Upload
nguyendat
View
218
Download
0
Embed Size (px)
Citation preview
Dalam BAB ini kita akan mengubah susunan suatu zat ke bentuk dua dimensi untuk melihat ikatan
yang terjadi di suatu molekul, kita dapat merubah suatu bentuk molekul dua dimensi menjadi tiga
dimensi. Kita akan membahas lima bentuk molekul yang paling dasar dan gabungan-gabungan
bentuk molekul yang sederhana tersebut menjadi bentuk yang lebih komplek dalam suatu molekul.
Menggambar Bentuk Molekul Menggunakan Struktur Lewis
Pertama untuk dapat mengetahui bentuk suatu molekul, kita harus mengubah suatu molekul ke
struktur lewis (rumus lewis). Struktur dua dimensi molekul ini memiliki simbol elektron yang ditandai
dengan titik yang dapat menggambarkan ikatan yang terjadi antar atom, dan pasangan elektron
bebas yang terdapat di tingkat energi terluar sebuah elektron. Umumnya, kita menggunakan aturan
oktet dalam menempatkan elektron pada struktur Lewis.
Molekul dengan Ikatan Tunggal
Berikut adalah beberapa langkah dalam menggambarkan struktur Lewis untuk molekul dengan
ikatan tunggal. Kita ambil contoh NF3 .
Langkah pertama. Untuk molekul yang memiliki rumus ABn , tempatkan atom yang lebih sedikit di
tengah karena untuk mendapatkan bilangan oktet membutuhkan elektron lebih banyak, biasanya
atom yang di tengah memiliki keelektronnegatifan yang lebih rendah. Dalam NF3 , N (golongan 5A,
EN = 3.0) memiliki 5 elektron terluar, jadi atom N membutuhkan 3 elektron untuk mencapai oktet,
kemudian F (golongan 7A, EN = 4.0) memiliki 7 elektron terluar sehingga F hanya membutuhkan 1
elektron lagi. Jadi N dtempatkan di tengah diantara atom F.
Jika suatu molekul memiliki atom yang memiliki golongan sama seperti SO3 dan ClF3 , maka
tempatkan atom yang memiliki periode yang lebih kecil di tengah. Atom H hanya memiliki 1
elektron, maka atom H tidak akan pernah menjadi atom pusat.
Langkah kedua. Jumlahkan semua elektron valensi yang ada pada molekul. Pada NF3 , N memiliki 5
elektron valensi, sedangkan F meiliki 7 elektron valensi, jadi :
[1 x N (5e-) + 3 x F (7e-)] = 5e- + 21e- = 26 e- valensi
Untuk ion poliatomik, tambahkan e- untuk setiap jumlah tanda negatif (-) pada ion, atau kurangi e-
untuk setiap jumlah tanda positif (+) untuk setiap jumlah tanda positif (+) pada ion.
Langkah ketiga. Gambarkan ikatan tunggal di setiap atom yang mengelilingi atom pusat. Karena
minimal pasti ada satu ikatan diantara atom pusat dan atom yang mengelilinginya. Kemudian
jumlahkan 2e- untuk setiap ikatan yang terjadi.
Jumlahkan 2e- untuk setiap ikatan yang terjadi, kemudian kurangi dengan jumlah elektron valensi
total, untuk mencari elektron valensi yang tersisa.
Langkah keempat. Tempatkan setiap elektron berpasangan sehingga setiap atom memiliki 8 elektron
(dua untuk atom H). Kemudian tempatkan pasangan elektron bebas di setiap atom yang mengelilingi
hingga setiap atom yang mengelilingi memiliki bilangan oktet (elektronegatifitas yang lebih besar).
Jika masih ada elektrok valensi yang tersisa, tempatkan di atom pusat. Kemudian periksa apakah
setiap atom telah memiliki 8 elektron valensi.
Gambar diatas merupakan struktur Lewis molekul NF3 , selalu periksa jumlah elektron valensi moekul
tersebut (elektron yang terikat maupun pasangan elektron bebas). 6e- merupakan jumlah elektron di
ikatan yang terjadi, sedangkan jumlah pasangan elektron bebas yang ada adalah 20e- . Namun
struktur Lewis tidak dapat menggambarkan bentuk molekul, bentuk yang benar dari NF3 adalah
Menggunakan 4 langkah diatas, kita dapat menggambarkan setiap molekul yang memiliki ikatan
tunggal yang memiliki atom pusat C, N, atau O. Berikut beberapa aturan atom yang perlu
diperhatikan.
