STRUKTUR MATERI Mata Kuliah Kajian Sains Kimia

Mata Kuliah Kajian Sains Kimia

Dosen: Dr. Toeti Koestiari, M. Si.

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN SAINS KELAS P2TK 1 PROGRAM PASCASARJANA UNIVERSITAS NEGERI SURABAYA

KATA PENGANTAR

Segala puji bagi Dzat yang mengetahui posisi dan momentum elektron secara tepat dan serentak, yang tidak terpengaruh oleh prinsip ketidakpastian Heisenberg.

Bookreport ini ditulis untuk memenuhi sebagian tugas mata kuliah Kajian Sains Kimia. Bookreport ini membahas struktur materi, oleh penulis difokuskan pada sifat-sifat elektron dalam atom serta ikatan kimia, hal ini karena materi itu berupa atom dan molekul (atom-atom yang berikatan).

Bookreport ini mengambil tiga bab dari buku: General Chemistry Principles and Modern Applications Tenth Edition karya Petrucci dan kawan-kawan yang diterbitkan oleh Pearson Canada Inc., Toronto, Ontario pada tahun 2011, yaitu:

1. Bab 8. Elektron dalam atom halaman 294 yang “direport” oleh Wahab Abdullah

2. Bab 10. Ikatan kimia I (konsep dasar) halaman 395 yang “direport” oleh Satwika Trianti Ngandoh

3. Bab 11. Ikatan kimia II (aspek-aspek tambahan) halaman 449 yang “direport” oleh Ernawati.

Ucapan terima kasih sebesar-besarnya kami tujukan kepada Dr. Toeti Koestiari, M. Si sebagai dosen pengampu dan teman-teman mahasiswa S-2 Pendidikan Sains P2TK Dikdas 2014 Universitas Negeri Surabaya. Semoga bookreport ini bermanfaat.

Surabaya, April 2015 Penulis Wahab Abdullah Satwika T Ngandoh Ernawati

BAB I PENDAHULUAN

A. Latar Belakang

Materi adalah setiap objek atau bahan yang membutuhkan ruang, yang jumlahnya diukur oleh suatu sifat yang disebut massa. Secara umum materi dapat juga didefinisikan sebagai sesuatu yang memiliki massa dan menempati volume.

Materi tersusun atas molekul-molekul, dan molekul pun tersusun atas atom- atom. Materi umumnya dapat dijumpai dalam empat fase berbeda, yaitu padat, cairan, gas, dan plasma. Namun, terdapat pula fase materi yang lain, seperti kondensat Bose-Einstein.

Benda sehari-hari terdiri dari atom-atom. Materi atom ini terbentuk karena adanya interaksi dari partikel subatom —sebuah inti atom dari beberapa proton dan neutron, serta awan dari garis edar elektron-elektron. Secara khusus, sains menganggap gabungan dari partikel-partikel ini merupakan materi karena mereka memiliki massa diam dan volume. Sebaliknya, partikel tak bermassa, seperti foton, tidak dianggap sebagai materi karena mereka tidak mempunyai massa diam atau pun volume.

Book report ini membahas tentang struktur materi, oleh karenanya akan dibahas keadaan elektron sebagai salah satu penyusun materi, misalnya bilangan kuantum dan orbital elektron, orbital atom hidrogen, atom multi elektron, konfigurasi elektron serta ikatan kimia (karena ikatan kimia melibatkan elektron). Untuk mendukung pembahasan hal-hal tersebut, maka didahului pembahasan teori- teori pendukungnya antara lain: teori kuantum, atom Bohr, dualitas gelombang partikel, prinsip ketidak pastian dan mekanika gelombang.

B. Rumusan Masalah

Rumusan masalah yang akan dibahas pada book report ini adalah:

1. Bagaimana menjelaskan radiasi benda hitam dan efek fotolistrik sebagai dasar teori kuantum?

2. Bagaimana menjelaskan atom hidrogen menurut teori atom Bohr?

3. Apakah yang dimaksud dengan dualitas gelombang-partikel dan prinsip ketidakpastian sebagai dasar mekanika gelombang?

4. Apakah yang dimaksud dengan mekanika gelombang sebagai dasar untuk menjelaskan orbital elektron?

5. Bagaimana bilangan kuantum menunjukkan sifat orbital dari suatu elektron pada suatu atom?

6. Bagaimana menafsirkan dan menggambarkan orbital atom hidrogen?

7. Bagaimana aturan penulisan konfigurasi elektron?

8. Bagaimana hubungan konfigurasi elektron dan tabel berkala?

9. Bagaimana penjelasan dan penggambaran dari ikatan kimia?

C. Batasan Masalah

Batasan masalah book report ini adalah struktur materi yang ditinjau dari sifat elekton sebagai salah satu partikel penyusun materi.

D. Tujuan

Setelah membaca book report ini, diharapkan pembaca dapat mengetahui:

1. Radiasi benda hitam dan efek fotolistrik sebagai dasar teori kuantum.

2. Atom hidrogen menurut teori atom Bohr.

3. Dualitas gelombang-partikel dan prinsip ketidakpastian sebagai dasar mekanika gelombang.

4. Mekanika gelombang sebagai dasar untuk menjelaskan orbital elektron.

5. Bilangan kuantum menunjukkan sifat orbital dari suatu elektron pada suatu atom.

6. Tafsiran dan gambaran orbital atom hidrogen.

7. Aturan penulisan konfigurasi elektron.

8. Hubungan konfigurasi elektron dan tabel berkala.

9. Penjelasan dan penggambaran dari ikatan kimia.

E. Manfaat

Sebagai tambahan dan penyegaran pengetahuan bagi pembaca.

BAB II PEMBAHASAN

A. ELEKTRON DALAM ATOM

1. TEORI KUANTUM

Fisika klasik tidak dapat menjelaskan dengan lengkap mengenai emisi cahaya oleh padatan yang dipanaskan, yang dikenal dengan radiasi benda-hitam. Teori klasik memprediksi bahwa intensitas radiasi yang dipancarkan akan naik secara taktentu, sebagaimana pada gambar 01. Pada tahun 1900, untuk menjelaskan fakta bahwa intensitas tidak naik secara tak tentu, Max Planck (1858-1947) membuat usulan yang revolusioner: energi, seperti materi adalah diskontinu . Fisika klasik tidak memberikan batasan banyaknya energi yang dimiliki sistem, sementara fisika kuantum membatasi energi dengan seperangkat nilai khas yang diskret. Selisih antara dua energi sistem yang dizinkan juga memiliki nilai spesifik, yang dinamakan kuantum energi. Artinya energi meningkat dengan lonjakan kecil, atau kuantum.

Gambar 01. Spektrum radiasi yang dihasilkan oleh benda yang dipanaskan.

Model Planck yang digunakan untuk emisi radiasi elektromagnetik.

