41
TUJUAN PEMBELAJARAN
Kompetensi Dasar: Memahami konsep struktur Lewis dalam pembentukan ikatan kovalen dan bentuk-bentuk resonansinya dalam menggambarkan geometri molekul
INDIKATOR Setelah proses pembelajaran ini selesai diharapkan mahasiswa dapat : 2. Menuliskan konfigurasi elektron dan menentukan elektron valensi. 1. Menuliskan struktur Lewis senyawa kovalen. 2. Menerangkan konsep resonansi. 3. Menjelaskan struktur Lewis yang paling stabil berdasarkan konsep muatan formal. 4. Menggambarkan geometri molekul dan sudut ikatan
Adlim, Kimia Anorganik,
42
Adlim, Kimia Anorganik,
43
IV
STRUKTUR LEWIS DAN IKATAN KOVALEN
4.1 Pendahuluan Dalam ikatan kimia berkembang teori ikatan yaitu teori ikatan valensi atau Valence Bond Theori (VBT), teori orbital molekul atau Molecular Orbital Theory (MOT) dan teori medan kristal atau Crystal Field Theory (CFT). Teori ikatan valensi merupakan yang paling luas digunakan karena lebih mudah diaplikasikan pada berbagai senyawa. Sementara MOT sering direpotkan oleh persamaan-persamaan gelombang dan simbulsimbul simetri orbital. Demikian juga CFT hanya lazim digunakan untuk menjelaskan ikatan dalam senyawa koordinasi. Teori ikatan ini akan diperkenalkan dan pokok bahasan ini dimulai dengan VBT. 4.2 Ikatan Kovalen Senyawa-senyawa organik seperti gas metana dalam LNG (liquid natural gas), ammonia (bahan kimia dalam mesin kulkas dan bahan baku pupuk), polivenil klorida (PVC, bahan baku pipa plastik) merupakan contoh senyawa berikatan kovalen. Ikatan kovalen biasanya dijelaskan dengan teori MOT dan VBT. MOT (Molecular Orbital Theory, atau teori orbital molekul) dapat memberikan informasi yang lebih akurat pada molekul yang kecil dan sederhana namun teori ikatan tersebut semakin sukar digunakan untuk menerangkan ikatan pada molekul yang besar dan kompleks. Pada teori VBT dianggap bahwa elektron yang berperan dalam pembentukan ikatan kimia ialah elektron valensi. Elektron valensi atau elektron pada kulit Adlim, Kimia Anorganik,
44 terluar dari suatu atom dapat dilukiskan sebagai titik atau garis yang mengelilingi simbol atom. Teknis penulisan ini dikenal dengan Struktur Lewis karena G.N. Lewis sebagai pelopor dalam sistem penulisan tersebut. Telah diketahui sejak lama bahwa gas mulia adalah unsur-unsur yang stabil. Kesetabilan unsur ini ditandai dengan tidak ditemukan senyawanya di alam karena sukar bereaksi dengan unsur lain. Saat ini dengan kemajuan teknologi beberapa senyawa gas mulia telah berhasil disintesis. Para ahli kimia telah sependapat bahwa ksetabilan gas mulia berhubungan dengan konfigurasi elektron valensi yang seragam yaitu 2 atau 8 seperti pada Tabel 4.1. Fenomena ini dihubungkan dengan konfigurasi elektron valensi unsur lain yang dikenal tidak setabil. Ternyata unsur yang tidak stabil tersebut tidak menyerupai konfigurasi elektron valensi gas mulia. Dengan demikian disimpulkan bahwa atom cenderung mencapai stabil jika elektron valensinya mencapai dua (doublet) atau delapan (octed) sebagaimana konfigurasi gas mulia. Namun teori ini terdapat banyak pengecualian atau disebut penyimpangan aturan okted. Struktur Lewis Sebelum membahas struktur Lewis, konsep konfigurasi elektron, elektron valensi harus dikuasai. Konsep ini sudah banyak dibahas dalam kuliah kimia dasar mapun ikatan kimia. Elektron valensi golongan alkali, alkali tanah serta blok p, sesuai dengan nomor golonganya. Misalnya fosfor mempunyai 5 elektron valensi maka struktur Lewis fosfor ditulis sebagai berikut :
P Adlim, Kimia Anorganik,
45 Tabel 4.1. Konfigurasi unsur gas mulia Jenis unsur
Konfigurasi elektron 2
Gas mulia
Unsur lain
He : 1s Ne : [He] 2s2 2p6 Ar : [Ne] 3s2 3p6 Kr : [Ar] 3d10 4s2 4p6 Xe : [Kr] 4d10 5s2 5p6 Rn : [ Xe] 4f14 5d10 6s2 6p6 Na : [Ne] 3s1 H : 1s1 Br : [Ne] 3s2 3p6
Elektron Valensi 2 8 8 8 8 8 1 1 7
Sifat Stabil Stabil Stabil Stabil Stabil Stabil Tdk stabil Tdk stabil Tdk stabil
Untuk senyawa poliatomik, garis sering digunakan untuk melukiskan pasangan elektron ikatan dan titik atau silang untuk elektron bebas. Ilustrasi struktur hidrogen florida ditulis sebagai berikut :
