KIMIA DASARBAB 3

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

ggalikatan tun domain

rangkapikatan domain

nonikatan domain

KIMIA DASARBAB 3

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.

77

BebasElektron Pasangan

BebasElektron Pasangan

KIMIA DASARBAB 3

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

LinierBeCl2

Segitiga planar

3 0 AB3e0

Segitiga planarCH2O

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

TetrahedralCH4

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

KIMIA DASARBAB 3

Geometri Elektron Jumlah

Domain

Tipe

Moleku

l

Bentuk

Molekul

Contoh

DI DNI

5 0 AB5e0

Segitiga

bipiramida

PF5

4 1 AB4e1

Tetrahedral

menyimpangSF4

3 2 AB3e2

Bentuk-TBrF3

2 3 AB2e3

Linier

XeF2

79

bipiramida Segitiga

KIMIA DASARBAB 3

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

OktahedralSF6

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

FF

FP

F

F

F

FF

F

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

PF6− adalah oktahedral.

80

1.14 Tabelsambungan

KIMIA DASAR

Gambar 3.3 Pembentukan molekul

hidrogen menurut teori ikatan valensi

BAB 3

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

elektronsatu berisi masing-masing orbital dua s

tindih tumpangyang ruangmenempatielektron pasangan

, orbital tindih tumpang s

elektronsatu berisi masing-masing orbital dua p

tindih tumpangyang ruangmenempatielektron pasangan

, orbital tindih tumpang p

elektronsatu berisi masing-masing dan orbital ps

tindih tumpangyang ruangmenempatielektron pasangan

,dengan orbital tindih tumpang ps

KIMIA DASAR

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.

BAB 3

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

HH.

Contoh yang lain adalah model pembentukan molekul H2S yang dinyatakan dengan

struktur Lewis sebagai berikut:

Ikatan HS 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

HSH sebesar 90o. 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

+H2 S H S H

C atom itereksitaselektron ikonfiguras

C atom hibrida orbital 4 3sp

3sp 3sp 3sp 3sp

21s

22s

22 p

C atomdasar keadaan elektron ikonfiguras

KIMIA DASARBAB 3

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 109,5o.

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.

83

ltetrahedra hibrida orbitalempat 3sp

hibrida orbitalsatu 3sp

KIMIA DASARBAB 3

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

ihibridisas

hibrida orbital tiga 2sp

hibrida orbitalsatu 2sp

KIMIA DASARBAB 3

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 180o.

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)

85

ihibridisas

hibrida orbital dua sp hibrida orbitalsatu

sp hibrida orbitalsatu

sp

eksitasi ihibridisas

B atom itereksitaselektron ikonfiguras

B atom hibrida orbital ikonfiguras 2sp

B atomdasar keadaan elektron ikonfiguras

21s

22s

12 p

2sp 2sp 2sp