IKATAN KIMIA DAN GEOMETRI MOLEKUL

www.pelatihan-osn.com

Lembaga Pelatihan Olimpiade Sains

IKATAN KIMIA DAN GEOMETRI MOLEKUL

Sebagian besar unsur di alam tidak pernah dijumpai dalam atom bebas (kecuali gas mulia), namun dalam bentuk berikatan dengan atom yang sejenis maupun atom-atom yang lain. Tujuan utama pembentukan ikatan adalah untuk meningkatkan kestabilan atom tersebut dalam

molekul atau

senyawa. Kestabilan tersebut tercapai umumnya jika konfigurasi elektronnya menyerupai gas mulia I.

Jenis Ikatan Kimia a. Ikatan kovalen Ikatan kovalen terbentuk dari penggunaan elektron bersama antara dua atom yang berikatan. Umumnya ikatan kovalen terjadi jika perbedaan keelektronegatifan antar atom yang berikatan tidak terlalu besar (kurang dari 1,2 ), yaitu antara nonlogam dengan nonlogam. Sifat senyawa kovalen : 

Umumnya tia

Berdasarkan asal pasangan elektronnya, ikatan kovalen dapat dibedakan menjadi dua : 

Ikatan kovalen murni Jika pasangan elektron berasal dari kedua atom yang berikatan (masing-masing menyumbang 1 e). Misal Cl2, H2O, da O2



Ikatan kovalen koordinasi/datif Jika pasangan elektron berasal dari salah satu atom saja (salah satu atom menyumbang 2 e, atom yang lain hanya menerima saja). Ikatan koordinasi umumnya terjadi jika salah satu atom atau molekul telah octet dan masih memiliki pasangan elektron bebas sedangkan ada atom atau molekul lain yang belum octet atau duplet dan membutuhkan 2 e lagi. Misal [NH4]+ dan BF3NH3

Contoh : Pembentukan ikatan kovalen antara H dengan O pada H2O. Hidrogen memiliki 1 e valensi sehingga membutuhkan satu elektron lagi agar memiliki konfigurasi elektron seperti He (gas mulia) Oksigen memiliki 6 elektron valensi ([Ne]3s2 3p4) sehingga apabila membutuhkan dua elektron lagi maka jumlah elektron valensinya menjadi 8 yaitu sama dengan Ar (gas mulia).

By : Khabib Khumaini


Lembaga Pelatihan Olimpiade Sains 

2 H

+ O 

H butuh 1 e



 H OH 

O butuh 2 e

H memiliki 2e (duplet) dan O udah oktet (8e)

Ikatan kovalen umumnya dinyatakan dalam bentuk notasi lewis yaitu menggunakan notasi dot-cross (titik-silang) untuk menyatakan elektron dan ikatan. 

dinyatakan H OH

HOH



Notasi lewis juga dapat dinyatakan dengan lebih sederhana menggunakan garis yang melambangkan satu pasangan elektron

Pembentukan ikatan kovalen antara C dengan O pada CO2. Karbon memiliki 4 e valensi sehingga membutuhkan empat elektron ([He]2s2 2p2) lagi agar memiliki konfigurasi elektron seperti Ne (gas mulia) Oksigen memiliki 6 elektron valensi ([Ne]3s2 3p4) sehingga apabila membutuhkan dua elektron lagi maka jumlah elektron valensinya menjadi 8 yaitu sama dengan Ar (gas mulia). 

+ 2 O xx

:C:



C butuh 4 e









 O xx : C: xx O atau O=C=O

O butuh 2 e

C dan O sudah oktet (8e)

Pembentukan ikatan kovalen antara N dengan H pada NH4+. Hidrogen memiliki 1 e valensi sehingga membutuhkan satu elektron lagi agar memiliki konfigurasi elektron seperti He (gas mulia) Nitrogen memiliki 5 elektron valensi ([Ne]3s2 3p3) sehingga apabila membutuhkan tiga elektron lagi maka jumlah elektron valensinya menjadi 8 yaitu sama dengan Ar (gas mulia). Pada NH4+ terdapat muatan positif yang dapat diselesaikan dalam 2 cara : 

Muatan positif diletakkan pada atom pusat (nitrogen) Karena nitrogen bermuatan +1 maka jumlah elektron valensi nitrogen tinggal 4 elektron. Oleh karena itu, nitrogen membutuhkan 4 e agar memiliki konfigurasi octet.



