Tugas : Kimia Anorganik I
STRUKTUR MOLEKUL
Dosen Pengampu:
Nur A. Limatahu, S. Pd., M. Si.
Oleh :
EVA YUNIATI
0329 14 11 021
Semester/Kelas : III/C
PROGRAM STUDI PENDIDIKAN KIMIA
FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN
UNIVERSITAS KHAIRUN
TERNATE
A. STRUKTUR MOLEKUL 1. IKATAN KIMIA
Antara dua atom atau lebih dapat saling berinteraksi dan membentuk molekul. Interaksi ini selalu disertai dengan pelepasan energi sedangkan gaya-gaya yang menahan atom-atom dalam molekul merupakan suatu ikatan yang dinamakan ikatan kimia. Ikatan kimia terbentuk karena unsur-unsur ingin memiliki struktur elektron stabil. Struktur elektron stabil yang dimaksud, yaitu struktur elektron gas mulia.
Tabel struktur elektron gas mulia.
Unsur Nomor
atom
K L M N O P
He 2 2
Ne 10 2 8
Ar 18 2 8 8
Kr 36 2 8 18 8
Xe 54 2 8 18 18 8
Rn 86 2 8 18 32 18 8
Kecenderungan atom-atom untuk memiliki struktur atau konfigurasi elektron seperti gas mulia atau 8 elektron pada kuliat terluar disebut “kaidah oktet”. Sementara itu atom-atom yang mempunyai kecenderungan untuk memiliki konfigurasi elektron seperti gas helium disebut “kaidah duplet”.
Hal-hal yang diperlukan antarunsur agar dapat mencapai struktur elektron seperti gas mulia, sebagai berikut.
1) Perpindahan elektron dari satu atom ke atom lain (serah terima elektron)
Atom yang melepaskan elektron akan membentuk ion positif, sedangkan atom yang menerima elektron akan berubah menjadi ion negatif, sehingga terjadilah gaya elektrostatik atau tarik-menarik antara kedua ion yang berbeda muatan. Ikatan ini disebut ikatan ion.
Ikatan kimia mengacu pada gaya tarik menarik yang memegang atom bersama dalam senyawa. Ada dua kelas utama dari ikatan.
(1) hasil ikatan ionik dari interaksi elektrostatik antara ion, yang sering terjadi karena transfer bersih satu atau lebih elektron dari satu atom atau kelompok atom yang lain.
(2) hasil ikatan kovalen dari berbagi satu atau lebih pasangan elektron antara dua atom.
Perbedaan senyawa ionik dan senyawa kovalen
Senyawa Ionik Senyawa Kovalen
Berbentuk padatan dengan titik leleh tinggi (biasanya > 400 ° C).
Berupa gas, cairan, atau padatan dengan titik leleh rendah (biasanya <300 ° C).
Banyak yang larut dalam pelarut polar seperti air.
Banyak yang tidak larut dalam pelarut polar.
Sebagian besar tidak larut dalam pelarut nonpolar, seperti heksana, C6H14, dan karbon tetraklorida, CCl4.
Sebagian besar larut dalam pelarut nonpolar, seperti heksana, C6H14, dan karbon tetraklorida, CCl4.
Senyawa Molten melakukan dengan baik listrik karena mengandung partikel-partikel bermuatan bergerak (ion).
Cair dan cair senyawa tidak menghantarkan listrik.
Larutan encer melakukan dengan baik listrik karena mengandung partikel-partikel bermuatan bergerak (ion).
Larutan encer biasanya konduktor listrik yang buruk karena kebanyakan tidak mengandung partikel bermuatan. Sering terbentuk antara dua elemen
dengan elektronegativitas berbeda, biasanya logam dan bukan logam
Sering terbentuk antara dua. elemen dengan electronegativitas sejenis, biasanya bukan logam.
Ikatan kimia biasanya hanya melibatkan elektron terluar atom, juga disebut elektron valensi. Dalam Lewis dot representasi, hanya elektron dalam terluar s diduduki dan p orbital ditunjukkan sebagai titik. Paduan dan elektron yang tidak berpasangan juga ditunjukkan. Tabel 7-1 menunjukkan Lewis dot formula untuk elemen perwakilan. Semua elemen dalam kelompok tertentu memiliki konfigurasi elektron terluar yang sama. b. Jenis-Jenis Ikatan Kimia
1) Ikatan Ion (ikatan elektrovalen)
merupakan ikatan yang relatif kuat. Pada suhu kamar, semua senyawa ion berupa zat padat kristal dengan struktur tertentu.
