Lufita UNJA'17: REVIEW KIMIA DASAR PERTEMUAN KE-12

REVIEW KIMIA DASAR

PERTEMUAN KE-1 2

NAMA : LUFITA

NIM : A1C217021

DOSEN PENGAMPU : Dr. YUSNELTI, M.Si

PRODI PENDIDIKAN MATEMATIKA

JURUSAN MATEMATIKA DAN IPA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

UNIVERSITAS JAMBI

2017

BAB 1

PENDAHULUAN

1.1 Latar Belakang

Molekul terdiri dari sejumlah atom yang bergabung melalui ikatan kovalen, dan atom tersebut berkisar dari jumlah yang sangat sedikit(dari atom tunggal, seperti gas mulia) sampai jumlah yang sangat banyak (seperti pada polimer, protein atau bahkan DNA). Bentuk molekul, yang berarti cara atom tersusun di dalam ruang, mempengaruhi banyak sifat-sifat fisika dan kimia molekul tersebut. Kebanyakan molekul mempunyai bentuk yang didasarkan kepada lima bentuk geometri yang berbeda.

Molekul-molekul di dalam berikatan, mengacu pada beberapa aturan dan bentuk-bentuk ikatan kimia. Apabila molekul ingin berikatan harus sesuai dengan aturan-aturan atau syarat-syarat unsur-unsur tersebut dalam membentuk sebuah molekul. Karena tidak sembarang suatu unsure membentuk molekul.

Ikatan kimia adalah ikatan yang terjadi antar atom atau antar molekul. Ikatan kimia itu sendiri bertujuan agar mencapai kestabilan dalam suatu unsur. Ketika atom berinteraksi untuk membentuk ikatan kimia, hanya bagian terluarnya saja yang bersinggungan dengan atom lain. Oleh karena itu, untuk mempelajari ikatan kimia kita hanya perlu membahas elektron valensi dari atom-atom yang terlibat dalam ikatan kimia tersebut.

1.2 Tujuan

Ø Mengetahui proses pembentukan ikatan kovalen dan struktur molekul

Ø Mengetahui bentuk molekul

Ø Mengetahui teori perputaran berpasangan elektron kulit valensi

Ø Mengetahui kepolaran molekul dan struktur molekul

Ø Mengetahui orbital yang tumpang tindih dan ikatan kovalen

Ø Mengetahui orbital hibrida dan struktur molekul

Ø Mengetahui ikatan rangkap

Ø Mengetahui struktur resonansi

Ø Mengetahui ikatan tunggal di bandingkan ikatan rangkap : struktur

Ø Mengetahui molekul unsur non logam

BAB 2

PEMBAHASAN

2.1 PEMBENTUKAN IKATAN KOVALEN DAN STRUKTUR MOLEKUL

Ikatan kovalen dapat terjadi karena adanya penggunaan elektron secara bersama. Apabila ikatan kovalen terjadi maka kedua atom yang berikatan tertarik pada pasangan elektron yang sama. Molekul hidrogen H2 merupakan contoh pembentukan ikatan kovalen.
Masing-masing atom hidrogen mempunyai 1 elektron dan untuk mencapai konfigurasi oktet yang stabil seperti unsur golongan gas mulia maka masing-masing atom hidrogen memerlukan tambahan 1 elektron. Tambahan 1 elektron untuk masing-masing atom hidrogen tidak mungkin didapat dengan proses serah terima elektron karena keelekronegatifan yang sama. Sehingga konfigurasi oktet yang stabil dpat dicapai dengan pemakaian elektron secara bersama. Proses pemakaian elektron secara bersama terjadi dengan penyumbangan masing-masing 1 elektron ari atom hidrogen untuk menjadi pasangan elektron milik bersama. Pasangan elektron bersama ditarik oleh kedua inti atom hidrogen yang berikatan.

2.1.1 Pembentukan Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen biasanya terjadi antar unsur nonlogam yakni antar unsur yang mempunyai keelektronegatifan relatif besar. Ikata kovalen juga terbentuk karena proses serah terima elektron tidak mungkin terjadi. Hidrogen klorida merupakan contoh lazim pembentukan ikatan kovalen dari atom hidrogen dan atom klorin. Hidrogen dan klorin merupakan unsur nonlogam dengan harga keelektronegatifan masing-masing 2,1 dan 3,0. Konfigurasi elektron atom hidrogen dan atom klorin adalah
H : 1
Cl : 2 8 7
Berdasarkan aturan oktet yang telah diketahui maka atom hidrogen kekurangan 1 elektron dan atom klorin memerlukan 1 elektron untuk membentuk konfigurasi stabil golongan gas mulia. Apabila dilihat dari segi keelektronegatifan, klorin mempunyai harga keelektronegatifan yang lebih besar dari hidrogen tetapi hal ini tidak serta merta membuat klorin mampu menarik elektron hidrogen karena hidrogen juga mempunyai harga keelektronegatifan yang tidak kecil. Konfigurasi stabil dapat tercapai dengan pemakaian elektron bersama. Atom hidrogen dan atom klorin masing-masing menyumbangkan satu elektron untuk membentuk pasangan elektron milik bersama.

Proses Pembentukan Ikatan Kovalen

Untuk menggambarkan proses pembentukan ikatan kovalen diperlukan struktur lewis. Berikut ini adalah contoh proses pembentukan ikatan kovalen dari senyawa H2 dan H2O berikut ini.

· Proses Pembentukan Ikatan Kovalen Pada Senyawa H2

Konfigurasi elektron dari 1H = 1

Atom H akan stabil jika mengikat satu elektron membentuk konfigurasi elektronmirip dengan atom He (2). Satu elektron ini dapat diperoleh dengan cara saling memasangkan elektron dari dua atom H, sehingga dengan menggunakan rumus lewis, pembentukan senyawa H2 digambarkan sebagai berikut:

Pada gambar struktur lewis H2 di atas, setiap atom H memiliki dua elektron valensi (seperti He) yang digunakan secara bersama-sama. Dua elektron valensi ini disebut dengan pasangan elektron ikatan (PEI). Karena molekul H2 sudah mencapai kaidah duplet maka molekul ini sudah stabil.