   N    


+

N + butuh 4 e 

4 H

+



masing-masing H butuh 1 e

H     H N H      H  

+

N sudah oktet (8e) dan H duplet

Muatan positif diletakkan pada salah satu atom hidrogen Salah satu hidrogen bermutan +1 sehingga hidrogen tersebut tidak memiliki elektron valensi lagi dan membutuhkan 2 e agar duplet. Tiga hidrogen lainnya membutuhkan 1 e agar duplet H



N:

3 H

+





 

H N: 

H

N + butuh 4 e masing-masing H butuh 1 e N sudah oktet (8e) dan H duplet NH3 membentuk ikatan kovalen koordinasi dengan H+ +

H  

H N:

H+

+





H

sudah oktet

membutuhkan 2 e

+  H  H    |   H N:H  atau H- N  H   |     H  H     N sudah oktet (8e) dan H duplet

Ikatan kovalen dipengaruhi oleh : 

Kesesuaian ukuran masing-masing atom Jika kedua atom yang berikatan memiliki ukuran yang hampir sama maka kekuatan ikatan kovalen akan semakin kuat



Jumlah ikatan (orde ikatan) Ikatan kovalen rangkap tiga lebih kuat dibandingkan ikatan kovalen rangkap dua, dan seterusnya

b. Ikatan Ionik Ikatan ionic terbentuk dari serah terima elektron sehingga terjadi interaksi elektrostatik antara ion bermuatan positif (disebut kation) dan ion bermuatan negatif (disebut anion) Ikatan ionic umumnya terbentuk oleh unsure yang sangat elektropositif (logam) dengan unsure yang elektronegatif (non logam) Contoh : Pembentukan ikatan ionic antara Na dengan Cl




Natrium memiliki 1 elektron valensi ([Ne]3s1) sehingga apabila satu elektron tersebut dilepas maka konfigurasi elektronnya akan sama dengan Ne (gas mulia). Klor memiliki 7 elektron valensi ([Ne]3s2 3p5) sehingga apabila menerima satu elektron lagi maka jumlah elektron valensinya menjadi 8 yaitu sama dengan Ar (gas mulia).

Na



Na +

Cl + e



Cl-

+ e (Na melepas 1 elektron menjadi Na + ) (Cl menerima 1 elektron menjadi Cl- )

Na + + Cl-  NaCl

(Na + dan Cl- berinteraksi membentuk NaCl)

Pembentukan ikatan ionic antara K dengan O kalium memiliki 1 elektron valensi ([Ar]4s1) sehingga apabila satu elektron tersebut dilepas maka konfigurasi elektronnya akan sama dengan Ar (gas mulia). Oksigen memiliki 6 elektron valensi ([Ne]3s2 3p4) sehingga apabila menerima dua elektron lagi maka jumlah elektron valensinya menjadi 8 yaitu sama dengan Ar (gas mulia).



2K O + 2e



2K O2-

2K + + O2-  K 2O

+

+ 2e (K melepas 1 elektron menjadi K + ) (O menerima 2 elektron menjadi O2- ) (K + dan O 2- berinteraksi membentuk K 2 O)

Ciri senyawa ionic : 

Memiliki titik lebur dan titik didih yang tinggi



Keras, namun getas (rapuh)



Padatannya bersifat isolator listrik, namun lelehan dan larutannya bersifat konduktor

c. Ikatan Logam Ikatan logam terbentuk dari penggunaan bersama seluruh elektron valensi oleh seluruh atom dalam logam.

Elektron valensi tersebut membentuk awan elektron yang terus

bergerak (terdelokalisasi) menyelubungi ion-ion atom logam sehingga logam memiliki sifat: 

Penghantar listrik dan panas yang baik baik padatan maupun lelehannya



Kuat dan keras serta dapat ditempa



Umumnya memiliki titik lebur dan didih yang tinggi, kecuali raksa




Ikatan logam dipengaruhi oleh : 

Jumlah elektron valensi (semakin banyak elektron valensi maka semakin kuat ikatan logam)

II.



