memiliki sifat sebagai berikut:
1. Pada suhu kamar pada umumnya berupa gas, cairan atau padatan dengan titik leleh
rendah. Gaya antar molekul adalah lemah meskipun ikatan-ikatan itu adalah ikatan
kuat.
2. Melarut dalam pelarut non polar seperti benzena dan beberapa diantaranya dapat
berantaraksi dengan pelarut polar.
3. Padatannya, leburannya atau larutannya tidak menghantarkan listrik.
2. Ikatan kovalen koordinat
Ikatan ini disebut juga ikatan kovalen dativ. Ikatan ini mirip dengan ikatan kovalen, tetapi
hanya satu atom yang menyediakan dua elektron untuk dipakai bersama.
Sebagai contoh perhatikan cara pembentukan suatu kompleks BCl3.NH3 yang stabil, yang
terbentuk dari amonia dan boron triklorida. Atom nitrogen dalam amonia mengandung
dua elektron yang tidak terikat (sepasang elektron bebas) sedangkan atom boron dalam
boron triklorida kekurangan dua elektron untuk mencapai oktet yang stabil. Oktet dapat
dilengkapi dengan cara:
Struktur Molekul 14
H
H
N
H
Cl
+
B
Cl
H
Cl
H
Cl
N
B
H
Cl
Cl
Jika pada rumus Lewis digunakan garis untuk menyatakan pasang elektron, maka ikatan
koordinat kovalen dapat dinyatakan dengan tanda panah dari atom yang memberikan
pasangan elektron.
Ikatan kovalen dapat ditinjau dengan dua cara. Pada cara pertama, elektron yang
digunakan bersama itu menempati orbital-orbital atom yang saling bertindihan (overlap):
cara ini, yang dikenal sebagai Teori Ikatan Valensi, dikembangkan oleh Heitler dan Slater
dan kemudian diperluas Pauling dan Coulson. Pada cara kedua, molekul dianggap
mempunyai orbital-orbital molekul yang ditempati oleh elektron menurut energi yang
meningkat. Cara ini yang dikembangkan oleh Hund dan Milikan dikenal sebagai teori
Orbital Molekul.
Teori ini bertitik tolak dari atom-atom secara terpisah. Ikatan antara atom-atom terjadi
dengan cara orbital-orbital atom yang masing-masing, saling bertindihan. Agar dapat
diperoleh molekul yang stabil, kedua elektron itu harus mempunyai spin yang
berlawanan; hanya dalam hal ini akan didapat suatu harga minimum pada kurva energi
potensial.
Kekuatan ikatan bergantung pada derajat pertindihan yang terjadi. Makin besar derajat
pertindihan, makin kuat ikatan. Pertindihan antara dua orbital - s tidak kuat oleh karena
distribusi muatan yang berbentuk bola; pada umumnya ikatan s-s relatif lemah. Orbital -p
dapat bertindih dengan orbital -s atau orbital -p lainnya dengan efektif, karena orbitalorbital p terkonsentrasi pada arah tertentu.
Pertindihan orbital-orbital dapat menghasilkan ikatan sigma () dan ikatan pi (). Ikatan
sigma dapat terbentuk dari pertindihan orbital -s-s, p-p dan s-p. Elektron ikatan dalam
ikatan sigma terletak di sekitar garis (khayalan) yang menghubungkan inti ke dua atom.
Ikatan pi dihasilkan dari pertindihan dua orbital -p yang berdekatan dan sejajar. Cara
pertindihan orbital atom dapat dilihat pada gambar berikut.
(a)
(b)
(c)
a) pertindihan 2 orbital s
b) pertindihan 2 orbital p
(d)
c) pertindihan orbital s dan p
d) pertindihan 2 orbital p yang sejajar
Struktur Molekul 15
D. TEORI OKTET (LEWIS, 1916)
1. Peraturan oktet
Dalam usahanya untuk menerangkan pembentukan molekul-molekul, seperti h2, HCl, O2,
dan sebagainya, Lewis mengemukakan bahwa suatu atom lain dengan cara menggunakan
bersama dua elektron atau lebih dan dengan demikian mencapai konfigurasi gas mulia,
ns2 np6 (kecuali pada molekul hidrogen).
Misalnya:
H
H
O
2C
+
+
+
+
H
Cl
O
2H




H:H
H : Cl
O :: O
H:C:::C:H
atau
atau
atau
atau
HH
H  Cl
O=O
HC  CH
Teori ini tidak menerangkan mengapa pengunaan bersama sepasang elektron merupakan
suatu ikatan.
Rumus senyawa seperti ditulis di atas yang sesuai dengan aturan oktet disebut rumus titik,
rumus elektron, atau rumus Lewis. Menurut teori ini, jumlah ikatan kovalen yang dapat
dibentuk oleh suatu unsur bergantung pada jumlah elektron tak berpasangan dalam unsur
tersebut.
Misalnya,
Cl Ne 3s2 3px2 3py2 3pz2 hanya ada satu elektron tunggal, jadi Cl hanya dapat
membentuk satu ikatan kovalen (HCl, CCl4)
O He 2s2 2px2 2py1 2pz1 di sini ada dua elektron tunggal, sehingga O dapat
membentuk dua ikatan (HOH, O=O)
C He 2s2 2px1 2py1
di sini hanya ada dua elektron tunggal, sedangkan
menurut teori hibridisasi biasanya membentuk empat ikatan
(CH4)
B He 2s2 2px1
di sini juga hanya ada satu elektron tunggal, padahal
menurut teori hibridisasi B dapat membentuk tiga ikatan
(BCl3).
Menurut teori oktet Lewis ini unsur-unsur gas mulia tidak dapat membentuk ikatan oleh
karena tiap atom sudah dikelilingi oleh 8 elektron valensi. Dewasa ini telah diketahui
bahwa Xe dapat membentuk senyawa-senyawa seperti misalnya XeF2 dan XeO2.