· Proses Pembentukan Ikatan Kovalen Pada Senyawa H2O

Konfigurasi elektron 1H = 1

Konfigurasi elektron 8O = 2, 6

Atom O akan stabil jika mengikat dua elektron membentuk konfigurasi mirip dengan aton Ne (2, 8) sesuai aturan oktet. Sedangkan atom H akan stabil jika mengikat satu elektron membentuk konfigurasi mirip He (2).

Sehingga untuk membentuk ikatan, atom O harus memasangkan dua elektron valensinya kepada dua atom H dan dua atom H memasangkan masing-masing satu elektron valensi terhadap dua elektron O tersebut. Dengan menggunakan struktur lewis, proses pembentukan senyawa H2O digambarkan sebagai berikut:

Pada gambar struktur lewis H2O di atas, setiap atom H memiliki 2 elektron valensi (seperti He) dan atom O memiliki 8 elektron valensi (seperti Ne). Karena sudah mencapai kaidah oktet-duplet maka senyawa ini sudah stabil. Pada ikatan kovalen ini terdapat dua pasang elektron ikatan (PEI) dan dua pasang elektron bebas (PEB).

2.1.2 Struktur Molekul

Struktur molekul adalah penggambaran ikatan-ikatan unsur atau atom yang membentuk molekul. Molekul terdiri dari sejumlah atom yang bergabung melalui ikatan kimia, baik itu ikatan kovalen, ikatan hidrogen dan ikatan ion, serta ikatan-iktan kimia lainnya. Dan atom tersebut berkisar dari jumlah yang sangat sedikit(dari atom tunggal, seperti gas mulia) sampai jumlah yang sangat banyak (seperti pada polimer, protein atau bahkan DNA). Bentuk molekul, yang berarti cara atom tersusun di dalam ruang, mempengaruhi banyak sifat-sifat fisika dan kimia molekul tersebut. Kebanyakan molekul mempunyai bentuk yang didasarkan kepada lima bentuk geometri yang berbeda.

Sebagai contoh dibawah ini adalah bentuk struktur molekul dari H2O, CH4, dan NaCl

Molekul didefinisikan sebagai sekelompok atom (paling sedikit dua) yang saling berikatan dengan sangat kuat (kovalen) dalam susunan tertentu dan bermuatan netral serta cukup stabil. Menurut definisi ini, molekul berbeda dengan ion poliatomik. Dalam kimia organik dan biokimia, istilah molekul digunakan secara kurang kaku, sehingga molekul organik dan biomolekul bermuatan pun dianggap termasuk molekul.

Dalam teori kinetika gas, istilah molekul sering digunakan untuk merujuk pada partikel gas apapun tanpa bergantung pada komposisinya. Menurut definisi ini, atom-atom gas mulia dianggap sebagai molekul walaupun gas-gas tersebut terdiri dari atom tunggal yang tak berikatan.

Sebuah molekul dapat terdiri atom-atom yang berunsur sama (misalnya oksigen O2), ataupun terdiri dari unsur-unsur berbeda (misalnya air H2O). Atom-atom dan kompleks yang berhubungan secara non-kovalen (misalnya terikat oleh ikatan hidrogen dan ikatan ion) secara umum tidak dianggap sebagai satu molekul tunggal.

Hasil gambar untuk gambar untuk struktur molekul air

Rumus Struktur

Rumus empiris sebuah senyawa menunjukkan nilai perbandingan paling sederhana unsur-unsur penyusun senyawa tersebut. Sebagai contohnya, air selalu memiliki nilai perbandingan atom hidrogen berbanding oksigen 2:1. Etanol pula selalu memiliki nilai perbandingan antara karbon, hidrogen, dan oksigen 2:6:1. Namun, rumus ini tidak menunjukkan bentuk ataupun susunan atom dalam molekul tersebut. Contohnya, dimetil eter juga memiliki nilai perbandingan yang sama dengan etanol. Molekul dengan jumlah atom penyusun yang sama namun berbeda susunannya disebut sebagai isomer.

Perlu diperhatikan bahwa rumus empiris hanya memberikan nilai perbandingan atom-atom penyusun suatu molekul dan tidak memberikan nilai jumlah atom yang sebenarnya. Rumus molekul menggambarkan jumlah atom penyusun molekul secara tepat. Contohnya, asetilena memiliki rumus molekuler C2H2, namun rumus empirisnya adalah CH.

2.2 BENTUK MOLEKUL

Domain berarti wilayah atau daerah. Domain elektron berarti suatu wilayah yang ditempati oleh elektron. Adapun elektron yang dimaksud di sini adalah elektron dari atom-atom pembentuk molekul, meliputi pasangan elektron bebas (PEB) dan pasangan elektron ikatan (PEI). Sebuah molekul memiliki bentuk atau struktur yang berbeda dengan struktur molekul lain. Bentuk molekul berarti cara atom tersusun di dalam ruang. Bentuk molekul ini banyak memengaruhi sifat-sifat fisis dan kimia dari molekul tersebut, khususnya dalam reaksi kimia. Ketika dua molekul dicampurkan untuk bereaksi, ada kemungkinan reaksi tidak berhasil dikarenakan struktur tiga dimensi dan orientasi relatif molekul-molekul tersebut tidak tepat. Dalam reaksi biologi, terutama pada obat dan aktivitas enzim, struktur molekul sangat penting untuk mengetahui kecocokan antara bentuk molekul dengan tapak atau membran yang dipakai.

Bentuk molekul adalah gambaran tentang susunan atom-atom dalam molekul berdasarkan susunan ruang pasangan elektron dalam atom atau molekul, baik pasangan elektron yang bebas maupun yang berikatan. Bentuk suatu molekul dapat diperkirakan berdasarkan teori tolakan pasangan elektron maupun teori hibridisasi. Bagaimanakah bentuk suatu molekul berdasarkan teori tersebut? Perhatikan uraian berikut.