H F Dari struktur Lewis ini dapat dilihat bahwa ada satu pasang elektron ikatan dan tiga pasang elektron bebas. Prinsip utama dalam penulisan struktur Lewis ialah kecenderungan atom mencapai elektron valensi 2 (doblet ) atau delapan (oktet) mengikuti struktur gas mulya yang terkenal stabil. Dalam kuliah ikatan kimia telah dijelaskan kestabilan gas mulia berhubungan dengan orbital valensinya yang sudah penuh yaitu 2 atau 8. Hidrogen hanya mempunyai satu elektron dan berusaha agar elektron valensi menjadi dua dengan cara bergabung dengan sesama atom hidrogen atau atom yang lain. Karena itu kita kenal adanya gas H2 yang stabil dan tidak ada gas H3. Demikian juga gas O2 yang sangat stabil dibandingkan dengan ozon (O3). Kebanyakan unsur utama yang mempunyai empat orbital valensi (satu type s dan 3 tipe p) cenderung mencapai oktet (delapan elektron valensi). Sebagai contoh oksigen yang mempunyai 6 elektron valensi cenderung membentuk dua ikatan misalnya dengan dua atom Flour untuk menghasilkan senyawa yang stabil, OF2. Adlim, Kimia Anorganik,
46 Dengan pemakaian elektron bersama maka terbentuk ikatan sehingga elektron velensi masing-masing atom sudah mencapai delapan. Elektron ikatan adalah elektron yang dimiliki bersama oleh kedua atom. Elektron milik bersama; elektron ikatan
F O F
Beberapa pedoman penulis struktur Lewis 1. Senyawa yang mempunyai formula umum MXn maka M (atom yang spesial/atom pusat) biasanya diletakkan di tengah dan memiliki n buah ikatan M-X. Contoh ion nitrat NO3O N O
O
atau
O
N
N
O O
tapi bukan
O
O
O
2. Hidrogen dan halogen umumnya membentuk satu ikatan (H-, Cl-). Unsur golongan 16 (VI A) seringkali membentuk dua ikatan (O =, -O-). Unsur golongan 15 (VA) cenderung membentuk tiga ikatan (N, -N= ). Golongan 14 (IVA) biasanya membentuk empat ikatan (=C=, -C ). 3. Unsur golongan 2 (IIA) dan golongan 13 (IIIA) sering disebut unsur kekurangan elektron (elektron-dificient). Unsur ini dalam struktur Lewis senyawa kovalennya sering kurang dari 8 elektron dan disebut juga penyimpangan hukum okted. Contoh : boron dalam senyawa BF3 F B
F
F Adlim, Kimia Anorganik,
47 B setelah bergabung dengan 3 F maka elektron valensinya hanya 6. 3. Unsur setelah nomor atom 12 seringkali termasuk unsur hipervelent yaitu dapat mengekspansi kulit terluarnya hingga mengandung lebih dari 8 elektron pada senyawa tertentu. Hal ini dapat terjadi karena melibatkan orbital-orbital d yang masih kosong. Cl
Contoh: P dalam PCl5 Cl Cl
P
Cl Cl
4. Senyawa berikatan berikatan rangkap dua dan tiga dapat membentuk ikatan (phi). Ikatan tersebut lebih effektif jika jarak antar inti berdekatan, maka unsur seperti C, N, O, P dan S adalah unsur golongan utama yang dapat membentuk ikatan rangkap. Ketentuan-ketentuan ini bukan merupakan aturan baku dan terdapat beberapa Pengecualian. Namun konsep tersebut dapat membantu mempermudah penulisan struktur Lewis. Latihan : Tuliskan struktur Lewis senyawa berikut ini mulai dari kelompok soal tingkat dasar dan kemudian lanjutkan kelompok soal tingkat tinggi (soal tk. dasar): CO2, H2O, CH4, CHCl3, BeF2, BCl3, PCl3 (soal tk. tinggi): CH3PF4, OSF4, XeO2F2, PF4Cl, PF3Cl2, SF3Cl Jika anda dapat menuliskan struktur soal tingkat tinggi dengan benar berarti anda sudah menguasai topik ini dengan sempurna. Resonansi dan Muatan Formal Beberapa molekul dapat mempunyai lebih dari satu struktur Lewis. Altenatif-alternatif struktur Lewis tersebut disebut struktur resonasi dan molekul tersebut disebut hibrida Adlim, Kimia Anorganik,
48 resonansi (resonace hybrid). Sebagai contoh SO2 dapat ditulis dengan dua alternatif struktur Lewis yaitu :
O S O
O S O
Kedua struktur ekivalen tapi tidak identik. Struktur resonansi ini dapat diterima dan tidak dapat ditentukan struktur mana yang paling stabil. Sehingga struktur Lewis SO2 dapat ditulis sebagai berikut :
S O
O
Contoh lain penulisan struktur resoansi dapat dilihat pada benzena