Model Planck adalah model yang berasal dari kelompok atom pada permukaan objek yang dipanaskan yang berosilasi bersama-sama dengan frekuensi yang sama. Asumsi Planck, bahwa kelompok atom, yaitu osilator, Model Planck adalah model yang berasal dari kelompok atom pada permukaan objek yang dipanaskan yang berosilasi bersama-sama dengan frekuensi yang sama. Asumsi Planck, bahwa kelompok atom, yaitu osilator,

bilangan bulat positif, v adalah frekuensi osilator dan h adalah konstanta Planck yang diperoleh melalui eksperimen yang nilainya h = 6,62607 x 10 -34 Js. Planck mempostulatkan: energi dari suatu kuantum radiasi elektromagnetik sebanding dengan frekuensi radiasi. Pernyataan ini diringkas dalam persamaan Planck.

E = hv (1)

Hanya setelah berhasil diaplikasikan pada gejala selain radiasi benda hitam, hipotesis kuantum dapat memperoleh status sebagai teori ilmiah yang baru. Keberhasilan pertama datang pada tahun 1905 dengan penjelasan kuantum oleh Albert Einstein mengenai efek fotolistrik .

Pada tahun 1888, Heinrich Hertz menemukan bahwa ketika cahaya mengenai permukaan logam tertentu, elektron ditolak. Gejala ini dinamakan efek fotolistrik, ciri-ciri yang mencolok adalah:

 Emisi elektron hanya terjadi bila frekuensi cahaya datang melebihi nilai ambang tertentu ( v o ). Jika syarat ini terpenuhi, maka

 Banyaknya elektron yang dipancarkan bergantung pada intensitas cahaya masuk, tetapi

 Energi kinetik elektron yang dipancarkan bergantung pada frekuensi cahaya.

Hasil ini, terutama kebergantungan pada frekuensi tidak dapat dijelaskan oleh teori fisika klasik. Einstein menunjukkan bahwa “partikel cahaya” yang selanjutnya disebut foton memiliki energi yang khas

E = hv . Jika satu foton dengan energi hv menabrak elektron yang melambung, yang menyerap energi foton. Jika energi foton tersebut lebih besar dari energi yang mengikat elektron dengan permukaan (kuantitas yang dikenal dengan fungsi kerja ), maka satu fotoelektron dibebaskan.

Gambar 02. (a) Skema alat untuk pengukuran efek fotolistrik. (b) Arus fotolistrik muncul bila frekensi lebih besar dari v o (c) Voltase penghenti ( Vs )

sebagai fungsi frekuensi.

Ketika foton menabrak elektron, elektron mengatasi fungsi kerja eVo dan dibebaskan dengan energi kinetik (1/2)mu 2 . Jadi, menurut hukum kekekalan energi diperoleh

yang memberikan

2. TEORI ATOM BOHR

Model Atom Rutherford tidak mengindikasikan bagaimana elektron tersusun di luar inti atom. Menurut fisika klasik, elektron yang diam akan ditarik ke inti. Ini berarti elektron harus bergerak mengorbit inti. Elektron yang mengorbit ini harus mempercepat dan harus memancarkan energi. Dengan melepaskan energi, elektron malah tertarik lebih dekat ke inti dan akan jatuh secara spiral ke dalamnya. Pada tahun 1913, Niels Bohr (1885-1962) memecahkan persoalan ini dengan menggunakan hipotesis kuantum Planck. Dengan menggabungkan teori klasik dan teori kuantum, Bohr mempostulatkan untuk atom hidrogen:

1. Elektron bergerak dalam orbit yang melingkari inti dengan gerak yang dideskripsikan oleh fisika klasik.

2. Elektron hanya memiliki satu set orbit tetap yang terizinkan, yang dinamakan keadaan stasioner . Asalkan elektron tetap dalam orbitnya, energinya konstan dan tidak ada energi yang dipancarkan. Sifat elektron ini dinamakan momentum sudut angular . Nilai yang dimungkinkan nh/2π dengan n bilangan bulat. Jadi n =1 untuk orbit pertama, n =2 untuk orbit ke dua dan seterusnya.

3. Elektron hanya dapat berpindah dari satu orbit terizinkan ke orbit terizinkan lainnya. Dalam transisi ini, terlibat kuantitas energi diskrit yang tetap (kuanta)-baik yang diserap atau dilepaskan.

Teori Bohr memprediksi jari-jari orbit yang terizinkan dalam atom hidrogen.

r n = n 2 a o , dengan n = 1, 2, 3, ... dan a o = 53 pm

Gambar 03. Model atom Bohr untuk atom hidrogen. Cahaya dipancarkan bila elektron jatuh ke orbit yang nomornya lebih rendah.

Teori Bohr ini juga memungkinkan untuk menghitung kecepatan elektron dalam orbit ini dan yang terpenting adalah energinya.

H adalah konstanta yang nilainya 2,179 x 10 J. Normalnya, elektron ditemukan pada keadaan dasar ( n = 1). Ketika elektron menerima kuantum energi maka elektron bergerak ke tingkat yang lebih tinggi ( n = 2, 3, dan seterusnya) yang disebut keadaan tereksitasi . Ketika elektron jatuh ke tingkat yang lebih rendah ia melepaskan energi khas.

Δ E= E f – E i = hv (4)

Persamaan (4) berhubungan dengan frekuensi foton v yang dipancarkan atom pada percobaan spektroskopi. Gagasan Bohr ini dapat diaplikasikan untuk ionisasi atom seperti-hidrogen

He + dan Li , yang hanya mempunyai satu elektron.

Dari sudut pandang percobaan, teori Bohr tidak dapat menjelaskan spektrum emisi dari atom atau ion yang melebihi satu elektron, selain itu juga Dari sudut pandang percobaan, teori Bohr tidak dapat menjelaskan spektrum emisi dari atom atau ion yang melebihi satu elektron, selain itu juga

3. DUA GAGASAN YANG MENGARAH KE MEKANIKA KUANTUM BARU (MEKANIKA GELOMBANG)

3.1 Dualitas Gelombang Partikel

Pada tahun 1924, Louis de Broglie yang mempertimbangkan sifat cahaya (dualisme sifat cahaya yang bersifat seperti partikel pada efek fotolistrik dan bersifat sebagai gelombang pada dispersi cahaya oleh prisma) dan materi, menawarkan usulan: partikel materi yang kecil kadang-kadang menunjukkan sifat seperti gelombang. Ia sampai ke usulan tersebut dari olah persamaan E=

mc 2 , E = hv, p = mc, c = λv sehingga diperoleh p = h/λ dan dengan

mensubstitusikan momentum partikel p = mu , maka akan diperoleh persamaan

de Broglie

(6) De Broglie menamakan gelombang yang terkait dengan partikel material ini

sebagai “gelombang materi”. Jika ada materi untuk partikel kecil, maka berkas partikel seperti elektron akan memperlihatkan sifat khas gelombang, yaitu difraksi. Jika jarak antara objek-objek yang menghamburkan gelombang kira- kira sama dengan panjang gelombang radiasi maka interferensi teramati.

Gambar 04. (a) Difraksi sinar X oleh foil logam. (b) Difraksi elektron oleh foil

logam, mengkonfirmasi sifat elektron yang seperti gelombang.