Hidrogen hanya dapat membentuk satu ikatan
Karbon dapat membentuk empat ikatan
Nitrogen dapat membentuk tiga ikatan
Oksigen dapat membentuk dua ikatan
Halogen dapat membentuk satu ikatan ketika atom-atom halogen merupakan atom yang
mengelilingi atom pusat. Fluorin selalu menjadi atom yang mengelilingi.
Ikatan Rangkap pada Struktur Lewis
Terkadang dari langkah pertama hingga langkah keempat, atom pusat (atau beberapa atom pusat)
masih tidak memiliki bilangan oktet atau 8 elektron. Sehingga dibutuhkan ikatan rangkap. Dibuatlah
langkah kelima.
Langkah kelima. Ikatan rangkap pada struktur Lewis. Ketika atom pusat masih belum memiliki 8
elektron penuh, makan buatlah ikatan rangkap dari pasangan elektron bebas dari satu diantara atom
yang mengelilingi atom pusat.
Contoh pada etilen (C2H4). Kita gunakan langkah awal hingga langkah keempat, dari penempatan
atom, kemudian perhitungan jumlah elektron valensi, buat ikatan tunggal antar atom pusat dan
atom yang mengelilingi, kemudian tempatkan setiap elektron secara berpasangan untuk mencapai
bilangan oktet, dan yang kita dapat bentuknya seperti berikut,
Atom C pusat sebelah kiri hanya memiliki 6e- berbeda dari atom C pusat sebelah kanan yang telah
memenuhi bilangan oktet. Jadi, pasangan elektron bebas pada atom C pusat sebelah kanan kita buat
menjadi ikatan rangkap antar C.
Sekarang, setiap atom C telah memenuhi aturan oktet (kecuali H memenuhi aturan duplet)
Resonansi : Perpindahan Elektron – Ikatan Rangkap Dua
Kita biasanya dapat menuliskan lebih satu struktur Lewis untuk beberapa molekul, setiap gambaran
relatif memiliki struktur yang sama. Contohnya ozon (O3) merupakan bahan dasar pencemar udara
namun merupakan penyerap radiasi sinar ultraviolet (UV) pada stratosfer bumi. Terdapat dua
gambaran struktur Lewis ozon.
pada struktur ozon yang pertama, oksigen B memiliki ikatan rangkap terhadap oksigen A dan ikatan
tunggal pada oksigen C. Pada struktur ozon ke dua, strukturnya terbalik terhadap struktur yang
pertama. Disini bukan berarti terdapat dua molekul O3 yang berbeda melainkan perbedaan struktur
Lewis tetapi pada molekul yang sama.
Pada kenyataannya tidak ada struktur Lewis yang dapat menggambarkan molekul O3 dengan tepat.
Panjang ikatan dan energi ikatan yang terjadi mengindikasikan bahwa kedua ikatan tersebut identik.
Molekul tersebut dapat lebih tepat digambarkan dengan dua struktur Lewis, kedua struktur yang
identik ini dapat disebut struktur resonansi (bentuk resonansi), kemudian beri tanda panah yang
memiliki arah ke kedua arah diantara kedua struktur Lewis tersebut. Struktur resonansi memiliki
penempatan atom yang sama namun memiliki lokasi ikatan dan pasangan elektron bebas yang
berbeda. Kita bisa mengubah bentuk resonansi yang satu ke yang lain dengan cara memindahkan
salah satu pasangan elektron bebas menjadi berikatan.
Bentuk molekul ozon (O3) tidak berubah bentuk secara instan dari bentuk pertama ke bentuk kedua.
Molekul sebenarnya merupakan gabungan resonansi, sebuah bentuk yang seimbang dari bentuk
resonansi. Akibat dari perpindahan tempat pasangan elektron yang terdapat pada ozon,
menyebabkan kita harus menggambarkan molekul ozon menggunakan lebih dari satu struktur Lewis.
Pada O3 terdapat dua ikatan yang identik, setiap ikatan merupakan ikatan tunggal (sepasang elektron
yang telah terletak dengan tepat) dan sebuah ikatan parsial (ikatan yang berpindah-pindah oleh
karena pasangan elektron yang berpindah-pindah). Kita dapat menggambarkan gabungan resonansi
menggunakan garis melengkung putus-putus untuk menunjukkan bahwa perpindahan pasangan
elektron.
