IKATAN KIMIA DAN STRUKTUR MOLEKULAR
B. Uraian Materi 5 5.1 Ikatan Kimia
5.3 Ikatan Kovalen Struktur Lewis
Spesies yang tersusun oleh khususnya unsur-unsur non-logam seperti H2, O2, N2,
H2O, HCl, dan CH4, ternyata mempunyai sifat yang berlawanan dengan sifat-sifat senyawa
ionik; sifat tersebut misalnya bukan penghantar listrik. Oleh karena itu, pembentukan ikatan antara atom-atom penyusun molekul menurut model transfer elektron sebagaimana diterapkan untuk molekul ionik tidak lagi tepat. Pertanyaan yang menantang para ahli kimia pada awal abad kedua puluh perihal bagaimana atom-atom itu bergabung membentuk suatu molekul, dijawab oleh Gilbert N. Lewis pada tahun 1916 yang mengusulkan bahwa elektron valensi suatu atom dapat divisualisasikan seolah-olah menempati titik-titik sudut suatu kubus di seputar intinya. Suatu atom yang kekurangan elektron yang diperlukan untuk menempati kedelapan titik sudut kubus dapat mengadakan "persekutuan" melalui rusuk kubus dengan atom lain untuk melengkapi pemilikan oktet
seperti dilukiskan diagram Gambar 5.2:
Sebagaimana banyak ide revolusioner umumnya, ide Lewis ini juga ditolak oleh banyak ahli kimia pada waktu itu, namun demikian konsep pembentukan pasangan - pasangan elektron sekutu kemudian dapat diterima walaupun model diagram kubus
tersebut akhirnya hilang tidak mendapat dukungan. Pandangan klasik perihal ikatan kemudian segera berkembang dengan munculnya mekanika kuantum; Linus Pauling pada tahun 1937 mengenalkan model ikatan yang melibatkan tumpang-tindih orbital atomik. Lewis selanjutnya mengidentifikasi ikatan kimia sebagai pasangan elektron sekutu, meskipun tidak dapat menjelaskan mengapa pasangan elektron dan bukan jumlah yang lain harus bertanggung jawab dalam pembentukan ikatan. Pasangan elektron sekutu yang kemudian dikenal sebagai ikatan kovalen, dilukiskan sebagai ikatan tunggal A—B untuk sepasang elektron sekutu, ikatan rangkap dua A
=
B dan ganda tiga A≡
Β, masing- masing untuk dua dan tiga pasang elektron sekutu. Pembentukan pasangan elektron ini untuk mencapai konfigurasi elektron terluar delapan, oktet, seperti halnya dijumpai dalam gas mulia (kecuali He) yang ternyata stabil. Sebagai contoh, H2, O2, N2, HCl, dan CO2,masing-masing dilukiskan dengan elektron dot model Lewis seperti pada Gambar 5.3. +
H H H H O O O O N N N N H Cl H Cl C O O C O O ** ** ** ** * * * * * ** * * ** * * * * * * * * * * * * * * * * * ** ** ** ** ** ** ** ** * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * *
Gambar 5.3 Struktur elektron dot model Lewis untuk molekul H2, O2, N2, HCl, dan CO2
Untuk ion, biasanya muatannya dilukiskan untuk satu keseluruhan dan bukan untuk atom secara individu, khususnya jika atom-atom pengelilingnya sama. Sebagai contoh, BF4-,
SO42-, dan PO43-, masing-masing dilukiskan pada Gambar 5.4.
B F F F F S O O O O 2 P O O 3 ** ** ** ** ** ** ** ** ** ** ** ** ** ** * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * * *** ** O * * * * ** O * * * * ** Gambar 5.4 Struktur elektron dot model Lewis untuk
ion BF4 - , SO4 2- , dan PO4 3-
Problem struktur Lewis muncul ketika ditemukan banyak senyawa yang stabil dengan lebih atau kurang dari 4 pasang elektron maupun berelektron gasal (misalnya, BF3;
PCl5; NO).