Contoh ikatan ion:
11Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 atau 2 8 1 17Cl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 atau 2 8 7 Keterangan :
Atom natrium cenderung melepaskan satu elektron agar kulit terluarnya agar memiliki delepan elektron terluar.
Jika atom Na bertemu dengan Cl maka atom Na memberikan elektron ke atom Cl sehingga terbentuklan NaCl.
Na → Na+ + e
Cl + e → Cl
-Senyawa yang memiliki ikatan ion disebut senyawa ionik. -Senyawa ionik biasanya terbentuk antara atom-atom unsur logam dan nonlogam. Atom unsur logam cenderung melepas elektron membentuk ion positif, dan atom unsur nonlogam cenderung menangkap elektron membentuk ion negatif.
Sifat fisis senyawa ion:
a) Memiliki titik didih dan titik leleh yang tinggi. b) Keras tapi rapuh.
c) Berupa padatan pada suhu ruang.
d) Larut dalam pelarut air, tetapi umumnya tidak larut dalam pelarut organik.
e) Tidak menghantarkan listrik dalam fase padat, tetapi menghantarkan listrik dalam fase cair.
2) Ikatan Kovalen
Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi akibat pemakaian pasangan elektron secara bersama-bersama oleh dua atom. Ikatan ion tidak dapat menghasilkan reaksi antara dua nonmetals, karena perbedaan elektronegativitas mereka tidak cukup besar untuk transfer elektron untuk mengambil tempat. Sebaliknya, reaksi antara dua nonmetals menghasilkan ikatan kovalen.
elektronegativitas, ∆ (EN), antara unsur-unsur (atom) adalah nol atau relatif kecil.
Ikatan kovalen terbentuk di antara dua atom yang sama-sama ingin menangkap elektron (sesama atom bukan logam). Cara atom-atom saling mengikat dalam suatu molekul dinyatakan oleh rumus bangun atau rumus struktur. Rumus struktur diperoleh dari rumus Lewis dengan mengganti setiap pasangan elektron ikatan dengan garis.
a. Penulisan ikatan kovalen dengan rumus Lewis.
Rumus Lewis untuk beberapa molekul kovalen dan ion sangat penting, antara lain untuk mempelajari geometri suatu molekul. Cara penulisan rumus Lewis, yaitu setiap elektron di kulit terluar dilambangkan dengan titik atau silang kecil.
H C N O Cl
Keterangan :
a) Satu elektron dilambangkan dengan satu titik.
b) Elektron yang ditampilkan hanya elektron valensi unsur. c) Elektron dalam senyawa harus sesuai dengan aturan oktet.
b. Ikatan kovalen rangkap dua dan rangkap tiga.
Dalam mencapai konfigurasi stabil gas mulia, dua atom tidak saja dapat memiliki ikatan melalui sepasang elektron tetapi juga dapat 2 atau 3 pasang.
1) Ikatan dengan sepasang elektron milik bersama disebut ikatan tunggal.
Contoh : H – H
2) Ikatan dengan dua pasang elektron milik bersama disebut ikatan rangkap dua.
Contoh : O = O
3) ikatan dengan tiga pasang elektron milik bersama disebut ikatan rangkap tiga.
Contoh : N N c. Kepolaran ikatan kovalen
simetris. Sedangkan ikatan kovalen nonpolar adalah ikatan kovalen yang terbentuk memiliki keelektronegatifan yang sama atau tidak memiliki perbedaan keelektronegatifan.
Contoh
H – Cl (keelektronegatifan Cl = 3,0 dan H = 2,1)
(Cl mempunyai daya tarik elektron yang lebih besar daripada H atau atom Cl yang lebih negatif daripada H).
d. Ikatan kovalen koordinasi
Pada ikatan kovalen biasa, pasangan elektron yang digunakan bersama dengan atom lain berasal dari masing-masing atom unsur yang berikatan. Namun apabila pasangan elektron tersebut hanya berasal dari salah satu atom yang berikatan, maka disebut ikatan kovalen koordinasi. Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen yang pasangan elektron miliki bersamanya berasal dari satu atom.