Tetapi struktur struktur Lewis pada ion tiosianat tidak ekivalen sebagaimana pada struktur resonansi SO2. Ion tiosianat (SCN-) dapat ditulis dengan tiga struktur bentuk Lewis yaitu :
[ S C N ]-
[ S C N ]-
[S C
N ]-
Coba perhatikan semua atom pada setiap struktur memiliki elektron valensi okted. Jadi struktur mana yang paling stabil ? Kita dapat menjawab dengan cara menganalisis dengan konsep muatan formal (Formal Charge, FC). Muatan Formal (Formal Charge, FC) Muatan formal dapat didefinisihkan sebagai muatan yang diberikan kepada atom dalam suatu molekul atau ion Adlim, Kimia Anorganik,
49 dengan asumsi bahwa ikatan-ikatannya merupakan ikatan kovalen murni. Muatan formal suatu atom dapat ditentukan dengan rumus : 1 FC elek Valensi elek bebas elek ika tan 2 FC = Formal Charge (Muatan Formal), = Jumlah Contoh : Tentukan muatan formal masing-masing atom pada struktur Lewis ion tiosianat
[ S C N ](a)
[ S C N ](b)
[ S C N ](c)
FC S = 6-4-(0,5)4= 0 FC S = 6-2-(0,5)6= +1 FC S = 6-6-(0,5)2= -1 FC C = 4-0-(0,5)8= 0 FC C = 4-0-(0,5)8= 0 FC C = 4-0-(0,5)8= 0 FC N = 5-4-(0,5)4=-1 FC N = 5-6-(0,5)2= -2 FC N = 5-2-(0,5)6= 0
Jumlah total muatan formal atom-atom sama dengan muatan dari molekul/ionnya. Jadi total muatan formal masing-masing struktur adalah -1 dan ini sama dengan muatan ion tiosianat. Kriteria Kestabilan Struktur Lewis Menurut Konsep Muatan Formal 1. Yang paling sedikit jumlah atom-atom yang bermuatan (non zero formal charge) 2. Tidak terdapat atom yang bermuatan berdekatan 3. Muatan negatif terdapat pada atom yang mempunyai elektronegatifitas tinggi dan muatan positif terdapat pada atom berelektronegatifan rendah. Urutan nilai elektrogetifitas beberapa atom yang sering membentuk ikatan kovalen : B < P < S < C < N < O < Cl < F Urutan kriteria ini penting diperhatikan. Seandainya kriteria pertama sudah terpenuhi maka kriteria berikutnya dapat diabaikan. Kembali ke ion tiosianat di atas, maka kriteria pertama tidak dapat menjawab persoalan karena ketiga struktur memiliki atom Adlim, Kimia Anorganik,
50 yang bermuatan. Menurut kriteria kedua struktur yang stabil adalah (a) dan (c). Struktur (b) paling tidak stabil karena (b) memiliki dua atom yang bermuatan. Namun diperlukan kriteria ketiga untuk menilai yang paling stabil antara struktur (a) dan (b). Menurut urutan nilai keelektronegatifan, atom N lebih pantas bermuatan negatif dibandingkan S. Maka struktur yang paling stabil adalah (a). Muatan formal juga dapat digunakan untuk menilai struktur Lewis yang memiliki elektron valensi ganjil (radikal). Contoh nitrit oksida dapat ditulis dengan dua kemungkinan struktur Lewis yaitu
N
O
N
(a)
O
(b)
Kalau diperhatikan struktur ini sama-sama memiliki satu atom yang tidak okted. Struktur (a) elektron tidak berpasangan terdapat pada atom N sedangkan struktrur (b) elektron yang tidak berpasangan tersebut ada pada atom O. Muatan formal (a) semuanya nol sedangkan muatan formal (b) adalah +1 dan -1, maka (a) lebih stabil atau struktur yang Lewis yang paling dapat diterima. Muatan formal dapat juga digunakan untuk memperkirakan struktur topologi molekul. Misalnya ion fulminat, CNO- dimana N sebagai atom pusat. Garam Pb(CNO)2 sangat reaktif digunakan sebagai bahan detonator (bahan pemicu ledakan). Ion CNO - bereaksi dahsyat berubah menjadi ion sianat, NCO- yang lebih stabil. Coba perhatikan bahwa ion fulminate, CNO- dimana N sebagai atom pusat sedangkan ion sianat, NCO-, C sebagai atom pusat. Perbedaan kereaktifan kedua ion ini dapat diterangkan dengan konsep muatan formal. Coba bandingkan muatan formal masingmasing ion dan jelaskan struktur mana yang paling stabil sesuai dengan kriteria di atas. -
[ C
N O ]
Adlim, Kimia Anorganik,
51
[ C
N O ]
-
[ N C O ]-
ion fulminat
ion sianat
Asam nitrit, HNO2 dapat memiliki beberapa topologi molekul yaitu
O H O N O
H N
H N O O
O (a)
(b)
(c)
Menurut kretaria muatan formal struktur (b) yang paling stabil dan ternyata juga sesuai hasil eksperimen, topologi yang benar adalah struktur (b).
