Bentuk-bentuk molekul

Bentuk-bentuk molekul
Menggambarkan molekul dengan struktur lewis
Biasanya elektron disimbolkan dengan titik yang menggambarkan setiap atomnya, dan
pasangan yang berikatan digambar menjadi satu, biasanya sebuah garis yang menunjukan
bahwa atom tersebut saling berikatan, dan pasangan elektron bebas (lone pairs) mengisi
level terluar, yaitu sebagai valensi. Struktur lewis digambarkan dengan aturan oktet tetapi
ada beberapa pengecualian.
Aturan Oktet untuk struktur lewis
Aturan oktet yaitu aturan yang mengharuskan level terluar suatu atom memiliki 8
elektron.
Struktur lewis untuk molekul dengan satu ikatan
Contohnya adalah NH3. langkah-langkah pembuatannya yaitu
1. tempatkan atom yang angkanya lebih kecil sebagai atom pusat karena atom
tersebut butuh banyak elektron untuk mencapai oktet, dan elektronegatifnya juga
lebih rendah.
2. tentukan jumlah elektron valensi yang ada. Pada NH3 atom N memiliki 5 elektron
valensi, dan atom F memiliki 7 elektron valensi, sehingga
[1×N(5e‾)] + [3×F(7e‾)] = 5e‾ + 21e‾ = 26e‾ valensi
untuk ion poliatomik, tambahkan e‾ untuk setiap ion bermuatan negatif. Dan
kurangi e‾ untuk ion bermuatan positif.
3. gambarkan satu ikatan dari atom yang ada disekeliling ke atom pusat dan kurangi
2e‾ tiap satu ikatan dari jumlah total valensi yang ada. Karna pada NF 3 terbentuk
3 ikatan maka:
3 ikatan N―F × 2e‾ = 26e‾ - 6e‾ = tersisa 20e‾
4. letakan atom yang tersisa disekeliling atom F supaya setiap atom mengikuti
aturan oktet yaitu memiliki 8 elektron valensi, dan sisanya diletakan pada atom
pusat N.
Ketentuan penyusunan atom F di sekitar atom N menyerupain bentuk NH3, seperti
yg ada pada gambar diatas, itetapi karena struktur lewis tidak dapat menentukan
bentuk jadi seharusnya bentuk yang benar adalah:
Struktur lewis untuk molekul yang memiliki lebih dari satu ikatan
5. apabila setelah menyelesaikan langkah 1-4 tetapi atom pusat masih belum
memenuhi aturan oktet, buatlah lebih dari satu ikatan dengan mengganti elektron
bebas dari salah satu atom yang mengelilingi atom ke pasangan yg berikatan
dengan atom pusat.
Resonansi: Melokasikan pasangan elektron berikatan
Pada struktur yang pertama oksigen B ke A memiliki ikatan rangkap, sedangkan B ke C
hanya satu ikatan, dansebaliknya dengan yang terjadi pada struktur kedua. Tetapi ini
bukan menunjukan dua molekul yang berbeda, keduanya masih sama hanya struktur
lewisnya yang berbeda. Struktur resonansi memiliki penempatan atom yang sama tetapi
berbeda pada penempatan ikatan dan pasangan elektron bebasnya. Kita bisa mengubah
bentuk resonansi ke bentuk yang lainnya dengan cara mengganti pasangan electron bebas
menjadi pasangan yang berikatan.
Bentuk molekul itu adalah resonansi hibrid, bentuk rata2 dari resonansi.
Kita butuh lebih dari satu struktur lewis untuk menggambarkan molekul ozone
merupakan hasil dari delokalisasi pasangan elektron. Dalam resosnansi hibrid O 3
bagaimanapun duua dari pasangan elektron (satu berikatan, satu pasangan bebas)
terdelokalisasi: berat jenis mereka menyebar ke seluruh molecul. Kita menggambarkan
pagian yang terdelokalisasi dengan garis putus-putus:
Struktur lewis dari ion poliatomik selalu digambarkan dengan kurung persegi dengan
jumlah muatan ditulis diatasnya.