Ikatan kovalen koordinat
Pembentukan pasangan elektron sekutu tidak harus selalu berasal dari kedua belah pihak atom yang berikatan, melainkan dapat berasal dari satu pihak saja, namun tetap menjadi milik bersama; dengan demikian, dalam kasus ini ada pihak “penyumbang” (donor) dan ada pihak “penerima” (akseptor) pasangan elektron. Ikatan demikian ini tentu saja tetap merupakan ikatan kovalen, dan sering dinyatakan secara khusus sebagai ikatan kovalen koordinat dengan simbol tanda panah dari atom donor menuju akseptor, meskipun hal ini bukan suatu keharusan. Sebagai contoh, senyawa NH3 terdiri atas tiga pasangan
elektron sekutu untuk tiga ikatan kovalen tunggal N
–
H; namun, karena atom N memiliki lima elektron valensi maka masih tersedia sepasang elektron bukan ikatan atau sepasang elektron menyendiri (lone pair electron). Jika molekul NH3 bergabung dengan ion H+(tanpa elektron) membentuk ion NH4+, maka hanya ada satu kemungkinan pembentukan
pasangan elektron sekutu yang berasal dari atom N sebagai ikatan kovalen koordinat, yang dapat dilukiskan menurut diagram Gambar 5.5. Kenyataan bahwa keempat ikatan kovalen tunggal N–H mempunyai panjang ikatan yang sama menyarankan bahwa penggambaran
+
→ atau N H H H * * H N H H H H + H N → H H H + ikatan koordinatkhusus ikatan kovalen koordinat tidak bermanfaat kecuali hanya mengindikasikan proses pembentukan pasangan elektron sekutu saja dan oleh karena itu muatan ion menjadi milik seluruh gugus amonium.
Sifat Polaritas Senyawa Kovalen dan Momen Dipol
Pada berbagai contoh di atas ditunjukkan adanya molekul diatomik yang tersusun oleh atom-atom yang sama (H2, N2, O2),
sehingga dapat dipikirkan bahwa jarak antara pasangan elektron sekutu dengan kedua inti atom juga sama. Oleh karena itu, molekulnya bersifat non polar. Akan tetapi untuk molekul heteroatom seperti HCl, pasangan elektron sekutu tentu lebih mendekat ke arah atom yang lebih bersifat elektronegatif, yaitu
atom Cl, sehingga molekul HCl akan terpolarisasi atau bersifat polar dan menghasilkan suatu dipol atau dwikutub dengan daerah negatif terpusat pada atom Cl dan daerah positif terpusat pada atom H (Gambar 5.6). Jadi, kepolaran suatu molekul kovalen dapat diramalkan dengan mempertimbangkan sifat elektronegativitas atom-atom penyusunnya dan juga bentuk geometri molekul yang bersangkutan. Gas CO bersifat polar karena perbedaan sifat elektronegativitas antara atom karbon dan oksigen yang cukup signifikan; tetapi, gas CO2 bersifat non-polar karena bentuk molekulnya yang simetri linear sehingga
ikatan dipol kedua ujung menghasilkan resultante nol; dengan demikian, sifat dipol suatu molekul tidak hanya bergantung pada sifat polaritas ikatan, melainkan juga bentuk geometri dan juga ada tidaknya pasangan elektron menyendiri.
Spesies polar mempunyai momen dipol permanen tetapi spesies non-polar tidak; dengan demikian tingkat kepolaran suatu spesies dapat dinyatakan dengan besarnya harga momen dipol (µ), yang didefinisikan sebagai produk muatan masing-masing pol / kutub (q,
dalam Coulomb) dan jarak antara kedua pol (d, dalam meter); dalam hal molekul, jarak d
tidak lain menunjuk pada panjang ikatan. Jadi, µ = qd (biasanya dengan satuan Debye, D,
atau C m satuan SI, dimana 1 D = 3,336 x 10-30 C m). Kecenderungan harga momen dipol
yang berkaitan dengan tingkat kepolaran atau elektronegativitas ditunjukkan oleh senyawa hidrogen halida seperti berikut ini:
Hidrogen halida H–F H–Cl H–Br H–I Momen dipol, µ / D 1,9 1,04 0,9 0,38 Elektonegativitas halogen 4,0 3,0 2,8 2,5 H Cl δ+ δ − ** ** * * * * Gambar 5.6 Model molekul polar HCl
** ** H H O µ = 1,85 D * * N H H H µ = 1,47 D C O O µ = 0 C Cl Cl Cl Cl µ = 0 C H H H H µ = 0 µ = 1,01 D C Cl Cl Cl H
Gambar 5.7 Arah momen dipol pada beberapa spesies (+ - )
Hubungan antara bentuk geometri dengan sifat polaritas atau momen dipol ditunjukkan oleh beberapa contoh pada Gambar 5.7. Molekul air bersifat sangat polar. Dengan adanya dua pasang elektron menyendiri muatan negatif terkonsentrasi pada atom oksigen; tambahan pula, ikatan O–H juga bersifat sangat polar dengan daerah muatan negatif terkonsentrasi pada atom oksigen. Kutub positif terkonsentrasi pada daerah antara kedua atom hidrogen, sehingga molekul air mempunyai momen dipol yang sangat kuat yaitu 1,85 D. Molekul amonia juga bersifat polar; adanya sepasang elektron menyendiri pada atom nitrogen dan ikatan N–H yang juga bersifat polar mengakibatkan ujung negatif terkonsentrasi pada atom nitrogen dan ujung positif terkonsentrasi pada daerah antara ketiga atom hidrogen. Molekul amonia mempunyai momen dipol yang cukup besar yaitu 1,47 D.