Soal-Soal latihan 1. Tuliskan konfigurasi elektron O, P, Ne, Ar, Xe dan menentukan elektron valensinya. 2. Tuliskan struktur Lewis senyawa kovalen NHF2, HCN dan SiBr4 3. Terangkan konsep resonansi dalam struktur benzena 4. Tuliskan struktur Lewis yang paling stabil berdasarkan konsep muatan formal untuk OCS, CNO- dan NCO-
Adlim, Kimia Anorganik,
52
Adlim, Kimia Anorganik,
53
TUJUAN PEMBELAJARAN
Kompetensi Dasar: Memahami kronologis penyusunan ikatan kovalen, kharakteristik ikatan serta konsekuensinya terhadap kharakteristik fisik dan sifat kimia senyawa.
INDIKATOR Setelah proses pembejaran ini selesai diharapkan mahasiswa dapat : 1. Menjelaskan konsep hibridisasi. 2. Menjelaskan pengaruh hibridisasi terhadap panjang ikatan 3. Menerangkan teori VSEPR. 4. Menerangkan hubungan, hibridisasi dengan struktur molekul serta sudut ikatan berdasarkan konsep VSEPR. 5. Memperkirakan kepolaran ikatan berdasarkan data kelektronegatifan dan geometri molekulnya. 6. Menjelaskan jenis-jenis gaya antar molekul 7. Menjelaskan akibat gaya antar molekul terhadap titik didih senyawa
Adlim, Kimia Anorganik,
54
Adlim, Kimia Anorganik,
55
V
HIBRIDISASI, BENTUK DAN KEPOLARAN MOLEKUL
5.1 Hibridisasi Atom mempunyai orbital-orbital yang memiliki tingkat energi yang berbeda-beda. Misalnya orbital s mempunyai tingkat energi yang rendah dibandingkan orbital p dan orbital d. Dalam proses terbentuknya molekul atau ikatan kimia maka sebahagian orbital atom pusat bercampur menghasilkan suatu kumpulan orbital yang memiliki energi yang sama atau disebut orbital terdegenerasi. Orbital yang baru ini disebut orbital hibrida, dan akan overlap dengan orbital ligand. Proses pencampuran orbital dikenal dengan istilah hibridisasi. Ilustrasi hibridisasi orbital 1 orbital s dan 1 orbital p pada sumbu-z untuk menghasilkan orbital hibrida sp dapat dilihat pada Gambar 2.1 berikut ini:
Gambar 5.1. Ilustrasi terjadinya orbital hibrida sp Adlim, Kimia Anorganik,
56 Tabel 5.1 Beberapa orbital hibrida yang terbentuk-orbital atom pusat Hibridisasi Menghasilkan Jumlah Jumlah Jumlah orbital hibrida orbital s orbital p orbital d 1 1 0 sp 1 2 0 sp2 1 3 0 sp3 1 3 1 dsp3 1 3 2 d2sp3 Karakter orbital s ialah lebih padat dan cenderung membentuk ikatan yang pendek dibandingkan orbital p, d dan f. Dengan demikian orbital hibrida yang memiliki karakter s yang tinggi cenderung lebih menghasilkan ikatan yang lebih pendek. Contoh : orbital sp2 ; memiliki 1 orbital s dan 2 orbital p maka kharakter s adalah 1/3 dari total orbital (3 orbital) atau 33% (Tabel 2.2 & 2.3). Energi ikatan meningkat mengikuti urutan orbital hibrida ; sp < sp2 < sp3 < dsp3 < d2sp3 Ikatan antara atom karbon dan hidrogen, C-H menjadi semakin panjang bilamana hibridisasi karbon beruba dari sp menjadi sp2 dan sp3 dimana karakter orbital semakin berkurang. Tabel 5.2 Kharakter s pada orbital hibrida, jenis ikatan dan panjang ikatan -C-H Senyawa Hibridisasi %s dC-H, pm Sp 50 105.7 HCCH 2 H2C=CH2 sp 33 107.9 H3C-CH3 sp3 25 109.4 Peningkatan panjang ikatan juga terjadi ikatan antara karbonkarbon, C-C jika karakter s berkurang
Adlim, Kimia Anorganik,
57 Tabel 5.3 Kharakter s pada orbital hibrida, jenis ikatan dan panjang ikatan -C-CSenyawa Hibridisasi %s dC-H, pm Sp 50 137 HCC-CCH 2 H2C=CH-CH=CH2 sp 33 146 H3C-CH2-CH2-CH3 sp3 25 154 5.2 Bentuk Molekul Karbon tetraklorida, ammonia dan air semuanya mempunyai hidridisasi sp3 dan terbentuk dari unsur-unsur yang berbeda elektronegatifitasnya. Kenyataannya molekul-molekul tersebut berbeda kepolarannya dan memiliki memiliki sudut ikatan yang berbeda pula. Salah satu cara memprediksi bentuk molekul dan kepolarannya ialah dengan konsep Valence Shell Elektron Repulsion (VSEPR) atau Konsep tolakan elektron valensi. Pada dasarnya teori ini menjelaskan bahwa bentuk atau geometri molekul tergantung pada tolakan-tolakan elektronelektron valensinya. Kekuatan tolakan elektron valensi dalam sebuah molekul dapat diurutkan sebagai berikut : Pasangan elektron bebas versus pasangan elektron bebas > pasangan elektron bebas versus pasangan elektron ikatan > pasangan elektron ikatan versus pasangan elektron ikatan. Versus berarti lawan
