Mengapa atom-atom saling berinteraksi satu sama lain

Mengapa atom-atom saling berinteraksi satu sama lain? Atom membentuk ikatan
karena senyawa yang dihasilkan lebih stabil dibandingkan atom tunggal. Saat
berikatan, orbital masing-masing atom bergabung membentuk orbital baru, yaitu
orbital molekul. Saat atom-atom berinteraksi, hanya elektron valensi yang terlibat
dalam proses pembentukan ikatan kimia
Pada umumnya unsur-unsur dijumpai tidak dalam keadaan bebas (kecuali pada
suhu tinggi), melainkan sebagai suatu kelompok-kelompok atom yang disebut
sebagai molekul. Gaya yang mengikat atom-atom dalam molekul atau gabungan ion
dalam setiap senyawa disebut ikatan kimia.
Konsep Ikatan Kimia pertama kali dikemukakan pada tahun 1916 oleh Gilbert
Newton Lewis (1875-1946) dari Amerika dan Albrecht Kossel (1853-1927) dari
Jerman (Martin S. Silberberg, 2000). Konsep tersebut adalah:
1. Kenyataan bahwa gas-gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn) sukar
membentuk senyawa merupakan bukti bahwa gas-gas mulia memiliki
susunan elektron yang stabil.
2. Setiap atom mempunyai kecenderungan untuk memiliki susunan elektron
yang stabil seperti gas mulia. Caranya dengan melepaskan elektron atau
menangkap elektron.
3. Untuk memperoleh susunan elektron yang stabil hanya dapat dicapai dengan
cara berikatan dengan atom lain, yaitu dengan cara melepaskan elektron,
menangkap elektron, maupun pemakaian elektron secara bersama-sama.
Sebagian besar unsur di alam ingin mencapai suatu kestabilan.
Kestabilan diperoleh dengan cara bergabung dengan unsur lain, lalu
membentuk suatu molekul atau senyawa yang stabil. Kemampuan
bergabung tersebut terjadi karena gaya tarik-menarik antar unsur
(atom). Dengan demikian, setiap atom atau unsur dapat membentuk
senyawa yang khas dan berbeda, karena kekuatan daya tarikmenarik
antar atom mempengaruhi sifat senyawa yang terbentuk.
Daya tarik-menarik antar atom yang menyebabkan suatu senyawa
kimia dapat bersatu disebut ikatan kimia.
Ikatan kimia ditemukan pertama kali oleh ilmuwan asal Amerika
Serikat bernama Gilbert Newton Lewis pada tahun 1916.
Konsep ikatan kimia yang dikemukakan sebagai berikut.
1. Gas mulia (He, Ne, Ar, Xe, dan Rn) sukar membentuk
senyawa karena gas mulia memiliki susunan elektron yang
stabil (tidak melepas dan menerima elektron di kulit
terluarnya), sehingga disebut inert.
2. Setiap atom ingin memiliki susunan elektron yang stabil
dengan cara melepaskan atau menangkap elektron.
3. Susunan elektron yang stabil dicapai dengan cara berikatan
antar atom lain.
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 (Golongan VIII A).
Dibandingkan dengan unsur-unsur lain, unsur gas mulia merupakan unsur yang
paling stabil. Kestabilan ini disebabkan karena susunan elektronnya berjumlah 8
elektron di kulit terluar, kecuali helium (mempunyai konfigurasi elektron penuh).
Hal ini dikenal dengan konfigurasi oktet, kecuali helium dengan konfigurasi duplet.
Unsur-unsur lain dapat mencapai konfigurasi oktet dengan membentuk ikatan agar
dapat menyamakan konfigurasi elektronnya dengan konfigurasi elektron gas mulia
terdekat. Kecenderungan ini disebut aturan oktet. Konfigurasi oktet (konfigurasi
stabil gas mulia) dapat dicapai dengan melepas, menangkap, atau memasangkan
elektron.
Jika
masing-masing
atom
sukar
untuk
melepaskan
elektron
(memiliki
keelektronegatifan tinggi), maka atom-atom tersebut cenderung menggunakan
elektron secara bersama dalam membentuk suatu senyawa. Cara Ini merupakan
peristiwa yang terjadi pada pembentukan ikatan kovalen. Misalnya atom fluorin dan
fluorin, keduanya sama-sama kekurangan elektron, sehingga lebih cenderung
memakai bersama elektron terluarnya.