Contoh :
H H
N H + H+ → H N H
H H
Dalam ion NH4 terdapat empat buah ikatan, yaitu tiga ikatan kovalen biasa dan satu ikatan kovalen koordinasi.
Sifat fisis senyawa kovalen:
a. Berupa gas, cairan, atau padatan lunak pada suhu ruang. b. Bersifat lunak dan tidak rapuh.
c. Mempunyai titik leleh dan titik didih yang rendah.
d. Umumnya tidak larut dalam air, tetapi larut dalam pelarut organik.
e. Pada umumnya tidak menghantarkan listrik. 3) Ikatan Logam
logam, tempat kedudukan elektron valensi dari suatu atom besi (Fe) dapat saling tumpang tindih dengan tempat kedudukan elektron valensi dari atom-atom Fe yang lain. Tumpang tindih antarelektron valensi ini memungkinkan elektron valensi dari setiap atom Fe yang bergerak bebas dalam ruang di antara ion-ion Fe+ membentuk lautan elektron. Karena muatannya berlawanan (Fe2+ dan 2e_), maka terjadi gaya tarik menarik antara ion-ion Fe+ dan elektron-elektron bebas ini. Akibatnya terbentuk ikatan yang disebut ikatan logam.
Sifat fisis logam:
a. Berupa padatan pada suhu ruang.
b. Bersifat keras tetapi lentur/ tidak mudah patah jika ditempatnya. c. Mempunyai titik didih dan titik leleh yang tinggi.
d. PenghantarPenghantar listrik yang baik. e. Mempunyai permukaan yang mengilap. f. Memberi efek foto listrik dan termionik. Soal :
1. Bagaimanakah rumus senyawa dan jenis ikatan yang terbentuk dari: a. 20D dan 16E b. 13A dan 8M
2. Bagaimana unsur K membentuk ion positif?
3. Mengapa logam tidak patah jika dibengkokkan dan tidak pecah jika ditempa?
4. Mengapa kristal senyawa ion mudah pecah? Jelaskan!
5. Bagaimana bentuk struktur ikatan kovaelen rangkap dua pada senyawa O2?
Jawaban :
1. Seperi halnya dengan contoh soal tentang ikatan ion. a. Awalnya tentukan dulu konfigurasi elektronnya.
20D = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 atau 2 8 8 2 16E = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 atau 2 8 6
Dari konfigurasi tersebut bisa dilihat bahwa atom D akan melepaskan 2 elektron agar mendapatkan elektron valensinya 8 dan untuk atom E akan menangkap 2 elektron agar mendapatkan elektron valensinya 8 juga. Maka dapat ditulis sebagai berikut: D → D2+ + 2e
2-Karena sama-sama menangkap dan melepaskan elektron sebanyak 2 elektron maka rumus senyawanya dapat ditulis sebagai berikut: DE → D2+ + E
2-Karena melepaskan dan menangkap suatu elektron atau daya tarik muatan antara anion dan kation maka jenis ikatan ini merupakan jenis ikatan ion.
b. Awalnya tentukan terlebih dahulu konfigurasi elektronnya. 13A = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 atau 2 8 3
8M = 1s2 2s2 2p4 atau 2 6
Dari konfigurasi elektron di atas dapat dilihat bahwa atom A akan melepaskan elektron sebanyak 3 elektron dan untuk atom M akan menangkap elektron sebanyak 2 elektron. Dengan cara seperti itu agar kedua atom mendapatkan elektron valensi 8. Maka dapat ditulis sebagai berikut.
A → A3+ + 3e M + 2e → M
2-Untuk lebih mudah mendapatkan rumus senyawa kita gunakan cara eliminasi dengan reaksi A dikalikan dengan 2 dan reaksi M dikalijan dengan 3. Sehingga:
2A → 2A3+ + 6e 3M + 6e → 3M 2-A2M3 → 2A3+ + 3M
2-Karena saling menangkap dan melepaskan atau tarik menarik pada suatu ion maka jenis ikatan ini merupakan ikatan ion.
2. Dengan memperhatikan konfigurasi elektron dengan seksama. 19K = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
K → K+ + e
(2 8 8 1) (2 8 8)
Jumlah elektron valensi pada unsur golongan IA adalah 1 elektron sehingga cenderung melepaskan 1 elektron untuk membentuk konfigurasi elektron seperti unsur gas mulia yang sesuau teori oktet dan pelepasan satu elektron dari atom golongan IA membentuk ion positif bermuatan satu. 3. Berdasarkan sifat fisisnya bahwa logam tersebut bersifat keras tetapi lentur
tidak menyebabka patah karena selalu dikelilingi lautan elektron seperti terlihat pada gambar berikut ini.