Contoh :
pasangan elektron bebas
H NH H pasangan elektron ikatan
atom pusat Beberapa senyawa ABn memiliki tolakan elektron elektron yang berimbang sehingga sudut-sudut ikatannya seragam. Geometri seperti ini dikenal dengan bentuk standard atau ideal untuk struktur molekul linier, segi tiga planar, Adlim, Kimia Anorganik,
58 tetrahedral, primidal, trigonal bipiramidal dan oktahedral. Adanya tolakan elektron pasangan elektron bebas menyebabkan bentuk standard berubah atau terdistorsi sehingga sudut ikatan juga berubah dibandingkan dengan struktur standardnya. Contoh-contoh geometri molekul yang memiliki tolakan pasangan elektron berimbang sebagai berikut: 1. Atom pusat yang mempunyai dua elektron valensi (misalnya AB2) Berillium hidrida (BeH2) Elektron valensi Be adalah 2 dan H adalah 1, maka struktur Lewis BeH2 adalah H-Be-H, hibridisasi atom pusat Be adalah sp dengan demikian elektron ikatan H-Be dan Be-H saling tolak menolak dan tolakan tersebut beimbang sehingga sudut ikatannya 180oC. Geometri molekul ini adalah linier. 2. Atom pusat yang mempunyai tiga elektron valensi, (misalnya AB3, B disini bukan Boron tapi huruf B) contohnya : Boron tetraiodida (BI3). Elektron valensi B adalah 3 dan I adalah 7, hibridisasi atom pusat B ialah sp2 maka struktur Lewis BI3 adalah
I
I B
I 120o
B
I I
I
Juga dalam struktur ini tolakan pasangan-pasangan elektron berimbang sehingga sudut ikatan sama yaitu 360/3 = 120o. Geometri molekulnya adalah segitiga planar. Planar artinya berada pada suatu bidang datar. 3. Atom pusat yang mempunyai empat elektron valensi (misalnya AB4) contohnya : Metana (CH4). Adlim, Kimia Anorganik,
59 Elektron valensi C adalah 4 dan H adalah 1, hibridisasi atom pusat C iaitu sp3 maka struktur Lewis CH4 adalah H
H H C H H
C H
H
109.5o H
Karena tolakan elektron ikatan berimbang maka sudut ikatannya seragam iaitu 109,5oC. 4. Atom pusat yang mempunyai lima elektron valensi (misalnya AB5) contohnya : Pospor pentaflorida (PF5). Elektron valensi P adalah 5 dan F adalah 7, hibridisasi dsp3 maka struktur Lewis PF5 adalah F
F F
F P
F
90o
F
F P
F
120o
F F
Sama seperti beberapa contoh di atas bahwa tolakan elektronelektron berimbang menyebabkan sudut ikatan pada bidang datar adalah 120oC iaitu identik dengan sudut trigonal planar. Sedangkan pada bidang horizontal sudut ikatannya 90 o dan geometri ini disebut trigonal bipiramidal. 5. Atom pusat yang mempunyai enam elektron valensi (misalnya AB6) contohnya : Sulfur heksaflorida (SF5). Elektron valensi S adalah 6 dan F adalah 7, hibridisasi atom pusat S adalah d2sp3 . Struktur molekul ini merupakan geometri oktahedral dengan sudut ikatan yang seragam iaitu 90o baik vertikal maupun Adlim, Kimia Anorganik,
60 horizontal. Hal ini disebabkan terjadinya tolakan yang berimbang dari semua pasangan elektron. maka struktur Lewis SF6 adalah F F
F S
F
F F
Tolakan yang tidak berimbang menyebab menyebabkan perubahan dari bentuk ideal misalnya pada molekul SF4. Pada molekul NH3 terdapat satu pasang elektron bebas di atom pusat N. Elektron ini menolak elektron ikatan yang lain (ingat tolakan elektron bebas versus elektron ikatan > elektron ikatan versus elektron ikatan) akibatnya sudut ikatan berkurang dari 109,5o (untuk geometri tetrahedral yang ideal dengan hibridisasi yang sama iaitu sp3) berkurang menjadi 107,3o. tolakan ps e bebas vs ps e ikatan
N H
H H o 107.3