1. Teori Tolakan Pasangan Elektron

Konsep yang dapat menjelaskan bentuk geometri (struktur ruang) molekul dengan pendekatan yang tepat adalah Teori Tolakan Pasangan Elektron Valensi (Valence Shell Electron Pair Repulsion = VSEPR). Teori ini disebut juga sebagai Teori Domain Elektron. Teori Domain dapat menjelaskan ikatan antar atom dari PEB dan PEI yang kemudian dapat mempengaruhi bentuk molekul. Dalam teori ini dinyatakan bahwa “pasangan elektron terikat dan pasangan elektron bebas, yang secara kovalen digunakan bersama-sama di antara atom akan saling menolak, sehingga pasangan itu akan menempatkan diri sejauh-jauhnya untuk meminimalkan tolakan”. Teori VSEPR pertama kali dikembangkan oleh ahli kimia dari Kanada, R.J. Gillespie (1957). Bentuk molekul dan strukturnya dapat diramalkan dengan tepat melalui Struktur Lewis. Struktur ini dapat menggambarkan bagaimana elektron tersusun pada suatu atom yang berikatan. Sebagat contoh adalah ikatan kovalen pada molekul HC1 (Gambar 1). Struktur Lewis juga dapat menggambarkan jumlah pasangan elektron bebas dan jumlah pas-angan elektron ikatan yang berada di sekitar atom pusat.

Gambar 1. PEI dan PEB pada ikatan kovalen molekul HCl.

Teori VSEPR tidak menggunakan orbital atom dalam meramalkan bentuk molekul, tetapi menggunakan titik elektron suatu atom. Jika suatu atom bereaksi, maka elektron pada kulit terluar (elektron valensi) akan bcrhubungan langsung terlebih dahulu. Elektron valensi akan menentu-kan bagaimana suatu ikatan dapat terjadi.

Teori VSEPR menjelaskan terjadinya gaya tolak-menolak antara pasangan-pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat.

Pada setiap orbital terdapat sejumlah elektron. Ikatan antar atom terjadi karena kecenderungan atom untuk memenuhi rumus duplet dan rumus oktet. Duplet berarti mcmiliki 2 elektron, scdangkan oktrt menandakan suatu atom memiliki 8 elektron. Bagaimana cara meramalkan bentuk molekul dengan titik elektron? Pengaturan pasangan elektron di sekitar atom sedemikian rupa sehingga tolakan di antara pasangan elektron itu minimum. Tolakan minimum tcrjadi bila elektron terletak pada bagian yang saling bcrlawanan terhadap inti. Perhatikan molekul BeC12 pada Gambar 2.

Gambar 2. Bentuk molekul BeC12 berupa linear.

Terdapat 2 elektron yang terletak berlawanan pada orbital berupa balon terpilin. Molekul BeC12 berbentuk linear dengan sudut 1800. Bagaimana dengan b

entuk molekul lain, semisal SO2 dan BC13? Perhatikan Gambar 3. dan 4.

Gambar 3. Bentuk molekul SO2 berupa V.

lkatan kovalen adalah ikatan yang terjadi karena pemilikan bersama pasangan elektron berikatan yang merupakan sum-bangan dari kedua atom atau salah satunya.

Gambar 4. Bentuk molekul BC13 berupa segitiga datar.

Teori VSEPR berhasil menjelaskan bentuk molekul. Ketepatan daya prediksi teori VSEPR relatif sangat tinggi, khususnya untuk molekul-molekul yang pusatnya atom non-logam.

Mengapa struktur SO2 berbeda dengan struktur BeC12? Mengapa pula berbeda dengan struktur BC13. Penjelasan berikut akan memberikan jawabannya.

Tolakan minimum didapat dengan meletakkan elektron pada bagian yang berlawanan. Tolakan minimum pada mulekul BC13 dengan atom B sebagai atom pusat didapat dengan bentuk segitiga. Adapun pada molekul SO2 terdapat 3 kelompok elektron, yang salah satunya adalah PEB dari atom S. Adanya elektron bebas ini akan mendesak atau mendorong elekron ikatan untuk saling berdesakan, sehingga bentuk molekul menjadi bentuk V.

Urutan tolak-menolak antara pasangan elektron pada atom pusat dapat diurutkan sebagai: PEB-PEB > PEI-PEB > PEI-PEI.

PEB mempunyai gaya tolak-menolak sejauh mungkin sehingga tolakannya minimum. Perbedaan kekuatan tolakan PEB dan PEI menyebabkan penyimpangan dalam susunan ruang elektron dari bentuk molekul yang seharusnya.

Apabila pada molekul BC12 atom pusat B dinotasikan dengan M, sedangkan ikatan dengan Cl yang terjadi dengan 2 pasang elektron ikatan dinotasikan dengan X2, maka molekul BC12 dan molekul sejenis dinotasikan dengan MX2. SO2 dinotasikan dengan MX2E, dengan E menunjukkan jumlah pasangan pa sangan elektron bebas. Notasi semacam ini disebut sebagai notasi VSEPR. Perhatikan notasi VSEPR dan bentuk molekul beberapa senyawa pada Tabel 1.

Cara Menentukan Bentuk Molekul Berdasarkan Teori VSEPR

· Tentukan atom pusatnya.

· Cari tahu nomor atomnya dan buat konfigurasi elektronnya.

· Tentukan jumlah elektron valensinya.

· Tentukan jumlah domain elektron dari atom lain yang berikatan (ligan).

· Jumlahkan elektron dari semua atom.

· Bagilah dua untuk mendapatkan jumlah pasangan elektron.

· Tentukan PEI berdasarkan jumlah atom yang terikat pada atom pusat, sisanya merupakan PEB.

· Tentukan notasi VSEPR dan bentuk molekul berdasarkan jumlah PEB dan PEI (lihat tabel 1. sebagai acuan).

2. Teori Domain Elektron

Teori domain elektron merupakan penyempurnaan dari teori VSEPR. Domain elektron berarti kedudukan elektron atau daerah keberadaan elektron, dengan jumlah domain ditentukan sebagai berikut (Ralph H. Petrucci, 1985).

Setiap elektron ikatan (baik itu ikatan tunggal, rangkap, atau rangkap tiga) berarti 1 domain.

Setiap pasangan elektron bebas berarti 1 domain.

2.3 TEORI PERPUTARAN BERPASANGAN ELEKTRON KULIT VALENSI

Salah satu tujuan utama teori ikatan kimia adalah untuk menerangkan dan memperkirakan struktur molekul. Teori yang memperlihatkan kemudahan dalam konsepnya dan memberikan hasil yang memuaskan dalam kemampuannya memperkirakan bentuk geometrimolekul yang tepat disebut teori perputaran berpasangan elektron Wit valensi(valence shell electron pair repulsion theory—VSEPR theory). Teori ini tidak menggunakan same sekali orbital atom. Kite lihat sebagai penggantinya adalah bile struktur titik elektron dapat digambar untuk suatu molekul, maka bentuk umum molekul tersebut dapat diperkirakan.

