RINGKASAN Kimia Anorganik - Teknik Kimia UNDIP

RINGKASAN
Kimia Anorganik
Materi:
BAB 10 - BENTUK-BENTUK MOLEKUL
Pengampu:
Dr. Istadi, ST., MT.
Disusun oleh:
Nama
NIM
Jurusan
Hari Kuliah
: Bramantya Brian Suwignjo
: 21030112140169
: S-1 Teknik Kimia (Kelas B)
: Selasa
UNIVERSITAS DIPONEGORO SEMARANG
BENTUK-BENTUK MOLEKUL
A. PENGGAMBARAN MOLEKUL DAN ION DENGAN STRUKTUR LEWIS
Langkah awal penggambaran dengan cara mengubah rumus molekulnya menjadi struktur
Lewis (atau rumus Lewis), dengan dilambangkan titik (dot) yang menggambarkan elektron-elektron
yang mengelilingi suatu atom, baik itu elektron-elektron yang saling berikatan (PEI/Pasangan
Elektron Ikatan) maupun elektron-elektron yang tidak berikatan (PEB/Pasangan Elektron Bebas).
Dalam hal ini terdapat aturan-aturan yaitu kaidah oktet (dan duplet untuk hidrogen).
PENGGUNAAN KAIDAH OKTET DALAM STRUKTUR LEWIS
 Struktur Lewis untuk molekul Ikatan Tunggal
Langkah-langkah mengubah rumus molekul menjadi struktur Lewis:
Penjelasan langkah-langkah tersebut secara jelas:
1. Letakkan atom yang satu berhubungan dengan yang lain. Untuk senyawa dengan rumus ABn,
letakkan atom dengan golongan lebih kecil di tengah karena lebih banyak menerima elektron,
dan juga atom dengan elektronegatif (EN) rendah. Contoh: NF3, N (gol. 5A, EN=3) menerima
3 e-, F (gol. 7A, EN=4) menerima 1 e-, maka N berada di tengah dikelilingi 3 atom F.
Untuk pasangan atom bergolongan sama, letakkan atom dengan periode lebih besar di tengah. H
tidak pernah sebagai atom pusat.
2. Tentukan total elektron valensi yang ada. Untuk molekul, jumlahkan elektron valensi semua
atom (gol. A). Untuk NF3: (N=5 e val. F=7 e val.)
Untuk ion poliatomik, tambahkan 1 e- untuk setiap muatan negatif ion, atau kurangi 1 e- untuk
setiap muatan positif.
3. Gambarkan ikatan tunggal antara tiap atom ikatan (surrounding atom) dan atom pusat, dan
kurangi 2 elektron valensi untuk tiap ikatan. (Paling sedikit 1 ikatan di antara dua atom yang
berikatan)
Kurangkan 2e- untuk tiap ikatan terhadap jumlah elektron valensi.
4. Sebarkan remaining electrons tersebut secara berpasangan agar tiap atom memiliki 8
elektron (atau 2 untuk H). Pertama tempatkan PEB pada atom ikatans (EN lebih besar). Jika
ada sisa, baru tempatkan di atom pusat. Masing-masing atom harus mematuhi kaidah oktet.
Struktur Lewis yang dapat dibentuk:
Selalu dicek total elektron (PEI+PEB) = jumlah elektron valensi.
Namun, bentuk struktur Lewis yang sebenarnya:
1
Hal-hal yang perlu diingat untuk jumlah ikatan:
H : 1
~ F, Cl, Br, I: 1  F selalu atom ikatan.
C : 4
N : 3
O : 2
Contoh lain:
CCl2F2
Langkah:
1. C punya golongan dan EN terkecil  atom pusat
2. C (4A), Cl (7A), F (7A):
3. Buat ikatan tunggal dan kurangi 2 e- untuk tiap ikatan. 4 ikatan  8 e- maka
32 e- - 8 e- = 24 e- remaining
4. Distribusikan remaining elektron secara berpasangan
Hydroxylamine (NH3O) (> 1 atom pusat)
Langkah:
1. Menempatkan atom satu sama lain. H hanya 1 ikatan, maka N dan O dapat langsung berikatan. N ada 3
ikatan, O ada 2 ikatan, maka terbentuk susunan seperti:
H
H
N O H
2. Jumlah elektron valensi: [1 x N(5e-)] + [1 x O(6e-)] + [3 x H(e-)] = 14 e3. Tambahkan ikatan tunggal masing-masing atom dan kurangkan 2e- untuk masing-masing ikatan.
