BAB 3 GEOMETRI DAN KEPOLARAN MOLEKUL

BAB 3

GEOMETRI DAN KEPOLARAN MOLEKUL

3.1 PENGANTAR MENGENAI BENTUK MOLEKUL

Bentuk molekul mengontrol sifat-sifat fisik maupun kimia molekul. Geometri elektron dan bentuk molekul ditentukan oleh orientasi semua pasangan elektron valensi atom pusat. Oleh karena itu, sebelum geometri dan bentuk molekul digambarkan, maka jumlah dan jenis semua pasangan elektron valensi atom pusat harus ditentukan terlebih dahulu dengan struktur Lewis.

Ada dua jenis pasangan elektron yang mengelilingi atom pusat, yaitu pasangan elektron bebas (PEB), yang tidak digunakan untuk berikatan dengan atom lain, dan pasangan elektron ikatan (PEI), yang digunakan untuk berikatan dengan atom lain. Struktur Lewis tidak menunjukkan bentuk tiga dimensi molekul. Bentuk tiga dimensi molekul dapat diramalkan dengan menggunakan model VSEPR dan teori ikatan valensi.

3.2 MODEL VSEPR

Valence shell electron pair repulsion model (model VSEPR) didasarkan pada kenyataan bahwa antar pasangan-pasangan elektron di sekitar atom pusat terjadi gaya tolak-menolak untuk mencapai kestabilan. Tolakan-tolakan ini menyebabkan atom-atom yang terikat pada atom pusat mengarah sedemikian rupa membentuk molekul tiga dimensi yang teratur dengan sudut-sudut ikatan tertentu.

Kekuatan gaya tolak antarPEB-PEB > antarPEB-PEI > antarPEI-PEI. Akibatnya, PEB dalam molekul menempati ruang yang lebih besar dibandingkan dengan PEI. Gaya tolak- menolak makin menurun dengan makin besarnya sudut ikatan antarpasangan elektron.

Ruang yang ditempati oleh pasangan-pasangan elektron valensi di sekitar atom pusat disebut domain sehingga teori VSEPR disebut juga dengan teori domain. Ada dua jenis domain yang menentukan bentuk molekul, yaitu domain ikatan dan domain nonikatan.

(1) Domain ikatan (DI) adalah domain yang berisi pasangan-pasangan elektron ikatan. Satu domain berisi satu jenis ikatan, baik ikatan tunggal maupun ikatan rangkap, sehingga ada domain ikatan tunggal dan domain ikatan rangkap. Ikatan rangkap akan menempati domain yang lebih besar daripada ikatan tunggal, tetapi semua elektron ikatan menempati domain yang sama. Contohnya, HCN memiliki domain ikatan tunggal dan rangkap dengan struktur Lewis sebagai berikut:

H C N

(2) Domain nonikatan (DNI) adalah domain yang berisi pasangan elektron bebas maupun elektron tunggal (dalam molekul yang memiliki jumlah elektron ganjil).

Untuk meramalkan bentuk molekul dengan model VSEPR, terlebih dahulu harus menentukan jumlah domain elektron valensi atom pusat melalui penggambaran struktur Lewis.

76 ggal

ikatan tun domain

rangkap ikatan

domain

nonikatan domain

Tahap selanjutnya adalah menentukan geometri elektron. Geometri elektron menggambarkan arah semua domain elektron dalam molekul. Adapun bentuk/geometri molekul menggambarkan arah atom-atom yang terikat pada atom pusat. Misalnya, molekul NH3 dan H2O keduanya memiliki geometri elektron tetrahedral, tetapi bentuk molekul NH3 dan H2O berturut- turut adalah segitiga piramida bengkok (V) (Gambar 3.1).

Struktur Lewis Geometri Elektron Bentuk/Geometri Molekul

Tetrahedral Segitiga piramida

Tetrahedral Bengkok (V)

Gambar 3.1 Struktur Lewis, geometri dan bentuk molekul NH3 dan H2O. Kedua molekul memiliki geometri tetrahedral, tetapi bentuk molekulnya berbeda. NH3 berbentuk segitiga piramida dan H2O berbentuk bengkok.