Jika suatu atom melepaskan elektron, berarti atom tersebut memberikan elektron
kepada atom lain. Sebaliknya, jika suatu atom menangkap elektron, berarti atom itu
menerima elektron dari atom lain. Jadi, susunan elektron yang stabil dapat dicapai
dengan berikatan dengan atom lain.
Ada tiga jenis ikatan kimia yang nantinya kita bahas secara mendetail di artikel
terpisah. Ke tiga jenis ikatan kimia yang akan kita pelajari adalah:
1. Ikatan Ion
2. Ikatan Kovalen
3. Ikatan Logam
Konfigurasi elektron memperlihatkan bagaimana pengisian elektron dalam orbital.
Elektron yang tersedia diisikan ke dalam orbital dengan mengikuti tiga aturan:
1. Orbital dengan energi paling rendah diisi pertama kali (prinsip Aufbau)
2. Hanya ada dua elektron yang dapat mengisi orbital yang sama, dan keduanya harus
memiliki spin yang berlawanan (larangan Pauli)
3. Jika ada dua atau lebih orbital pada tingkat energi yang sama, satu elektron mengisi
masing-masing orbital secara paralel hingga semua orbital setengah penuh (aturan Hund)
Perkembangan Teori Ikatan Kimia
Pada pertengahan abad 18, ilmu kimia berkembang dengan pesat. Para ahli kimia
mulai menyelidiki tentang kekuatan dalam molekul. Pada tahun 1858, August Kekule dan
Archibald Couper secara terpisah mengusulkan bahwa di dalam senyawa organik,
atom karbon selalu memiliki empat unit afinitas. Dengan demikian, atom karbon
adalah tetravalen, selalu membentuk empat ikatan ketika berinteraksi dengan unsur lain
membentuk senyawa. Lebih dari itu, Kekule menyatakan bahwa atom karbon dapat berikatan
satu dengan lainnya membentuk rantai panjang. Teori Kekule-Couper kemudian diperluas
karena adamya kemungkinan suatu atom membentuk ikatan rangkap. Emil Erlenmeyer
mengusulkan ikatan rangkap tiga pada ikatan karbon-karbon pada senyawa asetilen, dan
Alexander Crum Brown mengusulkan ikatan karbon-karbon rangkap dua pada senyawa
etilen. Pada tahun 1865, Kekule menjelaskan bahwa rantai karbon dapat membentuk double
back membentuk cincin.
Interaksi non-kovalen adalah prinsip
dasar pada partikel nano (Mansoori, 2005,
Ratner dan Ratner, 2003, Kelsall, dkk., 2005).
Untuk mempelajari interaksi non-kovalen dapat
dilakukan dengan eksperimen pada fasa gas,
mekanika kuantum hingga dinamika molekul
dengan ukuran kluster yang makin besar
(Dethlefs dan Hobza, 2000, Apra, dkk., 2003,
Hobza, dkk., 2006). Kerapatan elektron,
konformasi molekul hingga folding protein
adalah kajian sangat penting struktur dan
dinamika makromolekul biologi dan partikel
nano karena dapat mempengaruhi sifat-sifat
fisikokimianya. Oleh karena itu, memahami
molekul kompleks seperti protein perlu diawali
dengan memahami sistem sederhana.
Pemahaman interaksi non-kovalen diawali
dengan pemahaman tentang atom tetapi bukan
lagi teori atom Dalton, Joule Thomson,
Rutherford, dan bahkan teori atom Bohr. Teori
Bohr diperoleh berdasarkan penemuan spektrum
atom hidrogen dan teori kuantum Planck, dan
berhasil merumuskan persamaan (1) bahwa
elektron pada atom adalah terkuantisasi dan
mempunyai energi tertentu (Atkins dan Paula,
2006),
Ikatan Kimia, Interaksi Antarmolekul,
Bentuk
Molekul,
Orbital Atom
dan
Hibridisasi
20 Agustus 2009Materi Pembelajaran Kimia SMUAturan Oktet, Bentuk Molekul, Chemistry
for Grade XI Students, Gaya London, Hibridisasi, Ikatan Hidrogen, Ikatan Ionik, Ikatan
Kovalen, Keelektronegatifan, Simbol Lewis Dot, Van Der Waals, VSEPR
Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari dua jenis utama ikatan kimia, interaksi yang terjadi
sesama molekul, proses pembentukan ikatan kimia melalui penggabungan orbital-orbitan
atom pusat (hibridisasi), serta meramalkan bentuk suatu molekul berdasarkan jumlah
pasangan elektron yang mengelilingi atom pusat molekul tersebut.