4. Berdasarkan sifat fisisnya pada senyawa ion yang memiliki sifat keras tetapi rapuh. Hal ini disebabkan karena kisi kation maupun elektron valensi tidak dapat bergerak (berada pada posisinya). Pada saat kristal NaCl ditekan, terjadi pergeseran kisi. Kisi-kisi kation akan bersinggungan dengan kisi-kisi kation lainnya sehingga terjadi tolak-menolak. Tolakan antarkisi ini menimbulkan perpecahan antarkisi, yang akhirnya kristal akan pecah menjadi serbuk. Seperti terlihat pada gambar di bawah ini.
5. Pembentukan senyawa O2 berasal dari dua atom yang saling berikatan
8O : 2 6 (jumlah elektron valensi 6) Digambarkan bentuk struktur Lewis :
2. MERAMALKAN BENTUK MOLEKUL a. Teori Ikatan Valensi (Valency Bond Theory)
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 saling tumpah tindih harus memiliki tingkat energi yang sama atau perbedaan tingkat energinya.
Teori ikatan valensi merupakan teori mekanika kuantum pertama yang muncul pada masa awal penelitian ikatan kimia yang didasarkan pada percobaan W. Heitler dan F. London pada tahun 1927 mengenai pembentukkan ikatan pada molekul hidrogen. Selanjutnya, teori ini kembali diteliti dan dikembangkan oleh Linus Pauling pada tahun 1931 sehingga dipublikasikan dalam jurnal ilmiahnya yang berjudul “On the Nature of the Chemical Bond”. Dalam jurnal ini dikupas hasil kerja Lewis dan teori ikatan valensi oleh Heitler dan London sehingga menghasilkan teori ikatan valensi yang lebih sempurna dengan beberapa postulat dasarnya, sebagai berikut:
Elektron - elektron yang berpasangan memiliki arah spin yang berlawanan.
Elektron-elektron yang telah berpasangan tidak dapat membentuk ikatan lagi dengan elektron-elektron yang lain.
Kombinasi elektron dalam ikatan hanya dapat diwakili oleh satu persamaan gelombang untuk setiap atomnya. Elektron-elektron yang berada pada tingkat energi
paling rendah akan membuat pasangan ikatan-ikatan yang paling kuat.
Pada dua orbital dari sebuah atom, orbital dengan kemampuan bertumpang tindih paling banyaklah yang akan membentuk ikatan paling kuat dan cenderung berada pada orbital yang terkonsentrasi itu.
Teori ikatan valensi secara sederhana merupakan teori ikatan yang menjelaskan bahwa atom-atom saling berikatan melalui tumpang tindih orbital terluar. Untuk memahami teori ikatan valensi maka dibutuhkan pemahaman mengenai orbital dan bilangan kuantum. Dalam teori ikatan valensi, kita akan mengenal istilah orbital atom dan orbital hibrida. Orbital hibrida terbentuk dari proses hibridisasi yaitu pembentukan orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama (orbital hibrid) dari orbital-orbital dengan tingkat energi berbeda. Dengan menggunakan konsep hibridisasi maka dapat ditentukan geometri molekul dilihat dari susunan dalam ruang orbital hibrid yang terbentuk.
Cara meramalkan bentuk molekul pertama-tama harus diketahui terlebih dahulu jumlah pasangan-pasangan elektron yang berada di sekitar atom pusat. Untuk menentukan jumlah pasangan elektron dapat dilakukan dengan menggambar rumus titik elektronnya.
Cara yang lebih praktis dapat dilakukan dengan menghitung semua elektron valensi dari atom pusat dan elektron-elektron yang digunakan untuk membentuk ikatan dari atom-atom yang mengelilingnya.
Metode AXE
"Metode AXE" penghitungan elektron umumnya digunakan ketika menerapkan teori VSEPR. A merupakan atom pusat dan selalu memiliki satu subscript tersirat. X merupakan berapa banyak ikatan sigma yang terbentuk antara atom pusat dan atom di luar. Ikatan kovalen beberapa (double, triple, dll) dihitung sebagai satu X. E mewakili jumlah pasangan elektron mandiri hadir di luar atom pusat. Jumlah X dan E, kadang-kadang dikenal sebagai nomor sterik, juga terkait dengan jumlah orbital hibrid yang digunakan oleh teori ikatan valensi.