Dalam banyak molekul, sifat polaritas parsial yang disebabkan oleh perbedaan elektronegativitas atom-atom penyusun ikatan menghasilkan resultante nol dalam keseluruhan molekulnya, sehingga molekul ini mempunyai momen dipol nol. Dalam molekul “simetri” linear CO2 misalnya, dua ikatan C=O yang masing-masing bersifat polar
sangat kuat saling meniadakan karena resultante muatan negatif dan daerah positif terkonsentrasi pada daerah yang sama yaitu tepat pada atom C. Dalam molekul tetrahedral teratur CCl4, keempat ikatan polar parsial C–Cl juga saling meniadakan karena resultante
muatan negatif terkonsentrasi pada titik yang sama yaitu pada atom C; demikian juga dalam molekul CH4. Namun, dalam molekul tetrahedral tak-teratur atau terdistorsi seperti
CHCl3, elektronegativitas atom H lebih rendah daripada atom C dan jauh lebih rendah
daripada atom Cl. Dengan demikian, resultante muatan negatif terkonsentrasi pada daerah antara ketiga atom Cl, dan akibatnya molekul mempunyai momen dipol, yaitu 1,01D. Momen dipol suatu molekul tidak hanya ditentukan oleh momen ikatannya,
melainkan juga adanya pasangan elektron non-ikat (lone-pair) pada atom pusat. Jika
pasangan elektron non-ikat ini berada dalam orbital yang searah dengan resultante momen ikatannya maka hasilnya akan menguatkan momen dipol molekul yang bersangkutan, dan sebaliknya akan memperlemah. Dapatkah Anda menjelaskan mengapa molekul NH3 (1,5D) memiliki momen dipol yang lebih besar ketimbang NF3 (0,2D)?
Gaya-Gaya Intermolekular
Hampir semua senyawa kovalen tersusun oleh unit-unit molekul bebas. Andaikata hanya terdapat gaya-gaya intramolekular, yaitu ikatan-ikatan kovalen dalam molekul, maka tentu tidak akan terdapat tarik-menarik antar molekul-molekul tetangga dan akibatnya semua senyawa kovalen akan
berupa gas pada setiap temperatur. Kenyataannya jelas tidak demikian, dan oleh karena itu tentu terdapat gaya-gaya antara molekul-molekul yaitu gaya intermolekular. Satu gaya intermolekular yang bekerja antara semua molekul adalah gaya tarik dipol imbas atau gaya dispersi atau gaya London. Gaya-gaya tipe yang lain adalah dipol-dipol, ion-
dipol dan ikatan hidrogen, merupakan gaya-gaya yang terdapat pada keadaan yang spesifik.