Penyusunan tabel periodik dan konsep konfigurasi elektron telah membantu para ahli kimia
menjelaskan proses pembentukan molekul dan ikatan yang terdapat dalam suatu molekul.
Gilbert Lewis, seorang kimiawan berkebangsaan Amerika, mengajukan teori bahwa atom
akan bergabung dengan sesama atom lainnya membentuk molekul dengan tujuan untuk
mencapai konfigurasi elektron yang lebih stabil. Kestabilan dicapai saat atom-atom memiliki
konfigurasi elektron seperti gas mulia (semua kulit dan subkulit terisi penuh oleh elektron
serta memiliki 8 elektron valensi).
Saat atom-atom berinteraksi, hanya elektron valensi yang terlibat dalam proses pembentukan
ikatan kimia. Untuk menunjukkan elektron valensi yang terlibat dalam pembentukan ikatan,
para ahli kimia menggunakan simbol Lewis dot, yaitu simbol suatu unsur dan satu dot untuk
mewakili tiap elektron valensi unsur bersangkutan. Jumlah elektron valensi suatu unsur sama
dengan golongan unsur bersangkutan. Sebagai contoh, unsur Mg terletak pada golongan IIA,
sehingga memiliki 2 elektron valensi (2 dot). Sementara, unsur S yang terletak pada golongan
VIA, akan memiliki 6 elektron valensi (6 dot). Unsur yang terletak pada golongan yang sama
akan memiliki struktur Lewis dot yang serupa.
Natrium termasuk unsur logam yang cukup umum. Unsur ini berkilau, lunak, dan merupakan
konduktor yang baik, selain itu juga sangat reaktif. Umumnya, natrium disimpan di dalam
minyak untuk mencegahnya bereaksi dengan air yang berasal dari udara. Jika kita melelehkan
sepotong logam natrium dan meletakannya ke dalam beaker glass yang terisi penuh oleh gas
klorin yang berwarna kuning kehijauan, sesuatu yang sangat menakjubkan akan terjadi.
Natrium mulai memancarkan cahaya putih yang semakin terang dan gas klorin mulai
bercampur, yang disertai dengan hilangnya warna. Beberapa saat kemudian, reaksi selesai,
dan kita akan mendapatkan garam meja atau NaCl yang terendapkan di dasar beaker glass.
Natrium adalah logam alkali, golongan IA pada tabel periodik. Natrium memiliki 1 elektron
valensi. Sebaliknya, klorin adalah unsur nonlogam, unsur golongan halogen (VIIA) pada
tabel periodik. Unsur ini memiliki 7 elektron valensi. Unsur-unsur di golongan A pada tabel
periodik akan mendapatkan, kehilangan, atau berbagi elektron valensi untuk mengisi tingkat
energi valensinya dan menjadi sempurna (meniru konfigurasi gas mulia). Pada umumnya,
proses ini melibatkan pengisian orbital s dan p terluar yang disebut sebagai aturan oktet,
yaitu unsur akan mendapatkan atau kehilangan elektron untuk mencapai keadaan penuh
delapan elektron valensi (oktet).
Natrium memiliki satu elektron valensi. Menurut hukum oktet, unsur ini akan bersifat stabil
ketika memiliki 8 elektron valensi. Dengan demikian, natrium akan kehilangan elektron 3snya. Dengan demikian, atom natrium akan berubah menjadi ion natrium dengan muatan
positif satu (Na+). Ion tersebut isoelektronik dengan neon (gas mulia) sehingga ion Na +
bersifat stabil.