Salah satu cara untuk memilih bentuk resonansi mana yang lebih penting adalah dengan
menentukan jumlah muatan setiap atom, muatan yang akan dimiliki jika suatu atom
memakai elektron yang berikatan bersama-sama.. muatan atom dapat didapat dari jumlah
valensi jumlah valensi yang dimiliki oleh molekul. Contohnya pada O3
6e valensi – (4e yg tidak dipakai bersama + ½ dari 4e yang dipakai bersama) = 6-4-2 = 0
Bentuk I dan II memiliki muatan yang sama dalam atom O yang berbeda jadi mereka
sama sama membantu untuk beresonansi hibrid.
3 cara untuk memilih struktur resonansi yang lebih penting:
• Pilih yang muatannya lebih kecil.
• Jangan pilih muatan formal dengan atom yang berdekatan
• Muatan yang lebih negative diletakkan dengan aton yang elektronegatifnya lebih
tinggi
Muatan formal digunakan untuk menguji struktur resonansi tidak sama dengan bilangan
oksidasi yang digunakan untuk reaksi redoks:
• Muatan formal, electron yang berikatan dipakai bersama-sama oleh atom, jadi
setiap atom memiliki setengahnya (ikatan kovalen nonpolar)
•
Muatan formal = e valensi – (e bebas ＋½ e yang berikatan)
Bilangan oksidasi, elektron yang berikatan hanya dipakai untuk atom yg lebih
elektronegatif (ikatan ionik)
Bilangan oksidasi = elektron valensi – (e bebas ＋ e yang berikatan)
Bilangan oksidasi tidak merubah dari satu bentuk resonansi ke bentuk yang lain (karena
ke-elektronegatifannya tidak berubah) tapi muatan formal dapat merubah (karena jumlah
ikatan dan pasangan elektron bebas bisa berubah)
Pengecualian aturan oktet dalam struktur lewis
Pengecualian aturan octet yang paling utama untuk molekul yang kekurangan electron
pada atom, atom dengan electron ganjil, dan terutama untuk atom dengan valensi kulit
terluas.
Molekul yang kekurangan electron
Molekul gas yang mengandung beryllium atau boron sebagai atom pusat sering
mengalami kekurangan electron
Disekitar beryllium hanya ada empat electron sedangkan disekitar boron hanya ada enam.
Satu-satunya cara untuk atom yang kekurangan electron mencapai aturan octet dengan
menambah ikatan baru pada reaksi. Ketika BF3 bereaksi dengan ammonia, sebagai
contoh, bentuk senyawanya ketika boron mencapai aturan octet.
Molekul dengan jumlah electron ganjil
Molekul seperti ini tidak semua elektronnya bias berpasangan. Contohnya disebut radikal
bebas, mengandung electron yang tidka berikatan yang membuat mereka bersifat
paramagnetic dan mudah bereaksi. Kebanyakan molekul dengan electron ganjil berasal
dari golongan berangka ganjil contohnya N dari golongan 5A dan Cl dari golongan 7A.
Contohnya adalah NO2. NO2 memiliki beberapa bentuk resonansi.
Bentuk dengan electron bebas berada pada atom O memiliki muatan nol, sedangkan yang
electron bebasnya berada pada atom N itu lebih penting karena dengan begitu atom N
dapat mudah bereaksi dengan atom lain, contohnya berikatan dengan NO 2 lagi akan
membentuk N2O4 dan kedua atom N akan memenuhi kaidah octet.
Expanded valence shells
Sebuah atom untuk memperluass kulit valensinya membutuhkan energi. Atom pusat
dapat menerima tambahan pasangan dengan menggunakan orbital d terluar setelah orbital
s dan p terisi. Sehingga expanded valence shells hanya terjadi pada atom non logan dan
periode lebih dari 3.
Contohnya SF6. sulfur sebagai atom pusat dikelilingi oleh 6 ikatan, satu untuk setiap
fluorine untuk total 12 elektron.
Contoh lainnya adalah PCl5 yang terbentuk dari PCl3 yang berikatan dengan gas clorine.