Bila kita ingin mengetahui bentuk suatu molekul, kite cari caranya untuk menentukan bagaimana atom atau sekelompok atom (biasanya untuk ini digunakan istilah ligan) tersusun mengelilingi atom pusat. Sebagai contoh, dalam molekul S02, bagaimana atom oksigen (ligan) diatur mengelilingi atom beleran~? Apakah ketiga atom tersebut pads satu garis lurus (disebut molekul Tinier) atau terikat membentuk sudut kurang dari 180°?. Untuk menjawab pertanyaan ini, teori VSEPR menunjukkan bahwa pengaturan geometri ligan sekeliling atom pusat ditentukan hanya oleh perputaran pasangan elektron dikulit valensi atom pusat. Menurut teori tersebut pasangan elektron dianggap dalam posisi dimana perputaran di antara elektron An minimum dan ligan mengikuti perputaran tersebut. Untuk mengetahui bagaimana caranya, marilah kita mulai dengan memperhatikan molekul BeC12 yang sederhana.Struktur-titik elektronnya seperti ini

CI~Be:CI

Molekul khusus ini, memenuhi rumus oktet, jadi hanya ada dua pasang elektron dikulit valensi Be. Menurut teori VSEPR, pasangan elektron ini akan mengatur sendiri letaknya sejauh mungkin, sehingga perputaran antar elektron tersebut minimum. Bila ada dua pasang elektron pada kulit valensi, perputaran minimum ini terjadi bila elektron terletak ada bagian yang berlawanan dalam inti.

Dalam molekul BeCl, ligan (dalam hal ini atom klor) melekat pada Be, dengan membagi sama pasangan elektron tersebut. Ini berarti klor harus ditempatkan dimana pasangan elektron tersebut berada. Dengan demikian struktur molekul adalah linear.

Dalam kenyataannya, bentuk molekul BeC12 adalah gas.

Kita dapat juga mempelajari hal ini lebih lanjut dengan mempelajari ikatan rangkap dua dan rangkap tiga. Misalnya molekul CO2 mempunyai struktur titik sebagai berikut

dimana terlihat ada ikatan rangkap antara atom C dan O. Kedua pasang elektron pada ikatan rangkap harus berada pada daerah yang sama di kulit valensi atom, bila tidak, ikatan itu bukan ikatan rangkap. Oleh, sebab itu, dilihat dari akibat penentuan menurut geometri molekul, kelompok empat elektron pada ikatan rangkap mempunyai sifat yang hampir sama dengan kelompok dua elektron pada ikatan. tunggal. Oleh sebab itu pada kulit valensi karbon, kita mempunyai dua kelompok 'empat elektron dan kelompok ini terletak pada tempat yang berlawanan dari inti karbon, jadi perputaran di antara elektronnya minimum seperti sebelumnya, ligan (dalam hal ini oksigen) melekat pada atom pusat dengan bantuan pasangan elektron ini dan kita peroleh lagi struktur yang tinier.

2.4 KEPOLARAN MOLEKUL DAN STRUKTUR MOLEKUL

Pasangan elektron yang digunakan secara bersama pada pembentukan ikatan kovalen yang terletak diantara dua inti atom akan ditarik oleh kedua inti atom yang berikatan. Akibatnya akan mempengaruhi distribusi elektron di antara kedua inti yang berikatan. Kemampuan menarik elektron kearah dirinya tergantung pada keelektronegatifan masing-masing unsur yang berikatan.

Untuk molekul unsur, seperti H2, Cl2 dan N2 ikatan kovalen yang terbentuk seratus persen bersifat kovalen. Hal ini disebabkan kedua inti atom memiliki kemampuan yang sama untuk menarik elektron ke arah dirinya, sehingga elektron ikatan akan terdistribusi secara merata di antara kedua inti, seperti yang ditunjukan pada Gambar. Ikatan yang terbentuk dengan kemampuan menarik pasangan elektron yang sama kuat disebut ikatan kovalen nonpolar.

Gambar gambar Penyebaran elektron pada ikatan kovalen nonpolar Cl-Cl

Apabila kedua atom yang berikatan berbeda misalnya pada HF, HCl dan HI, maka ikatan yang terbentuk tidak sepenuhnya bersifat kovalen. Hal ini yang dinamakan ikatan kovalen polar. Dikatakan ikatan kovalen polar karena kedua atom yang berikatan terdapat gaya elektrostatik.

Gambar Ikatan kovalen polar C-Cl

Berdasarkan perbedaan kelektronegatifan, suatu ikatan kovalen dikatakan ikatan kovalen polar apabila suatu atom mampu menarik elektron ikatan ke arah dirinya tanpa melakukan perpindahan secara sempurna.

Semakin besar perbedaan keelektronegatifan unsur-unsur yang berikatan, semakin polar ikatan yang terbentuk bahkan mendekati sifat ionik. HX (X = Cl, Br, I, F), H2O, CO2, CCl4, BeCl2, BeCl3 dan NH3 merupakan beberapa contoh senyawa dengan ikatan kovalen polar. Misalnya HCl, meskipun atom H dan Cl sama-sama menarik pasangan elektron ikatan, tetapi keelektronegatifan Cl lebih besar dari atom H sehingga distribusi elektron ikatan lebih terkonsentrasi pada Cl.

Gambar ikatan kovalen polar H-Cl

Molekul Polar dan Nonpolar

Suatu senyawa yang memiliki ikatan kovalen polar, belum tentu molekul yang dimiliki bersifat polar. Demikian juga untuk ikatan kovalen nonpolar, molekul yang dimiliki belum tentu bersifat nonpolar. Kepolaran suatu molekul dinyatakan menggunakan suatu besaran yang disebut momen dipol (µ). Besarnya momen dipol suatu molekul ditentukan menggunakan persamaan berikut.

