23
Kimia XI SMA
b. Jumlah elektron valensi atom pusat fosfor = 5 Jumlah domain elektron ikatan X = 3
Jumlah domain elektron bebas E =
5 3 1
2 −
=
Tipe molekul: AX
3
E c. Jumlah elektron valensi atom pusat klorin = 7
Jumlah domain elektron ikatan X = 3 Jumlah domain elektron bebas E =
7 3 2
2 −
=
Tipe molekul: AX
3
E
2
Tabel 1.8 Berbagai Kemungkinan Bentuk Molekul
Cara penetapan tipe molekul dengan menggunakan langkah-langkah di atas hanya berlaku untuk senyawa biner berikatan tunggal. Untuk senyawa
biner yang berikatan rangkap atau ikatan kovalen koordinasi, maka jumlah elektron yang digunakan untuk membentuk pasangan terikat menjadi dua
kali jumlah ikatan.
Tentukan tipe molekul senyawa-senyawa biner rangkap berikut ini. a. XeO
4
b. SO
3
C o n t o h 1.2
Jumlah Pasangan Jumlah Pasangan
Rumus Bentuk Molekul
Contoh Elektron Ikatan
Elektron Bebas
2 AX
2
linier BeCl
2
3 AX
3
trigonal datar BF
3
2 1
AX
2
E trigonal bentuk V
SO
2
4 AX
4
tetrahedron CH
4
3 1
AX
3
E piramida trigonal
NH
3
2 2
AX
2
E
2
planar bentuk V H
2
O 5
AX
5
bipiramida trigonal PCl
5
4 1
AX
4
E bidang empat
SF
4
3 2
AX
3
E
2
planar bentuk T ClF
3
2 3
AX
2
E
3
linier XeF
2
6 AX
6
oktahedron SF
6
5 1
AX
5
E piramida sisi empat
BrF
5
4 2
AX
4
E
2
segi empat planar XeF
4
24
Kimia XI SMA
Jawab: a. Jumlah elektron valensi atom pusat = 8
Jumlah domain elektron ikatan X = 4, tetapi jumlah elektron yang digunakan atom pusat = 4 × 2 = 8
Jumlah domain elektron bebas E =
8 8 2
− =
Tipe molekul: AX
4
b. Jumlah elektron valensi atom pusat = 6 Jumlah domain elektron ikatan X = 3, tetapi jumlah elektron yang digunakan
atom pusat = 3 × 2 = 6 Jumlah domain elektron bebas E =
6 6 2
− =
Tipe molekul: AX
3
Langkah-langkah yang dilakukan untuk meramalkan geometri molekul adalah:
a. Menentukan tipe molekul. b. Menggambarkan susunan ruang domain-domain elektron di sekitar atom
pusat yang memberi tolakan minimum. c. Menetapkan pasangan terikat dengan menuliskan lambang atom yang
bersangkutan. d. Menentukan geometri molekul setelah mempertimbangkan pengaruh
pasangan elektron bebas. Contoh:
Molekul air, H
2
O Langkah 1: Tipe molekul adalah AX
2
E
2
4 domain. Langkah 2: Susunan ruang pasangan-pasangan elektron yang memberi
tolakan minimum adalah tetrahedron.
Langkah 3: Menentukan pasangan terikat dengan menuliskan lambang atom yang terikat atom H.
Langkah 4: Molekul berbentuk V bentuk bengkok. Hasil percobaan menunjukkan bahwa sudut ikatan H–O–H dalam air
adalah 104,5°, sedikit lebih kecil daripada sudut tetrahedron 109,5°. Hal ini terjadi karena desakan pasangan elektron bebas.
:
O
:
H H
Susunan ruang pasangan- pasangan elektron
Bentuk molekul Sumber: General Chemistry, Principles and Modern
Aplication, Ralph H. Petrucci, 4
th
ed, 1985.
25
Kimia XI SMA
Gambar 1.17
Bentuk molekul CH
4
B. Teori Hibridisasi
Teori domain elektron dapat digunakan untuk meramalkan bentuk molekul, tetapi teori ini tidak dapat digunakan untuk mengetahui penyebab suatu molekul
dapat berbentuk seperti itu. Sebagai contoh, teori domain elektron meramalkan molekul metana CH
4
berbentuk tetrahedron dengan 4 ikatan C-H yang ekuivalen dan fakta eksperimen juga sesuai dengan ramalan tersebut, akan
tetapi mengapa molekul CH
4
dapat berbentuk tetrahedron? Pada tingkat dasar, atom C nomor atom = 6 mempunyai konfigurasi
elektron sebagai berikut.
6
C : 1s
2
2s
2
2p
2
Dengan konfigurasi elektron seperti itu, atom C hanya dapat membentuk 2 ikatan kovalen ingat, hanya elektron tunggal yang dapat dipasangkan untuk
membentuk ikatan kovalen. Oleh karena ternyata C membentuk 4 ikatan kovalen, dapat dianggap bahwa 1 elektron dari orbital 2s dipromosikan ke
orbital 2p, sehingga C mempunyai 4 elektron tunggal sebagai berikut.