P dalam PCl3 memenuhi aturan octet tetapi pasangan electron bebasnya digunakan untuk
membentuk dua ikatan untuk clorine dan meperluas kulit valensinya menjadi total 10
elektron.
Banyak juga expanded valence shells yang ada dengan atom pusat mengikat kurang dari
empat atom.
Teori perhitungan mengindikasikan untuk banyak molekul dengan atom pusat periode 3
atau lebih, bentuk dengan perluasan kulit valensi dan nol muatan formal bisa jadi kurang
penting daripada bentuk dengan muatan formal yang lebih tinggi. Tetapi kita akan
melanjutnya dengan aturan muatan formal karena itu aturan termudah yang paling
mendekati dengan data penelitian.
Teori valence-shell electron-pair repulsion (VSEPR) dan bentuk molekulnya
VSEPR merupakan prinsip dasar bahwa setiap kelompok electron valensi disekeliling
atom ditempatkan sejauh mungkin dari yang lainnya untuk meminimalkan gaya tolakmenolak. Kelompok electron bias memiliki ikatan tunggal, ikatan rangkap 2, ikatan
rangkap 3, pasangan bebas, atau bahkan electron bebas. Setiap kelompok saling tolak
menolak untuk memaksimalkan sudut diantara mereka.
Susunan kelompok elektron dan bentuk molekul.
Susunan kelompok elektron ini ditentukan oleh elektron valensi kelompok, keduanya, yg
berikatan dan yang tidak berikatan, disekitar atom pusat. Bentuk molekulnya ditentukan
dari posisi inti atom. Gambar 10.2 menunjukan bentuk molekul ketika semua elektronnya
berikatan. Ketika da kelompok elektron yang tidak berikatan terjadi perubahan bentuk
molekul. Tapi susunan elektron valensi yang sama bisa mengatasinya menjadi bentuk
molekul yang berbeda, beberapa berikatand an beberapa tidak berikatan. Biasanya
ditandai dengan AxmEn, dimana m dan n sebagai bilangan, A atom pusat, X atom yang
mengelilinginya, E elektron yang tidak berikatan.
Linear – dua kelompok elektron
Kedua kelompok ini akan saling tolak menolak sejauh mungkin sehingga membentuk
sudut 180º. Bentuk rumusnya adalah AX 2 contohnya yaitu BeCl2. Ini bukan termasuk
ebntuk molekul tetapi hanya kelompok elektron disekitar atom pusat yang mempengaruhi
bentuknya.
Segitiga Planar – 3 kelompok elektron
Susunan dari 3 kelompok elektron yang saling tolak menolak membentuk sudut 120º
sehingga jadi segitiga planar. Bentuk ini mempunya 2 kemungkinan ketika semua
kelompok elektronnya berpasangan akan berbentuk segitiga planar. Rumusnya yaitu AX 3
dengan contoh BF3.
Efek ikatan rangkap
Contohnya pada CH2O, sudutnya menyipang dari sudut idealnya karena ikatan rangkap,
dengan berat jenis yang lebih baik, gaya tolak menolak dengan dua ikatan tunggal lebih
kuat daripada gaya tolak menolak mereka antara satu sama lain.
Efek pasangan elektron bebas
Jiaka salah satu dari tiga kelompok elektron merupakan pasangan elektron bebas maka
akan membentuk bentuk V. Gaya tolak pasangan elektron bebas ke pada pasangan yang
berikatan lebih kuat daripada pasangan yang berikatan itu sendiri. Penurunan sudut dari
sudut ideal 120º pada SnCl2
Tetrahedral – 4 kelompok elektron
Karna ini dalam bentuk 3 dimensi maka sudut yang terbentuk dari 4 kelompok elektron
ini adalah 109.5º contohnya adalah CH4.
Ketika keempat kelompok elektron itu saling berikatan akan membentuk tetrahedral
dengan rumus AX4 jika salah satunya merupangan pasangan elektron bebas maka akan
membentuk segitiga piramid dengan rumus AX3E.