3.2 Prinsip Ketidakpastian

Selama tahun 1920-an, Bohr dan Werner Heisenberg mempertimbangkan percobaan hipotetis untuk mengetahui seberapa tepat perilaku partikel subatom dapat ditentukan. Dua variabel yang harus diukur adalah posisi partikel ( x ) dan momentumnya ( p = mu ). Kesimpulan yang mereka tarik adalah bahwa akan selalu ada ketidakpastian dalam pengukuran sehingga hasil kali ketidakpastian dalam posisi, Δ x , dan ketidakpastian dalam momentum, Δ p , adalah

Signifikansi persamaan ini, yang disebut prinsip ketidakpastian Heisenberg, adalah bahwa posisi dan momentum tidak dapat diukur dengan ketepatan tinggi secara serempak. Dengan kata sederhana, jika lokasi partikel diketahui dengan tepat, maka dari mana partikel ini datang atau kemana perginya tidak dapat diketahui dengan tepat. Jika bagaimana partikel ini datang diketahui dengan tepat, maka letak partikel tidak dapat diketahui dengan tepat.

Gambar 05. Prinsip ketidakpastian ditafsirkan secara grafis

Sekumpulan gelombang dengan berbagai panjang gelombang (kiri) dapat bergabung menjadi paket gelombang (kanan). Superposisi dari panjang gelombang yang berbeda

menghasilkan panjang gelombang rata-rata ( λ AV ) dan menyebabkan paket gelombang menjadi lebih terlokalisasi ( Δx ) daripada gelombang individu. Semakin banyak jumlah

panjang gelombang yang bergabung, semakin tepat partikel terkait dapat ditemukan, yaitu semakin kecil Δx. Namun, karena masing-masing panjang gelombang terkait dengan nilai

momentum yang berbeda sesuai dengan persamaan de Broglie, maka semakin besar ketidakpastian dalam momentum yang dihasilkan.

4. MEKANIKA GELOMBANG Fungsi Gelombang Dari Elektron Atom Hidrogen

Pada tahun 1927, Schrodinger menunjukkan bahwa fungsi gelombang suatu sistem mekanika kuantum dapat diperoleh dengan menyelesaikan persamaan gelombang yang dikenal sebagai persamaan Schrodinger.

Solusi persamaan Schrodinger untuk atom Hidrogen memberikan fungsi gelombang untuk elektron atom hidrogen. Fungsi gelombang ini dinamakan orbital.

Persamaan Scrhodinger untuk elektron dalam tiga dimensi yang harus dipakai untuk persoalan atom hidrogen atau ion seperti hidrogen, dengan potensial listrik V adalah – Ze 2 /r yang menyebabkan gaya tarik antara elektron

dan muatan pada inti, Ze , dengan Z adalah nomor atom dari ion yang memiliki satu elektron, adalah

(8) Persamaan (3) jika ditulis dalam koordinat bola berkutub

(9) ketika massa elektron digantikan massa atom tereduksi yang lebih benar, µ , yang diberikan sebagai

Persamaan ini adalah persamaan Schrodinger dalam koordinat bola berkutub untuk ion seperti-hidrogen bernomor atom Z atau atom hidrogen jika Z = 1.

Pada sistem bola berkutub, orbital dapat dapat dinyatakan dalam satu fungsi

R yang bergantung hanya pada r , dan fungsi Y yang bergantung pada  dan . Artinya

Fungsi R dinamakan fungsi gelombang radial, dan fungsi Y dinamakan fungsi gelombang angular. Penyelesaian persamaan Schrodinger ini menghasilkan satu set bilangan kuantum.

Gambar 06. Hubungan koordinat kartesius dan koordinat bola berkutub.

5. BILANGAN KUANTUM DAN ORBITAL ELEKTRON

Bilangan pertama yang ditetapkan adalah bilangan kuantum utama, n , yang nilainya

n = 1, 2, 3, ... (9) Yang kedua adalah bilangan kuantum sudut orbital, l , yang nilainya l = 0, 1, 2, 3, ..., ( n -1)

(10) Yang ketiga adalah bilangan kuantum magnetik, m l , yang nilainya m l = -l ,( -l +1), ..., -2, -1, 0, 1, 2, ... ( l -1), + l (11) Semua orbital dengan nilai n yang sama berada dalam kulit elektronik utama atau tingkat utama yang sama, dan semua orbital dengan nilai n dan l yang sama berada dalam subkulit atau subtingkat yang sama. Semakin besar n maka semakin jauh elektron dari inti. Bilangan kuantum l menentukan distribusi sudut atau bentuk suatu orbital dan m l menentukan orientasi orbital tersebut.

Empat subkulit pertama adalah: subkulit s untuk l = 0, subkulit p untuk l =1,

subkulit d untuk l = 2 dan subkulit f untuk l = 3.

Banyaknya orbital dalam subkulit sama dengan banyaknya nilai m l yang terizinkan. Nama orbital sama dengan nama subkulit yang ditempatinya. Misalnya ada satu orbital s dalam subkulit s (karena l = 0 maka m l = 0) dan ada tiga orbital p pada subkulit p (karena l = 1 maka m l = 0, + 1).

6. MENAFSIRKAN DAN MENGGAMBARKAN ORBITAL ATOM HIDROGEN

Orbital adalah fungsi gelombang, yaitu solusi matematis persamaan Schrodinger. Fungsi gelombang ψ tidak mempunyai arti fisis yang signifikan, namun kuadratnya 2 ψ adalah kuantitas yang dikaitkan dengan probabilitas.

Tabel 01. Fungsi gelombang angular (sudut) dan radial dari atom seperti- hidrogen yang diperoleh dari memecahkan persamaan Schrodinger pers. (9)

6.1 Orbital s Untuk memperoleh orbital 1 s atom hidrogen digunakan Z = 1 dan n = 1. Gambaran tiga dimensi orbital s adalah berupa bola.

Gambar 07. Penggambaran tiga dimensi densitas probabilitas elektron untuk orbital

1 s ,2 s dan 3 s . Ukuran naiknya kontur terjadi jika bergerak dari 1 s ke 2 s atau ke 3 s . Untuk menyoroti perubahan fase saat orbital bergerak ke luar dari inti digunakan perbedaan warna untuk menunjukkan perubahan fase. Orbital 1 s warna merah seluruhnya, orbital 2 s warna merah lalu biru, sedangkan orbital 3 s warna merah, lalu biru lalu merah, hal ini menunjukkan keberadaan dua simpul radial.

6.2 Orbital p Orbital 2 p tidak memiliki simpul radial. Berlawanan dengan orbital s yang bukan nol pada r = 0, orbital p hilang pada r = 0. Perbedaan ini mempunyai konsekuensi penting pada atom multielektron. Probabilitas terbesar menemukan elektron adalah di dalam dua cuping daerah berbentuk barbel (gambar 08). Perhatikan bahwa daerah ini tidak berbentuk bola simetris. Perbedaan warna menyatakan perubahan fase. Orbital p biasanya digambarkan mengarah ke sumbu-sumbu x , y dan z yang saling tegak lurus, dan lambang p x , p y dan p z sering digunakan.

Gambar 08. Tiga orbital 2p.

6.2 Orbital d Permukaan probabilitas kelima orbital d ditunjukkan pada gambar 09. Fase relatif cuping fungsi gelombang awal dinyatakan dengan warna berbeda. Orbital

d penting untuk memahami kimiawi unsur transisi.

