Ikatan Kimia, Interaksi Antarmolekul, Bentuk Molekul,
dan Hibridisasi Orbital Atom
Dalam
tulisan ini, kita akan mempelajari dua jenis utama ikatan kimia, interaksi yang
terjadi sesama molekul, proses pembentukan ikatan kimia melalui penggabungan orbital-orbitan
atom pusat (hibridisasi), serta meramalkan bentuk suatu molekul berdasarkan
jumlah pasangan elektron yang mengelilingi atom pusat molekul tersebut.
Penyusunan
tabel periodik dan konsep konfigurasi elektron telah membantu para ahli kimia
menjelaskan proses pembentukan molekul dan ikatan yang terdapat dalam
suatu molekul. Gilbert Lewis, seorang kimiawan berkebangsaan Amerika,
mengajukan teori bahwa atom akan bergabung dengan sesama atom lainnya membentuk
molekul dengan tujuan untuk mencapai konfigurasi elektron yang lebih stabil.
Kestabilan dicapai saat atom-atom memiliki konfigurasi elektron seperti gas
mulia (semua kulit dan subkulit terisi penuh oleh elektron serta memiliki 8
elektron valensi).
Saat
atom-atom berinteraksi, hanya elektron valensi yang terlibat dalam proses
pembentukan ikatan kimia. Untuk menunjukkan elektron valensi yang terlibat
dalam pembentukan ikatan, para ahli kimia menggunakan simbol Lewis dot,
yaitu simbol suatu unsur dan satu dot untuk mewakili tiap elektron valensi unsur
bersangkutan. Jumlah elektron valensi suatu unsur sama dengan golongan unsur
bersangkutan. Sebagai contoh, unsur Mg terletak pada golongan IIA, sehingga
memiliki 2 elektron valensi (2 dot). Sementara, unsur S yang terletak pada
golongan VIA, akan memiliki 6 elektron valensi (6 dot). Unsur yang terletak
pada golongan yang sama akan memiliki struktur Lewis dot yang serupa.
Natrium
termasuk unsur logam yang cukup umum. Unsur ini berkilau, lunak, dan merupakan
konduktor yang baik, selain itu juga sangat reaktif. Umumnya, natrium disimpan
di dalam minyak untuk mencegahnya bereaksi dengan air yang berasal dari udara.
Jika kita melelehkan sepotong logam natrium dan meletakannya ke dalam beaker
glass yang terisi penuh oleh gas klorin yang berwarna kuning kehijauan,
sesuatu yang sangat menakjubkan akan terjadi. Natrium mulai memancarkan cahaya
putih yang semakin terang dan gas klorin mulai bercampur, yang disertai dengan
hilangnya warna. Beberapa saat kemudian, reaksi selesai, dan kita akan
mendapatkan garam meja atau NaCl yang terendapkan di dasar beaker glass.
Natrium
adalah logam alkali, golongan IA pada tabel periodik. Natrium memiliki 1
elektron valensi. Sebaliknya, klorin adalah unsur nonlogam, unsur golongan
halogen (VIIA) pada tabel periodik. Unsur ini memiliki 7 elektron
valensi. Unsur-unsur di golongan A pada tabel periodik akan mendapatkan,
kehilangan, atau berbagi elektron valensi untuk mengisi tingkat energi
valensinya dan menjadi sempurna (meniru konfigurasi gas mulia). Pada umumnya,
proses ini melibatkan pengisian orbital s dan p terluar yang disebut sebagai aturan
oktet, yaitu unsur akan mendapatkan atau kehilangan elektron untuk mencapai
keadaan penuh delapan elektron valensi (oktet).
Natrium
memiliki satu elektron valensi. Menurut hukum oktet, unsur ini akan bersifat
stabil ketika memiliki 8 elektron valensi. Dengan demikian, natrium akan
kehilangan elektron 3s-nya. Dengan demikian, atom natrium akan berubah menjadi
ion natrium dengan muatan positif satu (Na+). Ion tersebut
isoelektronik dengan neon (gas mulia) sehingga ion Na+ bersifat
stabil.
