MODUL IKATAN KIMIA DAN BENTUK MOLEKUL

1. MODUL IKATAN KIMIA DAN BENTUK MOLEKUL
KOMPETENSI DASAR:
Membandingkan proses pembentukan ikatan ion, ikatan kovalen, ikatan
kovalen koordinasi, dan ikatan logam serta interaksi antar partikel (atom, ion,
molekul) materi dan hubungannya dengan sifat fisik materi.
INDIKATOR:
1. Menganalisis pembentukan senyawa berdasarkan pembentukan ikatan
(berhubungan dengan kecenderungan atom untuk mencapai kestabilan).
2. Membandingkan proses terbentuknya ikatan ion dan ikatan kovalen.
3. Menganalisis penyebab perbedaan titik leleh antara senyawa ion dan kovalen.
4. Menganalisis beberapa contoh pembentukan senyawa kovalen dan senyawa
ion.
5. Menganalisis beberapa contoh senyawa kovalen tunggal, kovalen rangkap
dua, kovalen rangkap tiga dan kovalen koordinasi.
6. Menganalisis sifat logam dengan proses pembentukan ikatan logam.
7. Menganalisis bentuk geometri molekul dan teori domain elektron.
PETA KONSEP IKATAN KIMIA

1

Pengantar Ikatan Kimia

Ketika dua atom atau ion “berpegangan” dengan sangat erat, dapat dikatan bahwa
di antaranya terdapat suatu ikatan kimia. Dalam pembentukannya, yang berperan adalah
elektron valensi, yaitu elektron yang berada pada kulit terluar. Untuk memudahkan
penggambaran elektron valensi pada atom suatu unsur dan ikatan yang terbentuk dapat
digunakan simbol Lewis (simbol titik-elektron Lewis).
A.
Teori Kestabilan Atom
Selain gas mulia, hampir semua unsur yang ada di alam terdapat sebagai
senyawa (gabungan dua unsur atau lebih yang terikat secara ikatan kimia). Semua ini
menunjukkan bahwa di alam unsur-unsur tidak stabil dalam keadaan unsur bebas.
Ketidakstabilan unsur-unsur ini ada hubungannya dengan konfigurasi elektron yang
dimilikinya.
Konsep ikatan kimia pertama kali dikemukakan oleh Gilbert Newton Lewis dan
Langmuir dari Amerika Serikat, serta Albrecht Kossel dari Jerman pada tahun 1916.
Adapun konsep tersebut sebagai berikut:
 Kenyataan bahwa gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn) sukar membentuk
senyawa (sekarang telah dapat dibuat senyawa dari gas mulia Kr, Xe, dan Rn),
merupakan bukti bahwa gas-gas mulia memilki susunan elektron yang stabil.
 Setiap atom memiliki kecenderungan untuk mempunyai susunan elektron
yang stabil seperti gas mulia, dengan cara melepaskan elektron, menerima elektron,

atau menggunakan pasangan elektron secara bersama-sama.
Mereka mengemukakan bahwa jumlah elektron pada kulit terluar dari dua
atom yang berikatan akan berubah sedemikian rupa sehingga konfigurasi elektron
kedua atom tadi sama dengan konfigurasi elektron gas mulia yaitu mempunyai 8
elektron pada kulit terluarnya. Oleh karena itu pernyataan. Kossel-Lewis ini disebut
aturan oktet.

2

Aturan oktet ini tidak berlaku untuk hidrogen sebab atom H akan membentuk
konfigurasi elektron seperti He yaitu mempunyai 2 elektron pada kulit terluarnya pada
saat membentuk ikatan yang disebut aturan duplet.
B.
Struktur Lewis
Pada saat atom-atom membentuk ikatan, hanya elektron-elektron pada kulit
terluar yang berperan yaitu elektron valensi. Struktur yang menggambarkan elektron
pada kulit terluar suatu atom disebut struktur Lewis.

Golongan

IA

Periode 2

Li

Periode 3

Na

Tabel Struktur Lewis unsur – unsur periode 2 dan 3
II A
III A IV A
VA
VI A
VII A
C
N
Be
F

B
O
Mg

Al

Si

P

S

Cl

VIII A
Ne
Ar

Struktur Lewis berguna untuk memahami penggunaan elektron bersama pada ikatan kovalen.