Gambar 09. Penggambaran lima orbital d.

7. SPIN ELEKTRON: BILANGAN KUANTUM KEEMPAT

Pada tahun 1925, George Uhlenbeck dan Samuel Goudsmit mengajukan bahwa beberapa fitur yang tidak dapat dijelaskan pada spektrum hidrogen dapat dimengerti dengan mengasumsikan elektron berputar (spinning), seperti bumi berputar pada sumbunya. Ada dua kemungkinan spin elektron. Kedua kemungkinan ini memerlukan bilangan kuantum keempat, yaitu bilangan kuantum spin elektron, m s . Bilangan kuantum ini dapat mempunyai nilai + ½ (juga dilambangkan dengan ↑) atau – ½ (juga dilambangkan dengan ↓), nilai ini tidak bergantung nilai bilangan kuantum lainnya (gambar 10a).

Bukti gejala adanya spin elektron ditunjukkan oleh percobaan Stern dan Gerlach pada tahun 1920. Perak diuapkan dalam oven, dan berkas atom perak Bukti gejala adanya spin elektron ditunjukkan oleh percobaan Stern dan Gerlach pada tahun 1920. Perak diuapkan dalam oven, dan berkas atom perak

1. Suatu elektron, karena spinnya, menghasilkan medan magnet.

2. Sepasang elektron dengan spin berlawanan tidak mempunyai medan magnet netto.

3. Pada atom perak 23 elektron mempunyai satu jenis spin dan 24 elektron mempunyai jenis spin yang berlawanan. Arah medan magnet netto yang dihasilkan hanya bergantung pada spin dari elektron yang tidak berpasangan.

4. Elektron yang tidak berpasangan akan mempunyai peluang yang sama memiliki spin +1/2 atau spin -1/2. Medan magnet yang diinduksi oleh atom perak berinteraksi dengan medan yang tidak seragam, dan berkas atom perak terbelah menjadi dua berkas.

(a)

(b)

Gambar 10. (a) Visualisasi spin elektron (b) Percobaan Stern-Gerlach.

8. ATOM MULTI ELEKTRON

Schrodinger mengembangkan persamaan gelombangnya untuk atom hidrogen, yaitu atom yang hanya memiliki satu elektron. Untuk atom multielektron, timbul faktor baru: saling tolak di antara elektron-elektron yang menyebabkan saling berjauhan. Pendekatan hampiran diambil sehingga orbital elektron yang akan diperoleh akan memiliki jenis yang sama untuk hasil atom hidrogen, dan disebut orbital seperti-hidrogen . Dibandingkan atom hidrogen, bagian-bagian sudut dari orbital suatu atom multielektron tidak berubah, namun bagian radialnya berubah.

Elektron pada orbital yang lebih dekat ke inti menghalangi (shield) inti dari elektron yang lebih jauh. Akibatnya elektron yang menghalangi tersebut mengurangi efektifitas inti dalam menarik elektron yang lebih jauh. Elektron pada orbital s lebih efektif melindungi inti dari elektron yang lebih luar dibandingkan elektron pada orbital p dan d. Kemampuan elektron orbital s yang memungkinkannya lebih dekat ke inti disebut penembusan ( penetration ). Elektron pada orbital dengan penembusan yang baik akan lebih baik dalam melindungi daripada elektron dengan penembusan rendah.

Dalam beberapa hal, efek kombinasi dari jarak yang memendek antara tingkat-tingkat energi yang berurutan pada bilangan kuantum yang lebih tinggi (akibat energi berbanding terbalik dengan kuadrat n ) dan pembelahan tingkat energi subkulit (akibat perlindungan dan penembusan) mengakibatkan beberapa tingkat energi yang tumpang tindih. Contohnya, berhubung penembusan ekstra

dari elektron 4 s yang lebih tinggi dibandingkan elektron 3 d , maka tingkat energi

4 s di bawah tingkat 3 d meskipun bilangan kuantum utamanya n lebih tinggi.

9. KONFIGURASI ELEKTRON

Konfigurasi elektron suatu atom adalah penandaan bagaimana elektron terdistribusikan di berbagai orbital pada kulit utama dan subkulit. Berikut adalah aturan untuk menetapkan elektron pada orbital.

a) Elektron menempati orbital sedemikian rupa untuk meminimumkan

energi suatu atom. Gambar 11 menyiratkan urutan penempatan elektron.

Gambar 11. Urutan pengisian elektron pada subkulit.

b) Tidak ada dua elektron dalam suatu atom mempunyai semua empat

bilangan kuantum yang sama-prinsip eksklusi Pauli. Dengan kata lain hanya dua elektron yang dapat menempati orbital yang sama, dan kedua elektron ini pasti mempunyai spin yang berlawanan. Akibatnya subkulit s terdiri dari satu orbital dengan kapasitas dua elektron, subkulit p terdiri atas tiga orbital dengan kapasitas total sebanyak enam elektron, dan seterusnya.

c) Bila ada orbital yang energinya identik (orbital berdegenerasi), elektron

mula-mula menempati orbital ini satu-demi-satu. Sejalan dengan aturan ini (dikenal dengan aturan Hund), suatu atom cenderung mempunyai sebanyak-banyaknya elektron takberpasangan. Konfigurasi elektron pada atom karbon dapat ditunjukkan dengan tiga cara yang berbeda:

Elektron pada orbital ditunjukkan sebagai panah. Arah panah terkait spin. Elektron pada orbital yang sama dengan spin berlawanan disebut berpasangan. Elektron pada orbital yang berbeda yang terisi satu-demi-satu pada subkulit yang sama akan mempunyai spin yang sama, atau pararel.

Konfigurasi yang paling stabil atau konfigurasi yang paling menguntungkan secara energetik untuk atom yang terisolasi, yang dibahas di sini, dinamakan konfigurasi elektron keadaan dasar . Atom dengan konfigurasi yang bukan paling stabil dikatakan atomnya berada dalam keadaan tereksitasi . Proses Aufbau. Untuk menuliskan konfigurasi elektron digunakan proses aufbau (bahasa Jerman) yang berarti “membangun” adalah dengan menetapkan konfigurasi elektron pada unsur tersebut sesuai urutan meningkatnya nomor atom. Untuk maju dari satu atom ke atom berikutnya, ditambahkan satu proton dan beberapa neutron ke dalam inti dan kemudian mendeskripsikan orbital yang akan ditambahi elektron. Berikut beberapa contoh.

Z = 1, H. Keadaan energi terendah untuk elektron adalah orbital 1 s .

Konfigurasi elektronnya adalah 1 s 1 .

Z = 2, He. Elektron kedua masuk orbital 1s dan kedua elektron s mempunyai spin yang berlawanan, 1 2 .

2 Z = 3, Li. Konfigurasi elektronnya 1 1 s 2 s .

Na: [Ne]3 1 s dengan [Ne] disebut sebagai teras (core) neon dan 3 s sebagai konfigurasi elektron valensi. Elektron yang ditambahkan ke

kulit elektronik yang mempunyai bilangan kuantum utama tertinggi (kulit terluar atau kulit valensi) disebut elektron valensi.