2. Cara menulis rumus Lewis
Rumus Lewis untuk beberapa molekul kovalen dan ion poliatomik sangat berguna antara
lain untuk mempelajari bentuk suatu molekul atau ion. cara menuliskan rumus Lewis
dapat dibagi dalam beberapa tahap. Meskipun tidak selalu mudah, pada tahap pertama
perlu menentukan letak atom-atom pada ikatan. Dalam banyak hal dapat ditarik
kesimpulan dari rumus senyawa itu, bahwa yang ditulis lebih dahulu adalah atom pusat
misalnya bagan dari CO2 dan NO3 sebagai berikut:
OCO
ONO

O
Struktur Molekul 16
Setelah menuliskan bagan maka dapat digunakan tahap-tahap berikut :
1. Hitung semua elektron valensi dari atom. Jika spesi itu adalah ion tambahkan
elektron sebanyak muatan ion negatif atau mengurangi jumlah elektron dengan
muatan positif.
2. Bubuhkan pasangan elektron untuk setiap ikatan.
3. Lengkapi oktet dari atom yang terikat pada ion pusat (kecuali dua elektron untuk
hidrogen)
4. Tambahkan jika perlu pasangan elektron pada atom pusat
5. Jika pada atom pusat masih belum mencapai oktet, harus dibentuk ikatan ganda agar
atom merupakan suatu oktet.
Suatu struktur Lewis yang memenuhi aturan oktet, belum tentu dapat menunjukkan sifat
senyawa tersebut misalnya untuk O2. Struktur:
.. ..
.. ..
:O::O:
atau
:O = O:
Sudah memenuhi aturan oktet, tetapi tidak sesuai dengan sifat yang diamati. Pada rumus
di atas semua elektron berpasangan. Menurut pengamatan, O 2 bersifat paramagnetik, jadi
harus terdapat elektron yang tidak berpasangan.
Selain daripada itu, bentuk dari bagan turut juga menentukan sifat molekul tersebut. Jika
rumus Lewis dari H2O ditulis sebagai
..
..
H:O:H
atau
H O H
..
..
Telah diketahui bahwa molekul H2O bentuknya “V”, yaitu sudut H-O-H adalah 105º,
bukan 180º, tapi sudut yang kami tulis dalam struktur Lewis tidak usa lihat sama sudut
nyata.
3. Penyimpangan dan keterbatasan aturan oktet
Seringkali dijumpai juga bahwa tidak mungkin semua atom dalam satu molekul
memenuhi aturan oktet, yang dapat dibagi dalam tiga kelompok.
a) Spesi elektron - ganjil
Jika jumlah elektron valensi ganjil akan terdapat elektron yang tidak berpasangan dan
sekurang-kurangnya terdapat satu atom dengan oktet yang tidak lengkap.
Misalnya pada molekul NO2 (17 elektron valensi) yang dapat ditulis :
..
.
..
:O  N = O :
..
..
b) Oktet yang tidak sempurna
Hal ini dapat ditunjukkan oleh BeH2 .
HBeH
c) Oktet yang diperluas
Pada PCl5, P dikelilingi oleh 10 elektron dan SF6, S dikelilingi oleh 12 elektron.
Cl
Cl
Cl
F
Cl
P
Cl
F
F
S
F
F
F
Struktur Molekul 17
4. Muatan formal
Dalam beberapa rumus, beberapa unsur tampaknya membentuk ikatan kovalen dengan
jumlah yang tidak lazim. Ternyata menggambar rumus Lewis yang sepenuhnya benar
dari senyawa-senyawa ini tidak dimungkinkan, kecuali bila kita memberikan muatan
elektrostatik, yang disebut muatan formal, kepada beberapa unsur dalam struktur ini.
Misalnya, perhatikan struktur Lewis untuk asam nitrat.
Oksigen ini mempunyai
suatu oktet tetapi hanya
satu ikatan kovalen.
Oksigen ini mempunyai
suatu oktet tetapi hanya
satu ikatan kovalen.
Muatan formal O ialah -1
Muatan formal N ialah +1
+1 + (-1) = 0
Rumus untuk asam nitrat menunjukkan tiga oksigen yang terikat pada sebuah atom
nitrogen. Atom nitrogen dan tiap oksigen telah mempunyai oktet lengkap, namun satu
atom oksigen diikat hanya oleh satu ikatan kovalen bukannya oleh dua seperti biasa.
Seandainya elektron-elektron dalam ikatan HNO3 dibagi antara atom-atom sedemikian
sehingga tiap atom yang digabung oleh suatu ikatan kovalen diberi satu elektron dari
ikatan kovalen tersebut, maka oksigen yang hanya mempunyai satu ikatan kovalen akan
mempunyai tujuh elektron valensi-satu elektron berlebih dibandingkan atom oksigen
netral. Oleh karena itu, oksigen ini diberi suatu muatan elektrostatik, atau muatan formal,
sebesar -1. Sama juga dengan atom nitrogen mempunyai hanya empat elektron valensisatu elektron kurang dibandingkan yang dimiliki atom nitrogen netral. Atom nitrogen
yang kekurangan elektron ini mempunyai muatan formal +1. Atom-atom lain dalam asam
nitrat semuanya memiliki elektron yang sama banyak seperti atom-atom netral mereka;
maka muatan formal mereka adalah nol.
Dalam molekul atau ion, jumlah muatan formal atom atom harus berjumlah muatan
molekul atau ion. Lihatlah ion hidronium, H3O+, yaitu hasil reaksi molekul air dengan
proton
..
..
HOH + H+  HO+H (ion hidronium)
..