C.
Ikatan Ion
Ikatan ion (elektrovalen) adalah ikatan yang terjadi karena adanya gaya tarik –
menarik elektrostatik antara ion positif dan ion negatif, ini terjadi karena kedua ion
tersebut memiliki perbedaan keelektronegatifan yang besar. Ikatan ion terbentuk
antara atom yang melepaskan elektron (logam) dengan atom yang menerima elektron
(non logam). Atom yang melepas elektron berubah menjadi ion positif, sedangkan
atom yang menerima elektron menjadi ion negatif. Antara ion- ion yang berlawanan
muatan tersebut, terjadi tarik-menarik (gaya elektrostatik) yang disebut ikatan ion.
Ikatan ion merupakan ikatan yang relatif kuat. Pada suhu kamar, semua senyawa
ion berupa zat padat kristal dengan struktur tertentu. Perhatikan beberapa contoh
pembentukan senyawa ion beikut:
1. Pembentukan NaCl
Garam dapur (NaCl) merupakan senyawa ionik yang
penting dalam kehidupan sehari-hari. Petani garam
memperoleh kristal NaCl secara tradisional yaitu
dengan cara menguapkan air laut dengan bantuan
sinar matahari.
Bentuk kristal NaCl
Natrium mempunyai kecenderungan untuk melepaskan elektron terluar daripada

klor karena energi ionisasinya lebih rendah dibandingkan dengan klor. Untuk
mencapai konfigurasi elektron stabil, natrium melepaskan satu elektron terluarnya
sedangkan klor menerima elektron. Pada pembentukan NaCl, satu elektron dari NSa
akan diterima oleh Cl.
Setelah terjadi perpindahan elektron, atom-atom tidak lagi bersifat netral tapi
menjadi ion yang bermuatan. Atom Na melepaskan satu elektron menjadi ion Na+,
3

sedangkan klor menerima satu elektron menjadi ion Cl–. Ion Na+ dan Cl– akan tarikmenarik dengan gaya elektrostatik sehingga berikatan.

Na

+

Na+ Cl-

Cl

D. Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi akibat pemakaian pasangan elektron
secara bersama-sama oleh dua atom. Ikatan kovalen terbentuk di antara dua atom yang
sama-sama ingin menangkap elektron (sesama atom non logam). Cara atom-atom
saling mengikat dalam suatu molekul dinyatakan oleh rumus bangun atau rumus
struktur. Rumus struktur diperoleh dari rumus Lewis dengan mengganti setiap pasangan
elektron ikatan dengan sepotong garis.
Ikatan kovalen tunggal adalah ikatan yang terbentuk dari penggunaan bersama
sepasang elektron (setiap atom memberikan satu elektron untuk digunakan bersama).
Pemakaian bersama pasangan elektron pada ikatan kovalen dapat digambarkan melalui
struktur Lewis.
Perhatikan contoh berikut:
1.

Ikatan kovalen tunggal pada molekul CH4

Atom C memiliki konfigurasi elektron 2 4, sehingga elektron valensinya 4.
Adapun konfigurasi elektron atom H adalah 1 sehingga elektron valensinya adalah 1.
Jadi, dapat digambarkan struktur Lewis berikut:
+

Untuk mencapai kestabilannya, atom C cenderung menerima 4 elektron,
sedangkan atom H cenderung menerima 1 elektron. Atom C dapat berikatan dengan
atom H dengan cara pemakaian elektron bersama sehingga 1 atom. Dan struktur ikatan
kovalen tunggal yang terbentuk dapat dituliskan sebagai berikut:

4

H

C
H

H

H

2. Ikatan kovalen tunggal pada molekul H2
Atom H memiliki konfigurasi elektron 1 sehingga elektron valensinya 1. Untuk
mencapai kestabilannya, atom H cenderung menerima 1 elektron. Jika 2 atom H
saling berikatan, setiap atom H menyumbangkan 1 elektron untuk digunakan

bersama sehingga elektron yang digunakan bersama jumlahnya 2.