Ar: [Ne]3 s 2 3 p 6

s K: [Ar]4 1

Konfigurasi yang ditulis untuk Na dan K ini adalah konfigurasi

elektron ringkas berteraskan gas mulia ( noble gas core abbreviated electron configuration ). Berikut contoh lainnya:

10. KONFIGURASI ELEKTRON DAN TABEL BERKALA

Menurut Bohr (1920) kaitan utama antara tabel berkala dengan teori kuantum

adalah konfigurasi elektron. Unsur-unsur dalam golongan yang sama pada

tabel akan memiliki konfigurasi lektron yang serupa . Pada tabel 02, jika bilangan kuantum utama tertinggi, yaitu kulit terluar

(kulit valensi) diberi label n , maka:  Atom golongan 1 (logam alkali) memiliki satu elektron pada kulit terluar yaitu ns 1 .  Atom golongan 17 (halogen) mempunyai tujuh elektron pada kulit

np terluar dalam konfigurasi 5 ns 2 .

 Atom golongan 18 (gas mulia)-kecuali helium-memiliki kulit terluar

dengan delapan elektron dalam konfigurasi ns 2 np 6 .

Tabel 02. Konfigurasi elektron beberapa golongan unsur Golongan

Unsur

Konfigurasi

Gambar 13 mengaitkan proses aufbau dengan tabel berkala dengan membagi tabel ke dalam empat blok unsur berdasarkan subkulit yang terisi.

 Blok s . Orbital s pada bilangan kuantum utama tertinggi ( n ) terisi, terdiri

atas golongan 1 dan 2 (plus He dalam golongan 18).  Blok p . Orbital p pada bilangan kuantum utama tertinggi ( n ) terisi, terdiri

atas golongan 13, 14, 15, 16, 17 dan 18 (kecuali He).  Blok d . Orbital d pada kulit elektronik n -1 (sebelum yang terluar) terisi,

terdiri atas golongan 3 hingga 12.  Blok f . Orbital f pada kulit elektronik n -2 terisi, unsur blok f adalah

lantanida dan aktinida. Berdasarkan tabel 02 diketahui bahwa konfigurasi elektron terdiri atas teras (core) gas mulia yang berkaitan dengan gas mulia dari periode sebelumnya plus elektron tambahan untuk memenuhi nomor atomnya. Dengan mengenali hal ini dan membagi tabel berkala ke ke dalam blok- lantanida dan aktinida. Berdasarkan tabel 02 diketahui bahwa konfigurasi elektron terdiri atas teras (core) gas mulia yang berkaitan dengan gas mulia dari periode sebelumnya plus elektron tambahan untuk memenuhi nomor atomnya. Dengan mengenali hal ini dan membagi tabel berkala ke ke dalam blok-

sehingga konfigurasi kulit valensi adalah 5s 2 sebab strontium berada pada periode kelima. Elektron sisanya berda dalam teras kripton (gas

mulia pada periode sebelumnya, jadi konfigurasi elektron Sr adalah Sr: [Kr]5s 2

Gambar 13. Konfigurasi elektron dan tabel berkala.

B. IKATAN KIMIA (Konsep Dasar)

1. Teori Lewis

Pada periode 1916-1919, dua orang Amerika, G.N Lewis dan Irving Langmuir, dan satu orang Jerman, Walther Kossel, mengajukan usulan penting mengenai ikatan kimia. Teori yang muncul ini dinamakan Teori Lewis, berikut ini beberapa gagasan dasar yang berkaitan dengan teori Lewis:

1. Elektron, terutama yang terdapat di kulit elektron terluar (valensi), memainkan peran fundamental dalam pembentukan ikatan kimia.

2. Dalam beberapa kasus, elektron ditransfer dari satu atom ke atom lain. Ion positif dan ion negatif terbentuk dan saling tarik melalui gaya elektrostatik yang dinamakan ikatan ionik (ionic bond).

3. Dalam kasus lain, satu atau lebih pasangan elektron digunakan bersama antara atom-atom. Ikatan yang terbentuk oleh penggunaan bersama elektron di antara atom-atom disebut ikatan kovalen (covalent bond).

4. Elektron ditransfer atau digunakan bersama sehingga setiap atom mencapai konfigurasi elektron yang sangat stabil. Biasanya ini disebut konfigurasi gas mulia, yaitu konfigurasi dengan delapan elektron di kulit terluar atau suatu oktet.

1.1 Simbol Lewis dan Struktur Lewis

Simbol Lewis terdiri atas simbol kimia untuk menyatakan inti atom (nucleus) dan elektron teras suatu atom, bersama dengan titik-titik yang ditempatkan di seputar simbol tersebut untuk menyatakan elektron valensi. Simbol Lewis lazimnya ditulis untuk unsur-unsur golongan utama namun sangat jarang untuk unsur-unsur transisi. Simbol Lewis untuk silicon, yang

p memiliki konfigurasi elektron [Ne]3 2 s 2 3 adalah:

Simbol Lewis lazimnya ditulis untuk unsur-unsur golongan utama namun sangat jarang untuk unsur-unsur transisi.

Struktur Lewis adalah kombinasi simbol-simbol Lewis yang menyatakan transfer atau penggunaan bersama elektron dalam suatu ikatan kimia.

Pada dua contoh tersebut, kami menyatakan elektron yang terlibat dalam pembentukan ikatan dengan cara berbeda – (X) dari satu atom dan (∙) dari atom lain. Hal ini membantu menekankan bahwa satu elektron ditransfer dalam pembentukan ikatan ionik dan sepasang elektron digunakan bersama dalam ikatan kovalen. Tentu saja, tidak mungkin untuk membedakan elektron-elektron, dan selanjutnya kita hanya akan menggunakan titik- titik (∙) untuk menyatakan elektron dalam struktur Lewis.

1.2 Struktur Lewis Untuk Senyawa Ionik

Untuk senyawa ionik dari unsur golongan utama, simbol Lewis dari ion logam tidak mempunyai titik jika semua elektron valensinya lepas, dan muatan ionik kation dan anionnya ditunjukkan. Gagasan ini digambarkan seperti contoh sebagai berikut: Contoh :

Tulislah struktur Lewis untuk senyawa berikut : (a) BaO; (b) MgCl 2 ; (c) aluminium oksida. Penyelesaian : (a) Tulislah simbol Lewisnya dan tentukan berapa elektron harus diperoleh

atau dilepaskan oleh setiap atom untuk mencapai konfigurasi elektron gas mulia. Ba melepaskan dua elektron dan O memperoleh dua.

(b) Atom Cl hanya dapat menerima satu elektron karena telah mempunyai tujuh elektron valensi. Satu elektron lagi akan melengkapi oktetnya. Sebaliknya, atom Mg harus melepaskan dua elektron agar mencapai konfigurasi elektron gas mulia neon. Jadi, dua atom Cl diperlukan untuk setiap atom Mg.

(c) Rumus aluminium oksida langsung mengikuti struktur Lewis. Gabungan satu atom Al, yang melepaskan tiga elektron, dan satu atom O, yang memperoleh dua elektron, menyebabkan kelebihan satu elektron yang lepas. Untuk mencocokkan banyaknya elektron yang dilepaskan dan yang diperoleh, unit rumus harus didasarkan pada dua atom Al dan tiga atom O.