µ = Q x r 1 D = 3,33 x 10-30 C.m (coulombmeter)

µ = 0 → molekul nonpolar

µ > 0 atau µ ≠ 0 → molekul polar

keterangan:

µ = momen dipol (D, debye)

Q = selisih muatan (Coulomb)

r = jarak antara muatan positif dengan muatan negatif (m)

Semakin besar harga momen dipol, semakin polar senyawa yang bersangkutan bahkan mendekati ke sifat ionik. Harga momen dipol beberapa molekul seperti yang tertera pada

Tabel.

molekul	Momen dipol (D)	molekul	Momen dipol (D)
NO NH3 HF HCl HBr HI H2O	0,159 0,23 1,78 1,078 0,82 0,44 1,85	CO CO2 CHCl3 CH4 CCl4 BF3 BF2	0,112 0 1,09 0 0 0 0

Momen dipol merupakan suatu besaran vektor yang digambarkan menggunakanmoment ikatan. Jika jumlah vektor momen-momen ikatan lebih besar dari nol, maka molekul tersebut bersifat polar, sebaliknya jika jumlah vektor momen-momen ikatan sama dengan nol, maka maka molekul tersebut bersifat nonpolar.

Momen ikatan terbentuk jika dua atom yang berikatan dalam suatu senyawa memiliki perbedaan keelektronegatifan. Elektron yang yang ditarik oleh atom yang lebih elektronegatif menunjukan arah momen ikatan dan ditunjukan menggunakan tanda → dari atom yang kurang elektronegatif menuju atom yang lebih elektronegatif.

Akibat tarikan elektron yang terjadi, terbentuk semacam kutub negatif pada atom yang lebih elektronegatif, sedangkan pada atom yang kurang elektronegatif akan terbentuk semacam kutub positif.

Kutub positif atau negatif yang terbentuk disebut muatan parsial, yang digambarkan menggunakan simbol delta (δ). Muatan parsial negatif (δ¯) diberikan pada unsur yang lebih elektronegatif dan muatan parsial positif (δ+) diberikan pada unsur yang kurang elektronegatif (lebih elektropositif).

Berikut contoh menggambar muatan parsial pada molekul HCl.

Dari contoh di atas terlihat bahwa terdapat muatan positif dan negatif pada tanda δ yang digunakan. Tanda tersebut tidak sama dengan +1 atau -1 seperti pada simbol ion, tetapi tanda ini hanya menggambarkan elektron ikatan tidak sepenuhnya dipindahkan ke atom Cl.

Untuk senyawa diatom yang disusun oleh unsur yang sejenis, molekul yang dimiliki selalu bersifat nonpolar kecuali ozon yang bersifa polar. Hal ini disebabkan dua atom penyusun senyawa memiliki keelektronegatifan sama sehingga tidak terbentuk momen ikatan. Sedangkan untuk senyawa diatom yang disusun oleh dua atom yang berbeda molekul yang dimiliki selalu bersifat polar karena adanya perbedaan keeltronegatifan.

Tetapi untuk senyawa-senyawa yang tersusun lebih dari dua atom, kepolaran molekul tidak dapat ditentukan jika hanya didasarkan pada perbedaan keelektronegatifan. Hal ini disebabkan senyawa-senyawa tertentu walaupun memiliki ikatan kovalen polar tetapi molekulnya bersifat nonpolar. Misalnya CCl4, CO2 dan BeCl2 merupakan beberapa senyawa dengan ikatan kovalen polar tetapi memiliki molekul yang nonpolar.

Pada molekul CCl4, yang mempunyai bentuk molekul tetrahedaral dengan C sebagai atom pusat dan dikelilingi oleh 4 atom Cl seperti pada Gambar.

Perbedaan keelektronegatifan C dan Cl adalah sebesar 3-2,5 = 0,5. Jadi ikatan C–Cl termasuk ikatan kovalen (tepatnya ikatan kovalen polar) karena perbedaan keeltronegatifan lebih kecil 1,7. Walaupun ikatan C–Cl berupa ikatan kovalen polar tetapi molekulnya bersifat nonpolar.

Hal ini disebabkan, bentuk tetrahedral dari molekul CCl4 dapat dikatakan simetrism karena memiliki pusat simetri pada atom C ditengah, sehingga jumlah momen ikatan yang sama dengan nol. Atau dapat dikatan tarikan elektron akibat adanya perbedaan keelektronegatifan saling meniadakan atau saling menguatkan (perhatikan tanda panah pada strutur). Hal ini dapat diandaikan, suatu benda yang berada di tengah-tengah ditarik dari empat sudut dengan kekuatan sama, maka benda tersebut tidak akan bergerak. Karena hal inilah molekul CCl4 bersifat nonpolar.

Jika CCl4 salah satu atom Cl diganti oleh atom lain misalnya H, maka sifat molekul yang awalnya nonpolar berubah menjadi polar. Hal ini disebabkan kepolaran ikatan C-H berbeda dengan kepolaran ikatan C-Cl, sehingga momen dipol yang terbentuk tidak saling meniadakan. Tetapi apabila semua atom C diganti oleh atom H maka molekulnya bersifat nonpolar karena kepolaran semua ikatan C–H sama besar sehingga mpmen ikatan yang terbentuk saling meniadakan.

Pada molekul BCl2 dan CO2 mempunyai bentuk molekul linear dengan B dan C sebagai atom pusat.

Atom Cl dan atom O lebih elektronegatif dibanding atom B dan C yang bertindak sebagai atom pusat (pada gambar yang berwarna hitam), sehingga elektron ikatan lebih tertarik kearah atom Cl dan O. Namun, atom B dan C masing-masing mengikat 2 atom yang sejenis maka momen ikatan yang terbentuk tertarik ke arah yang berlawanan dengan kekuatan yang sama, sehingga molekulnya bersifat nonpolar.

Molekul H2O walaupun rumus molekulnya mirip dengan CO2 dan BCl2 tetapi bersifat polar.

Hal ini disebabkan, pada molekul H2O, atom O sebagai atom pusat masih memiliki pasangan elektron bebas. Hal ini menyebabkan molekul H2O tidak berbentuk linear seperti molekul CO2 dan BCl2, sehingga momen ikatan yang terbentuk tidak saling menguatkan atau tidak saling meniadakan.

2.5 ORBITAL YANG TUMPANG TINDIH DAN IKATAN KOVALEN

Pembentukan ikatan kovalen dapat dijelaskan menggunakan dua teori yaitu teori ikatan valensi dan teori orbital molekul.