Gaya-Gaya Dispersi (Gaya London)
Peluang distribusi elektron atau rapatan elektron dalam atom maupun molekul sesungguhnya merupakan besaran yang berkaitan dengan waktu rerata; ini adalah osilasi dari harga waktu rerata yang menghasilkan tarikan-tarikan antar molekul-molekul tetangga. Atom-atom gas mulia merupakan contoh yang sederhana. Dalam waktu reratanya, rapatan elektron berupa bulatan bola simetri di seputar inti atom. Namun, hampir dalam seluruh waktunya elektron-elektron terdistribusi secara tidak simetris dan akibatnya sebagian dari daerah atomnya mempunyai rapatan elektron yang lebih tinggi dan daerah lain lebih rendah (Gambar 5.8). Bagian ujung dekat dengan inti akan menjadi daerah yang lebih bersifat positif dan bagian ujung lain yang jauh dari inti menjadi daerah yang lebih bersifat negatif. Kejadian pemisahan muatan ini bersifat sementara, dan oleh karena itu dikatakan molekul mempunyai sifat dipol sementara. Bagian ujung positif ini akan menarik rapatan elektron atom tetangga, dan inilah yang dimaksud dengan dipol imbas antara molekul yang mewakili gaya dispersi antara atom-atom dan molekul- molekul. Akibat tarikan tersebut, sesaat kemudian rapatan elektron akan bergeser dan pergeseran muatan menjadi terbalik (Gambar 5.8).
Dapat dipahami bahwa tingkat kemudahan terbentuknya kutub dari pergeseran elektron tersebut bergantung terutama pada semakin banyaknya elektron dalam atom atau molekul, dan dengan demikian memperbesar gaya tarik dispersi. Pada gilirannya kekuatan gaya intermolekular inilah yang menentukan titik leleh dan titik didih suatu senyawa. Semakin kuat gaya intermolekular semakin tinggi titik leleh maupun titik didihnya. Hal ini seperti ditunjukkan oleh data titik leleh dan titik didih hidrida golongan 14 (Tabel 5.1). Bentuk molekul juga merupakan faktor (kedua) yang menentukan kekuatan gaya dispersi. Molekul yang kompak / mampat hanya akan mengalami sedikit pergeseran muatan, sedangkan molekul memanjang akan mengalami pergeseran yang lebih besar sehingga mempunyai titik didih lebih tinggi. Sebagai contoh adalah ketiga isomer pentana,
Gambar 5.8
Rapatan elektron pada (A) rerata waktu, (B) sesaat (sementara) dan (C) gaya tarik
dispersi antar atom dan molekul
(A (B) δ+ δ- δ+ δ- δ+ δ- δ+ δ- δ- δ+ (C)
C5H12; n-pentana, H3C–C(H)2–C(H)2–C(H)2–CH3 , mempunyai bentuk rantai terpanjang
dengan titik didih tertinggi, 36 oC, isopentana, H
3C–C(H)2–C(H)(CH3)–CH3, dengan
bentuk rantai lebih pendek, lebih kompak karena adanya satu cabang CH3 mempunyai titik
didih lebih rendah, 28oC, dan neopentana, H
3C–C(CH3)2–CH3, dengan bentuk rantai
terpendek, paling mampat karena adanya dua cabang CH3 mempunyai titik didih terendah
yaitu 9,5 oC.
Tabel 5.1 Data titik leleh dan titik didih senyawa hidrida golongan 14 dan 17 Spesies CH4 SiH4 GeH4 SnH4 HF HCl HBr HI
Titih leleh (oC) - 184 - 185 - 165 - 150 - 83 - 115 - 88 - 54
Titik didih (oC) - 162 - 112 - 88 - 52 19,5 - 85 - 67 - 36
Jumlah elektron 10 18 36 54 10 18 36 54
Gaya Dipol-Dipol
Adanya sifat dipol permanen pada suatu molekul misalnya CO dan HCl, tentu akan menaikkan kekuatan gaya intermolekular. Karbon monoksida mempunyai titik leleh 68 K dan titik didih 82 K, masing-masing lebih tinggi daripada titik leleh (63 K) dan titik didih (77 K) dinitrogen, meskipun keduanya isoelektronik yaitu mempunyai jumlah elektron yang sama. Dalam hal ini dapat dikaitkan dengan adanya kontribusi sifat dipol permanen dalam molekul CO.