Senyawa yang dijelaskan di atas adalah senyawa ionik biner yang terdiri atas kation monatomik dan anion monatomik. Senyawa ionik terner yang lazim ditemui terdiri atas ion monatomik dan ion poliatomik. Pengikatan diantara atom-atom dalam ion poliatomik adalah kovalen.

2. Ikatan Kovalen

Telah diketahui bahwa semakin rendah energi ionisasi suatu unsur, maka akan semakin bersifat logam. Natrium jauh lebih bersifat logam dibandingkan hidrogen. Faktanya, hidrogen dipandang sebagai nonlogam. Atom hidrogen dalam wujud gas tidak memberikan elektron kepada atom nonlogam lainnya. Pengikatan diantara atom hidrogen dan atom klorin melibatkan penggunaan bersama elektron, yang menghasilkan ikatan kovalen. Untuk menekankan penggunaan bersama elektron, coba kita pikirkan struktur Lewis HCl dengan cara berikut ini:

Lingkaran dengan garis terputus menyatakan kulit elektron terluar dari atom-atom yang berikatan. Banyaknya titik pada atau di dalam setiap lingkaran menyatakan banyaknya elektron efektif dalam setiap kulit valensi. Atom H mempunyai dua titik, sebagaimana pada konfigurasi elektron He. Atom Cl mempunyai delapan titik, bersesuaian dengan konfigurasi kulit terluar Ar. Perhatikan bahwa dua elektron antara H dan Cl dihitung dua kali. Kedua elektron ini digunakan bersama oleh atom H dan atom Cl. Pasangan elektron yang digunakan bersama ini membangun ikatan kovalen.

Teori Lewis membantu kita memahami mengapa hidrogen unsur dan klorin unsur berada sebagai molekul diatomik, H 2 dan Cl 2 . Sepasang elektron digunakan bersama diantara kedua atom. Penggunaan bersama satu pasang elektron diantara atom-atom yang terikat menghasilkan ikatan kovalen tunggal. Untuk menekankan pentingnya pasangan elektron dalam teori Lewis, istilah pasangan ikatan digunakan untuk pasangan elektron dalam ikatan kovalen, sementara pasangan bebas digunakan untuk pasangan elektron yang tidak terlibat dalam pengikatan. Dalam menuliskan struktur Lewis biasanya untuk mengganti beberapa pasangan elektron dengan tanda hubung (─), terutama untuk pasangan ikatan. Hal ini ditunjukkan pada struktur Lewis berikut ini.

2.1 Ikatan Kovalen Koordinat

Teori Lewis mengenai pengikatan menjelaskan ikatan kovalen sebagai penggunaan bersama sepasang elektron, tetapi ini tidak selalu berarti bahwa setiap atom menyumbangkan satu elektron kepada ikatan. Suatu ikatan kovalen yang satu atomnya menyumbangkan sekaligus dua elektron kepada pasanagan yang digunakan bersama dinamakan ikatan kovalen koordinat.

3 dan ion H pada gambar struktur di atas adalah ikatan kovalen koordinat. Namun, perlu dicatat bahwa begitu ikatan ini telah terbentuk tidak mungkin lagi mengatakan mana dari keempat ikatan N – H yang merupakan ikatan kovalen koordinat. Jadi, ikatan kovalen koordinat tidak dapat dibedakan dari ikatan kovalen reguler.

+ Ikatan yang terbentuk antara atom N dari NH

2.2 Ikatan Kovalen Ganda

Seringkali lebih dari satu pasang elektron harus digunakan bersama jika suatu atom harus mencapai oktet (konfigurasi elektron gas mulia). CO 2 dan N 2 adalah dua molekul yang atom-atomnya menggunakan bersama lebih dari satu pasang elektron.

Pada aplikasi gagasan tentang struktur Lewis pada CO 2 terlihat bahwa atom C dapat menggunakan bersama satu elektron valensi dengan setiap atom O sehingga membentuk dua ikatan tunggal karbon ke oksigen.

Namun, hal ini membuat atom C dan kedua atom O masih belum oktet. Masalah ini diatasi dengan menggeser elektron tak berpasangan ke dalam kawasan ikatan, yang ditunjukkan dengan tanda panah merah.

3. Ikatan Kovalen Polar dan Peta Potensial Elektrostatik

Ikatan kovalen yang elektronnya tidak digunakan bersama secara setara diantara dua atom disebut ikatan kovalen polar. Pada ikatan seperti ini, elektron bergeser ke arah unsur yang lebih nonlogam. Penggunaan bersama yang tidak setara ini menghasilkan muatan negatif parsial pada unsur yang lebih nonlogam, ditandai dengan δ-, dan muatan positif parsial pada unsur yang lebih logam, yang ditandai dengan δ+. Jadi, dapat dinyatakan ikatan polar pada HCl menggunakan struktur L ewis, dengan muatan parsial δ+ dan δ- menunjukkan bahwa pasangan elektron ikatan terletak lebih dekat pada atom Cl daripada atom H.

Potensial elektrostatik adalah kerja yang dilakukan dalam menggerakkan satu unit muatan positif dengan kecepatan konstan dari satu kawasan molekul ke kawasan lain. Peta potensial elektrostatik diperoleh dengan menelusuri secara hipotetis permukaan densitas elektron dengan muatan titik positif. Muatan titik positif akan tertarik ke kawasan kaya elektron, kawasan dengan muatan negatif berlebih ketika semua muatan dari inti dan elektron telah diperhitungkan dan potensial elektrostatik akan negatif. Suatu peta potensial elektrostatik memberi informasi tentang distribusi muatan elektron dalam molekul.

Gambar 14. Determinasi dari peta potensial elektrostatik untuk amonia.

Peta ini memberikan distribusi muatan elektron di permukaan.

3.1 Elektronegativitas

Ikatan H – Cl adalah polar sebab atom Cl mempunyai afinitas elektron yang lebih besar dibandingkan atom H. Namun, afinitas elektron adalah sifat atom, dan predikasi yang lebih bermakna dalam hal polaritas ikatan adalah didasarkan pada sifat molekul, yaitu yang terkait dengan kemampuan atom untuk melepaskan atau memperoleh elektron ketika atom merupakan bagian dari molekul, bukannya sebagai atom yang terisolasi dari atom lain.

Elektronegativitas, menjelaskan kemampuan atom untuk bersaing memperoleh elektron dengan atom lain yang diikatnya. Dengan demikian, elektronegativitas berkaitan dengan energi ionisasi dan afinitas elektron. Unsur dengan energi ionisasi yang tinggi dan afinitas elektron yang besar dan negatif, seperti fluorin, akan mempunyai elektronegativitas yang besar Elektronegativitas, menjelaskan kemampuan atom untuk bersaing memperoleh elektron dengan atom lain yang diikatnya. Dengan demikian, elektronegativitas berkaitan dengan energi ionisasi dan afinitas elektron. Unsur dengan energi ionisasi yang tinggi dan afinitas elektron yang besar dan negatif, seperti fluorin, akan mempunyai elektronegativitas yang besar

Nilai elektronegativitas memungkinkan kita mendalami besarnya sifat polar dalam ikatan kovalen berdasarkan selisih elektronegativitas, ΔEN – nilai mutlak dari selisih nilai-nilai EN dari atom-atom yang berikatan. Jika ΔEN kedua atom sangat kecil, ikatan diantaranya pada dasarnya kovalen. Jika ΔEN besar, ikatan tersebut pada dasarnya ionik. Untuk nilai ΔEN pertengahan, ikatan dikatakan sebagai kovalen polar.