H
Struktur ini mempunyai delapan elektron di sekeliling oksigen dan dua elektron di sekitar
hidrogen, sehingga semua kulit valensi terisi penuh. (Perhatikan bahwa semua ada
delapan elektron valensi-oksigen menyumbang enam dan setiap hidrogen menyumbang
satu, jumlah seluruhnya sembilan, tetapi ion ini mempunyai satu muatan positip, sehingga
Struktur Molekul 18
satu elektron harus dilepaskan agar menjadi delapan. Kedelapan elektron ini membentuk
tiga ikatan tunggal O-H, sisanya adalah sepasang elektron pada O yang tidak mengadakan
ikatan bebas).
Walaupun seluruh ion hidronium membawa satu muatan positif, kita akan bertanya
“Atom mana yang membawa muatan ?” Untuk menentukan muatan formal, kita dapat
menganggap bahwa setiap atom “memiliki” semua elektron bebasnya ditambah dengan
setengah dari jumlah elektron yang digunakan bersama. Untuk mendapatkan muatan
formal, kurangi jumlah ini dari jumlah elektron valensi dalam atom netral. Defenisi dapat
ditulis melalui persamaan.
jumlah elektron valensi  elektron  setengah jumlah
pada atom netral
bebas
elektron ikatan
Muatan formal =
atau dalam bentuk yang lebih sederhana:
Muatan formal = jumlah elektron valensi  (jumlah titik + jumlah ikatanx½)
pada atom netral
Marilah kita terapkan defenisi ini pada ion hidronium:
Untuk setiap hidrogen; muatan formal = 1- (0 + 1) = 0
Untuk oksigen, muatan formal = 6 - (2 + 3) = 1
Secara formal atom oksigen dari ion hidronium membawa muatan +1.
5. Konsep resonansi
Ada kalanya suatu molekul tidak dapat dinyatakan dengan satu rumus Lewis saja.
Misalnya ozon, O3, dapat dinyatakan dengan dua rumus Lewis.
.. ..
..
.. .. ..

:OO+= O :  : O=O+ O :
..
..
(Catat muatan formal!)
Menurut eksperimen, jarak kedua ikatan OO adalah sama yaitu 1,278 Å, meskipun
terdapat dua macam ikatan antara O dan O pada kedua rumus di atas yaitu OO dan
O=O. Jadi kedua rumus ozon di atas adalah ekivalen meskipun letak elektron berbeda.
Rumus Lewis yang ekivalen disebut bentuk resonansi atau hibrida resonansi, dan untuk
ozon dinyatakan dengan, kedua ujung anak panah kembar menunjukkan adanya bentuk
resonansi. Pada penulisan bentuk resonansi perlu diperhatikan bahwa susunan inti setiap
struktur adalah sama, yaitu atom yang terikat pada atom yang lain adalah sama untuk
semua struktur sedangkan yang berbeda hanya susunan elektron-elektron.
Contoh resonansi yang lain yaitu untuk ion karbonat, CO 32, ion sulfat, SO42, dan ion
nitrit, NO2:
.. ..
O .
.(-)
.. .O. ..(-)
..O
..
C
..
..O ..(-)
.
...O..(-)
C
.. O ..
.O
.
.. .O. ..(-)
..
.O.
O
..
.. O ..
..
..
N
.. .O. ..(-)
..
O
..
..
S
..
O
..
C
..
.
...O.. (-) (-).O
. ..
..
..
S
.. O ..
..
.
O
. ..
(-)
. . .(-)
.O..
..
(-)
.. .O.
..
N
..
O
..
.. O ..
..
.. O
(-) . .
S
.. O ..
. ..
.O..(-)
(-)
Struktur Molekul 19
E. BENTUK MOLEKUL
Bentuk molekul dapat diramal dengan dua cara yang berbeda :
1. meninjau pengaruh tolak-menolak antara pasangan elektron dalam kulit valensi atom
pusat.
2. meninjau distribusi orbital atom pusat. Cara ini dikenal dengan konsep hibridisasi.
Teori Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi (TPEKV) atau
Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion)
Teori ini didasarkan atas hipotesis bahwa semua elektron valensi (pasangan ikatan dan
pasangan bebas) menempati kedudukan di sekitar atom pusat sedemikian rupa sehingga
tolak-menolak antara pasangan elektron seminimal mungkin. Kedudukan baru dari
pasangan elektron ini menentukan bentuk molekul. Teori ini mula-mula diperkenalkan
oleh Sidgwick dan Powell yang kemudian dikembangkan oleh Nyholm dan Gillespie
yang ikhtisarnya sebagai berikut:
1. Pasangan-pasangan elektron berusaha saling menjauhi semaksimal mungkin.
2. Jarak yang diambil oleh pasangan elektron bergantung pada keelektronegatifan ataom
yang bersangkutan.
3. Urutan jarak yang diambil oleh pasangan elektron sebagai berikut:
Pasangan bebas > Pasangan ikatan rangkap > Pasangan ikatan tunggal
Langkah-langkah dalam cara meramal bentuk molekul adalah sebagai berikut:
a) Hitung jumlah elektron valensi (elektron kulit terluar) dari atom pusat.
b) Tambahkan dengan besarnya muatan jika spesi bermuatan negatif atau kurangi
dengan besarnya muatan jika spesi bermuatan positif.
c) Tambahkan dengan jumlah atom yang terikat.
d) Bagi dengan dua ; menghasilkan jumlah pasangan elektron.
e) Tempatkan pasangan elektron sehingga mengelilingi atom pusat.
f) Jumlah pasangan elektron (d) dikurangi jumlah atom yang terikat adalah sama
dengan pasangan elektron bebas.