Banyak molekul resonansi yang terjadi selain ozon, dan banyak molekul atau ion yang lebih baik
digambarkan secara resonansi. Contohnya benzen (C6H6) memiliki dua bentuk resonansi yang
penting, yang satu dengan lainnya dibedakan dengan ikatan tunggal dan rangkap dua yang memiliki
posisi yang berbeda. Pada dasarnya benzen memiliki 6 ikatan antar atom C dan tiga ikatan dari
pasangan elektron bebas yang berpindah-pindah antar enam ikatan karbon tersebut, dan biasanya
digambarkan dengan lingkaran putus-putus di tengah-tengah ikatan karbon.
Pengecualian Aturan Bilangan Oktet pada Struktur Lewis
Aturan oktet sangat berguna untuk menentukan elektron pada molekul dengan atom pusat periode
2, namun tidak setiap atom dapat menggunakan aturan oktet. Bisa kita bandingkan, banyak atom
pusat yang memiliki elektron kurang dari 8 ataupun lebih dari itu. Pengecualian aturan oktet ini
dapat kita lihat pada molekul yang memiliki atom yang kekurangan elektron, elektron berjumlah
ganjil, dan khususnya atom yang memiliki elektron valensi berlebih.
Molekul yang kekurangan elektron. Molekul yang berbentuk gas yang biasanya mengandung atom
pusat Berillium atau Boron kekurangan elektron. Tidak adanya 8 elektron di sekitar atom pusat Be
dan B menyebabkan aturan oktet tidak bisa digunakan. Berikut struktur Lewis dari gas Berillium
Klorida dan Boron Triflorida.
Di sekitar atom Be hanya terdapat 4 elektron, sedangkan di sekitar atom B hanya terdapat 6
elektron. Pertanyaannya, mengapa atom halogen di sekitar atom pusat membentuk ikatan rangkap
terhadap atom pusat sehingga aturan oktet dapat terpenuhi. Itu di sebabkan keelektronegatifan
halogen lebih besar dari atom pusat Be ataupun B. Satu-satunya cara agar molekul yang kekurangan
elektron dapat bereaksi dengan molekul lain agar dapat mencapai aturan oktet. Contohnya ketika
BF3 bereaksi dengan amonia membentuk suatu zat, yang membuat atom B bisa mendapatkan aturan
oktetnya.
Molekul dengan atom pusat yang memiliki elektron berjumlah ganjil. Beberapa molekul memiliki
atom pusat dengan jumlah elektron ganjil, jadi kemungkinan besar setiap elektron pada atom pusat
molekul tersebut tidak dapat berpasangan. Contohnya elektron bebas memiliki elektron bebas (tidak
berpasangan), menyebabkan mereka bersifat paramagnetik dan sangat reaktif. Kebanyakan molekul
dengan atom pusat berelektron ganjil berasal dari atom bergolongan ganjil, contohnya N [ golongan
5A (15) ] atau Cl [ golongan 7A (17) ]. Contohnya molekul NO2 , merupakan asal utama asap yang
terbentuk ketika teroksidasi. NO2 memiliki beberapa bentuk resonansi. Ikatan yang pertama
merupakan ikatan rangkap dua, sedangkan yang lain merupakan ikatan tunggal yang membuat
tersisa elektron bebas yang tak berpasangan. Berikut bentuk resonansi yang terjadi.
Namun bentuk pertama (kiri) pada NO2 lebih penting karena dapat bereaksi dengan molekul NO2
lainnya. Radikal bebas berikatan dengan molekul lain yang sejenis agar elektron bebas yang tidak
berpasangan dapat berpasangan dengan elektron bebas molekul lain yang tak berpasangan juga.
Jadi ketika 2 molekul NO2 bereaksi dengan molekul sejenisnya, elektron bebas yang tak berpasangan
dapat saling berikatan membentuk ikatan N-N membentuk N2O4 dan setiap atom N nya mencapai
aturan oktet.
Elektron Valensi yang lebih banyak. Banyak molekul ataupun ion yang memiliki elektron valensi
lebih dari 8 elektron disekitar atom pusat. Sebuah atom memperluas tingkatan energi terluarnya
agar dapat membentuk ikatan yang lebih banyak, sebuah proses untuk melepaskan energi. Sebuah
atom dapat membuat ikatan berlebih menggunakan orbital d terluar setelah mengisi orbital s dan
orbital p . Perluasan tingkatan energi terluar sebuah atom hanya dapat terjadi jika atom pusat
merupakan atom nonlogam yang berasal dari periode ketiga atu lebih dan memiliki orbital d.