4. Menuliskan Struktur Lewis

4.1 Persyaratan Dasar

Beberapa fitur penting dari struktur Lewis, yaitu :  Semua elektron valensi dari atom pada struktur Lewis harus muncul

dalam struktur.  Biasanya, semua elektron dalam struktur Lewis berpasangan.  Biasanya, setiap atom mencapai oktet elektron pada kulit terluarnya.

Namun, hidrogen dibatasi pada dua elektron pada kulit terluarnya.  Adakalanya, ikatan kovalen ganda diperlukan. Ikatan kovalen ganda

terbentuk paling mudah oleh atom C, N, O, P dan S.

4.2 Struktur Kerangka

Dalam struktur kerangka dengan lebih dari dua atom, biasanya dibedakan antara atom pusat dan atom terminal. Atom pusat terikat pada dua atai lebih atom, dan atom terminal terikat hanya pada satu atom lainnya.

Contohnya, etanol, CH 3 CH 2 OH. Pada struktur ini, atom pusat baik atom C maupun atom O dicetak dengan warna merah. Atom terminal semua enam atom H dicetak dengan warna biru.

Ada beberapa fakta tambahan mengenai atom pusat, atom terminal, dan struktur kerangka, yaitu:

 Atom hidrogen selalu merupakan atom terminal.  Atom pusat umumnya adalah atom dengan elektronegatvitas terendah.  Atom karbon selalu merupakan atom pusat.  Kecuali untuk sejumlah besar molekul organik seperti rantai, molekul

dan ion poliatomik umumnya mempunyai struktur kompak dan simetris.

4.3 Strategi Untuk Menuliskan Struktur Lewis

Langkah-langkah yang harus dilakukan agar tercapai struktur Lewis yang masuk akal dapat digambarkan dalam skema sebagai berikut :

Hitunglah total banyaknya elektron dalam struktur

Gambarlah struktur kerangka

Letakkan dua elektron di setiap ikatan pada struktur

kerangka

Indentifikasilah atom terminal

Lengkapi oktet atom-atom terminal (atom H

memerlukan duet)

Kurangkan banyaknya elektron yang digunakan

sampai tahap ini dari total banyaknya elektron

valensi. Apakah ada elektron tersisa?

Letakkan elektron yang

Apakah semua atom

memiliki oktet?

tersisa pada atom pusat

Letakkan elektron yang

Letakkan elektron yang

tersisa pada atom pusat

tersisa pada atom pusat

4.4 Muatan Formal

Muatan formal adalah muatan yang tampak pada atom-atom tertentu pada struktur Lewis yang muncul bila atom-atom tidak menyumbangkan banyaknya elektron secara setara kepada ikatan kovalen yang menghubungkannya. Muatan formal pada suatu atom dalam struktur Lewis adalah banyaknya elektron valensi dalam atom bebas minus banyaknya elektron yang ditempatkan ke atom itu pada struktur Lewis, dengan elektron-elektron ditempatkan dengan cara berikut:

 Hitunglah elektron pasangan bebas seperti semuanya kepunyaan atom yang mengembannya.

 Bagilah elektron pasangan ikatan secara setara diantara atom-atom yang berikatan. Muatan formal pada struktur Lewis dapat ditunjukkan dengan angka kecil yang dilingkari.

Berikut ini adalah aturan umum yang dapat membantu menentukan struktur Lewis yang masuk akal berdasarkan muatan formalnya.

 Jumlah muatannya formal pada struktur Lewis harus sama dengan nol untuk molekul netral dan harus sama dengan besarnya muatan untuk ion

poliatomik.

 Bila muatan formal diperlukan, angkanya harus sekecil-kecilnya.  Muatan formal negatif biasanya muncul pada atom yang paling

elektronegatif; muatan formal positif pada atom yang paling kurang elektronegatif.

 Struktur yang mempunyai muatan formal dengan tanda yang sama pada atom-atom bersebelahan cenderung tidak terjadi.

5. Resonansi

Situasi ketika dua atau lebih struktur Lewis yang masuk akal dapat dituliskan tetapi struktur yang benar tidak dapat dituliskan sama sekali disebut resonansi. Struktur sejatinya adalah hibrid resonansi dari struktur-struktur penyumbang yang masuk akal. Struktur penyumbang yang dapat diterima pada hibrid resonansi semuanya harus mempunyai struktur kerangka yang sama; atom- atom hanya dapat berbeda dalam cara pendistribusian elektron di dalam struktur.

Dalam banyak kasus, ada beberapa struktur resonansi penyumbang yang tidak berkontribusi secara setara. Contohnya anion azida, N 3 - dengan tiga struktur resonansi berikut.

Kita dapat memutuskan struktur resonansi mana yang kemungkinan besar berkontribusi paling banyak kepada hibrid dengan mengaplikasikan aturan umum untuk muatan formal.

6. Kekecualian Pada Aturan Orbit

6.1 Spesies Dengan Elektron Ganjil

Teori Lewis hanya menangani pasangan elektron dan tidak menjelaskan tempat meletakkan elektron tak berpasangan; elektron ini dapat berada pada atom N atau O. Namun, untuk mendapatkan suatu struktur yang bebas dari muatan formal, kita akan meletakkan elektron tak berpasangan pada atom N.

Kehadiran elektron tak berpasangan mengakibatkan spesies berelektron ganjil bersifat paramagnetik. NO adalah paramagnetik. Molekul dengan jumlah elektron genap diharapkan semua elektronnya berpasangan dan bersifat diamagnetik.

6.2 Oktet Tak Lengkap

Struktur Lewis untuk boron trifluoride mengarah ke struktur yang atom B nya hanya memiliki enam elektron dalam kulit valensinya (oktet tak lengkap). Suatu pengamatan yang mendukung struktur boron trifluoride

adalah bahwa panjang ikatan B – F pada BF 3 lebih pendek dibandingkan untuk ikatan tunggal. Ikatan yang lebih pendek menyiratkan bahwa terdapat lebih dari dua elektron, artinya, ada sifat ikatan ganda dalam ikatannya. Elektronegativitas fluorin yang tinggi dan elektronegativitas boron yang jauh lebih rendah menyiratkan sifat ionik yang cukup besar pada ikatan boron ke fluorin. Ini menyiratkan kemungkinan struktur ionik seperti berikut.

Spesies dengan oktet tak lengkap terbatas pada beberapa senyawa berilium, boron, dan aluminium.