Geometri elektron dan bentuk-bentuk molekul dapat dipelajari dari model-model yang disajikan dalam Tabel 3.1 − Tabel 3.4.

Bebas Elektron

Pasangan

Bebas Elektron

Pasangan

Tabel 3.1 Geometri elektron dan bentuk/geometri molekul berdomain 2 dan 3 Geometri

Elektron

Jumlah Domain

Tipe

Molekul Bentuk

Molekul

Contoh

Tipe molekul AB2e2

A: atom pusat B: domain ikatan e: domain non ikatan DI DNI

Linier

2 0 AB2e0

Linier

BeCl2

Segitiga planar

3 0 AB3e0

Segitiga planar CH2O

2 1 AB2e1

Bengkok (V) PbCl2, SnBr2

Tabel 3.2 Geometri elektron dan bentuk/geometri molekul berdomain 4 Geometri

Elektron

Jumlah Domain

Tipe Moleku

l

Bentuk Molekul Contoh

DI DNI

Tetrahedral

4 0 AB4e0

Tetrahedral

CH4

3 1 AB3e1

Segitiga

piramida NH3

2 2 AB2e2

Bengkok (V)

H2O

Dari penggambaran ini terlihat bahwa domain non ikatan menempati ruang yang lebih besar daripada domain ikatan, karena gaya tolak antarPEB-PEB lebih besar daripada gaya tolak antarPEI-PEI.

Tabel 3.3 Geometri elektron dan bentuk/geometri molekul berdomain 5

78 A

B

e

Geometri Elektron Jumlah Domain

Tipe Moleku

l

Bentuk Molekul

Contoh DI DNI

5 0 AB5e0

Segitiga bipiramida

PF5

4 1 AB4e1

Tetrahedral

menyimpang SF4

3 2 AB3e2

Bentuk-T BrF3

2 3 AB2e3

Linier

XeF2

bipiramida Segitiga

Tabel 3.4 Geometri elektron dan bentuk/geometri molekul berdomain 6 Geometri elektron

Jumlah Domain

Tipe moleku

l

Bentuk molekul Contoh DI DNI

Oktahedral

6 0 AB6e0

Oktahedral SF6

5 1 AB5e1

Segiempat piramida

BrF5

4 2 AB4e2

Segiempat planar XeF4

Contoh 3.1

Gambarkan struktur Lewis PF6

− dan tentukan bentuk molekulnya menurut teori VSEPR.

Penyelesaian:

Jumlah elektron valensi pada PF6

− = 5 + 6(7) + 1 = 48.

Struktur Lewis:

P F

F F F F

F P

F

F F F F

F

Semua domain (6 domain) pada atom pusat P adalah domain ikatan, sehingga bentuk molekul PF6

− adalah oktahedral.

80 1.14

Tabel sambungan

Gambar 3.3 Pembentukan molekul

3.3 TEORI IKATAN VALENSI

Struktur Lewis tidak menjelaskan proses terbentuk ikatan kovalen dan pembagian elektron- elektron di antara dua atom yang berikatan. Model VSEPR juga tidak menjelaskan mengapa elektron-elektron berkelompok ke dalam domain-domain. Fakta ini dapat dijelaskan dengan teori ikatan valensi.

Teori ikatan kovalen yang dikembangkan berdasarkan teori kuantum adalah teori ikatan valensi (valence bond, VB). Menurut teori VB, ikatan antara dua atom dapat terbentuk apabila dua elektron dibagi melalui tumpang tindih dua orbital atom. Melalui tumpang tindih orbital, bagian dua orbital atom dari atom-atom yang berbeda membagi ruang yang sama. Atom-atom cenderung untuk memposisikan diri sedemikian rupa agar terjadi tumpang tindih orbital secara maksimum, karena tumpang tindih yang demikian menghasilkan energi potensial minimum dan ikatan yang paling kuat.