H
|
H- N-O-H
4 ikatan 8 e-  14 e- - 8 e- = 6 e- remaining
4. Tambahkan remaining elektron secara berpasangan.
H
| **
H- N-O-H
**
**
 Struktur Lewis dengan > 1 Ikatan
Setelah empat langkah di atas tidak cukup elektron pada atom pusat untuk kaidah oktet karena
adanya ikatan rangkap. Langkah berikut:
5. Mengubah satu PEB menjadi PEI pada atom pusat.
Contoh 1: C2H4  Setelah keempat langkah tersebut struktur menjadi:
C pada sebelah kanan memiliki oktet, tetapi C sebelah kiri hanya 6e-, maka dengan langkah 5:
Contoh 2: N2 

2
RESONANSI: PASANGAN ELEKTRON IKATAN YANG TERDELOKALISASI
Ozone (O3)
Kita sering menuliskan lebih dari satu struktur Lewis, masing-masing memiliki penempatan
relatif atom yang sama, untuk molekul atau ion yang punya ikatan rangkap di samping ikatan
tunggal. Contoh: ozone (O3) (hanya beda penulisan struktur Lewis)
Struktur resonansi memiliki letak atom relatif sama tetapi lokasi berbeda dari PEI maupun
PEB. Ditandai 2 struktur Lewis dengan panah resonansi (↔) di antaranya. Dapat mengubah satu
bentuk resonansi ke bentuk lain dengan menggerakkan PEB pada posisi ikatan.




Struktur resonansi bukanlah penggambaran nyata suatu ikatan: tidak secara langsung
berubah dari I ke II atau sebaliknya. Molekul nyata adalah hibrida resonansi, rata-rata dari
bentuk resonansi. Pada O3 terdapat 2 ikatan, PEI (pasangan elektron terlokalisasi) dan ikatan
parsial (kontribusi salah satu pasangan elektron terdelokalisasi). Delokalisasi elektron
mendifusikan densitas elektron yang melampai volume resonansi yang mengurangi tolakmenolak elektron untuk menstabilkan molekul. Sangat umum dan banyak molekul atau ion
yang dapat digambarkan sebagai hibrida resonansi.
Contoh lain: Benzena (C6H6) memiliki 2 bentuk resonansi penting yang pemilihan ikatan
tunggal maupun rangkap memiliki posisi berbeda. (Sering dituliskan dalam bentuk titik-titik
lingkaran kecil atau lingkaran kecil biasa.)
Ikatan sebagian/parsial, seperti yang terjadi pada hybrida resonansi, yang menjurus kepada
fractional bond orders. Untuk O3:
Catatan: Struktur Lewis pada ion poliatomik dituliskan dengan tanda kurung kotak, dengan
muatan di-superscript di bagian kanan atas luar dari tanda kurung kotak.
NO33
Ingat untuk menambahkan 1e- pada jumlah elektron valensi karena bermuatan 1-.
Setelah Langkah 1 – 4:
Langkah 5: Karena N punya 6e- maka ubahlah satu PEB O untuk berikatan rangkap. Lalu
resonansi dapat dibuat
MUATAN FORMAL: MEMILIH STRUKTUR RESONANSI YANG LEBIH PENTING
Cara memilih struktur resonansi yang lebih penting adalah menentukan muatan masingmasing atom, muatan yang dapat dimiliki jika PEI yang dimiliki tersebar merata.
Contoh kasus O3. Muatan formal oksigen pada kedua resonansi:
Muatan formal harus menjumlahkan muatan aktual dari tiap spesies: 0 untuk molekul dan
muatan ionik untuk ion.
Tiga kriteria untuk menentukan struktur resonansi yang lebih penting:
 Muatan formal lebih kecil (positif maupun negatif) didahulukan daripada muatan lebih
besar.
 Muatan atom-atom berdekatan yang tidak 0 tidak diperhatikan
 Muatan negatif yang semakin besar menyebabkan semakin tinggal lama di atom yang
lebih elektronegatif.
Contoh: NCO-.
Bentuk I kita eliminasi karena muatan O yang lebih EN daripada N, muatan bentuk II dan III
hampir sama, namun bentuk III memiliki 1e- pada O (EN>>) sehingga bentuk III yang lebih
penting.
!!
Muatan formal (pemeriksa struktur resonansi) tidak sama dengan bilangan oksidasi
(pemeriksa bilangan redoks):
 Muatan formal: ikatan elektron dipakai bersama-sama (jika ikatan merupakan kovalen),
sehingga setiap atom mendapat setengahnya.
 Bilangan oksidasi: ikatan elektron dipakai secara sempurna kepada atom elektronegatif lebih
besar (jika ikatan ion).
4
Catatan: Bilangan oksidasi tidak berubah saat beresonansi ke bentuk lain, sedangkan muatan
formal harus berubah.