Sementara, untuk memenuhi aturan oktet, unsur klorin membutuhkan satu elektron untuk
melengkapi pengisian elektron pada 3p. Setelah menerima satu elektron tambahan, unsur ini
berubah menjadi ion dengan muatan negatif satu (Cl –). Ion Cl– isoelektronik dengan argon
(gas mulia) sehingga bersifat stabil.
Jika natrium dicampurkan dengan klorin, jumlah elektron natrium yang hilang akan sama
dengan jumlah elektron yang diperoleh klorin. Satu elektron 3s pada natrium akan
dipindahkan ke orbital 3p pada klorin. Peristiwa serah-terima elektron terjadi dalam proses
pembentukan senyawa NaCl. Ini merupakan contoh dari ikatan ionik, yaitu ikatan kimia
(gaya tarik-menarik yang kuat yang tetap menyatukan dua unsur kimia) yang berasal dari
gaya tarik elektrostatik (gaya tarik-menarik dari muatan-muatan yang berlawanan) antara ion
positif (kation) dan ion negatif (anion). Ikatan ionik terbentuk saat unsur logam bereaksi
dengan unsur nonlogam.
Di sisi lain, tidak semua ikatan kimia terbentuk melalui mekanisme serah-terima elektron.
Atom-atom juga dapat mencapai kestabilan melalui mekanisme pemakaian bersama
pasangan elektron. Ikatan yang terbentuk dikenal dengan istilah ikatan kovelen. Senyawa
kovelen adalah senyawa yang hanya memiliki ikatan kovelen.
Sebagai contoh, atom hidrogen memiliki satu elektron valensi. Untuk mencapai kestabilan
(isoelektronik dengan helium), atom hidrogen membutuhkan satu elektron tambahan. Saat
dua atom hidrogen membentuk ikatan kimia, tidak terjadi peristiwa serah-terima elektron.
Yang akan terjadi adalah kedua atom akan menggunakan elektronnya secara bersama-sama.
Kedua elektron (satu dari masing-masing hidrogen) menjadi milik kedua atom tersebut.
Dengan demikian, molekul H2 terbentuk melalui pembentukan ikatan kovelen, yaitu ikatan
kimia yang berasal dari penggunaan bersama satu atau lebih pasangan elektron antara dua
atom. Ikatan ini terjadi di antara dua unsur nonlogam.
Ikatan kovalen dapat dinyatakan dalam bentuk Struktur Lewis, yaitu representasi ikatan
kovelen, dimana elektron yang digunakan bersama digambarkan sebagai garis atau sepasang
dot antara dua atom; sementara pasangan elektron yang tidak digunakan bersama (lone pair)
digambarkan sebagai pasangan dot pada atom bersangkutan. Pada umumnya, proses ini
melibatkan pengisian orbital s dan p (bahkan orbital d) terluar yang disebut sebagai aturan
oktet, yaitu unsur akan berbagi elektron untuk mencapai keadaan penuh delapan elektron
valensi (oktet), kecuali hidrogen dengan dua elektron valensi (duplet).
Atom-atom dapat membentuk berbagai jenis ikatan kovelen. Ikatan tunggal terjadi saat dua
atom menggunakan sepasang elektron bersama. Ikatan rangkap dua (ganda) terjadi saat
dua atom menggunakan menggunakan dua pasangan elektron bersama. Sementara, ikatan
rangkap tiga terjadi saat dua atom menggunakan tiga pasangan elektron bersama.
Senyawa ionik memiliki sifat yang berbeda dari senyawa kovalen. Senyawa ionik, pada suhu
kamar, umumnya berbentuk padat, dengan titik didih dan titik leleh tinggi, serta bersifat
elektrolit. Sebaliknya, senyawa kovelen, pada suhu kamar, dapat berbentuk padat, cair,
maupun gas. Selain itu, senyawa kovalen memiliki titik didih dan titik leleh yang relatif
rendah bila dibandingkan dengan senyawa ionik serta cenderung bersifat nonelektrolit.
Ketika atom klorin berikatan secara kovalen dengan atom klorin lainnya, pasangan elektron
akan digunakan bersama secara seimbang. Kerapatan elektron yang mengandung ikatan
kovalen terletak di tengah-tengah di antara kedua atom. Setiap atom menarik kedua elektron
yang berikatan secara sama. Ikatan seperti ini dikenal dengan istilah ikatan kovalen
nonpolar.