Contohnya Sulfur Hexaflorida (SF6). Atom pusat Sulfur dikelilingi oleh enam atom Fluorin yang
masing-masing memiliki ikatan tunggal, sehingga total elektron yang terdapat di atom pusat
sebanyak 12 elektron.
Contoh lain adalah Fosfor Pentaklorida (PCl5). PCl5 terbentuk ketika PCl3 bereaksi dengan gas klorida
Cl2. Atom P pada PCl3 sudah memenuhi aturan oktet, namun atom P menggunakan 2 elektron
bebasnya untuk mengikat atom klorida yang lain dan memperluas tingkat energi terluar atom P pada
PCl5 sehingga total elektron yang terdapat di atom pusat adalah 10 elektron. Pada saat terbentuk
PCl5 sebuah ikatan Cl-Cl terputus dan kemudian terbentuk 2 ikatan tambahan P-Cl.
Pada contoh SF6 dan PCl5 , atom pusat mengikat lebih dari 4 atom, namun masih banyak contoh
atom dengan perluasan tingkat energi yang mengikat 4 atom atau kurang. Contohnya asam sulfat
H2SO4. Berikut adalah 2 dari bentuk resonansi asam sulfat.
Pada bentuk kedua, atom Sulfur telah meningkatkan tingkat energi terluar sehingga dapat
menampung 12 elektron. Bentuk kedua juga lebih tepat karena panjang ikatan yang diukur sesuai
dengan panjang ikatan yang telah diteliti. Dalam bentuk gas H2SO4 , 2 ikatan S-O dengan atom H
mengikat atom O memiliki panjang 157 pm, diamana ikatan S-O dengan tidak ada atom H yang
mengikat di atom O memiliki panjang 142 pm. Ikatan yang lebih pendek ini mengindikasikan adanya
ikatan rangkap dua yang tergambar seperti bentuk kedua. Ketika asam sulfat kehilangan 2 ion H+
akan membentuk ion sulfat SO42-. Sehingga setiap ikatan S-O sekarang berjarak 149 pm, yaitu jarak
diantara ikatan rangkap S=O (142 pm) dan ikatan tunggal S-O (157pm). Dua dari 6 bentuk resonansi
yang lebih sesuai dengan gambar yang ada adalah sebagai berikut.
Pengukuran juga menunjukkan bahwa ikatan S-O pada SO3 dan SO2 semuanya berjarak tepat 142 pm,
mengindikasikan adanya ikatan rangkap dua pada setiap ikatan pada SO3 dan SO2.
Fosfor biasanya dapat menampung 10 elektron, Sulfur 12 elektron dan Iodin dapat menampung
hingga 14 elektron. Sangat penting menyadari adanya bilangan oksidasi, namun bilangan oksidasi ini
tidak selalu tepat, bisa kita lihat dari bilangan oksidasi tersebut tidak dapat memprediksi resonansi
dari NO2. Kenyataannya sekarang perhitungan secara teoritis mengindikasikan bahwa kebanyakan
atom pusat periode ke 3 atu lebih dapat membentuk peningkatan tingkat energi terluar sebuah
atom, dan bilangang oksidasi nol kurang akurat daripada bilangan oksidasi yang lebih besar. Tetapi
kita akan terus membandingkan menggunakan bilangan oksidasi karena bilangan oksidasi
merupakan pendekatan terdekat dengan data penelitian yang telah ada.
Teori Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) dan Bentuk Molekul
Struktur Lewis itu seperti cetak biru dari sebuah struktur molekul. Gambar dua dimensi dari struktur
Lewis ini relatif menggambarkan letak-letak dari atom pusat, ikatan antar atom pada molekul, dan
lain-lain seperti pasangan elektron bebas. Untuk dapat menggambarkan bentuk molekul secara
tepat dari struktur Lewis, dengan begitu ahli kimia menciptakan teori valence shell electron pair
repulsion (VSEPR). Sudah menjadi aturan dasar bahwa setiap elektron terluar yang mengelilingi atom
pusat saling menjauh untuk meminimalisir gaya tolak menolak sekecil mungkin.