STRUKTUR LEWIS UNTUK PENGECUALIAN KAIDAH OKTET
 Molekul yang Kekurangan Elektron
Molekul gas yang mengandung atom pusat Berilium maupun Boron seringkali kekurangan
elektron, karena kurang dari 8 elektron di sekeliling atom pusat. (Contoh: BeCl2 dan BF3)
 Molekul Elektron Ganjil
Atom pusat dengan elektron valensi ganjil sehingga tidak dapat berpasangan dinamakan
radikal bebas, mengandung elektron bebas tunggal yang menyebabkan bersifat paramagnetik
dan sangat reaktif.
Contoh: NO2
Namun bentuk elektron bebas tunggal pada N (kiri) lebih penting disebabkan jalannya NO2
bereaksi. Ketika dua molekul NO2 bersamaan membentuk ikatan N-N dan tiap N mengandung
oktet.
 Kulit Valensi Terekspansi
Banyak molekul dan ion dengan lebih dari 8 elektron valensi di atom pusat. Satu atom
mengekspansi kulit valensi untuk membentuk banyak ikatan, yang melepas energi. Hanya
terjadi dengan atom pusat nonlogam dari Periode 3 atau lebih tinggi, yang terdapat orbital d.
Contoh:
 SF6. (S dikelilingi 6 ikatan tunggal, dengan total 12 elektron)

PCl5. [satu, ikatan Cl-Cl pecah (sebelah kiri) lalu dua, P-Cl terbentuk (sebelah kanan)]
SF6 dan PCl5 atom pusatnya mengikat lebih dari 4 atom, sedangkan ada yang mengikat 4
atom atau lebih kecil, contoh: H2SO4.
5
B. TEORI VSEPR (VALENCE-SHELL ELECTRON-PAIR REPULSION) DAN
BENTUK MOLEKUL
Dalam pembuatan struktur Lewis, para ahli kimia mencoba mengembangkan teori VSEPR.
Prinsip dasarnya adalah setiap pasangan elektron valensi di sekitar atom pusat berada sejauh
mungkin untuk meminimalisasi gaya tolak-menolak. Maksud pasangan elektron ialah banyaknya
elektron yang membentuk daerah sekitar atom, jadi bisa dalam bentuk ikatan tunggal, ikatan rangkap
(dua maupun tiga), PEB, ataupun elektron bebas tunggal. Masing-masing pasangan elektron valensi
saling tolak-menolak untuk membesarkan sudut antara mereka.
 Domain Elektron dan Bentuk Molekul
Domain elektron ditentukan oleh pasangan elektron valensi di sekitar atom pusat, baik PEI
maupun PEB. Sedangkan bentuk molekul ditentukan oleh proses relatif nukleus atom.
Domain elektron yang sama dapat meningkatkan perbedaan bentuk molekul: beberapa
molekul dengan semua PEI (sesuai gambar) dan molekul lain dengan adanya PEI dan PEB.
Bentuk tolakan grup elektron dan 5 bentuk dasar molekul
Notasi bentuk molekul: AXmEn. Di mana A adalah atom pusat, X adalah atom ikatan, E
adalah grup elektron valensi tak terikat / PEB. m adalah jumlah PEI dan n adalah jumlah PEB.
Sudut antara ikatan (bond angle) adalah sudut yang dibentuk nukleus atom ikatan
dengan nukleus atom pusat, dengan sudut ideal seperti gambar di atas bagian B.
 Bentuk molekul dengan 2 pasangan elektron (Linier/Garis)
Apabila terdapat dua pasang elektron saling berikatan (AX2) dengan atom pusat, PEI
akan tolak-menolak sejauh mungkin dengan arah berlawanan dan membentuk garis (sudut
ideal 1800).
Contoh: BeCl2 dan CO2.
 Bentuk molekul dengan 3 pasangan elektron (Segitiga Planar)
Apabila 3 pasang elektron berikatan dengan atom pusat (AX3) akan saling tolak menolak
membentuk segitiga sama sisi / planar (sudut 1200).
Contoh: BF3, NO3-.
 Efek Ikatan Rangkap Dua. Menyimpang dari sudut ikatan ideal. Gaya tolak-menolak
antar ikatan rangkap 2, dengan kerapatan elektron lebih besar, lebih kuat daripada
ikatan tunggal. Contoh: CH2O.
6
 Efek Pasangan Elektron Bebas (PEB). Jika ada satu PEB dan dua yang lain terikat
(PEI) notasi berubah menjadi AX2E. Bentuk berubah menjadi bentuk V (bengkok). Hal
ini berefek pada besar sudut ikatan. Karena prinsipnya gaya tolak menolak antara PEB
dengan PEI lebih kuat daripada antar PEI (pasangan elektron ikatan). Akibatnya gaya
yang lebih kuat akan memperlebar sudut ikatannya.