Berdasarkan teori ikatan valensi, ikatan kovalen dapat terbentuk jika terjadi tumpang tindih orbital valensi dari atom yang berikatan. Orbital valensi merupakan orbital terluar dari suatu atom dan merupakan tempat terletaknya elektron valensi. Orbital valensi inilah yang digunakan pada pembentukan ikatan kimia.

Dua atom yang saling mendekati masing-masing memiliki orbital valensi dan satu elektron. Orbital valensi ini saling tumpang tindih sehingga elektron yang terletak pada masing-masing orbital valensi saling berpasangan. Sesuai larangan Pauli maka kedua elektron yang berpasangan tersebut harus memiliki spin yang berlawanan karena berada pada satu orbital. Dua buah elektron ditarik oleh inti masing-masing atom sehingga terbentuk ikatan kovalen. Untuk penjelasan selanjutnya orbital valensi disebut orbital saja.

Orbital dari dua buah atom yang salng tumpah tindih harus memiliki tingkat energi yang sama atau perbedaan tingkat energinya.

Pembentukan katan kovalen menggunakan orbital asli

Dua jenis orbital yang digunakan dalam pembentukan ikatan kovalen yaitu orbital asli dan orbital hibridisai.jenis orbital yang digunakan dalam pembentukan ikatan kovalen dapat diramalkan berdasarkan geometri, terutama besar sudut ikatan yang ada disekitar atom pusat. Berikut beberapa molekul yang terbentuk menggunakan orbital asli.

Contoh H2S

Dari konfigurasi elektron atom S pada keadaan dasar dapat diketahui bahwa pada orbital 2py dan orbital 2pz masing-masing masih kekurangan satu elektron, demikian pula pada atom H masih kekurangan satu elektron pada orbital 1s. Oleh sebab itu dalam pembentukan H2S, dua elektron yang terletak pada orbital 3p berpasangan dengan dengan dua elektron pada orbital 1s dari dua atom hidrogen.

Besarnya sudut ikatan dua buah orbital p adalah 90°. Berdasarkan eksperimen diperoleh besarnya sudut ikatan H-S-H sebesar 92°. Perbedaan sudut ikatan disebabkan oleh tolakan antara dua inti atom hidrogen yang berdekatan. Karena perbedaan sudut ikatan tidak begitu jauh maka pembentukan ikatan H-S, atom S dianggap menggunakan orbital-orbital asli.

Gambar tumpang tindih orbital-orbital pada pembentukan ikatan H-S dalam molekul H2S

Contoh HCl

Dari konfigurasi elektron atom Cl pada keadaan dasar dapat diketahui bahwa pada orbital 2pz masih kekurangan satu elektron, demikian pula pada atom H masih kekurangan satu elektron pada orbital 1s. Oleh sebab itu dalam pembentukan H2S, dua elektron yang terletak pada orbital 3p berpasangan dengan dengan dua elektron pada orbital 1s dari dua atom hidrogen.

Oleh sebab itu dalam pembentukan HCl, satu elektron yang terletak pada orbital 3pz berpasangan dengan dengan satu elektron pada orbital 1s dari satu atom hidrogen.

Molekul HCl berbentuk lenear dan memiliki sebuah ikatan tunggal, sehingga molekul HCl menggunakan orbital asli dalam pembentukan ikatan H-Cl.

Gambar tumpang tindih orbital-orbital atom pada pembentukan ikatan H-Cl dalam molekul HCl

2.6 ORBITAL HIBRIDA DAN STRUKTUR MOLEKUL

Hibridisasi adalah konsep pencampuran orbital atom menjadi orbital hibrida yang sesuai dengan pasangan elektron untuk membentuk ikatan kimia. orbital hibrida biasanya mempunyai perbedaaan energi dan bentuk. Hibridisasi orbital berguna untuk menjelaskan struktur molekuler ketika teori ikatan valensi gagal untuk menjelaskannya.

Karbon merupakan contoh yang baik untuk penjelasan orbital hibrida. Konfigurasi atom karbon dalam keadaan ground state adalah

Berdasarkan teori ikatan valensi, karbon seharusnya membentuk ikatan kovalen, menghasilkan CH2 karena karbon mempunyai dua elektron tak berpasangan secara konfigurasi elektron. Meskipun demikian melalui eksperimen dapat ditunjukkan bahwa CH2 bersifat sangat reaktif dan tidak dapat terbentuk setelah akhir reaksi (meskipun hal ini nuga tidak menjelaskan bagaimana CH4 dapat terbentuk). Untuk membentuk empat ikatan, konfigurasi karbon harus mempunyai empat elektron tidak berpasangan.

Dengan demikian karbon telah mempunyai empat elektron tidak berpasangan, sehingga mempunyai empat energi ikatan yang sama. Hibridisasi orbital juga lebih disukai karena mempunyai energi yang lebih kecil dibandingkan dengan orbital terpisah. Hal tersebut menghasilkan senyawa yang lebih stabil ketika terjadi hibridisasi dan ikatan yang terbentuk juga lebih baik.

Jenis jenis hibridasi

Terdapat tiga jenis hibridisasi orbital, yaitu sp3, sp2 dan sp.

· Hibridisasi sp3

Dapat menjelaskan struktur molekul tetrahedral. Orbital 2s dan tiga orbital 2p melakukan hibridisasi untuk membentuk empat orbital sp, masing-masing terdiri dari 75% karakter p dan 25% karakter s. Cuping depan mensejajarkan diri dan penolakan elektron bersifat lemah.

Hasil gambar untuk gambar struktur orbital hibrida ground state

Orbital sp3 membentuk tetrahedral (a) dan metana adalah contoh senyawa dengan hibridisasi sp3 (b).

Hibridisasi satu orbital s dengan tiga orbital p (px, py, pz) menghasilkan empat orbital hibrida sp3 yang mempunyai sudut sebesar 109,5 derajat satu sama lain sehingga membentuk geometri tetrahedral.

· Hibridisasi sp2

Menjelaskan bentuk struktur molekul trigonal planar. Orbital 2s dan dua orbital 2p melakukan hibridisasi membentuk tiga orbital sp, amsing-masing terdiri dari 67% karakter p dan 33% karakter s. Cuping depan mensejajarkan diri membentuk trigonal planar, menghadap sudut segitiga untuk meminimalisasi penolakan elektron.