Pasangan-pasangan elektron tersusun mengelilingi atom sentral sehingga tolak-menolak
antara pasangan-pasangan elektrn ini seminimal mungkin. Bentuk pasangan-pasangan
elektron sebagai berikut:
a) Dua kelompok pasangan elektron. Pasangan-pasangan ini tersusun berseberangan di
antara atom pusat membuat sudut 180º.
b) Tiga kelompok pasangan elektron. Susunannya berbentuk segi tiga planar dengan
sudut 120º antara pasangan elektron.
c) Empat kelompok pasangan elektron. Tetrahedral dengan pasangan elektron terdapat
di pojok tetrahedral dengan sudut antara pasangan elektron 109,5º (sudut tetrahedral).
d) Lima kelompok pasangan elektron. Meskipun simetris yang terbaik adalah pentagon
planar (sudut 72º), tetapi susunan tiga dimensi yang paling tepat yaitu trigonal
bipramida. Sudut antara pasangan equatorial 120º dan sudut antara pasangan axial
90º.
e) Enam kelompok pasangan elektron. Susunannya berbentuk oktahedralhedral dengan
sudut antara pasangan elektron yang berdekatan 90º.
f) Tujuh pasangan elektron atau lebih. Hanya sedikit senyawa yang lebih dari enam
pasangan elektron mengelilingi atom pusat dan strukturnya ditentukan secara khusus.
Susunan pasangan elektron yang umum ditunjukkan pada tabel 2.1 dan 2.2 kemudian
gambar 2.1.
Struktur Molekul 20
Tabel 2.1. Bentuk molekul dan jumlah elektron
elektron
1
2
3
4
Ramalan geometri BeF2
a) Elektron valensi Be
b) BeF2 netral
c) Elektron dari 2 F
d) Jumlah elektron
e) Jumlah pasangan elektron
f) Susunan elektron garis lurus
(bentuk BeF2 linier)
Ramalan geometri BF3
a) Elektron valensi B
b) BF3 netral
c) Elektron dari 3 F
d) Jumlah elektron
e) Jumlah pasangan elektron
f) Susunan elektron segitiga
planar (bentuk BF3 segitiga
planar)
Ramalan geometri CH4
a) Elektron valensi C
b) CH4 netral
c) Elektron dari 4 H
d) Jumlah elektron
e) Jumlah pasangan elektron
f) Susunan elektron tetrahedral.
Jadi bentuk CH4 tetrahedral
Ramalan geometri PCl5
a) Elektron valensi P
b) PCl5 netral
c)
d)
e)
f)
elektron
5
2
0
2
4
4/2 = 2
6
3
0
3
6
6/2 = 3
7
4
0
4
8
Ramalan geometri BrF3
a) Elektron valensi Br
b) BrF3 netral
c) Elektron dari 3 F
d) Jumlah elektron
e) Jumlah pasangan elektron
f) Susunan elektron trigonal
piramidal. Tiga ikatan, jadi
terdapat 2 pasangan elektron
bebas, jadi BrF3 bentuk “T”.
Ramalan geometri SF6
a) Elektron valensi S
b) SF6 netral
c) Elektron dari 6 F
d) Jumlah elektron
e) Jumlah pasangan elektron
f) Susunan elektron oktahedral.
Jadi bentuk SF6 : oktahedral
Ramalan geometri XeF4
a) Elektron valensi Xe
b) XeF4 netral
c) Elektron dari 4 F
d) Jumlah elektron
e) Jumlah pasangan elektron
f) Susunan elektron oktahedral.
Empat ikatan, jadi terdapat
dua pasangan elektron bebas.
Bentuk XeF4 : bujur sangkar
7
0
3
10
10/2 = 5
6
0
6
12
12/2 = 6
8
0
4
12
12/2 = 6
5
0
Elektron dari 5 Cl
Jumlah elektron
Jumlah pasangan elektron
Susunan elektron
trigonal
bipiramidal. Bentuk PCl5
trigonal bipiramidal
5
10
10/2 = 5
Tabel 2.2. Susunan pasangan elektron.
Kelompok
Pasangan Elektron
2
3
4
5
6
Bentuk Susunan
Elektron
Linier
segitiga planar
tetrahedral
trigonal bipiramidal
oktahedral
Sudut Ikatan
180º
120º
109,5º
120º dan 90º
90º
Struktur Molekul 21
Struktur Molekul 22
F. HIBRIDISASI
Perhatikan konfigurasi elektron Be, B dan C
Be
1s2
2s2
2
B
1s
2s2
2p1
2
2
C
1s
2s
2p2
Berilium dapat membentuk senyawa yang bersifat kovalen seperti BeH 2 dan BeCl2.
Boron membentuk senyawa dengan perbandingan 1 : 3 seperti BF 3 dan BCl3. Pada
senyawa karbon yang lebih dari sejuta banyaknya dapat dijumpai atom karbon yang
terikat melalui empat pasangan elektron ikatan. Jika ditinjau dari konfigurasi elektron
saja, maka dapat diduga bahwa, berilium yang orbitalnya terisi penuh tidak dapat
membentuk satu ikatan kovalen, sedangkan karbon hanya dapat membentuk dua ikatan
kovalen.
Kontradiksi antara pengamatan eksperimen dan ramalan berdasarkan model orbital atom,
menunjukkan bahwa model orbital atom masih jauh dari sempurna untuk menjelaskan
ikatan kimia.Oleh sebab itu penyusunan elektron dalam orbital setiap bilangan kuantum
utama perlu ditata kembali. Penyusunan kembali orbital dalam sebuah atom, untuk
membentuk seperangkat orbital yang ekivalen dalam molekul disebut hibridisasi.
1. Aturan Hibridisasi
1. Hibridisasi adalah proses pencampuran orbital-orbital dalam suatu atom.
2. Hanya orbital yang mempunyai energi yang hampir sama besar yang membentuk
orbital hibrida.
3. Orbital hibrida yang terbentuk sama banyak dengan jumlah orbital yang bercampur.
4. Dalam hibridisasi yang bercampur adalah jumlah orbital, bukan jumlah elektron.
5. Oleh karena orbital -s tidak terarah dalam ruang x, y, z, mka orbital ini tidak
mempunyai arah dalam proses hibridisasi.
6. Sebagian besar hibrida adalah mirip tetapi tidak selalu mempunyai bentuk yang
identik.