Rumus domain elektron suatu molekul (AXE) E ¿eV−X
2 Contoh :
Meramalkan bentuk molekul H2O dengan metode AXE H2O maka rumus molekul untuk metode AXE, yaitu AX2
Selanjutnya menentukan nilai E dengan menggunakan rumus. Tetapi sebelumnya mencari elektron valensi dari atom pusat, yaitu atom O
Maka rumus molekulnya untuk H2O adalah AX2E2 dan bentuk molekulnya yaitu planar V.
Bentuk Molekul dan Hibridisasi
Ikatan kimia melibatkan elektron-elektron valensi, dimana elektron tersebut berada pada orbital-orbital dengan bentuk tertentu. Pada molekul CH4 ikatan terjadi karena terbentuknya pasangan elektron antar elektron yang terdapat pada pada orbital s atom H dengan elektron yang terdapat pada orbital p atom C. Bentuk orbital s seperti bola dan bentuk orbital p seperti dumbbell, sedangkan bentuk molekul CH4 adalah tetrahedron.
Menurut Linus Pauling, orbital-orbital pada elektron valensi dapat membentuk orbital campuran atau orbital hibrida. Dengan menggunakan konsep orbital hibrida, keterkaitan antara bentuk orbital dengan bentuk molekul dapat dijelaskan. Bila di dalam suatu atom, beberapa orbital yang tingkat energinya berbeda (tidak ekivalen) bergabung membentuk orbital baru dengan energi yang setingkat guna membentuk ikatan kovalen, maka orbital gabungan tersebut dinamakan orbital hibrida. Peristiwa pembentukan orbital hibrida yang dilakukan oleh suatu atom (biasanya atom pusat) disebut proses Hibridisasi.
a. Hibridisasi sp
belum berpasangan merupakan elektron pada subkulit p yang mempunyai bentuk orbital seperti dumbbell. Atom pusat dari molekul BeCl2 adalah atom Be yang mempunyai konfigurasi elektron :
4Be = 1s2 2s2 2p0
Diagram orbital elektron valensi Be pada keadaan dasar (ground state) dapat digambarkan sebagai berikut.
2s 2p
Oleh karena elektron 2s sudah berpasangan, ia tidak mungkin akan membentuk pasangan elektron dengan elektron dari atom Cl, sehingga elektron pada 2s harus tidak berpasangan agar dapat mengalami promosi ke orbital 2p.
2s 2p
Orbital hasil promosi
Elektron-elektron tersebut selanjutnya membentuk pasangan elektron dengan elektron atom klorin yang terjadi pada orbital pada 2s dan 2p, sehingga tingkat energi pasanga elektron tersebut seharusnya tidak sama. Akan tetapi, pengamatan spektrum menunjukkan bahwa kedua pasangan elektron tersebut mempunyai tingkat energi sama. Berdasarkan hal tersebut, diketahui bahwa orbital tersbeut merupakan orbital baru yang merupakan campuran dari sebuah orbital s dan sebuah
↿⇂
orbital p. Oleh karena itu, orbital baru tersebut dinamai sebagai orbital hibrida sp.
Orbital hibrida sp orbital 2p yang kosong
Kedua orbital hibrida tersebut mempunyai arah orientasi yang berlawanan, sehingga terjadilah bentuk molekul linier.
b. Hibridisasi sp2
Hibridisasi sp2 terjadi apabila sebuah orbital s membentuk orbital campuran dengan buah orbital p. Berdasarkan VSEPR, molekul BF3 mempunyai bentuk segitiga dasar (trigonal planar). Hibridisasi yang terjadi pada BF3 dapat dijelaskan seperti halnya dengan hibrid sp. Atom boron dengan nomor atom 5 mempunyai konfigurasi elektron: 1s2 2s2 2p1 dan diagram elektron valensi:
2s 2p
2s 2p
(dipromosikan) Orbital menjadi
Orbital hibrida sp2 molekul BF
3 orbital 2p yang
kosong c. Hibridisasi sp3, Hibridisasi Orbital s, p, dan d
↿⇂ ↿⇂
↿⇂ ↿ ↿ ↿ ↿
Sama halnya melakukan teknik hibridisasi pada contoh-contoh sebelumnya pada hibrida sp dan sp2.