Gambar orbital sp2 tampak samping (kiri) dan tampak atas (kanan)

Hibridisasi satu orbital s dan dua orbital p menghasilkan tiga orbital hibrida sp2 yang berorientasi dengan sudut sebesar 120 derajat satu sama lain sehingga membentuk geometri trigonal.

· Hibridisasi sp

Menjelaskan struktur molekul linear. Orbital 2s dan satu orbital 2p melakukan hibridisasi membentuk dua orbital sp, masing-masing terdiri dari 50% karakter p dan 50% karakter s.

Cuping depan berhadapan satu sama lain dan membentuk garis lurus 180 derajat antara dua orbital.

2.7 IKATAN RANGKAP

Ikatan rangkap adalah ikatan kimia yang terbentuk dari penggunaan bersama dua atau tiga pasang elektron (setiap atom yang berikatan memberikan dua atau tiga elektron valensi untul digunakan secara bersama-sama). Dengan demikian jumlah PEI ada;ah dua atau tiga.

Jenis-Jenis Ikatan Kovalen Rangkap

Dari pengertian ikatan kovalen rangkap di atas, jumlah pasangan elektron ikatan yang digunakan bersama-sama adalah dua atau tiga sehingga dari definisi tersebut menunjukkan bahwa ikatan kovalen rangkap ada dua macam yaitu ikatan kovalen rangkap dua dan ikatan kovalen rangkap tiga. Dengan demikian dapat kita simpulkan bahwa :

Ikatan kovalen rangkap dua adalah ikatan yang terbentuk dari penggunaan bersama dua pasang elektron (jumlah pasangan PEI ada 2) oleh dua atom yang berikatan sedangkan kovalen rangkap tiga adalah ikatan yang terbentuk dari penggunaan bersama tiga pasang elektron (jumlah pasangan PEI ada 3).

Proses Pembentukan Ikatan kovalen Rangkap

Untuk menggambarkan proses pembentukan ikatan kovalen rangkap baik rangkap dua maupun rangkap tiga, kita dapat menggunakan struktur lewis. Gas O2 dan CO2 secara lebih spesifik adalah jenis molekul yang berikatan kovalen rangkap dua.

Sedangkan contoh molekul yang berikatan kovalen rangkap tiga dapat kita temui pada gas nitrogen (N2). Untuk lebih jelas mengenai proses pembentukan ikatan rangkap pada tiga senyawa tersebut, perhatikan contoh berikut ini

· Proses Pembentukan Ikatan Kovalen Rangkap 2 pada Molekul O2

Molekul O2 tersusun atas dua atom O dengan konfigurasi elektron sebagai berikut:

2, 6

(memerlukan 2 elektron untuk mencapai kaidah oktet)

Berdasarkan konfigurasi elektron atom O di atas, maka atom O akan stabil jika konfigurasi elektronnya serupa dengan 10Ne = 2, 8 sehingga mencapai kaidah oktet. Agar stabil maka atom O memerlukan 2 elektron tambahan. Kedua elektron tambahan tersebut dapat diperoleh dengan cara patungan 2 elektron valensi dari masing-masing atom O membentuk ikatan kovalen rangkap dua.

Jika digambarkan dengan struktur lewis maka proses pembentukan ikatan kovalen rangkap dua pada molekul O2 adalah sebagai berikut

Jumlah pasangan elektron yang digunakan bersama (PEI) antara dua atom O adalah 2 pasang (4 elektron) yang digambarkan dalam bentuk dua garis rumus bangun lewis dimana dua garis mewakili dua pasang elektron. Karena jumlah PEI adalah dua maka molekul O2 dikatakan berikatan secara kovalen rangkap dua.

· Proses Pembentukan Ikatan Kovalen Rangkap 3 pada Molekul N2

Molekul N2 tersusun atas dua atom N dengan konfigurasi elektron sebagai berikut:

2, 5

(memerlukan 3 elektron untuk mencapai kaidah oktet)

Berdasarkan konfigurasi elektron atom N di atas, maka atom N akan stabil jika konfigurasi elektronnya serupa dengan 10Ne = 2, 8. Agar stabil maka atom N memerlukan 3 elektron tambahan. Kedua elektron tambahan tersebut dapat diperoleh jika dua atom N saling berikatan dimana setiap atom N menyumbangkan 3 elektron untuk digunakan bersama sehingga masing-masing atom N mencapai kaidah oktet.

Proses pembentukan ikatan kovalen rangkap tiga pada molekul N2 dapat digambarkan dalam struktur lewis sebagai berikut

Perhatikan gambar struktur lewis pada proses pembentukan molekul N2 di atas. Jumlah pasangan elektron yang digunakan bersama (PEI) antara dua atom N adalah 3 pasang (6 elektron) yang digambarkan dalam bentuk tiga garis rumus bangun lewis dimana tiga garis mewakili tiga pasang elektron. Karena jumlah PEI adalah tiga maka molekul N2dikatakan berikatan secara kovalen rangkap tiga.

2.8 STRUKTUR RESONANSI

Ketika menggambar struktur Lewis untuk ozon (O3) aturan oktet untuk atom O pusat dipenuhi dengan menempatkan ikatan rangkap dua di antara atom O pusat dan salah satu dari dua atom O ujung. Kenyataannya, kita dapat meletakkan ikatan rangkap dua tersebut pada salah satu ujung molekul, oleh kedua struktur Lewis yang ekuivalen berikut:

Tetapi, kedua struktur Lewis ini tidak dapat menjelaskan panjang ikatan yang sudah diketahui dalam O3.

Berdasarkan strukur di atas, ikatan O—O dalam O3 diperkirakan akan lebih panjang daripada ikatan O=O, karena ikatan rangkap dua telah diketahui lebih pendek dibandingkan ikatan tunggal. Tetapi data percobaan menunjukkan bahwa panjang kedua ikatan oksigen-dengan-oksigen adalah sama panjang (128 pm). Masalah ini diatasi dengan menggunakan kedua struktur Lewis untuk menyatakan molekul ozon:

Kedua struktur itu masing-masing disebut sebagai struktur resonansi (resonance structure). Dengan demikian, struktur resonansi adalah salah satu dari dua atau lebih struktur Lewis untuk satu molekul yang tidak dapat dinyatakan secara tepat dengan hanya menggunakan satu struktur Lewis. Tanda panah dua arah menyatakan bahwa struktur-struktur yang diberikan merupakan struktur resonansi.