7. Orbital px, py,d xy,d zy dan sebagainya menentukan sifat arah dan hibridisasi.
8. Bagi hibrida yang ekivalen orientasi dalam ruang ditentukan oleh:
a) jumlah hibrida yang diperoleh
b) arah x , y atau z
c) anggapan bahwa elektron akan menempati orbital hibrida sedemikian sehingga
tidak terganggu oleh elektron lain.
9. Macam hibridisasi yang diterapkan untuk suatu struktur ditentukan oleh geometri
molekul yang diperoleh dari eksperimen.
2. Proses Hibridisasi
Proses hibridisasi berlangsung dalam tahap-tahap berikut :
1. Elektron mengalami promosi ke orbital yang tingkat energinya lebih tinggi. Misalnya
pada Be : dari 2s ke 2p
2. Orbital-orbital bercampur atau berhibridisasi membentuk orbital hibrida yang
ekivalen.
Struktur Molekul 23
Contoh 1: Be mempunyai konfigurasi elektron 1s2 2s2. Satu elektron dari 2s mengalami
promosi menghasilkan konfigurasi 1s2 2s1 2 p 1x . Orbital 2s dan 2 p 1x berhibridisasi
membentuk dua orbital hibrida sp yang ekivalen berbentuk garis lurus.
Contoh 2: B mempunyai konfigurasi elektron terluar 2s2 2p1. Suatu elektron dari 2s
mengalami promosi menghasilkan konfigurasi elektron 2s1 2px1 2py1. Orbital 2s, 2px dan
2py berhibridisasi membentuk tiga orbital hibrida sp 2 yang ekivalen berbentuk segitiga
datar.
Contoh 3: C mempunyai konfigurasi elektron terluar 2s2 2p2. Satu elektron dari 2s
mengalami promosi menghasilkan konfigurasi elektron 2s1 2px1 2py1 2pz1. Orbital 2s, 2px,
2py dan 2pz berhibridisasi membentuk 4 orbital hibrida sp 3 yang ekivalen berbentuk
tetrahedral.
Contoh 4: P mempunyai konfigurasi elektron terluar 3s2 3p3. Satu elektron dari 3s
mengalami promosi menghasilkan konfigurasi elektron =3s1 3px1 3py1 3pz1 3dz1. Orbital
3s, 3px, 3py, 3pz, dan 3dz1 membentuk 5 orbital hibrida sp3d yang ekivalen berbentuk
trigonal bipiramida.
Contoh 5: S mempunyai konfigurasi elektron terluar 3s2 3p4. Satu elektron dari 3s dan
satu elektron dari 3p mengalami promosi menghasilkan konfigurasi elektron 3s 1 3px1 3py1
3pz1 3dz1 3dx2y21. Keenam orbital di atas berhibridisasi membentuk 6 orbital hibrida sp3d2
yang ekivalen dengan bentuk oktahedral.
Proses hibridisasi pada pembentukan BeCl2, BCl3, CH4, PCl5 dan SF6 dapat dilihat pada
bagan-bagan berikut:
(1) Proses hibridisasi pada Be dalam BeCl2
atom Be pada
2p
tingkat dasar
2s

promosi
atom Be tereksitasi




hibridisasi
2 orbital hibrida sp
Struktur Molekul 24
(2) Proses hibridisasi pada pembentukan BCl3
atom B pada
2s
tingkat dasar
2p








promosi
atom B tereksitasi
hibridisasi
3 orbital hibrida sp2
(3) Proses hibridisasi pada pembentukan CH4
atom C pada
2s
tingkat dasar
2p











promosi
atom C tereksitasi
hibridisasi
4 orbital hibrida sp3
Tabel 2.3. Susunan pasangan elektron, bentuk molekul dan hibridisasi.
No.
Senyawa
1
2.
3.
4.
5.
6.
10
11
BeCl2
BCl3
CH4
NH3
PCl5
BrF3
SF6
XeF4
Pasangan Elektron
NonIkatan
Jumlah
ikatan
2
0
2
3
0
3
4
0
4
3
1
4
5
0
5
3
2
5
6
0
6
4
2
6
Susunan Elektron
Bentuk Molekul
linier
segitiga
tetrahedral
tetrahedral
trigonal-bipirimida
trigonal-bipirimida
oktahedral
oktahedral
linier
segitiga
tetrahedral
piramida
trigonalbipiramida
bentuk T
oktahedral
bujursangkar
Hibridisasi
Atom Pusat
sp
sp2
sp3
sp3
sp3d
sp3d
sp3d2
sp3d2
Struktur Molekul 25
G. PARAMETER STRUKTUR MOLEKUL
Ada tiga parameter yang menentukan struktur molekul yaitu: energi ikatan, panjang
ikatan dan sudut ikatan.
1. Energi ikatan
Energi ikatan adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan satu mol ikatan atau
sebaliknya, energi yang dilepaskan jika terbentuk satu mol ikatan.
Misalnya, energi ikatan HH adalah 436 kJ mol-1 maka diperlukan 436 kJ untuk
memutuskan satu mol ikatan HH dan dilepaskan 436 kJ jika terbentuk satu mol ikatan
HH. Beberapa energi rata-rata dapat dilihat dalam Lampiran II.
Energi ikatan merupakan ukuran kekuatan suatu ikatan. Makin besar energi ikatan makin
kuat ikatan itu. Bagi hidrogen halida, energi ikatannya makin berkurang jika nomor atom
halogen bertambah.
2. Panjang ikatan
Dalam molekul, atom-atom selalu bergetar, sehingga jarak antara dua atom tidak tetap.
Untuk hal ini ditetapkan jarak rata-rata antara inti dua atom terikat dan disebut panjang
ikatan atau jarak ikatan. Panjang ikatan dapat ditentukan dengan cara difraksi sinar-x atau
spektroskopi molekul.
Tabel 2.4. Panjang ikatan dan energi ikatan beberapa macam ikatan dan senyawa.