Tumpang tindih antar orbital atom dapat terjadi melalui ujung dengan ujung orbital maupun sisi dengan sisi orbital. Tumpang tindih antar orbital s, antar orbital p dan antara orbital s dengan orbital p pada bagian ujung-ujung orbital menghasilkan ikatan sigma, σ (Gambar 3.2).

Contoh H(1s¹) + H(1s¹) → H2

F(1s² 2s²2p⁵) + F(1s² 2s²2p⁵) → F2

H(1s¹) + F(1s² 2s²2p⁵) → HF

Gambar 3.2 Tumpang tindih dua orbital melalui masing-masing ujung orbital menghasilkan ikatan sigma (σ). (McGraw-Hill 2009)

Terjadinya tumpang tindih orbital menurut teori VB pada pembentukan molekul hidrogen ditunjukkan dengan Gambar 3.3. Ketika dua atom saling mendekat, orbital 1s dari kedua atom (masing-masing berisi satu elektron dengan 81 elektron

satu berisi

masing -

masing orbital

dua s

tindih tumpang yang

ruang

menempati elektron

pasangan

, orbital tindih

tumpang s

elektron satu

berisi

masing -

masing orbital

dua p

tindih tumpang yang

ruang

menempati elektron

pasangan

, orbital tindih

tumpang p

elektron satu

berisi

masing -

masing dan

orbitals p

tindih tumpang yang

ruang

menempati elektron

pasangan

, dengan orbital

tindih

tumpang s p

Atom S H2S

Gambar 3.4 Pembentukan molekul H2S melalui tumpang tindih dua orbital 1s dari dua atom H dengan dua orbital 3p dari atom S.

spin yang berlawanan) mulai mengalami tumpang tindih dan bergabung menghasilkan ikatan HH.

Contoh yang lain adalah model pembentukan molekul H2S yang dinyatakan dengan struktur Lewis sebagai berikut:

Ikatan HS terbentuk melalui pemasangan elektron, satu dari atom H dan satu lagi dari atom S. Berdasarkan teori VB, setiap atom harus memiliki orbital setengah penuh yang dapat bergabung melalui tumpang tindih. Penggabungan dua orbital 1s dari dua atom H dengan dua orbital 3p dari atom S ditunjukkan oleh model seperti Gambar 3.4.

Pembentukan H2S dengan cara ini menjadi alasan mengapa H2S tidak berbentuk tetrahedral, tetapi berbentuk bengkok dengan sudut ikatan HSH sebesar 90^o. Bandingkan dengan bentuk molekul H2O!

Teori Hibridisasi

Hibridisasi adalah penggabungan orbital-orbital atom pusat pada kulit terluar dengan tingkat energi yang relatif sama membentuk orbital baru yang disebut orbital hibrida. Orbital- orbital atom pusat yang mengalami hibridisasi adalah orbital-orbital yang digunakan untuk membentuk ikatan dengan atom lain. Jumlah orbital hibrida yang terbentuk sama dengan jumlah orbital-orbital atom yang bergabung. Nama orbital hibrida sesuai dengan jenis dan jumlah orbital atom yang bergabung. Misalnya, satu orbital s bergabung dengan satu orbital p membentuk dua orbital hibrida sp.

1) Hibridisasi sp³

Orbital hibrida sp³ terbentuk melalui hibridisasi satu orbital s dengan 3 orbital p. Hal ini dapat terjadi pada pembentukan molekul CH4 atau CF4 yang terjadi melalui tahap-tahap sebagai berikut:

Tahap pertama: Penyetaraan tingkat energi obital 2s dengan 2p, dilanjutkan dengan eksitasi satu elektron 2s ke orbital 2p bersamaan dengan proses hibridisasi (Gambar 3.5):

82 +

H

2 S H S H

C atom i tereksitas

elektron i

konfiguras

C atom

hibrida orbital

4 sp³

sp3 sp³ sp³ sp³

1s2

2s2

2 p2

C atom dasar keadaan

elektron i

konfiguras

Gambar 3.5 Bagan tingkat energi dan proses hibridisasi satu orbital 2s dengan tiga orbital 2p membentuk empat orbital hibrida sp³.