Contoh: SnCl2.
 Bentuk molekul dengan 4 pasangan elektron (Tetrahedral)
Apabila 4 pasang elektron berikatan dengan atom pusat (AX4) akan saling tolak menolak
membentuk tetrahedral (sudut ideal 109,50)
Contoh: CH4.
 Ketika 1 pasang elektron menjadi bebas (PEB), maka bentuknya akan menjadi trigonal
piramidal (AX3E). Contoh: NH3 (H – N – H : 107,30); jika menjadi NH4+ PEB akan
menjadi PEI.
 Ketika menjadi 2 PEI dan 2 PEB (AX2E2), maka akan menjadi bentuk V (bengkok).
Contoh: H2O (H – O – H : 104,50).
Maka untuk molekul serupa dengan domain elektron, gaya tolak-menolak antara pasangan
elektron menyebabkan deviasi sudut dengan urutan: PEB – PEB > PEB – PEI > PEI – PEI
 Bentuk molekul dengan 5 pasangan elektron (Segitiga Bipiramidal)
Ketika 5 pasangan elektron memisah secara maksimal (AX5), akan terbentuk trigonal
bipiramidal. Ada 2 macam tipe posisi pasangan elektron sekitar atom pusat beserta sudut
ideal: Pasangan ekuatorial  secara horisontal di sekitar atom pusat; dan Pasangan
aksial  secara vertikal tegak di atas dan di bawah atom pusat. Ikatan ekuatorialekuatorial (1200) lebih lemah daripada aksial-ekuatorial (900).
Contoh: PCl5.
7
 AX4E (1 PEB, 4 PEI) : Jungkat-jungkit (seesaw). (PEB dari posisi ekuatorial) Contoh:
SF4.
 AX3E2 (2 PEB, 3 PEI) : Bentuk T. (dari posisi ekuatorial) Contoh: BrF3 (F-Br-F < 900)
 AX2E3 (3 PEB, 2 PEI) : Linier/Garis. (X-A-X : 1800, X=axial) Contoh: I3-.
 Bentuk molekul dengan 6 pasangan elektron (Oktahedral)
Dan ketika 6 pasangan elektron memisah secara maksimal (AX6), akan terbentuk
oktahedral. (Sudut ideal masing-masing 900)
Contoh: SF6 yang merupakan hasil reaksi SF4 (seesaw) dengan tambahan F2.
 AX5E (1 PEB, 5 PEI) : Piramid Segiempat. Contoh: IF5.
 AX4E2 (2 PEB, 4 PEI) : Segiempat Planar. Contoh: XeF4.
 Langkah Menentukan Bentuk Molekul dengan Teori VSEPR
1. Tulis Struktur Lewis dari rumus molekul. (Gambar halaman 1)
8
2. Tentukan notasi domain elektronnya, dengan menghitung semua pasangan elektron sekitar
atom pusat (PEI+PEB).
3. Perkirakan sudut antar ikatan yang ideal dan petunjuk adanya deviasi yang disebabkan
adanya PEB ataupun ikatan rangkap.
4. Gambar dan namakan bentuk molekulnya dengan menghitung PEI dan PEB secara
terpisah.
Contoh soal: Gambarkan bentuk molekul senyawa BrF5.
 Bentuk Molekul Lebih dari 1 Atom Pusat
Bentuk molekulnya merupakan kombinasi bentuk molekul untuk setiap atom pusat. Kita
dapat menentukan jenis bentuk molekul pada salah satu atom pusat setiap saat.
Contoh:
Pada gambar A merupakan struktur etana (CH3CH3) dengan rumus molekul C2H6, berbentuk
seperti 2 tetrahedral bolak-balik. Apabila struktur tersebut menjadi struktur etanol/alkohol
pada gambar B (CH3CH2OH), maka rantai CH3– tetap membentuk 2 tetrahedral bolak-balik
tersebut, sedangkan –CH2– memiliki 4 PEI sehingga juga terbentuk tetrahedral. Atom O
memiliki 4 pasangan elektron dan 2 di antaranya termasuk PEB, maka berbentuk V
(bengkok).
9
REFERENSI:
Silberberg, Martin S. 2006. Chemistry: The Molecular Nature of Matter and Change, Forth Edition.
New York : McGraw-Hill International Edition.
LAMPIRAN: Tabel Rangkuman Bentuk-Bentuk Molekul (dari 2 sampai 6 pasangan elektron).
10