Energi
Panjang
Energi Ikatan
Panjang
Ikatan
Ikatan
Ikatan
(kJ
Ikatan (nm)
(kJ mol-1)
Ikatan (nm)
mol-1)
0,154
348
0,228
193
CC
BrBr
C=C
0,134
610
0,267
151
II
0,120
840
0,092
562
CC
HF
0,147
159
0,127
431
NN
HCl
0,110
945
0,141
366
NN
HBr
0,142
158
0,161
299
FF
HI
0,199
242
ClCl
Dari tabel di atas dapat dilihat bahwa:
a. Pada umumnya ikatan yang kuat lebih pendek dari ikatan lemah.
b. Kekuatan ikatan rangkap tidak dua kali kekuatan ikatan tunggal
c. Panjang ikatan rangkap tidak setengah dari panjang ikatan tunggal, namun lebih
pendek
3. Sudut ikatan
Sudut ikatan atau sudut yang dibuat oleh dua atom dengan suatu atom sentral, adalah
salah satu faktor penting dalam penentuan struktur molekul. Misalnya sudut HOH dalam
H2O adalah 104o31’ dan sudut HNH dalam NH3 adalah 107o. Beberapa pendekatan untuk
menerangkan sudut-sudut ikatan ini :
a. Metode valensi terarah
Metode ini bertitik tolak dari konsep valensi terarah dari ikatan yang menggunakan
orbital-orbital p. Orbital-orbital ini saling membuat sudut 90o satu dengan yang lain.
Dalam pembentukkan H2O, dua orbital -1s dari hidrogen bertindihan dengan orbital -2pz
Struktur Molekul 26
dan orbital -2px dari oksigen. Berdasarkan ini maka sudut HOH seharusnya 90 o. Untuk
menerangkan sudut 104o yang ditemukan secara eksperimen, dipostulatkan bahwa terjadi
penolakan antara kedua atom H yang mempunyai kelebihan muatan positif.
b. Teori tolakan pasangan elektron
Menurut teori ini semua elektron yang berada dalam kulit valensi akan mengambil
kedudukan dengan jarak pemisahan yang sebesar mungkin. Pada molekul-molekul H2O,
NH3 dan CH4 terdapat empat pasangan elektron dalam kulit valensi dari atom pusat.
Pemisahan yang maksimal akan terjadi apabila keempat pasangan elektron itu mengambil
kedudukan pada sudut-sudut tetrahedron. Untuk dapat menerangkan sudut ikatan yang
lebih kecil pada H2O (104o) dan pada NH3 (107o). Dipostulatkan bahwa efek tolakan dari
pasangan elektron bebas (yang tidak terlibat dalam ikatan) lebih besar daripada efek
tolakan dari pasangan elektron ikatan. Pada H2O terdapat dua pasangan elektron bebas,
pada NH3 satu pasangan dan pada CH4 tidak ada, pasangan elektron bebas.
c. Konsep hibridisasi
Bentuk dari orbital-orbital sp3 yang telah dibahas pada pasal 2.8. langsung menerangkan
bentuk tetrahedral dari CH4. Bila diandaikan bahwa hibridisasi sp3 juga terjadi pada H2O
dan NH3, maka pada H2O akan terdapat dua orbital yang masing-masing mengandung
sepasang elektron bebas, sedangkan pada NH 3 ada satu orbital dengan sepasang elektron
bebas. Dengan konsep ini dapat diterangkan pula sudut ikatan sebesar 120 o pada BCl3.
Seperti halnya panjang ikatan sudut ikatan tidak mempunyai harga yang tetap, karena
atom-atom itu terus bergetar. Demikian pula, sudut ikatan ditentukan dengan pengukuran
difraksi sinar-x dan spektroskopi molekul.
H. IKATAN LOGAM, IKATAN HIDROGEN DAN GAYA INTERMOLEKUL
1.Ikatan Logam
Pada bab pengantar telah dijelaskan bagaimana terbentuk ikatan logam. Sebagian besar
dari unsur-unsur adalah logam. Elektron valensi logam tidak erat terikat (energi ionisasi
rendah).Logam alkali hanya mempunyai satu elektron valensi, sedangkan logam transisi
dapat menggunakan lebih banyak elektron valensi dalam pembentukkan ikatan. Dalam
logam, orbital atom terluar yang terisi elektron menyatu menjadi suatu sistem
terdelokalisasi yang merupakan dasar pembentukkan ikatan logam. Dalam sistem ini yang
keseluruhannya merupakan kisi logam, elektron-elektron valensi bebas bergerak. Oleh
pengaruh beda potensial terjadi arus elektron; hal inilah yang menyebabkan logam dapat
menghantarkan listrik. Oleh gerakan elektron yang cepat, kalor dapat mengalir melalui
kisi, sehingga logam dapat menghantar panas. Lapisan dalam kisi logam dapat digeser
tanpa merusak ikatan logam. Hal ini menyebabkan logam dapat dtempa dan dapat
direnggangkan menjadi kawat.
Kekuatan logam bertambah, jika:
a) jumlah elektron dalam sistem terdelokalisasi bertambah.
b) jika ukuran pusat atom yang merupakan satuan struktur logam bertambah kecil.
Logam alkali sangat lunak dan titik lelehnya rendah. Logam transisi membentuk kation
yang kecil dan mempunyai beberapa elektron valensi sehingga logam-logam ini keras dan
mempunyai titik leleh tinggi.
Hasil studi difraksi sinar-x menunjukkan bahwa logam membentuk kristal dalam tiga
macam geometri kisi yaitu kubus berpusat muka, kubus berpusat badan dan heksagonal
terjejal.
Struktur Molekul 27
2. Ikatan Hidrogen
H2O, NH3 dan HF semuanya sangat polar, karena mengandung tiga unsur yang sangat
elektronegatif yaitu oskigen dan fluor yang menyambung langsung pada hidrogen yang
sangat kurang elektronegatif. Cara ini menghasilkan molekul polar yang memiliki gaya
antarmolekul yang sangat kuat.