3. Ikatan kovalen tunggal pada molekul HCl
H

Cl

E. Ikatan kovalen rangkap
Dalam mencapai konfigurasi stabil gas mulia, dua atom tidak saja dapat
memiliki ikatan melalui sepasang elektron tetapi juga dapat 2 atau 3 pasang. Ikatan
dengan dua pasang elektron milik bersama disebut ikatan rangkap dua
(dilambangkan
dengan dua garis). Ikatan dengan tiga pasang
elektron
milik
bersama
disebut
ikatan
rangkap
tiga

(dilambangkan
dengan tiga garis). Perhatikan contoh berikut:
1. Ikatan

kovalen rangkap dua pada molekul O2

Atom O memiliki konfigurasi elektron 2 6 sehingga elektron valensinya 6.
Untuk mencapai kestabilannya, atom O cenderung menerima 2 elektron. Jika 2 atom O
saling berikatan, setiap atom O harus menyumbangkan 2 elektron untuk digunakan
bersama sehingga elektron yang digunakan bersama jumlahnya 4.

2. Ikatan kovalen rangkap dua pada molekul CO2

3. Ikatan kovalen rangkap tiga pada molekul N2

5

Atom N memiliki konfigurasi elektron 2 5 sehingga elektron valensinya 5.
Untuk mencapai kestabilannya, atom N cenderung menerima 3 elektron. Jika 2 atom N
saling berikatan, setiap atom N harus menyumbangkan 3 elektron untuk digunakan

bersama sehingga elektron yang digunakan bersama berjumlah 6.

F. Ikatan Kovalen Koordinasi
Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terbentuk dari pemakaian
pasangan elektron bersama yang berasal dari salah satu atom yang memiliki pasangan
elektron bebas. Contoh senyawa yang memiliki ikatan kovalen koordinasi adalah
HNO3, NH4Cl, SO3, dan H2SO4.
Ciri
dari
ikatan
kovalen
koordinasi adalah pasangan elektron
bebas dari salah satu atom yang dipakai
secara bersama- sama, seperti pada
contoh senyawa HNO3 berikut ini.
Tanda panah menunjukkan pemakaian
elektron dari atom N yang digunakan
secara bersama oleh atom N dan O.
G. Penyimpangan Aturan Oktet
Ikatan kovalen terbentuk antara atom nonlogam dan atom nonlogam lainnya
dengan cara pemakaian elektron bersama sehingga setiap atom yang
terlibat memenuhi kaidah oktet/duplet. Akan tetapi, aturan itu ternyata
banyak dilanggar dan gagal dalam meramalkan rumus kimia senyawa dari unsurunsur transisi dan postransisi.
Pengecualian aturan oktet dapat dibagi dalam tiga kelompok sebagai berikut:
1. Senyawa yang tidak mencapai aturan oktet.
Senyawa yang atom pusatnya mempunyai elektron valensi kurang dari 4
termasuk dalam kelompok ini. Hal ini menyebabkan setelah semua elektron
valensinya dipasangkan tetap belum mencapai oktet. Contohnya adalah BeCl2, BCl3,
dan AlBr3.

2. Senyawa dengan jumlah elektron valensi ganjil.
Contohnya adalah NO2, yang mempunyai elektron valensi (5 + 6 + 6) = 17.
6

3. Senyawa yang melampaui aturan oktet.
Ini terjadi pada unsur-unsur periode 3 atau lebih yang dapat menampung
lebih dari 8 elektron pada kulit terluarnya (ingat, kulit M dapat menampung hingga 18
elektron). Beberapa contoh adalah PCl5, SF6, ClF3, IF7, dan SbCl5.