Adalah sangat penting untuk disadari bahwa gaya tarik dipol-dipol merupakan efek tambahan dari efek utama dipol imbas. Hal ini seperti ditunjukkan oleh perbandingan sifat- sifat fisik senyawa-senyawa HCl, HBr dan HI. Perbedaan skala elektronegativitas antara kedua atom dalam masing-masing senyawa tersebut secara berurutan semakin rendah dengan naiknya nomor atom, yaitu 1,0 untuk HCl, 0,8 untuk HBr, dan 0,5 untuk HI. Hal ini berarti bahwa gaya tarik dipol-dipol antara molekul-molekul tetangga dalam masing- masing senyawa tersebut juga akan semakin rendah. Namun demikian, kecenderungan data titik didih maupun titik leleh ketiga senyawa tersebut justru berlawanan yaitu semakin tinggi (Tabel 5.1). Kenyataan ini menyarankan bahwa gaya tarik dipol-dipol bukanlah merupakan faktor utama penentu besarnya titik leleh maupun titik didih suatu senyawa, melainkan gaya tarik dipol imbas lebih dominan.
Ikatan Hidrogen
Senyawa HF ternyata menunjukkan sifat anomali dalam hal kecenderungan titik didih senyawa hidrida golongan 17, yaitu justru mempunyai titik didih tertinggi (Tabel 5.1). Kecenderungan yang sama juga ditemui untuk senyawa hidrida golongan 15 dan 16, yaitu senyawa NH3 dan H2O, yang masing-masing menunjukkan sifat anomali titik didih
tertinggi dalam golongan yang bersangkutan (Gambar 5.9). Hal ini berarti bahwa titik didih yang begitu tinggi ini disebabkan oleh tingginya gaya tarik dipol-dipol "khusus" yang kemudian diidentifikasi sebagai ikatan hidrogen.
Terjadinya ikatan hidrogen dikaitkan dengan perbedaan elektronegativitas yang begitu besar antara kedua atom penyusunnya. Sebegitu jauh ikatan hidrogen merupakan gaya intermolekular yang paling kuat, kira-kira 5-20 % dari kekuatan ikatan kovalen tunggal, dan kekuatan ikatan hidrogen paralel khususnya dengan identitas
Apabila atom hidrogen terikat pada atom lain, X, terutama F, O, N atau Cl, sedemikian sehingga ikatan X–H bersifat sangat polar dengan daerah positif pada atom H, maka atom H ini dapat berinteraksi dengan spesies negatif lain atau spesies-kaya elektron membentuk apa yang dikenal sebagai ikatan hidrogen (Xδ- –
Hδ+ .... Y ; H....Y = ikatan hidrogen).
Walaupun detilnya sangat bervariasi, tetapi umumnya dipercaya bahwa sifat khas ikatan hidrogen disebabkan oleh karena gaya elektrostatik yang besar antara atom H dan Y. Konsekuensinya, jarak ikatan X–H dengan ikatan hidrogen akan menjadi lebih panjang, sekalipun tetap sebagai ikatan kovalen tunggal, daripada panjang ikatan normal X–H tanpa
ikatan hidrogen. Demikian juga jarak H....Y umumnya lebih panjang daripada jarak ikatan
normal H–Y. Dalam hal ikatan hidrogen sangat kuat, jarak X....Y menjadi sangat pendek
dan panjang ikatan X–H dan H....Y keduanya menjadi pendek dan hampir sama.
Bukti adanya peran ikatan hidrogen yang cukup signifikan adalah komparasi sifat fisik titik didih abnormal dari senyawa-senyawa NH3, HF, dan H2O. Kekuatan ikatan
hidrogen dalam molekul-molekul secara berurutan adalah H2O > HF > NH3.
Penyimpangan titik didih NH3, HF, dan H2O dalam hubungannya dengan titik didih
senyawa-senyawa kovalen hidrida dari unsur-unsur dalam golongan yang sama (Gambar 5.9) menunjukkan peran ikatan hidrogen yang sangat jelas. Dari studi kristalografik dapat diketahui bahwa dalam es setiap atom oksigen dikeliling oleh empat atom oksigen yang
lain secara tetrahedral dan keempat atom-atom hidrogen terletak antara atom-atom oksigen
sekalipun tidak tepat ditengahnya. Jadi, setiap atom O mengikat dua atom H dengan jarak
yang sama ~ 1,01 Å, dan dua atom H yang lain dengan jarak yang lebih panjang, ~ 1,75 Å, sebagai ikatan hidrogen; jadi, jarak O–O ≈ 2,76 Å. Struktur es ini terbuka dan distribusi
ikatan hidrogen terbentuk secara acak. Jika es meleleh, maka sebagian ikatan hidrogen
terputus sehingga struktur es tidak lagi dapat dipertahankan dan berakibat naiknya densitas
air.