Berikut ini merupakan tabel orbital hibrida dan bentuk molekul.
sp2 Trigonal 120 ° BCl3 sp3 Tetrahedral 109,5
1. Ramalkan bentuk molekul dari: a. SF6 (nomor atom S = 16) b. H2S (nomor atom S = 16)
2. Tentukan PEB, PEI, serta notasi VSEPR dan bentuk molekul dari: a. CH4
b. NH3
3. Jelaskan mengapa sudut ikatan yang terdapat pada molekul CH4 lebih besar daripada sudut ikatan yang terdapat pada molekul NH3!
4. Jelaskan bentuk molekul ICl5 dan PH3 dengan menggunakan konsep orbital hibrida!
5. Jika nomor atom X=15 dan Y=17, maka pada molekulnya XY3 terdapat pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas berturut-turut sebanyak?
1. Meramalkan bentuk molekul dengan menggunakan cara domain/VSEPR. a. SF6 maka AX6. Konfigurasi dari nomor atom pusat 16S = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
atau 2 8 6. Dengan menggunakan rumus untuk menentukan nilai E. E ¿eV−X
Dengan rumus senyawa AX6 merupakan bentuk molekul oktahedron. b. H2S maka AX2. Konfigurasi dari nomor atom pusat 16S = 1s2 2s2 2p6 3s2
3p4 atau 2 8 6. Dengan menggunakan rumus untuk menentukan nilai E. E ¿eV−X
Dengan rumus senyawa AX2E2 merupakan betuk molekul planar V.
2. Untuk menentukan PEB dan PEI dapat dilakukan dengan menggunakan hukum Lewis.
a. CH4
Konfigurasi elektron :
H
6C = 2 4
H
C
H
H
Dapat dilihat bahwa PEB tidak terdapat pasangan dan PEI terdapat 4 pasang elektron.
CH4 dirumuskan menjadi AX4 maka untuk menggunaka rumus agar dapat menentukan nilai E.
E ¿eV−X
Maka rumus senyawa AX4 berbentuk tetrahedron. b. NH3
Konfigurasi elektron : H
7N = 2 5
H
N
H
Dapat dilihat bahwa PEB memiliki 1 pasang elektron dan PEI terdapat 3 pasang elektron.
NH3 dirumuskan menjadi AX3 maka untuk menggunakan rumus agar dapat menentukan nilai E.
E ¿eV−X
Maka rumus senyawa AX3E berbentuk piramida sisi tiga.
atom H paling dekat. Bentuk molekul H2O adalah bengkokan atau bentuk V dengan sudut ikatan 104 ° . Bentuk molekul :
Sudut ikatan yang dimiliki oleh CH4 berbeda dengan NH3 maupun H2O, karena ketiga molekul tersebut memiliki jumlah PEB yang berbeda.Jadi, sudut ikatan yang paling besar adalah sudut ikatan pada CH4 dan sudut ikatan yang paling kecil adalah sudut ikatan pada H2O. Dapat juga ditulis sudut ikatan CH4 > sudut ikatan NH3 > sudut ikatan H2O 109,5 ° > 107
° > 104 ° .
4. Bentuk molekul dengan hibiridsasi a. ICl5 oktahedral dengan sudut ikatan 90 ° .
b. PH3 tetrahedral dengan sudut ikatan 109,5 °.
5. Konfigurasi elektron 15X = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 atau 2 8 5 Y
Y X Y
Terdapat 3 pasangan ikatan elektron dan 1 pasangan elektron bebas.
DAFTAR PUSTAKA Sumber buku :
Dewi, Caecilia Citra, -. TUNTAS Kimia untuk SMA/MA. Jakarta : CV. Graha Pustaka.
Sudarmo, Unggul, 2006. Kimia SMA 2 untuk SMA Kelas XI. Jakarta : Phibeta. Whitten, K.W., R. E. Davis, L., Peck G. G. Stanley, 2009. General Chemistry.
Satmford : Thomson Brooks/Cole. Sumber internet :
http://perpustakaancyber.blogspot.co.id/2013/06/bentuk-molekul-teori-domain- elektron.html, diakses pada tanggal 06 September 2015.