Ukuran atom (semakin kecil jari-jari atom semakin kuat ikatan logam)



Struktur logam (semakin kompak struktur logam maka semakin kuat ikatan logam)

Muatan Formal dan Resonansi Saat menentukan strukur lewis sering terdapat beberapa kemungkinan struktur. Misalnya N2O

NO  N (A)

|N  N  O|

N  N=O

(B)

(C)

Struktur yang benar dapat ditentukan dengan muatan formal (Formal Charge atau FC) .

FC=Jumlah elektron valensi - Jumlah elektron bebas -

Jumlah elektron ikatan 2

Atau

FC=Jumlah elektron valensi - Jumlah elektron bebas - Jumlah ikatan Contoh : Struktur A

B

C

1

Atom N kiri O N kanan N kiri N tengah O N kiri N tengah O

Valensi 5 6 5 5 5 6 5 5 6

Jumlah elektron ikatan = 2 x jumlah ikatan


Jumlah elektron Bebas 4 0 4 2 0 6 4 0 4

FC 1

Ikatan 4 4 4 6 8 2 4 8 4

-1 +1 -1 0 +1 -1 -1 +1 0



Struktur lewis diterima jika muatan formal masing-masing atom = 0 atau muatan formal yang negative berada di atom yang lebih elektronegatif pada tiap dua atom yang berikatan. 

Struktur A tidak diterima karena muatan formal kedua N = -1 dan O = +1 padahal O lebih elektronegatif dibandingkan N



Struktur B diterima karena muatan formal yang -1 berada di O yang lebih elektronegatif



Struktur C diterima karena N kiri dan N kanan memiliki kelektronegatifan sama (keduanya sama-sama nitrogen) sehingga tidak penting mana di antaranya yang negatif.

Struktur B dan struktur C merupakan struktur yang saling resonansi Struktur resonansi adalah Strukur yang memiliki perbedaan posisi elektron, namun posisi atomnya.

|N  N  O|   III.

N  N=O

Geometri Molekul Struktur lewis hanya menunjukkan bentuk molekul secara dua dimensi. Bentuk molekul sebanarnya (3D) dapat ditentukan dengan teori domain (pengembangan dari VSEPR). Tahapan penentuan bentuk molekul sebagai berikut : 

Gambar struktur lewis molekul atau ion tersebut Contoh : IF3



Tentukan jumlah domain elektron pada atom pusat Satu ikatan tunggal, satu ikatan rangkap dua, satu ikatan rangkap tiga dan satu pasangan elektron bebas masing-masing dihitung satu domain Dalam contoh IF3 di atas ada 5 domain ( 2 pasangan elektron bebas dan 3 ikatan tunggal)



Hubungan jumlah domain terhadap bentuk molekul sebagai berikut

Jumlah domain


Bentuk Geometri Asal

Contoh

Hibridisasi

Gambar



2 3

Linier Segiempat datar

CO2 BCl3

sp sp2

4

Tetrahedral

CH4

sp3

5

Bipiramida segitiga

PCl5

sp3d

6

Oktahedral

SF6

sp3d2

O=O, O=C=O

Berdasarkan tabel di atas bentuk dasar IF3 adalah bipiramida segitiga



Apabila ada pasangan elektron maka elektron bebas diletakkan di daerah lebih luas. Khusus untuk bipiramida segitiga elektron bebas diletakkan di daerah ekuatorial, bukan aksial



Bentuk akhir molekul diberi nama berdasarkan posisi atom-atom (pasangan elektron diabaikan), contoh IF3 memiliki bentuk huruf T




Latihan soal : 1. Tentukan struktur lewis dan muatan formal masing-masing atom dalam senyawa berikut : a. BF3

e. XeF4

b. SO2

f.

c. H2SO4

g. ClF2+

d. NH4Cl

h. HNO3

ClF4-

2. Manakah struktur SO42- berikut yang benar beserta alasannya

Petunjuk : gunakan muatan formal 3. Gambarkan struktur resonansi dari : a. CO32-

b. PO43-

c. O3

Tentukan pola muatan formal masing-masing atom pada tiap struktur resonansinya 4. Gambarkan bentuk geometri masing-masing senyawa atau ion pada soal nomor 1, termasuk nama bentuk geometrinya 5. Jelaskan mengapa : 

titik leleh logam golongan IA semakin kebawah semakin kecil



Titik leleh logam golongan IA lebih rendah dibandingkan IIA


IKATAN KIMIA DAN GEOMETRI MOLEKUL

Recommend Documents