Bukti lain yang lebih signifikan adalah melalui studi kristalografik - sinar-X, difraksi netron, demikian juga spektrum infrared dan nuclear magnetic resonance - nmr baik
untuk padatan, cairan maupun larutan. Dalam spektrum inframerah, untuk senyawa X–H yang mengandung ikatan hidrogen, energi vibrasi - stretching X–H akan menjadi
melemah hingga akan muncul pada spektrum dengan frekuensi yang lebih rendah dan melebar - tumpul.
Ikatan hidrogen sangat dominan dalam kimia air, larutan air, pelarut hidroksilik,
spesies yang mengandung gugus –OH umumnya, dan juga penting dalam sistem biologi Gambar 5.9 Titik didih normal senyawa
biner hidrogen golongan p
H2O HF NH3 CH4 H2S PH3 SiH4 HCl H2Se HBr AsH3 GeH4 H2Te H I SbH3 SnH4 0 100 - 100 - 200 Periode 2 3 4 5 Titik didih / oC
misalnya sebagai penghubung rantai polipeptida dalam rantai protein dan pasangan basa- asam nukleat.
Konsep Muatan Formal
Dalam molekul NH3 terdapat tiga pasang elektron ikatan dan sepasang elektron non-
ikatan atau menyendiri. Ternyata sepasang elektron menyendiri ini berubah menjadi sepasang elektron ikatan ketika molekul NH3 bergabung dengan ion H+ membentuk ion
NH4+, karena ion H+ tidak menyediakan elektron sama sekali. Dengan demikian, dalam ion
NH4+ atom N seolah-olah menderita "kekurangan" elektron relatif terhadap kondisinya
dalam molekul NH3. Untuk menyatakan "kekurangan/kelebihan elektron" relatif terhadap atom netralnya inilah kemudian dikenalkan pengertian muatan formal. Untuk membicarakan struktur elektronik spesies semacam ini, bahasa bilangan oksidasi jelas kurang tepat sebab memang bukan merupakan proses transfer elektron. Jadi berbeda dari bilangan oksidasi, muatan formal diartikan sebagai bilangan bulat atau pecahan, positif (+) atau negatif (-) yang menunjuk pada banyaknya kekurangan elektron atau kelebihan elektron setiap atom penyusun suatu spesies relatif terhadap atom netralnya. Bilangan ini ditentukan atas dasar struktur elektronik spesies yang bersangkutan dengan anggapan bahwa dalam ikatan kovalen pasangan elektron ikatan memberikan kontribusi muatan secara merata terhadap atom-atom yang berikatan.
Untuk menghitung besarnya kekurangan atau kelebihan elektron tersebut dipakai pedoman sebagai berikut: (1) setiap elektron non-ikatan memberikan nilai -1, dan (2) setiap elektron ikatan memberikan nilai ½ jika elektron ini dimiliki oleh dua atom dan ⅓ jika dimiliki oleh tiga atom yang berikatan. Jadi secara garis besar, muatan formal (QF) dapat
dihitung menurut rumus: QF = G - n - b, dengan G = jumlah elektron valensi atom
netralnya, n = jumlah elektron non-ikatan dan b = ½ jumlah elektron ikatan antara 2 atom
atau ⅓ jumlah elektron ikatan antara 3 atom.
Sebagai contoh dalam NH3, setiap atom H mempunyai muatan formal sebesar: 1 - 0 -
(½ x 2) = 0 (nol), dan atom N juga mempunyai muatan formal nol (yaitu 5 - 2 - ½ x 6), sehingga total muatan formal molekul netral NH3 adalah nol. Namun, dalam ion NH4+,
muatan formal masing-masing atom H adalah nol, dan atom N adalah: 5 - 0 - ½ x 8 = +1, sehingga muatan formal total adalah +1 sesuai dengan muatan ion NH4+.