Jika unsur-unsur O, N dan F terikat pada atom H, maka pasangan elektron yang dipakai
bersama dalam ikatan kovalen terdorong mendekati atom yang elektronegatif. Dengan
demikian atom hidrogen tidak mempunyai elektron kulit terdalam kecuali yang dipakai
bersama pada katan kovalen. Oleh karena itu atom-atom H yang terikat pada N, O dan F
menempatkan dirinya di antara atom-atom unsur ini dan menghasilkan gaya tarik
menarik, menjembatani unsur-unsur yang elektronegatif itu membentuk ikatan yang
disebut ikatan hidrogen.
Ikatan hidrogen adalah tarik menarik antar molekul dipol permanen-dipol permanen.
Ikatan hidrogen terbentuk jika:
a) atom hidrogen terikat pada atom yang keelektronegatifannya besar (N, O dan F).
b) atom yang sangat elektronegatif mempunyai pasangan elektron bebas.
Adanya ikatan hidrogen yang menyebabkan air antara lain mempunyai titik didih yang
tinggi.
Ikatan hidrogen terdapat dalam struktur protein, karbohidrat dan asam nukleat. Sifat
biologis dan fungsi dari molekul-molekul ini dalam benda-benda hidup sangat ditentukan
oleh ikatan hidrogen.
3. Gaya inter-molekul
Unsur-unsur molekular dan gas mulia melalui pendinginan dapat mencair kemudian
menjadi padatan. Hal ini menunjukkan bahwa di antara
partikel-partikel tak
bermuatanpun terdapat gaya tarik menarik. Pada suhu kamar yod berupa padatan ; jadi
diantara molekul-molekul yod terdapat gaya tarik menarik yang kuat. Pada tabel dapat
dilihat beberapa data tentang jumlah elektron dan titik didih beberapa senyawa.
Tabel 2.5. Jumlah elektron dan titik didih.
Molekul
Jumlah elektron
dalam molekul
titik didih cairan
(oC)
H2
N2
O2
Cl2
I2
2
14
16
34
126
- 253
- 196
- 183
- 35
+ 185
Dari tabel terlihat bahwa jumlah elektron menentukan besarnya gaya tarik menarik satu
molekul terhadap molekul didekatnya. Makin kuat gaya tarik menarik, makin tinggi titik
didih cairan.
Gaya tarik menarik yang lemah di antara dua buah ujung dipol disebut gaya van der
Waals. Gaya van der Waals makin bertambah jika jumlah elektron bertambah.
Struktur Molekul 28
I. KEELEKTRONEGATIFAN DAN KEPOLARAN IKATAN
1. Keelektronegatifan
Keelektronegatifan suatu unsur adalah kemampuan relatif atomnya untuk menarik
elektron ke dekatnya dalam suatu ikatan kimia.
Salah satu cara untuk menyusun keelektronegatifan yaitu yang berkaitan dengan
penggunaan energi ikatan. Energi ikatan ialah energi yang diperlukan untuk memutuskan
satu ikatan menjadi atom netral. Diketahui energi ikatan H 2 431 kJ per mol ikatan atau
7,16 x 10-22 kJ per ikatan. Oleh karena pada pembentukkan ikatan, masing-masing atom
hidrogen menyumbang satu elektron, maka dapat dianggap bahwa setiap atom
menyumbangkan setengah dari energi ikatan yaitu 3,58 x 10 -22 kJ. Demikian pula pada
pembentukkan Cl2 (energi ikatan 239 kJ mol-1) setiap atom menyumbang 1,99 x 10 -22 kJ.
Andaikata pada pembentukkan HCl, H dalam HCl mirip dengan H dalam H 2 dan Cl
dalam HCl mirip dengan Cl dalam Cl2, maka jumlah sumbangan H dan Cl dalam
pembentukkan HCl adalah 5,57 x 10 -22 kJ per ikatan. hasil eksperimen menunjukkan
bahwa energi ikatan HCl sama dengan 427 kJ mol -1 atau 7,09 x 10-22 kJ per ikatan. Jadi
energi ikatan yang diamati lebih besar dari energi ikatan hasil perhitungan. Dengan
demikian ikatan dalam HCl lebih stabil karena memperoleh energi pengstabilan
tambahan. Besarnya energi ini bergantung dari kemampuan tarikan elektron relatif dari
atom terikat. Makin besar selisih muatan antara kedua ujung molekul makin besar energi
pengstabilan tambahan atau energi resonansi ionik. Energi pengstabilan tambahan
(dinyatakan dengan ), dianggap sebagai akibat sifat ionik parsial dari molekul karena
terdapat selisih dalam keelektronegatifan unsur. Untuk molekul AB.
  
E AB  E A2 E B2
1
2
dengan EAB energi ikatan AB, E A2 dan EB2 berturut-turut energi ikatan (disosiasi) A2 dan
B2. Linus Pauling menetapkan keelektronegatifan fluor dengan 4 dan beberapa harga
keelektronegatifan unsur dapat dilihat pada tabel.
Keelelektronegatifan unsur golongan utama menurut skala Pauling
H
2,1
Li
Be B
C
N
O
F
1.0 1.5 2.0 2.5
3.0
3.5
4.0
Na Mg Al
Si
P
S
Cl
0.9 1.2 1.5 1.8
2.1
2.5
3.0
K
Ca Ge
As
Sc
Br
0.8 1.0
1.7
2.0
2.4
2.8
Rb Sr
Sn
Sb
Te
I
0.8 1.0
1.7
1.8
2.1
2.4
Cs
Ba
0.7 0.9
2. Kepolaran ikatan dan molekul
Pada molekul yang terdiri atas dua atom yang berlainan daya tarik kedua atom terhadap
elektron tidak sama besar, sehingga elektron-elektron ikatan akan bergeser ke arah atom
yang lebih elektronegatif. Misalnya, pada molekul HCl, atom Cl mempunyai daya tarik
yang lebih kuat terhadap elektron daripada atom H, sehingga kedua elektron ikatan akan
Struktur Molekul 29
lebih dekat pada Cl. Pergeseran ini menimbulkan kelebihan muatan positif pada atom H
Pemisahan muatan ini menjadikan molekul itu sebagai suatu dipol dengan momen dipol
sebesar
=l
dengan  = kelebihan muatan pada masing-masing atom dan l = jarak antara kedua inti..