Istilah resonansi berarti penggunaan dua atau lebih struktur Lewis untuk menggambarkan molekul tertentu. Seperti seorang Eropa pada abad pertengahan yang melakukan perjalanan ke Afrika, yang menjelaskan bahwa badak adalah hasil persilangan antara griffin dan unicorn, dua binatang yang terkenal tetapi hanya khayalan, kita menggambarkan ozon yang merupakan molekul nyata, dalam dua struktur yang terkenal tetapi tidak nyata.

Konsep resonansi juga berlaku dengan baik untuk senyawa-senyawa organik. Contoh yang baik adalah molekul benzena (C6H6):

Jika salah satu dari struktur resonansi di atas terkait dengan struktur benzena yang sesungguhnya, maka akan terdapat dua panjang ikatan yang berbeda antara atom-atom C yang berdekatan, satu ikatan dengan panjang ikatan yang khas untuk ikatan tunggal dan satu ikatan dengan panjang ikatan yang khas untuk ikatan rangkap dua. Kenyataannya, semua atom C yang berdekatan pada benzena panjanganya 140 pm, yang lebih pendek dari ikatan tunggal, C—C (154 pm) dan lebih panjang dari ikatan rangkap dua , C=C (133 pm).

Cara sederhana untuk menggambarkan struktur molekul benzena dan senyawa lain yang mengandung “cincin benzena” adalah dengan menggambarkan hanya kerangkanya saja tanpa atom C dan H. Berdasarkan kesepakatan ini, struktur resonansinya digambarkan dengan:

Perhatikan bahwa atom-aton C di setiap sudut segi enam tersebut dan atom-atom H yang ada tidak ditunjukkan, walaupun sebenarnya atom-atom tersebut ada. Hanya ikatan antara atom-atom yang ditunjukkan.

Harap diingat ini merupakan anatara penting untuk menggambarkan struktur resonansi: Posisi elektron dapat diubah-ubah untuk menghasilkan struktur resonansi yang lain, tanpa mengubah posisi atom-atomnya. Dengan kata lain, atom-atom yang saling berikatan harus tetap dalam semua struktur resonansi untuk satu spesi tertentu.

Akhirnya, perhatikan bahwa walaupun suatu ion atau senyawa dapat digambarkan secara lebih akurat dengan menyertakan semua struktur resonansinya, tetapi supaya sederhana biasanya hanya satu struktur Lewis saja yang dipergunakan.

2.9 IKATAN TUNGGAL DIBANDINGKAN DENGAN IKATAN RANGKAP : STRUKTUR

2.9.1 Ikatan tunggal

Ikatan kovalen tunggal adalah ikatan kovalen yang melibatkan penggunaan 1 pasangan elektron (2 elektron) oleh dua atom yang saling berikatan. Dengan kata lain, hanya terdapat 1 pasangan elektron ikatan. Penggunaan pasangan elektron dalam ikatan kovalen dapat digambarkan dengan struktur Lewis. Struktur Lewis menggambarkan jenis atom-atom dalam molekul dan caranya atom-atom tersebut terikat satu sama lain. contoh : Ikatan yang terjadi pada HF.

Contoh Soal :

1. Tuliskan pembentukan ikatan yang terjadi pada zat-zat berikut.

a. Antara atom 1H dan 6C pada senyawa CH4

Solusi 1a.

Konfigurasi elektron 1H: 1 sehingga elektron valensinya = 1. Untuk mencapai konfigurasi elektron yang stabil (sesuai kaidah duplet), diperlukan 1 elektron. 6C: 2,4 sehingga elektron valensinya =4. Untuk mencapai konfigurasi elektron yang stabil (sesuai kaidah oktet), diperlukan 4 elektron. Maka struktur lewis pembentukan CH4:

2.9.2 Ikatan Kovalen Rangkap

Ikatan kovalen rangkap adalah ikatan kovalen yang melibatkan penggunaan bersama 2 pasangan elektron (4 elektron) oleh dua atom yang saling berikatan. Dengan kata lain, terdapat dua pasangan elektron ikatan.
Contoh : Pembentukan ikatan pada molekul O2

Contoh Soal:

1. Tuliskan pembentukan ikatan yang terjadi pada molekul CO2.

solusi :

6C: 2,4 sehingga elektron valensinya =4. Untuk mencapai konfigurasi elektron yang stabil (sesuai kaidah oktet), diperlukan 4 elektron. 8O: 2, 6; sehingga elektron valensinya= 6. Untuk mencapai konfigurasi elektron yang stabil (sesuai kaidah oktet), diperlukan 2 elektron. Maka struktur lewis pembentukan CO2 dapat juga digambarkan sebagai berikut:

2.9.3 Ikatan Kovalen Rangkap Tiga

Ikatan kovalen rangkap tiga terbentuk jika terjadi penggunaan bersama 3 pasangan elektron (6 elektron) oleh dua atom yang berikatan. Dengan kata lain, terdapat tiga pasangan elektron ikatan.
contoh : Pembentukan ikatan yang terjadi pada molekul N2

2.10 MOLEKUL UNSUR NONLOGAM

Molekul unsur adalah merupakan molekul yang terbentuk dari hasil penggabungan atom-atom unsur yang sama atau sejenis.
Sebagai contoh, gas O2 (oksigen) yang ada di udara adalah unsur yang partikelnya berupa molekul. Molekul oksigen dibentuk oleh dua atom oksigen (lihat Gambar di bawah ini).

Gambar: Contoh Molekul Unsur Oksigen (O2)

Molekul yang terbentuk dari dua atom disebut molekul dwiatom, misalnya Nitrogen (N2). Sedangkan, atom yang terbentuk dari tiga atom atau lebih disebut molekul poliatomik.

Sebagai contoh, molekul yang dibentuk oleh tiga atom disebut molekul triatom, misalnya Ozon (O3). Molekul yang terdiri atas empat atom disebut molekul tetraatom, misalnya posfor (P4).