Spesies diboran (B2H6) mempunyai bangun struktur dengan
dua ikatan tripusat atau jembatan hidridik B H B . Oleh karena sepasang elektron pada jembatan hidridik dipakai untuk mengikat tiga atom yaitu B-H(1)-B dan B-H(2)-B, maka setiap elektron
ikatan tripusat ini memberikan kontribusi muatan formal ⅓. Oleh
karena itu, kedua atom jembatan H(1) dan H(2) masing-masing mempunyai muatan formal
sebesar: 1 - ⅓ x 2 = ⅓ , sedangkan keempat atom H yang lain mempunyai muatan formal nol; kedua atom B masing-masing mempunyai muatan formal sebesar: 3 - 0 - ½ x 4 - 2(⅓ x 2) = -⅓. Dengan demikian, total muatan formal spesies ini adalah nol sesuai dengan sifat netral spesies yang bersangkutan.
Struktur B 2 H 6 B H B H H H H H
Contoh lain adalah HCl. Oleh karena hanya ada sepasang elektron ikatan, maka masing-masing atom H dan Cl mempunyai muatan formal nol (0); jadi, berbeda dari konsep bilangan oksidasi yang menyatakan bahwa bilangan oksidasi atom H adalah +1 dan Cl adalah -1. Lalu bagaimana untuk senyawa ionik NaCl? Oleh karena struktur elektroniknya adalah ionik, Na+Cl-, jadi bukan senyawa kovalen, maka muatan formalnya adalah +1 untuk Na dan -1 untuk Cl; dalam contoh ini baik bilangan oksidasi maupun muatan formal, keduanya memberikan numerik yang sama. Bagaimana pula untuk molekul seperti H2, N2, dan O2? Lagi-lagi masing-masing atom mempunyai muatan formal nol (0), sama dengan bilangan oksidasinya.
Pengenalan muatan formal bermanfaat dalam menjelaskan: (1) struktur elektronik senyawa-senyawa kovalen termasuk spesies berelektron gasal dimana struktur oktet tidak dapat diterapkan, dan (2) dalam melukiskan bentuk resonansi. Menurut konsep muatan formal, struktur yang mempunyai energi terendah adalah struktur yang menghasilkan muatan formal terkecil pada masing-masing atom penyusun spesies yang bersangkutan.
Resonansi
Perlu diingat bahwa struktur Lewis tidak meramalkan bentuk molekul yang bersangkutan, tetapi hanya pola dan jumlah ikatan. Struktur Lewis hanya tepat untuk melukiskan satu model distribusi elektron saja. Kenyataannya, banyak spesies yang dapat dilukiskan kedalam dua atau lebih model struktur Lewis dengan kaidah oktet masih tetap dipenuhi. Misalnya molekul ozon O3 yang mempunyai 18 elektron valensi; jika dilukiskan
dengan satu model struktur Lewis (a) atau (b), akan menghasilkan dua macam ikatan yaitu ikatan tunggal O–O dan ikatan rangkap O=O. Kenyataannya kedua ikatan dalam molekul ozon adalah sama yaitu dengan panjang ikatan 1,28 Å; harga ini merupakan harga antara panjang ikatan tunggal O–O (1,48 Å) dan ikatan rangkap O=O (1,21 Å). Oleh karena itu struktur ozon tentulah bukan (a) atau (b), melainkan terletak di antaranya.
** * * *O O O ( a ) O O * ** ** * * * * * * * * *O * ** ** ** ** O O O ** * * * * ** ** ( b ) ( c ) ← → Struktur resonansi O3 atau
Kelemahan ini oleh L. Pauling diatasi dengan mengenalkan konsep resonansi, yaitu
suatu bentuk yang merupakan campuran dari semua kemungkinan struktur Lewis, yang dilukiskan dengan satu anak panah kepala dua. Perlu ditegaskan bahwa struktur resonansi (a) ↔ (b) bukanlah terdiri atas bentuk (a) dan (b) yang seimbang, karena pasangan elektron yang digambarkan sebagai ikatan tunggal maupun rangkap tidak pernah ada dan tidak terlokalisasi di satu tempat melainkan seolah-olah merata di antara kedua daerah ikatan. Maka, bentuk ini mungkin merupakan bentuk superposisi antara (a) dan (b) yaitu
hibrida resonansi bentuk (c).
Molekul CO (dengan 10 elektron valensi) mempunyai tiga kemungkinan struktur elektronik (a), (b), dan (c). Pada dasarnya ketiga bentuk ini mempunyai kestabilan yang relatif sama atas dasar muatan formal, elektronegativitas, panjang ikatan, maupun sifat