Sementara, apa yang akan terjadi bila kedua atom yang terlibat dalam ikatan kimia tidak
sama? Kedua inti yang bermuatan positif yang mempunyai gaya tarik berbeda akan menarik
pasangan elektron dengan derajat (kekuatan) yang berbeda. Hasilnya adalah pasangan
elektron cenderung ditarik dan bergeser ke salah satu atom yang lebih elektronegatif. Ikatan
semacam ini dikenal dengan istilah ikatan kovalen polar.
Sifat yang digunakan untuk membedakan ikatan kovalen polar dengan ikatan kovalen
nonpolar adalah elektronegativitas (keelektronegatifan), yaitu kekuatan (kemampuan)
suatu atom untuk menarik pasangan elektron yang berikatan. Semakin besar nilai
elektronegativitas, semakin besar pula kekuatan atom untuk menarik pasangan elektron pada
ikatan. Dalam tabel periodik, pada satu periode, elektronegativitas akan naik dari kiri ke
kanan. Sebaliknya, dalam satu golongan, akan turun dari atas ke bawah.
Ikatan kovelen nonpolar terbentuk bila dua atom yang terlibat dalam ikatan adalah sama
atau bila beda elektronegativitas dari atom-atom yang terlibat pada ikatan sangat kecil.
Sementara, pada ikatan kovelen polar, atom yang menarik pasangan elektron pengikat
dengan lebih kuat akan sedikit lebih bermuatan negatif; sedangkan atom lainnya akan
menjadi sedikit lebih bermuatan positif. Ikatan ini terbentuk bila atom-atom yang terlibat
dalam ikatan adalah berbeda. Semakin besar beda elektronegativitas, semakin polar pula
ikatan yang bersangkutan. Sebagai tambahan, apabila beda elektronegativitas atom-atom
sangat besar, maka yang akan terbentuk justru adalah ikatan ionik. Dengan demikian, beda
elektronegativitas merupakan salah satu cara untuk meramalkan jenis ikatan yang akan
terbentuk di antara dua unsur yang berikatan.
Perbedaan Elektronegativitas Jenis Ikatan yang Terbentuk
0,0 sampai 0,2
Kovalen nonpolar
0,3 sampai 1,4
Kovalen polar
> 1,5
Ionik
Seperti yang telah kita ketahui sebelumnya, aturan oktet berlaku pada unsur-unsur periode 2
dalam tabel periodik. Akan tetapi, terdapat pula sejumlah penyimpangan aturan oktet yang
terjadi dalam proses pembentukan ikatan. Ada tiga tipe penyimpangan aturan oktet, antara
lain:
1. The incomplete octet
Contoh : BeH2, BeCl2, BF3, dan BCl3 (catatan: BF3maupun BCl3 dapat berikatan dengan
molekul lain yang memiliki lone pair (seperti NH3) membentuk ikatan kovalen koordinasi
(datif) untuk mencapai konfigurasi oktet)
2. Odd electron molecules
Contoh : NO dan NO2 (disebut sebagai radikal karena memiliki sebuah elektron yang tidak
berpasangan)
3. The expanded octet
Contoh : PCl5 dan SF6 (atom pusat dikelilingi oleh lebih dari 8 elektron valensi dengan
memanfaatkan orbital d yang kosong)
Molekul-molekul umumnya berinteraksi satu sama lainnya. Gaya tarik-menarik antarmolekul
ini terjadi dan merupakan jenis interaksi antarmolekul (gaya antar molekul-molekul yang
berbeda). Interaksi ini bertanggung jawab terhadap sifat fisik suatu zat, seperti titik didih, titik
leleh, serta fasa (wujud) zat. Berbeda dengan interaksi antarmolekul, interaksi
intramolekul (ikatan kimia) merupakan ikatan yang terbentuk saat atom-atom bergabung
membentuk molekul. Ikatan kimia berperan dalam menjaga kestabilan molekul sekaligus
dapat digunakan dalam meramalkan bentuk suatu molekul. Interaksi antarmolekul lebih
lemah dibandingkan ikatan kimia.