Agar jumlah ligan dan elektron bebas pada atom pusat dapat digunakan sebagai acuan untuk menentukan hibridisasi, dan struktur Lewis dan geometri molekul serta sudut ikatannya maka hubungan-hubungannya dapat dijelaskan dalam Tabel 5.4. Sejumlah contoh bentuk-bentuk ideal geometri molekul yang tidak mempunyai elektron bebas di atom pusat telah dijelaskan di atas dan gambar model molekul tiga dimensi tertera pada Gambar 5.2. Sedangkan geometri molekul yang menggandung pasangan elektron bebas di atom pusat, struktur molekulnya dipengaruhi oleh jumlah pasangan elektron bebas. Adlim, Kimia Anorganik,
61 Penempatan elektron bebas dalam struktur molekul diatur sedemikian hingga tolakan ke semua bidang berimbang. Pada Gambar 5.3 berikut ini digambarkan posisi pasangan elektron bebas yang semestinya dalam menggambarkan geometri suatu molekul. Bulatan yang ada di tengah merupakan posisi atom pusat sedangkan bulatan yang berbentuk balon terpilin merupakan pasangan elektron bebas di atom pusat. Pada geometri linier, segitiga planar (datar) dan tetrahedral, penggambaran posisi elektron bebas dapat pada sembarang sumbu (yang seharusnya ditempati oleh atom) karena semua posisi tersebut akan menghasilkan tolakan yang berimbang. Lain halnya dengan geometri segitiga bipiramidal dan oktahedral, posisi elektron harus berada pada sumbu tertentu untuk menghasilkan tolakan yang berimbang seperti yang diilustrasikan pada Gambar 5.3. Sepasang elektron bebas pada geometri segitiga bipiramidal misalnya harus ditempatkan pada posisi bidang horizontal dan bukan pada sumbu vertikal. Sebab pada posisi horizontal hanya dua atom yang terimbas kuat oleh tolakan elektron bebas sedangkan jika pada posisi vertikal elektron bebas akan menolak 3 atom. Contoh soal 2.1 Tuliskan struktur Lewis, gambarkan geometri molekul dan perkirakan sudut ikatan untuk molekul SF4. Elektron valensi S adalah 6 dan F adalah 7, F S
F F
F
Dari struktur Lewis SF4 (contoh soal 2.1) dapat terlihat bahwa terdapat 4 ligand dan 1 pasang elektron bebas di atom pusat. Maka sistem yang sesuai iaitu AB4E dan memiliki hibridisasi atom pusat dsp3. Geometri molekul sesuai dengan hibridisasinya dapat dilihat pada Tabel 5.4 dan ilustrasi geometri molekulnya digambarkan pada Gambar 5.2 dan 5.3. Adlim, Kimia Anorganik,
62 Tabel 5.4 Prediksi model VSEPR untuk Sistem ABxEy (UNTUK ATOM PUSAT) Geometri Molekul
Jml ps EI
Jml ps EB
Total
Sistem
Hibridisasi
1 2 3
1 0 0
2 2 3
AB2 AB2 AB3
sp sp sp2
2
1
3
AB2E
sp2
4
0
4
AB4
3
1
4
2
2
5
Ideal (tanpa e bebas)
pengaruh tolakan EB
sp3
Linier linier Segitiga planar Segitiga planar Tetrahedral
linier linier Segitiga planar Angular (bersudut) Tetrahedral
AB3E
sp3
Tetrahedral
Piramidal
4
AB2E2
sp3
Tetrahedral
0
5
AB5
dsp3
4
1
5
AB4E
dsp3
3
2
5
AB3E2
dsp3
2
3
5
AB2E3
dsp3
6 5
0 1
6 6
AB6 AB5E
d2sp3 d2sp3
Trigonal bipiramidal Trigonal bipiramidal Trigonal bipiramidal Trigonal bipiramidal Oktahedral Oktahedral
4
2
6
AB4E2
d2sp3
Oktahedral
3 2
3 4
6 6
AB3E3 AB2E4
d2sp3 d2sp3
Oktahedral Oktahedral
Prediksi Sudut ikatan
Contoh
180o 180o 120o
CO, CNBeCl2, CO2 CO32-, BF3
<120o
SnCl2, NO22N(CH3)4+, CH4 P(CH3)3, NH3 H2O, H2S, H2Se PCl5, Fe(CO)5 SF4
109.5o
Angular (bersudut) Trigonal bipiramidal Tetrahedral terdistorsi Bentuk T
<109. 5o <109. 5o 90o, 120o <90o, <120o <90o
BrF3, ClF3
Linier
180o
ICl2-, XeF2
Oktahedral Piramida segiempat Segiempat planar Bentuk T Linier
90o <90o
SF6 BrF5
90o
ICl4-
<90o 180o
? ?
EI = electron ikatan; EB = electron bebas di atom pusat; IR = ikatan rangkap di atom pusat Jika terdapat ikatan rangkap maka dihitung sebagai ikatan tunggal ; contoh : X=M=Y, jumlah ikatan = 2 Pada kolom sistem; A adalah simbol untuk atom pusat, B ; simbol ligand, E adalah simbol pasangan elektron bebas di atom pusat. Indek x, dan y menunjukkan jumlah pasangan elektron ikatan dan jumlah pasangan elektron bebas di atom pusat.