6
C : 1s
2
2s
2
2p
2
menjadi:
6
C : 1s
2
2s
1
2p
3
Namun demikian, keempat elektron tersebut tidaklah ekuivalen dengan satu pada satu orbital 2s dan tiga pada orbital 2p, sehingga tidak dapat
menjelaskan penyebab C pada CH
4
dapat membentuk 4 ikatan ekuivalen yang equivalen. Untuk menjelaskan hal ini, maka dikatakan bahwa ketika atom
karbon membentuk ikatan kovalen dengan H membentuk CH
4
, orbital 2s dan ketiga orbital 2p mengalami hibridisasi membentuk 4 orbital yang setingkat.
Orbital hibridanya ditandai dengan sp
3
untuk menyatakan asalnya, yaitu satu orbital s dan 3 orbital p.
6
C: 1s
2
2s
1
2p
3
mengalami hibridisasi menjadi
6
C : 1s
2
2sp
3 4
Hibridisasi tidak hanya menyangkut tingkat energi, tetapi juga bentuk orbital gambar.
Sekarang, C dengan 4 orbital hibrida sp
3
, dapat membentuk 4 ikatan kovalen yang equivalen. Jadi,
hibridisasi adalah peleburan orbital-orbital dari
tingkat energi yang berbeda menjadi orbital-orbital yang setingkat.
26
Kimia XI SMA
Jumlah orbital hibrida hasil hibridisasi sama dengan jumlah orbital yang terlihat pada hibridasi itu. Berbagai tipe hibridisasi disajikan dalam tabel 1.9.
C. Gaya Tarik Antarmolekul
Dalam kehidupan sehari-hari, kita menemukan berbagai jenis zat yang partikelnya berupa molekul dan berbeda fasa. Dalam fasa gas, pada suhu tinggi
dan tekanan yang relatif rendah jauh di atas titik didihnya, molekul-molekul benar-benar berdiri sendiri, tidak ada gaya tarik antarmolekul. Akan tetapi,
pada suhu yang relatif rendah dan tekanan yang relatif tinggi, yaitu mendekati titik embunnya, terdapat suatu gaya tarik-menarik antarmolekul. Gaya tarik
menarik antar molekul itulah yang memungkinkan suatu gas dapat mengembun James E. Brady, 1990.
Molekul-molekul dalam zat cair atau dalam zat padat diikat oleh gaya tarik- menarik antar molekul. Oleh karena itu, untuk mencairkan suatu zat padat
atau untuk menguapkan suatu zat cair diperlukan energi untuk mengatasi gaya tarik-menarik antar molekul. Makin kuat gaya tarik antar molekul, makin
banyak energi yang diperlukan untuk mengatasinya, maka semakin tinggi titik cair atau titik didih.
Orbital Asal Orbital Hibrida
Bentuk Orbital Gambar
Hibrida
s , p
sp linier
s , p, p
sp
2
segitiga sama sisi
s , p, p, p
sp
3
tetrahedron
s , p, p, p, d
sp
3
d bipiramida trigonal
s , p, p, p, d, d
sp
3
d
2
oktahedron
Tabel 1.9 Berbagai Macam Hibridisasi
Sumber: Chemistry, The Molecular Nature of Matter and Change, Martin S. Silberberg, 2000.
27
Kimia XI SMA
D. Gaya Tarik-Menarik Dipol Sesaat – Dipol Terimbas Gaya London
Antarmolekul nonpolar terjadi tarik-menarik yang lemah akibat terbentuknya dipol sesaat. Pada waktu membahas struktur elektron, kita
mengacu pada peluang untuk menemukan elektron di daerah tertentu pada waktu tertentu. Elektron senantiasa bergerak dalam orbit. Perpindahan elektron
dari suatu daerah ke daerah lainnya menyebabkan suatu molekul yang secara normal bersifat nonpolar menjadi polar, sehingga terbentuk suatu dipol sesaat.
Dipol yang terbentuk dengan cara itu disebut dipol sesaat karena dipol itu dapat berpindah milyaran kali dalam 1 detik. Pada saat berikutnya, dipol itu
hilang atau bahkan sudah berbalik arahnya. Suatu saat yang mungkin terjadi digambarkan pada gambar 1.18.
Dipol sesaat pada suatu molekul dapat mengimbas pada molekul di sekitarnya, sehingga membentuk suatu dipol terimbas. Hasilnya adalah suatu
gaya tarik-menarik antarmolekul yang lemah. Penjelasan teoritis mengenai gaya-gaya ini dikemukakan oleh Fritz London pada tahun 1928. Oleh karena
itu gaya ini disebut gaya London disebut juga gaya dispersi James E. Brady, 1990.
Kemudahan suatu molekul untuk membentuk dipol sesaat atau untuk mengimbas suatu molekul disebut polarisabilitas. Polarisabilitas berkaitan
dengan massa molekul relatif M
r
dan bentuk molekul. Pada umumnya, makin banyak jumlah elektron dalam molekul, makin mudah mengalami polarisasi.
Oleh karena jumlah elektron berkaitan dengan massa molekul relatif, maka dapat dikatakan bahwa makin besar massa molekul relatif, makin kuat gaya
London. Misalnya, radon A
r
= 222 mempunyai titik didih lebih tinggi dibandingkan helium A
r
= 4, 221 K untuk Rn dibandingkan dengan 4 K untuk He. Molekul yang bentuknya panjang lebih mudah mengalami polarisasi
dibandingkan molekul yang kecil, kompak, dan simetris. Misalnya, normal pentana mempunyai titik cair dan titik didih yang lebih tinggi dibandingkan
neopentana. Kedua zat itu mempunyai massa molekul relatif yang sama besar.
Gambar 1.18
Gaya London