6.3 Kulit Valensi Terkembang

Telah diketahui bahwa dalam menuliskan struktur Lewis semua atomnya kecuali H memiliki oktet lengkap, artinya setiap atomnya mempunyai delapan elektron valensi. Ada beberapa struktur Lewis yang melanggar aturan ini karena memiliki 10 atau bahkan 12 elektron valensi di seputar atom pusat, menghasilkan apa yang disebut kulit valensi

terkembang. Contohnya, fosforus membentuk dua klorida, PCl 3 dan PCl 5 . Dapat dituliskan struktur Lewis untuk PCl 3 dengan aturan oktet. Pada PCl 5 ,

dengan lima atom Cl terikat langsung ke atom P pusat, kulit terluar dari atom P tampaknya harus memiliki sepuluh elektron. Dapat dikatakan bahwa

kulit valensi telah berkembang menjadi 10 elektron. Pada molekul SF 6 , kulit valensi tampak mengembang menjadi 12.

7. Bentuk Molekul

Bentuk molekul adalah gambaran geometrik yang diperoleh bila menghubungkan inti-inti atom yang terikat dengan garis lurus. Untuk mendapatkan penjelasan lengkap mengenai bentuk molekul, perlu diketahui dua kuantitas, yaitu:

 Panjang ikatan, jarak antara inti-inti atom yang berikatan.  Sudut ikatan, sudut antara garis-garis bersebelahan yang mewakili ikatan.

Gambar 15. Bentuk geometrik molekul. Untuk menggambarkan geometri bentuk molekul H 2 0 dibutuhkan besar panjang ikatan dan sudut ikatan.

Molekul diatomik hanya mempunyai satu ikatan dan tidak ada sudut ikatan. Berhubung bentuk geometrik yang dibentuk oleh dua titik adalah garis lurus, maka semua molekul diatomik adalah linear. Molekul triatomik mempunyai dua ikatan dan satu sudut ikatan.

7.1 Teori Tolakan Pasangan – Elektron Kulit – Valensi (VSEPR)

Dalam teori VSEPR, berfokus pada pasangan elektron dalam kulit elektron valensi atom pusat dalam suatu struktur. Akibatnya, akan dihasilkan bentuk geometris tertentu untuk molekul.

Pasangan elektron akan saling menolak, baik ketika elektron-elektron tersebut berada dalam ikatan kimia (ikatan pasangan) ataupun tidak digunakan bersama (pasangan bebas). Pasangan elektron mengambil orientasi di seputar atom untuk meminimumkan tolakan.

Aspek lain dari teori VSEPR adalah fokus tidak saja pada pasangan elektron, tetapi juga pada gugus elektron. Satu gugus elektron dapat berup pasangan, baik pasangan bebas maupun pasangan ikatan, atau dapat pula sebagai elektron tunggal yang tidak berpasangan pada atom dengan oktet tak lengkap, seperti pada NO. Sebuah gugus dapat juga berupa ikatan rangkap dua atau tiga diantara dua atom. Jadi, di dalam molekul

atom C pusat hanya mempunyai dua gugus elektron dalam kulit valensinya. Setiap ikatan rangkap dua dengan dua pasang elektron diperlakukan sebagai satu gugus elektron.

Dalam molekul H 2 O, dua dari keempat gugus elektron adalah pasangan ikatan dan dua lainnya adalah pasangan bebas. Bentuk molekul diperoleh dengan menghubungkan kedua inti H ke inti O dengan garis lurus.

Untuk H 2 O, geometri gugus elektronnya adalah tetrahedral dan geometri molekulnya berbentuk V atau bengkok.

7.2 Beberapa Kemungkinan Untuk Distribusi Gugus Elektron

Geometri molekul sama seperti geometri gugus elektron hanya bila semua gugus elektron merupakan pasangan ikatan. Jika satu atau lebih gugus elektron adalah pasangan bebas, geometri molekulnya berbeda dari geometri gugus elektron, meskipun diturunkan dari geometri tersebut. Terdapat dua gagasan mengenai geometri gugus elektron dan geometri molekul, yaitu :

1. Semakin dekat dua gugus elektron dipaksakan, semakin kuat tolakan diantaranya.

2. Elektron pasangan bebas menyebar lebih luas dibandingkan elektron pasangan ikatan. Akibatnya tolakan satu pasangan bebas dengan pasangan bebas lainnya lebih besar dibandingkan antara dua pasangan ikatan.

Strategi empat langkah berikut dapat digunakan untuk memprediksi bentuk molekul, yaitu :

1. Menggambar struktur Lewis yang masuk akal untuk spesies (molekul atau ion poliatomik).

2. Menentukan banyaknya gugus elektron di seputar atom pusat, dan mengidentifikasi sebagai gugus elektron pasangan ikatan atau elektron pasangan bebas.

3. Menetapkan geometri gugus elektron di seputar atom pusat linear, planar-trigonal, tetrahedral, bipiramida-trigonal, atau oktahedral.

4. Menentukan geometri molekul dari posisi di seputar atom pusat yang ditempati inti atom lain.

7.3 Molekul Dengan Lebih Dari Satu Atom Pusat

Walaupun banyak struktur yang hanya mempunyai satu atom pusat, teori VSEPR dapat juga diaplikasikan pada molekul atau anion poliatomik dengan lebih dari satu atom pusat. Dalam kasus ini, distribusi geometrik atom-atom terminal di seputar setiap atom pusat harus ditentukan dan hasilnya kemudian digabung menjadi satu deskripsi mengenai bentuk molekul. Contoh: Mengaplikasikan teori VSEPR untuk molekul dengan lebih dari satu atom

pusat. Metil isosianat, CH 3 NCO, digunakan dalam manufaktur insektisida, seperti karbaril (Sevin). Dalam molekul CH 3 NCO ini, tiga atom H dan atom O adalah atom terminal dan dua atom C dan satu atom N adalah atom pusat. Buatlah sketsa molekul ini. Penyelesaian: Untuk mengaplikasikan metode VSEPR, dimulai dengan struktur Lewis yang masuk akal. Banyaknya elektron valensi pada struktur ini adalah :

Dari C

Dari N

Dari O

Dari H

(2 x 4)

(1 x 5)

(1 x 6)

(3 x 1) = 22

Dalam menggambarkan struktur kerangka dan menempatkan elektron valensi, pertama-tama kita memperoleh struktur dengan oktet tak lengkap. Dengan menggeser elektron yang terindikasi, maka dapat dicapai oktet pada setiap atom.

Atom C di sebelah kiri mempunyai empat gugus elektron disekitarnya semua berupa psangan ikatan. Bentuk di bagian ujung molekul ini tetrahedral. Atom C di sebelah kanan, dengan membentuk dua ikatan rangkap, diperlukan seolah mempunyai dua gugus elektron disekitarnya. Distribusinya linear. Untuk atom N, tiga gugus elektron terdistribusi dengan cara planar trigonal. Sudut ikatan C – N – C haruslah sekitar 120ᵒ.

7.4 Bentuk Molekul dan Momen Dipol

Pada molekul HCl, atom Cl lebih elektronegatif dibandingkan atom

H. Elektron tergeser ke arah atom Cl. Molekul HCl adalah molekul polar. Pada penggambaran berikut digunakan tanda panah dengan tanda silang di ujungnya yang mengarah ke atom yang menarik elektron lebih kuat.