Adlim, Kimia Anorganik,
63 90o
180o segitiga bipiramidal
linier
120o
120o segitiga planar (datar)
90o oktahedral 90o
tetrahedral
109,5o
Gambar 5.2 Geometri molekul (ideal) tanpa pasangan elektron bebas di atom pusat
Adlim, Kimia Anorganik,
64 Sesuai dengan Tabel 5.4 sudut ikatannya < 120o untuk bidang horizontal dan < 90o untuk bidang vertikal. Bentuk geometri molekul adalah tetraderal terdistorsi. Sebenarnya posisi elektron bebas dapat saja di posisi atas atau bawah bidang datar namun posisi tersebut tidak menyebabkan tolakan yang berimbang seperti gambar berikut ini. F
F
S F
F menyebabkan tolakan pasangan elektron yang tidak berimpang, maka bukan geometri molekul yang benar 2-3 Kepolaran Ikatan Suatu senyawa yang atom-atomnya memiliki perbedaan elektronegativitas yang tinggi maka akan ada momen dipole sehingga bersifat polar. Pada senyawa HCl selisih elektronegatifitas (3,16-2,20 = 0,96), Cl mempunyai elektronegatifitas yang lebih tinggi dari pada H sehingga Cl cenderung menarik elektron yang dipakai bersama terhadapnya Cl akhirnya Cl bermuatan negatif. Atom H sudah kekurangan elektron maka H menjadi bermuatan positif. Dengan demikian ada momen dipole dan senyawa ini bersifat polar. “ Makin besar selisih keelektronegatifan antara dua atom, makin besar pula kepolarannya tetapi molekul tersebut tidak memiliki titik pusat simetri, atau distribusi muatannya tidak simetris”. Suatu ikatan kovalen disebut non polar (tidak berkutup) jika pasangan elektron yang dipakai bersama tertarik sama kuat ke semua atom. Contoh : H2 dan Cl2 yang mempunyai selisih ektronegatifitas nol merupakan senyawa non polar. xx
H
x
H
Cl x Cl xx
Adlim, Kimia Anorganik,
x x
65 Dalam molekul CH4 dan CO2 sebenarnya terdapat perbedaan elektronegatifas C dan H serta C-O yang tinggi namun tarikan elektron antar atom berimbang karena struktur memiliki titik pusat simetri dengan kata lain terbagi secara rata pada semua sisi. H x
O
x x
C xx O
Hx
C
xH
x
H
Lain halnya dengan molekul air (H2O) yang simetris tetapi tidak mempunyai titik pusat simetri. Tarikan terhadap elektron menjadi tidak berimbang sehingga O cenderung bersifat elektronegatif dan H cenderung bermuatan positif. Sehingga terdapat momen dipole dan senyawa ini bersifat polar.
O x
H
x
H
Contoh soal : Nilai elektronegatifitas F, Cl, Br dan I masing-masing 4,0; 3,0; 2,8 dan 2,5 tentukan di antara senyawa halogen ini IBr, BrCl, ICl, BrF Mana yang paling polar ? Senyawa ionik yang bersifat polar biasanya tersusun dari unsurunsur yang mempunyai perbedaan keelektronegatifan yang tinggi. Banyak molekul yang tersusun dari unsur yang mempunyai perbedaan keelektronegatifan tinggi namun bersifat non polar seperti yang terlihat dalam Tabel 5.5 berikut ini:
Adlim, Kimia Anorganik,
66 Tabel 5.5 Selisih dan kepolaran senyawa Senyawa Elektrogenatifitas Selisih H = 2,20; HCl 0,96 Cl = 3.16 P = 2,19; PCl5 0,97 Cl = 3.16 Be = 1,97; BeCl2 1,19 Cl = 3.16 C = 2,55; CF4 1,43 F = 3.98
Kepolaran polar Non polar Non polar Non polar
Penyebab ketidakpolaran molekul-molekul tersebab ialah karena tolakan elektron yang berimbang sehingga tidak terdapat kutup yang lebih positif atau lebih negatif melainkan sama atau berimbang sehingga momen dipolenya cenderung nol. Latihan: Lukiskan struktur Lewis dan geometri molekul CO2, N+(CH3)4, CO32-, NO2-, H2CO, COCl2, COF2, PH3, PCl3, H2S, H2O. Soal-Soal Latihan 1. Jelaskan konsep hibridisasi. 2. Jelaskan mengapa ikatan tunggal lebih panjang dibandingkan dengan ikatan rangkap. 3. Terangkan teori VSEPR. 4. Menuliskan struktur molekul COF2 berdasarkan konsep VSEPR. 5. Jelaskan mengapa CCl4 bersifat non polar berdasarkan teori VSEPR 6. Bagaimana kofigurasi elektron : Pb2+, Pb4+, Mn2+, Mn3+, Sb3+, Sc3+, Ti2+. 7. Gambarkan struktur Lewis yang memenuhi aturan okted untuk molekul H2S, C3H8 dan CO, Cl2, SO2, SO2, OF2, SnH4, C2H4, SCl2, Cl-, S2-, ClO-, ClO4-, SO32- & SeO42-, NO3-, NO+, NO2-, CO32-. 8. Gambarkan struktur Lewis : ICl3, AsCl5, ICl2-, ICl4- dan XeF4. Adlim, Kimia Anorganik,
67 9. Mana berikut ini tidak memenuhi aturan okted ditinjau dari muatan formal ClF3, OF2, SF4, SO2, IF7, NO2, BCl3 ?