Terdapat lima jenis interaksi antarmolekul, yang disusun berdasarkan kekuatan, dari yang
terlemah hingga yang terkuat, yaitu:
1. Gaya London atau Gaya Dispersi
Jenis gaya tarik yang sangat lemah ini umumnya terjadi di antara molekul-molekul kovalen
nonpolar, seperti N2, H2, atau CH4. Ini dihasilkan oleh menyurut dan mengalirnya orbitalorbital elektron, sehingga memberikan pemisahan muatan yang sangat lemah dan sangat
singkat di sekitar ikatan. Gaya London meningkat seiiring bertambahnya jumlah elektron.
Gaya London juga meningkat seiiring bertambahnya massa molar zat, sebab molekul yang
memiliki massa molar besar cenderung memiliki lebih banyak elektron. Adanya percabangan
pada molekul akan menurunkan kekuatan Gaya London, sebab adanya percabangan akan
memperkecil area kontak antarmolekul. Titik didih senyawa sebanding sekaligus
mencerminkan kekuatan Gaya London.
2. Interaksi Dipol Terimbas (Dipol Terinduksi)
Gaya antarmolekul ini terjadi saat molekul polar mengimbas (menginduksi) molekul
nonpolar. Sebagai contoh, molekul air (H 2O) yang bersifat polar dapat menginduksi molekul
oksigen (O2) yang bersifat nonpolar. Dipol terimbas inilah yang menyebabkan gas oksigen
larut dalam air.
3. Interaksi Dipol-Dipol
Gaya antarmolekul ini terjadi bila ujung positif dari salah satu molekul dipol ditarik ke ujung
negatif dari dipol molekul lainnya. Gaya ini lebih kuat dari Gaya London, namun tetap saja
sangat lemah. Interaksi ini terjadi pada senyawa kovelen polar, seperti HCl dan HBr.
4. Interaksi Ion-Dipol
Gaya antarmolekul ini terjadi saat ion (kation maupun anion) berinteraksi dengan molekul
polar. Kekuatan interaksi ini bergantung pada muatan dan ukuran ion serta kepolaran dan
ukuran molekul polar. Kation memiliki interaksi yang lebih kuat dengan molekul polar
dibandingkan anion. Salah satu contoh interaksi ini adalah hidrasi senyawa NaCl dalam air
(proses ion-ion dikelilingi oleh molekul air).
5. Ikatan Hidrogen
Interaksi dipol-dipol yang sangat kuat, yang terjadi bila atom hidrogen terikat pada salah satu
dari ketiga unsur yang sangat elektronegatif, yaitu F, O, dan N. Ketiga unsur ini memiliki
tarikan yang sangat kuat pada pasangan elektron yang berikatan sehingga atom yang terlibat
pada ikatan mendapatkan muatan parsial yang sangat besar. Ikatan ini sangat polar, sehingga
interaksi antarmolekul menjadi sangat kuat. Akibatnya, titik didih senyawa yang memiliki
ikatan hidrogen relatif tinggi (walapun massa molarnya paling rendah) bila dibandingkan
senyawa lain pada golongan yang sama.
Bentuk molekul (geometri molekul) dari suatu molekul adalah cara atom-atom tersusun
dalam ruang tiga dimensi. Hal ini penting untuk diketahui oleh para ahli kimia, sebab hal ini
sering menjelaskan mengapa reaksi-reaksi tertentu dapat terjadi, sedangkan yang lain tidak.
Sebagai contoh, dalam ilmu farmasi, geometri molekul dari suatu obat dapat mengakibatkan
reaksi-reaksi samping. Selain itu, geometri molekul juga menjelaskan mengapa air
mempunyai dwikutub (ujung positif pada atom H dan ujung negatif pada atom O), sementara
karbondioksida tidak.
Teori VSEPR (Valence Shell Electron-Pair Repulsion) atau Tolakan Pasangan Elektron Kulit
Valensi memungkinkan para ahli kimia untuk meramalkan geometri molekul dari molekulmolekul. Teori ini mengasumsikan bahwa pasangan elektron di sekitar atom, baik itu bonding
pair maupun lone pair (nonbonding pair), akan berada dalam jarak sejauh mungkin untuk
meminimalkan gaya tolakan di antara elektron tersebut. Geometri pasangan elektron
(domain elektron) adalah susunan pasangan elektron, baik bonding pair maupun lone pair di
sekitar atom pusat. Berdasarkan jumlah domain elektron, kita dapat meramalkan bentuk
molekul.