Penggabungan satu orbital s dengan tiga orbital p menghasilkan empat orbital hibrida sp³ seperti yang digambarkan dengan model pada Gambar 3.6 berikut.

Gambar 3.6 Model yang menggambarkan hibridisasi satu orbital 2s dengan tiga orbital 2p membentuk empat orbital hibrida sp³. Setiap orbital hibrida sp³ memiliki dua ruang bulat, yang satu lebih besar daripada yang lain. Keempat ruang yang besar mengarah ke pojok-pojok tetrahedral tetrahedral dengan sudut 109,5^o.

Tahap kedua: Tumpang tindih empat orbital hibrida sp³ dengan empat orbital s dari empat atom H membentuk molekul CH4 atau dengan empat orbital p dari atom F membentuk molekul CF4 (Gambar 3.7).

(a) (b)

Gambar 3.7 (a) Tumpang tindih empat orbital hibrida sp³ dari atom C dengan (a) empat orbital 1s dari empat atom H membentuk molekul metana, CH4, dan (b) dengan empat orbital p dari empat atom F membentuk molekul CF4.

2) Hibridisasi sp²

Penggabungan satu orbital s dengan dua orbital p membentuk tiga orbital hibrida sp² (Gambar 3.8). Hibridisasi ini terjadi pada pembentukan molekul dengan geometri segitiga planar, seperti BCl3.

l tetrahedra

hibrida orbital

empat sp³

hibrida orbital

satu sp³

Gambar 3.8 Model yang menggambarkan tumpang tindih satu orbital s dengan dua orbital p membentuk tiga orbital hibrida sp².

Pembentukan molekul BF3 diawali dari pembentukan tiga orbital hibrida sp² dari atom B. Setiap orbital hibrida sp² mengandung satu elektron. Ketiga orbital hibirda ini selanjutnya mengadakan tumpang tindih dengan tiga orbilal p dari tiga atom F membentuk molekul BF3 (Gambar 3.9).

84

i hibridisas

hibrida orbital

tiga sp²

hibrida orbital

satu sp²

F (Z = 17): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ (masih ada 1 orbital p yang berisi elektron tak berpasangan) Gambar 3.9 Bagan tingkat energi dan proses hibridisasi satu orbital 2s dengan dua orbital 2p membentuk tiga orbital hibrida sp².

Gambar 1.15 Model molekul BF3

dengan bentuk segitiga planar.

3) Hibridisasi sp

Penggabungan satu orbital s dengan satu orbital p membentuk dua orbital hibrida sp. Molekul yang dihasilkan memiliki geometri linier seperti yang terjadi pada pembentukan molekul BeCl2. Proses hibridisasi dapat digambarkan dengan model yang ditunjukkan oleh Gambar 3.10. Molekul yang terjadi memiliki geometri linier dengan orientasi orbital 180^o.

Gambar 3.10 Penggabungan satu orbital s dengan satu orbital p membentuk dua orbital hibrida sp.

Hibridisasi sp pada pembentukan molekul BeCl2 terjadi melalui mekanisme sebagai berikut:

Be (Z = 4): 1s² 2s² 2p⁰ 1s² 2s¹ 2p¹ 2 orbital hibrida sp (linier)

i hibridisas

hibrida orbital

dua hibridasp

orbital satu

sp hibrida orbital satu

sp

eksitasi hibridisasi B

atom i tereksitas

elektron i

konfiguras

B atom

hibrida orbital i

konfiguras sp²

B atom dasar keadaan

elektron i

konfiguras

1s2

2s2

2 p1

sp2 sp² sp²