H. Ikatan Kovalen Polar dan Nonpolar

7

Kepolaran atau pengkutuban dalam ikatan kimia adalah suatu keadaan
yang disebabkan distribusi (penyebaran) elektron tidak merata atau elektron lebih
cenderung tertarik pada salah satu atom. Kepolaran erat kaitannya dengan
keelektronegatifan dan bentuk molekul.
1) Ikatan Kovalen Polar
Senyawa kovalen dikatakan polar jika senyawa tersebut memiliki perbedaan
keelektronegatifan. Dengan demikian, pada senyawa yang berikatan kovalen terjadi
pengutuban muatan. Ikatan kovalen tersebut dinamakan ikatan kovalen polar. Pada
ikatan kovalen polar, distribusi elektron pada dua atom yang berikatan tidak merata.
Artinya, salah satu atom lebih kuat menarik elektron ke arahnya (atom yang lebih
elektronegatif), sehingga pada atom itu terkumpul elektron dan terbentuk kutub negatif,
sedangkan atom yang elektronnya tertarik membentuk kutub positif, serta bentuk
molekulnya asimetris atau tidak simetris.
Contoh: Dalam pembentukan molekul HF, kedua elektron dalam ikatan kovalen
digunakan tidak seimbang oleh inti atom H dan inti atom F sehingga terjadi pengutuban
atau polarisasi muatan.

2) Ikatan Kovalen Nonpolar
Pada ikatan kovalen nonpolar, distribusi elektron pada kedua atom yang saling
berikatan merata. Artinya, tarikan elektron dari tiap – tiap atom sama besar (harga
keelektronegatifan sama), sehingga tidak membentuk polarisasi muatan serta bentuk
molekul akan menjadi simetris.
Contoh: Dalam pembentukan molekul I2, kedua elektron dalam ikatan kovalen
digunakan secara seimbang oleh kedua inti atom iodin tersebut. Oleh karena itu, tidak
akan terbentuk muatan (tidak terjadi pengutuban atau polarisasi muatan).

I. Ikatan Logam
Ikatan logam merupakan ikatan kimia antara atom-atom
l
ogam, bukan merupakan ikatan ion maupun ikatan kovalen.
Dalam suatu logam terdapat atom-atom sesamanya yang
berikatan satu sama lain sehingga suatu logam akan bersifat
kuat, keras, dan dapat ditempa.
Elektron-elektron valensi dari atom-atom logam bergerak
dengan cepat (membentuk lautan elektron) mengelilingi inti
atom (neutron dan proton). Ikatan yang terbentuk sangat kuat sehingga menyebabkan
8

ikatan antaratom logam sukar dilepaskan. Unsur-unsur logam pada umumnya
merupakan zat padat pada suhu kamar dan kebanyakan logam adalah penghantar listrik
yang baik.

J. Perbedaan Sifat Fisika Senyawa Ion, Kovalen, dan Logam
Berikut merupakan tabel perbedaan senyawa ion dan senyawa kovalen.
No Aspek Sifat
1. Wujud zat
2.

Tingkat kekerasan

3.

Titik didih dan
titik leleh
Sifat kelarutan

4.

5.

Konduktivitas
listrik

Ion
Kristal pada suhu
kamar
Permukaan keras,
tapi rapuh
Tinggi

Kovalen
Gas/cair/padat

Logam
Padat

Padat, lunak, tidak
rapuh
Rendah

Keras, lentur,
dapat ditempa
Tinggi

Larut dalam
pelarut polar

Larut dalam pelarut
organik

-bentuk larutan
konduktor,
-bentuk padat
isolator

Umumnya isolator

Beberapa
logam larut
dalam asam
yang kuat
Konduktor
yang baik

2. BENTUK MOLEKUL DAN GAYA ANTARMOLEKUL
Jumlah
PEI
(X)

Jumlah
PEB €

Rumus
(AXnEm)