5.4 Gaya Antar Molekul Gaya van der Waals Senyawa kovalen terdiri dari molekul-molekul dan ikatan antara atom-atom dalam molekul tersebut diikat oleh ikatan kovalen. Ikatan antar molekul-molekul senyawa kovalen diikat oleh gaya yang disebut gaya van der Waals. Johannes Diderik (1837-1923) van der Waas dari belanda menemukan gaya antar molekul yang lemah dan kemudian disebut Gaya Van der Waals. Ada beberapa macam gaya van der Waals tetapi yang terpenting ialah : (a) Gaya antardipol, yaitu tarik menarik antar molekul dalam senyawa kovalen polar, (b) Gaya London, yaitu gaya tarik menarik antarmolekul dalam senyawa kovalen non polar. Ilustrasi gaya antar molekul dapat diluskis sebagai berikut
+
-
+
-
+
+
-
+
-
+
-
-
Pada molekul polar, elektron tertarik ke salah satu atom sehingga distribusi elektron dalam molekul tidak merata maka terjadi dua kutup + dan -. Adlim, Kimia Anorganik,
68 Gaya tarik menarik antar molekul polar ini disebut gaya antardipol. Dalam molekul non polar tidak ada kutup yang permanent tetapi dinamika elektron yang kadang-kadang lebih mengarah ke salah satu atom menyebabkan adanya kutup sesaat. Dengan demikian terjadi gaya tarik menarik antar kutup juga walaupun dalam waktu yang singkat. Gaya inilah yang disebut gaya London yang ditemukan oleh Fritz London (1928). Gaya-gaya ven der Waals, baik gaya antardipol maupun gaya London menentukan nilai titik lebur dan titik didih senyawasenyawa kovalen. Makin besar massa molekul relatif (Mr) suatu senyawa kovalen makin besar gaya van der Waalsnya sehingga titik lebur dan titik didihnya makin tinggi. Ikatan Hidrogen Pada beberapa senyawa golongan IVA (14) seperti CH4, SiH4, GeH4, SnH4 titik didih meningkat dengan meningkatnya berat molekul relatifnya (dari CH4 ke SnH4). Fakta ini sesuai teori di atas bahwa kenaikan massa molekul relatif menyebabkan kenaikan gaya ven der Waals dan akibatnya titik didih meningkat. Tetapi senyawa golongan VA (15), VIA (16) dan VIIA (17) ternyata memiliki titik didih jauh lebih besar dari dari gol IV walaupun berat molekul relatif hampir sama. Kenaikan titik didih tidak lagi sejalan kenaikan berat molekul relatif, gejala ini dikenal dengan istilah anomali seperti yang terlihat pada table berikut ini.
Bahkan senyawa-senyawa NH3, H2O, HF yang memiliki Mr kecil ternyata mempunyai titik didih yang tinggi bahkan titik didih H2O luar biasa tingginya. Kenaikan titik didih disebabkan adanya gaya tarik-menarik molekul yang cukup kuat dan lebih kuat dari gaya van der Waals. Adlim, Kimia Anorganik,
69 Atom-atom F, O dan N memiliki elektrogetifitas tertinggi di antara semua jenis atom. Akibatnya ujung molekul HF beratom F cenderung menarik sisi molekul HF yang beratom H atau disingkat H---F. Demikian juga dengan O---H pada H2O dan N---H pada NH3 seperti ilustrasi pada gambar berikut ini. Ikatan tersebut sangat polar karena selisih nilai elektronegatifasnya cukup besar.
H
F
H
FF
H
F
F
H
F
H
F
H
IKATAN HIDROGEN
Ikatan antarmolekul berupa gaya tarik-menarik oleh atom yang elektronegatifitas sangat besar (F, O atau N) terhadap atom H dari molekul lain disebut ikatan hidrogen. Ikatan hidrogen ada yang bersifat intramolekul (terjadi dalam satu molekulnya sendiri) dan intermolekul (terjadi antar dua molekul atau lebih). Ikatan hidrogen pada orto-nitrofenol merupakan contoh ikatan koven intramolekul. O N
O
O H
Orto-nitofenol
Adlim, Kimia Anorganik,
70 Pertanyaan dan Soal-Soal 1. Jelaskan perbedaan konsep ikatan kovalen dengan kovalen koordinasi. 2. Tarik kesimpulan kaitan struktur elektron gas mulia dengan kesetabilan unsure-unsur tersebut. 3. Mengapa struktur elektron senyawa yang lain cenderung mengikuti elektron valensi gas mulya. 4. Tenuliskan struktur Lewis ion NO3-, SCN-, CHCl3 dan NH3 5. Jelaskan konsep ikatan ionik 6. Urutkan kepolaran ikatan senyawa berikut ini : AX, AY, AZ, AS, AQ, jika diketahui X > Y > Z > S > Q. Bandingkan pula untuk X-A-X, X-A-Y, AX4, AX3Y. 7. Menjelaskan mengapa etanol lebih tinggi titik didihnya dibandingkan dietileter padahal berat molekulnya sama besar. 8. Jelaskan perbedaan ikatan hidrogen dengan gaya van der Waals dan gaya London.
Adlim, Kimia Anorganik,