Dalam hal keadaan ekstrim dimana elektron dari atom yang satu pindah ke atom yang
lain. (misalnya pada NaCl),  = e, yaitu muatan elektron.
Dalam satuan SI, , dinyatakan dalam coulomb meter, suatu satuan yang besar untuk
ukuran molekul. Satuan yang biasa digunakan adalah Debye (D) dan kaitannya dengan
satuan SI, ialah
1 Debeye = 3,336 x 1030 Coulomb.meter
Satu Debye dapat juga didefenisikan sebagai momen dipol dua muatan  e yang
berjarak 20,82 pm.
Jika HF dianggap sebagai molekul ionik murni, H +F ( = 1 muatan elektron) maka
momen dipol menurut perhitungan (l = 91,7 nm) adalah 4,40 D. Hasil eksperimen adalah
1,82 D. Jadi, distribusi muatan dalam HF sebagai pasangan muatan ialah:
i
=
1,82/4,40 = 0,41. Dengan kata lain HF memiliki 41 % ikatan ion.
Molekul kovalen yang mempunyai momen dipol bersifat polar. Pada molekul yang terdiri
dari tiga atom atau lebih momen-momen dipol dari pelbagai ikatan harus dijumlahkan
secara vektor untuk mendapatkan momen dipol molekul. Bila penjumlahan ini
menghasilkan momen dipol = 0 (misalnya pada molekul CO 2 yang lurus dan pada
molekul BCl3 yang planar), maka molekul yang bersangkutan bersifat non-polar. Kalau
momen dipolnya tidak nol (H2O, NH3 dan sebagainya) maka molekul yang bersangkutan
adalah polar. Pada tabel dapat dilihat harga momen dipol dari beberapa senyawa.
Molekul
H2
CO2
NO
HI
ClF
HBr
HCl
HF
Tabel 2.5. Beberapa harga momen dipol.
Momen dipol
Sifat Ion
Momen dipol
Molekul
(D)
(%)
(D)
0
0
CsF
7,884
0,112
2
LiCl
7,129
0,159
3
LiH
5,882
0,448
6
KBr
10,628
0,888
11
NaCl
9,001
0,828
12
KCl
10,269
1,109
18
KF
8,593
1,827
41
LiF
6,327
NaF
8,156
Sifat Ion
(%)
70
73
76
78
79
82
82
84
88
Aplikasi dari pengukuran momen dipol ialah:
1. Penentuan bentuk geometri molekul (misalnya CO 2 adalah lurus, H2O adalah
bengkok dan sebagainya)
2. Penentuan persen ikatan ion dalam molekul.
Contoh: Momen dipol gas HCl adalah 1,03 D dan jarak antara kedua inti atom adalah
0,127 nm. Perkirakan persen ikatan ion dalam HCl.
Jawab:
=l
96.485
  0,127x109 (m) x
(C)  2,04x1029 (C.m)
kalau i = 1
23
6,02x10
Struktur Molekul 30

2,04x1029
 6,10 D ; maka nyata = 1,03 D
3,336x1030
I = 1,03/6,10 = 0,17
% ikatan ion = 0,17 x 100 = 17 %
Latihan:
1. Gunakan rumus Lewis untuk membuat pembentukkan ikatan kovalen dalam NH3,
H2O, dan HCl!
2. Hitunglah muatan formal pada atom nitrogen dalam amonia, NH 3, ion amonium,

NH 4 , dan ion amida, NH2 !
3. Tuliskan struktur Lewis dari H2S, CO2, Cl2O, NH4+, dan PCl3 kemudian tentukan
geometri molekul dari molekul-molekul tersebut.
4. Gunakan rumus Lewis untuk tunjukkan pembentukkan ikatan kovalen koordinat
dalam reaksi: AlCl3 + Cl  AlCl4 !
5. Ramalkan bentuk geometri dari ClO3, XeF4, dan I3 !
6. Jelaskan apakah molekul berikut mempunyai polaritas molekul atau tidak!
H2O, CH4, PCl3, CO2, dan SO2
7. Bila kita dapat menggambarkan lebih dari satu kemungkinan struktur Lewis dari
suatu molekul atau ion maka kemungkinan struktur adalah struktur resonansi. Pada
struktur resonansi tiap molekul atau ion yang digambar hanya berbeda dalam hal
penempatan electron ikatan dan electron bebasnya. Tidak ada perbedaan dalam
struktur molekul secara keseluruhan. Dengan mempertimbangkan hal tersebut,
gambarkan struktur-struktur resonansi dari NO2-, SO3, dan NO2.
8. Unsur belerang memiliki nomor atom 16, sedangkan unsur klor memiliki nomor atom
17. belerang dapat bereaksi dengan gas klor membentuk senyawa belerang dioksida.
a. gambarkan elektron (dot Lewis) di sekitar belerang dan klor pada senyawa
be;lerang diklorida tersebut
b. i. Jumlah pasangan elektron bebas di sekitar belerang adalah ...
ii. jumlah pasangan elektron ikatan di sekitar belerang adalah...
c. i. Berdasarkan teori hibridisasi, tentukan orbital hibrida yang terbentuk pada
atom S dalam senyawa belerang diklorida
ii. gambarkan bentuk geometri molekul senyawa belerang dioksida
d. sudut ikatan klor-belerang-klor adalah...
Struktur Molekul 31
Fly UP