Bentuk
Molekul

Contoh

2

0

AX2

Linear

CO2

Struktur

C

O

O

0

AX3

Trigonal
planar

BCl3

Non Polar

Cl

Cl

3

Kepolaran

B

Non Polar

Cl

9

S
2

1

AX2E

Bengkok

SO2

Polar

O
O

H
4

0

AX4

Tetrahedral

CH4

Non Polar

C
H
1

AX3E

Piramida
trigonal

H

H

NH3

Polar

N

H

H

3

H

O

2

2

AX2E2

Planar
bentuk V

H2O

H

Polar
H

Cl

5

0

AX5

Bipiramida
trigonal

Cl

PCl5

Cl

P

Cl

Non Polar

Cl
F

4

1

AX4E

Bipiramida
trigonal

SF4

S

F

F

polar

F

F

3

2

AX3E2

Planar
bentuk T

BrF3

F

Br

Polar

F

10

F
F

4

2

AX4E2

Sisiempat
datar

S

XeF4

Polar

F
F

F

Xe

F

2

3

AX2E3

Linear

XeF2

Polar

6

0

AX6

Oktahedron

SF6

Non Polar

5

1

AX5E

Linear

IF5

Polar

Antara molekul yang satu dengan molekul lainnya, terdapat suatu
interaksi atau gaya tarik-menarik yang mempengaruhi sifat fisis zat tersebut. Gaya
tarik-menarik antar molekul yang satu dengan molekul yang lainnya disebut gaya
antarmolekul. Gaya antarmolekul tesebut dipengaruhi oleh geometri/ bentuk molekul
yang terlibat di dalamnya.
Bentuk molekul berkaitan dengan susunan ruang atom-atom dalam molekul.
Geometri molekul dapat ditentukan melalui percobaan, tetapi geometri molekul
sederhana dapat diramal berdasarkan struktur elektron dalam molekul. Yaitu teori
tolak-menolak elektron-elektron kulit terluar atom pusatnya, yang disebut teori
domain elektron.
1.
Teori domain electron
Teori domain elektron merupakan penyempurnaan dari teori VSEPR
(valence shell electron pair repulsion). Domain elektron berarti kedudukan elektron
atau daerah keberadaan elektron. Jumlah domain ditentukan sebagai berikut:
a. Setiap elektron ikatan (baik itu ikatan tunggal,
rangkap, atau rangkap tiga) berarti 1 domain.
b. Setiap pasangan elektron bebas berarti 1 domain
2.

Dua pasangan elektron disekeliling atom pusat

11

Kasus yang paling sederhana adalah berilium klorida, BeCl 2. Perbedaan
elektronegatifitas antara berilium dan klor tidak cukup untuk menghasilkan
pembentukan ion.
Berilium memiliki dua elektron terluar karena terletak pada golongan dua.
Berilium membentuk ikatan kepada dua klor, tiap atom klor menambhkan elektron yang
lain ke tingkat terluar dari berilium. Tidak terdapat muatan ionik yang perlu ditakutkan,
karena itu terdapat 4 elektron yang bersama-sama – 2 pasang.
Hal ini membentuk 2 ikatan dan karena itu tidak terdapat pasangan elektron
mandiri. Dua pasangan ikatan tertata dengan sendirinya pada sudut 180o satu sama lain,
karena hal ini sebagai yang paling jauh yang dapat mereka capai. Molekul digambarkan
dengan linear.
Cl

Be

Cl

Tiga pasangan elektron disekeliling atom pusat
Kasus
yang
paling
sederhana
adalah
BF3
atau
BCl3.
Boron terletak pada golongan 3, karena itu dimulai dengan 3 elektron. Tidak terdapat
muatan, karena itu totalnya 6 elektron – 3 pasang.
Karena boron membentuk 3 ikatan maka tidak terdapat pasangan elektron
mandiri. Tiga pasang ikatan tertata dengan sendirinya sejauh mungkin. Semuanya
terletak dalam suatu bidang yang memiliki sudut 120° satu sama lain. Susunan seperti ini
disebut trigonal planar.
F

B

F

F

Empat pasangan elektron disekeliling atom pusat
Terdapat banyak contoh untuk ini. Yang paling sederhana adalah metana, CH4.
Karbon terletak pada golongan 4, dan karena itu memiliki 4 elektron terluar.
Karbon membentuk 4 ikatan dengan hidrogen, penambahan 4 elektron yang lain –
seluruhnya 8, dalam 4 pasang. Karena membentuk 4 ikatan, semuanya harus menjadi
pasangan ikatan.
Empat pasangan elektron tertata dengan sendirinya pada jarak yang
disebut susunan tetrahedral. Tetrahedron adalah piramida dengan dasar segitiga. Atom
karbon terletak di tengah-tengah dan hidrogen pada empat sudutnya. Semua sudut ikatan
adalah 109.5°.
H