Untuk menentukan geometri molekul atau bentuk molekul dengan menggunakan teori
VSEPR, kita dapat mengikuti langkah-langkah sebagai berikut:
1. Tentukan struktur Lewis molekul tersebut
2. Tentukan jumlah keseluruhan pasangan elektron total (domain elektron) yang berada
di sekitar atom pusat (ikatan rangkap dua dan rangkap tiga masing-masing dianggap
satu domain)
3. Dengan menggunakan tabel di bawah ini, tentukanlah geometri pasangan elektron
(domain elektron)
Dengan menggunakan tabel di bawah ini, tentukan pula bentuk molekulnya.
Class
of Number
of Arrangement
Molecule Electron Pairs
(Geometry)
AB2
AB3
AB4
AB5
Electron Pairs
Linear
Trigonal Planar
Tetrahedral
Trigonal
AB6
Class
2
3
4
5
Molecular Shape Examples
of
Linear
Trigonal Planar
Tetrahedral
Trigonal
BeCl2
BF3
CH4
PCl5
Bipyramidal
Bipyramidal
6
Octahedral
Octahedral
SF6
ofNumber Number Number ofArrangement Molecular Examples
Molecule of
AB2E
of Lone Electron
(Geometry) of Shape
Bonding Pairs
Pairs
Electron Pairs
Pairs
2
3
Trigonal
Bent
SO2
Trigonal
NH3
1
AB3E
3
1
4
Planar
Tetrahedral
AB2E2
AB4E
2
4
2
1
4
5
Tetrahedral
Trigonal
Pyramidal
Bent
H2O
Seesaw
SF4
AB3E2
3
2
5
Bipyramidal
Trigonal
T-shaped
ClF3
AB2E3
2
3
5
Bipyramidal
Trigonal
Linear
I3–
Square
BrF5
Pyramidal
Square
XeF4
AB5E
5
1
6
Bipyramidal
Octahedral
AB4E2
4
2
6
Octahedral
Planar
Selain menggunakan teori VSEPR, bentuk molekul juga dapat diramalkan melalui
pembentukan orbital hibrida, yaitu orbital-orbital suatu atom yang diperoleh saat dua atau
lebih orbital atom bersangkutan yang memiliki tingkat energi yang berbeda, bergabung
membentuk orbital-orbital baru dengan tingkat energi sama (terjadi pada proses pembentukan
ikatan kovalen). Hibridisasi adalah proses penggabungan orbital-orbital atom (biasanya
pada atom pusat) untuk mendapatkan orbital hibrida.
Hubungan antara jumlah dan jenis orbital atom pusat yang digunakan pada proses hibridisasi
terhadap geometri molekul senyawa bersangkutan dapat dilihat pada tabel berikut ini:
Pure
Hybridization Number Shape of Hybrid Examples
Atomic
of the Central of Hybrid Orbitals
Orbitals of Atom
Orbitals (Geometry
the
Arrangement)
Central
Atom
s,p
s, p, p
s, p, p, p
s, p, p, p, d
sp
sp2
sp3
sp3d
2
3
4
5
Linear
Trigonal Planar
Tetrahedral
Trigonal
Bipyramidal
BeCl2
BF3
CH4
PCl5
s, p, p, p, d, sp3d2
6
Octahedral
SF6
d
Dengan mengetahui jenis dan jumlah orbital atom pusat yang terlibat dalam proses
pembentukan ikatan, kita hanya dapat menentukan bentuk geometri (domain elektron)
molekul bersangkutan. Sementara untuk menentukan bentuk molekul, kita dapat
menggunakan teori VSEPR. Dengan demikian, teori hibridisasi merupakan bagian yang
tidak terpisahkan dari teori VSEPR. Melalui kombinasi kedua teori tersebut, kita dapat
mempelajari jenis dan jumlah orbital yang terlibat dalam pembentukan ikatan sekaligus
meramalkan bentuk molekulnya.
Referensi:
Andy. 2009. Pre-College Chemistry.
Chang, Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.
Moore, John T. 2003. Kimia For Dummies. Indonesia:Pakar Raya