Susunan Elektron dan Bentuk Molekul
Ketika dua, tiga, empat, lima, hingga enam benda disusun mengacu pada sebuah titik, sehingga
setiap benda tersebut dapat menempati ruang disekitar titik tersebut semaksimal mungkin,
menghasilkan lima pola geometric secara umum. Jika benda tersebut adalah elektron valensi, maka
gaya tolak-menolak menyebabkan setiap elektron valensi saling tolak-menolak mengisi setiap ruang
dengan maksimal. Bentuk molekul yang terbentuk itu dibentuk oleh kelompok elektron valensi baik
yang berikatan maupun tidak disekitar atom pusat. Selain itu bentuk molekul juga dipengaruhi
nukleus atom. Gambar yang dibawah itu menunjukkan bentuk molekul paling dasar, dan hanya
berpengaruh jika semua atom berikatan dan tidak ada pasangan elektrn bebas, namun jika masih
terdapat pasangan elektron bebas pada molekul maka bentuk molekul akan berubah lagi. Jadi teori
VSEPR sangat berguna untuk memprediksi bentuk molekul karena sebagian besar teori tersebut
sudah sesuai dengan penelitian yang telah dilakukan.
Bentuk Molekul dengan Dua Kelompok Elektron
Ketika dua kelompok elektron berikatan dengan atom pusat maka pemikiran kita bentuk molekul
tersebut adalah linier, karena dua kelompok elektron akan bergerak saling menjauh sejauh
mungkin. Bentuk linier ini akan membentuk 180o mengacu pada teori VSEPR . berikut contoh
molekul linier, contohnya gas BeCl2 merupakan molekul linier.
Bentuk Molekul dengan Tiga Kelompok Elektron
Ketika tiga kelompok elektron berikatan dengan sebuah atom pusat maka, bentuk ideal yang terjadi
adalah membentuk sudut 120o antar kelompok elektron, membentuk trigonal planar. Ada dua
kemungkinan dari bentuk molekul dengan tiga kelompok elektron, pertama, atom pusat dengan tiga
ikatan tunggal, atau mengikat dua atom dan sebuah ikatan tunggal, dapat kita lihat perbedaan kedua
ikatan tersebut. Contoh ikatan yang membentuk sudut 120o dengan sempurna, contohnya molekul
dengan atom pusat yang kekurangan elektron, contohnya BF3.
Akibat dari Ikatan Rangkap Dua. Secara faktual bentuk sebuah molekul akan berubah ketika ada
ikatan rangkap dua, karena kepadatan elektron pada ikatan rangkap dua lebih kuat daripada ikatan
tunggal sehingga bentuknya tidak menjadi 120o tepat.
Akibat dari Pasangan Elektron Bebas. Karena kekuatan dari penolakan pasangan elektron bebas lebih
besar dari kekuatan ikatan antar atom maka perubahan sudut pada molekul tersebut lebih besar
daripada akibat dari ikatan rangkap dua.
Bentuk Molekul dengan Empat Kelompok Elektron
Sejauh ini paling mudah dalam menggambarkan bentuk molekul dengan empat elektron
menggunakan dua dimensi namun, kita harus menggunakan gambar tiga dimensi untuk
menggambarkan bentuk molekul dengan tepat. Dari fakta ini dapat terlihat bahwa struktur Lewis
tidak dapat menggambarkan bentuk molekul. Contohnya gas metan secara gambar dari struktur
Lewis digambarkan sudutnya membentuk 90o namun secara tiga dimensi yang terbentuk tidak
sebesar 90o namun 109.5o antar atomnya.
Bentuk Molekul dengan Lima Kelompok Elektron
Semua molekul yang memiliki lima atau enam kelompok elektron pasti merupakan atom dengan
periode lebih dari 3 karena hanya atom-atom dengan periode diatas itu yang memiliki orbital d yang
bisa memperluas kulit terluar hingga dapat menampung lebih dari 8 elektron. Ketika lima kelompok
elektron menjauh semaksimal mungkin akan membentuk trigonal bipiramida. Contoh bentuk
molekul trigonal bipiramida adalah fosfor pentaklorida PCl5,
Berikut adalah 3 bentuk lain yang mengandung pasanagan elektron bebas, karena pasangan elektron
bebas memiliki gaya tolak menolak yang lebih kuat daripada gaya ikatan antar atom.
SF4 BrF3
I3-
Bentuk Molekul dengan Enam Kelompok Elektron
Dengan enam ikatan atom, maka bentuk idealnya adalah oktahedral. Jadi ketika SF4 dengan bentuk
jungkat-jungkit bereaksi dengan F2 , maka atom pusat S memperluas kulit terluar untuk membentuk
oktahedral sulfur hexafluorida (SF6)