C
H

H
H

12

H

C
H

H

H

Contoh lain dengan empat pasang elektron disekeliling atom pusat Amonia,
NH3
Nitrogen terletak pada golongan 5 dan karena itu memiliki 5 elektron terluar.
Tiap-tiap atom hidrogen yang tiga menambahkan elektron yang lain ke elektron nitrogen
pada tingkat terluar, menjadikannya total 8 elektron dalam 4 pasang. Karena nitrogen
hanya membentuk tiga ikatan, satu pasang harus menjadi pasangan elektron mandiri.
Pasangan elektron tertata dengan sendirinya pada bentuk tetrahedral seperti metana.
N

H

H
H

Pada kasus ini, Faktor tambahan masuk. Pasangan elektron mandiri terletak pada
orbital yang lebih pendek dan lebih bulat dibandingkan orbital yang ditempati pasangan
elektron ikatan. Karena hal ini, terjadi tolakan yang lebih besar antara pasangan elektron
mandiri dengan pasangan elektron ikatan dibandingkan antara dua pasangan elektron
ikatan
Gaya pasangan elektron ikatan tersebut sedikt rapuh ? terjadi reduksi sudut ikatan
dari 109.5o menjadi 107o. Ini tidak terlelu banyak, tetapi penguji akan mengharapkan
kamu mengetahuinya
Hati-hati ketika kamu menggambarkan bentuk amonia. Meskipun pasangan
elektron tersusun tetrahedral, ketika kamu menggambarkan bentuknya, kamu hanya
memperhatikan atom-atomnya. Amonia adalah piramidal – seperti piramida dengan tiga
hidrogen pada bagian dasar dan nitrogen pada bagian puncak.
Air, H2O
O
H
H

Mengikuti logika yang sama dengan sebelumnya, kamu akan menemukan bahwa
oksigen memiliki empat pasang elektron, dua diantaranya adalah pasangan mandiri. Air
juga akan mengambil susunan tetrahedral. Saat ini sudut ikatan lebih sempit dari 104°,
karena tolakan dua pasangan mandiri.

13

Bentuknya tidak dapat digambarkan dengan tetrahedral, karena kita hanya
“melihat” oksigen dan hidrogen ? bukan pasangan mandiri. Air digambarkan
dengan bengkok atau bentuk V.
Ion amonium, NH4+
Nitrogen memiliki 5 elektron terluar, ditambah 4 elektron dari empat hidrogen ?
sehinga totalnya jadi 9. Tetapi hati-hati! Ion amonium adalah ion positif. Ion ini
memiliki muatan +1 karena kehilangan satu elektron. Sehingga tinggal 8 elektron pada
tingkat terluar nitrogen. Karena itu menjadi 4 pasangan, yang semuanya berikatan karena
adanya empat hidrogen
Ion amonium memiliki bentuk yang sama dengan metana, karena ion amonium
memiliki susunan elektronik yang sama. NH4+ adalah tetrahedral

Metana dan ion amonium dikatakan isoelektronik. Dua spesi (atom, molekul atau
ion) dikatakan isoelektronik jika keduanya memiliki bilangan dan susunan elektron yang
sama (termasuk perbedaan antara pasangan ikatan dan pasangan mandiri).
Ion hidroksonium, H3O+
Oksigen terletak pada golongan 6 – karena itu memiliki 6 elektron terluar.
Tambahan tiap 1 atom hidrogen, memberikan 9. Ambil satu untuk ion +1, tinggal 8. Hal
ini memberikan 4 pasang, 3 diantaranya adalah pasangan ikatan. Ion hidroksonium
adalah isoelektronik dengan amonia, dan memiliki bentuk yang identik – piramidal.

Lima pasangan elektron disekeliling atom pusat
Contoh yang sederhana: fosfor(V) fluorida PF5
Fosfor (terletak pada golongan 5) memberikan kontribusi 5 elektron, dan lima
fluor memberikan 5 lagi, memberikan 10 elektron dengan 5 pasang disekeliling atom
pusat. Karena fosfor membentuk lima ikatan, tidak dapat membentuk pasangan mandiri.
Lima pasang elektron disusun dengan menggambarkan bentuk trigonal
bipyramid -tiga fluor terletak pada bidang 120o satu sama lain; dua yang lainnya terletak
pada sudut sebelah kanan bidang. Trigonal bipiramid karena itu memiliki dua sudut yang
berbeda – 120odan 90o.