Menggambar bentuk molekul adalah cara yang tepat untuk membayangkan apa yang
terjadi saat reaksi. Contohnya ketika amonia bereaksi dengan proton sebuah asam,
pasangan elektron bebas dari atom N segitiga piramidNH 3 akan membentuk ikatan
kovalen dengan H dan membentuk amonium NH 4 satu dari banyak ion tetrahedral
poliatomik. Ingat bahwa sudut ikatan H―N―H pada NH 3 adalah 107.3º kemudian
meluas jadi 109.5º pada NH4.
Ketika 2 dari 4 kelompok elektron adalah pasangan elektron bebas makan yang terbentuk
adalah bentuk V dengan rumus AX2E2 perbedaan bentuk V yang terjadi disini dengan di
segitiga planar yaitu, di segitiga planar sudut idealnya adalah 120º sedangkan pada
bentuk V disini yaitu 109.5º
Kita mungkin memperkirakan gaya tolak menolak dari dua pasangan elektron bebas lebih
memberikan efek yang lebih besar daripada gaya satu pasang elektron bebas di NH3.
sebenarnya pada ikatan H―O―H sudutnya adalah 104.5º bahkan lebih kecil dari sudut
dari ikatan H―N―H pada NH3
Segitiga bipiramida – 5 kelompok elektron
Ketika 5 kelompok elektron memaksimalkan pemisahannya akan membentuk segitiga
bipiramida, bentuk ini didasari oleh 2 buah segitiga piramid. Di bentuk ini terdapat 2 tipe
posisi yang elektron yang mengelilingi dan 2 sudut ideal. 3 kelompok elektron
membentuk bidang segitiga datar termasuk atom pusatnya, 2 lainnya diatas dan dibawah
bidang tersebut. Pada bidang segitiga datar terbentuk sudut 120º dan electron yang berada
diatas dan dibawah bidang segitiga datar membentuk sudut 90º ke bidang segitiga.
Karena pasangan electron bebas lebih kuat gaya tolak menolaknya dari pada pasangan
electron yang berikatan, kita dapat menemukan bahwa pasangan electron bebas
menempati bidang segitiga datar. Ketika satu dari 3 kelompok electron di bidang datar
tersebut merupakan pasangan electron bebas maka bentuknya akan menjadi seperti
jungkat jungkit dengan rumus
ingat bahwa pasangan elktron bebas akan menolak ke-empat kelompok electron tersebut
sehingga sudut yang terbentuk antar ikatan semakin kecil.
Ketika terdapat 3 kelompok elektroon yang berikatan, dan 2 kelompok electron yg berada
paada bidang yang datar tidak berikatan maka akan membentuk bentuk T dengan rumus
AX3E2
Kemuadian yang terakhir 3 elektron bebas dengan rumus AX2E3
Oktahedral – 6 kelompok electron
Dengan 6 kelompok electron, molekulnya akan membentuk octahedral dengan rumus
AX6 contohnya adalh SF6
Karena semua 6 kelompok electron memlikiki sudut ideal yang sama, jadi sulit
membedakan dimana posisi pasangan elektron bebasnya. 5 atom yang berikatan dan satu
pasangan electron bebas akan membentuk pyramid persegi dengan rumus AX 5E
contohnya adalah IF5
Ketika sebuah molekul memiliki 2 pasangan electron bebas mereka selalu berada dalam
posisi yang berlawanan dan akan menjadi bentuk segi empat planar dengan rumus AX 4E2
contohnya adalah XeF4
Menggunakan teori VSEPR untuk menentukan bentuk molekul
1. Tulis struktur lewis dari suatu molekul kemudian tentukan berapa jumlah
kelompok elektronnya.
2. Hitung semua jumlah kelompok elektronbaik yang berikatan ataupun tidak.
3. Perkirakan sudut yang terbentuk berikut dengan deviasinya yang disebabkan
pasangan elektron bebas dan ikatan rangkap.
4. Gambar dan beri nama molekul tersebut berdasarkan jumlah pasangan yang
berikatan dan yang tidak berikatan secara terpisah.
Molekul lebih dari 1 atom pusat
Bentuk ini merupakan kombinasi dari setiap bentuk molekul setiap atom pusat.
Contohnya ethane dan ethanol