14

Contoh yang rumit, ClF3
Klor terletak pada golongan 7 dan karena itu memiliki 7 elektron terluar. Tiga
fluor masing-masing memberikan kontribusi 1 elektron, menghasilkan total 10 – dalam 5
pasang. Klor membentuk tiga ikatan ? meninggalkan 3 elektron ikatan dan 2 pasangan
mandiri, yang akan tersusun dengan sendirinya ke dalam bentuk trigonal bipiramida.
Akan tetapi jangan meloncat ke kesimpulan. Terdapat tiga cara yang dapat kamu
lakukan untuk menyususun 3 pasangan ikatan dan 2 pasangan mandiri menjadi bentuk
trigonal bipiramida. Susunan yang baik akan menjadi menghasilkan satu susunan dengan
jumlah minimum tolakan – dan kamu tidak akan dapat menganbil keputusan tanpa
menggambarkannya terlebih dahulu semua kemungkinannya.

Hanya terdapat satu susunan memungkinkan. Sesuatu yang lain mungkin kamu
pikirkan sebagai satu yang sederhana pada perputaran dalam jarak tertentu. Kita perlu
menyusun susunan yang memiliki tolakan minimum diantara berbagai pasangan
elektron.
Aturan yang baru diterapkan pada kasus seperti ini:
Jika kamu mempunyai pasangan elektron lebih dari empat yang disusun
disekeliling atom pusat, kamu dapat mengabaikan tolakan pada sudut yang lebih besar
dari 90o.

Salah satu struktur yang memiliki jumlah tolakan besar yang jelas.

Pada diagram ini, dua pasangan mendiri terletak pada sudut 90 o satu sama lain,
dimana pada kasus yang lain keduanya terletak pada sudut lebih besar dari 90 o, dan
karena itu tolakan dapat diabaikan. ClF3 memang tidak dapat disusun melalui bentuk ini
karena tolakan yang sangat kuat antara pasangan mandiri dengan pasangan mandiri.
Untuk memilih salah satu diantara dua, kamu perlu menghitung tolakan yang paling
kecil.
Pada gambar berikutnya, tiap pasangan mandiri terletak pada sudut 90 o terhadap
3 pasangan mandiri, dan karena itu tiap pasangan mandiri bertanggung jawab terhadap
tolakan 3 pasangan mandiri dengan pasangan ikatan.

15

Karena terdapat dua pasangan mandiri karena itu terdapat 6 tolakan pasangan
mandiri-pasangan ikatan. Dan itu semuanya. Pasangan ikatan terletak pada sudut 120o
satu sama lain, dan tolakannya dapat diabaikan.
Sekarang mempertimbangkan struktur akhir.

Tiap pasangan mandiri terletak pada sudut 90o terhadap 2 pasangan mandiri –
satu diatas bidang dan yang lainnya dibawah bidang. Hal ini membuat total 4 tolakan
pasangan mandiri-pasangan ikatan ? dibandingkan dengan 6, hal tersebut memiliki
tolakan relatif kuat pada gambar yang terakhir. Fluor yang lain (satu pada bidang)
terletak pada sudut 120o, dan merasakan tolakan yang tidak berarti dari pasangan
mandiri.
Ikatan ke arah fluor pada bidang adalah 90o ke arah ikatan diatas dan dibawah
bidang, karena itu terdapat total 2 tolakan pasangan ikatan dengan pasangan ikatan.
Struktur dengan jumlah minimum tolakan adalah yang terakhir, karena tolakan
pasangan ikatan dengan pasangan ikatan lebih kecil dibandingkan tolakan pasangan
mandiri dengan pasangan ikatan. ClF3 digambarkan dengan bentuk T.
F

F

Br

F

16

DAFTAR PUSTAKA

Brady,
James
and
Humiston,
1986,
General
Chemistry 4/E Principle and
Structure, SI Version. New York:
John Wiley & Sons.
Petruci,
Ralph.
H
–
Suminar. 1989. Kimia dasar
Prinsip dan Terapan Modern Jilid
3 , Edisi keempat. Jakarta:
Penerbit Erlangga.
Smoot, Robert C. et
al. Merrill Chemistry. New
York: Glencoe Macmillan/
Mcgraw-Hill.