Sementara,
untuk memenuhi aturan oktet, unsur klorin membutuhkan satu elektron untuk
melengkapi pengisian elektron pada 3p. Setelah menerima satu elektron tambahan,
unsur ini berubah menjadi ion dengan muatan negatif satu (Cl-). Ion
Cl- isoelektronik dengan argon (gas mulia) sehingga bersifat stabil.
Jika natrium
dicampurkan dengan klorin, jumlah elektron natrium yang hilang akan sama dengan
jumlah elektron yang diperoleh klorin. Satu elektron 3s pada natrium akan
dipindahkan ke orbital 3p pada klorin. Peristiwa serah-terima elektron
terjadi dalam proses pembentukan senyawa NaCl. Ini merupakan contoh dari ikatan
ionik, yaitu ikatan kimia (gaya tarik-menarik yang kuat yang tetap
menyatukan dua unsur kimia) yang berasal dari gaya tarik elektrostatik (gaya
tarik-menarik dari muatan-muatan yang berlawanan) antara ion positif (kation)
dan ion negatif (anion). Ikatan ionik terbentuk saat unsur logam
bereaksi dengan unsur nonlogam.
Di sisi
lain, tidak semua ikatan kimia terbentuk melalui mekanisme serah-terima
elektron. Atom-atom juga dapat mencapai kestabilan melalui mekanisme pemakaian
bersama pasangan elektron. Ikatan yang terbentuk dikenal dengan istilah ikatan
kovelen. Senyawa kovelen adalah senyawa yang hanya memiliki ikatan
kovelen.
Sebagai
contoh, atom hidrogen memiliki satu elektron valensi. Untuk mencapai kestabilan
(isoelektronik dengan helium), atom hidrogen membutuhkan satu elektron
tambahan. Saat dua atom hidrogen membentuk ikatan kimia, tidak terjadi
peristiwa serah-terima elektron. Yang akan terjadi adalah kedua atom
akan menggunakan elektronnya secara bersama-sama. Kedua elektron (satu dari
masing-masing hidrogen) menjadi milik kedua atom tersebut. Dengan demikian,
molekul H2 terbentuk melalui pembentukan ikatan kovelen,
yaitu ikatan kimia yang berasal dari penggunaan bersama satu atau lebih pasangan
elektron antara dua atom. Ikatan ini terjadi di antara dua unsur nonlogam.
Ikatan
kovalen dapat dinyatakan dalam bentuk Struktur Lewis, yaitu representasi
ikatan kovelen, dimana elektron yang digunakan bersama digambarkan sebagai
garis atau sepasang dot antara dua atom; sementara pasangan elektron yang tidak
digunakan bersama (lone pair) digambarkan sebagai pasangan dot pada atom
bersangkutan. Pada umumnya, proses ini melibatkan pengisian orbital s dan p
(bahkan orbital d) terluar yang disebut sebagai aturan oktet, yaitu
unsur akan berbagi elektron untuk mencapai keadaan penuh delapan elektron
valensi (oktet), kecuali hidrogen dengan dua elektron valensi (duplet).
Atom-atom
dapat membentuk berbagai jenis ikatan kovelen. Ikatan tunggal terjadi
saat dua atom menggunakan sepasang elektron bersama. Ikatan rangkap dua
(ganda) terjadi saat dua atom menggunakan menggunakan dua pasangan elektron
bersama. Sementara, ikatan rangkap tiga terjadi saat dua atom
menggunakan tiga pasangan elektron bersama.
Senyawa
ionik memiliki sifat yang berbeda dari senyawa kovalen. Senyawa ionik, pada
suhu kamar, umumnya berbentuk padat, dengan titik didih dan titik leleh tinggi,
serta bersifat elektrolit. Sebaliknya, senyawa kovelen, pada suhu kamar, dapat
berbentuk padat, cair, maupun gas. Selain itu, senyawa kovalen memiliki titik
didih dan titik leleh yang relatif rendah bila dibandingkan dengan senyawa
ionik serta cenderung bersifat nonelektrolit.
Ketika atom
klorin berikatan secara kovalen dengan atom klorin lainnya, pasangan elektron
akan digunakan bersama secara seimbang. Kerapatan elektron yang mengandung
ikatan kovalen terletak di tengah-tengah di antara kedua atom. Setiap atom
menarik kedua elektron yang berikatan secara sama. Ikatan seperti ini dikenal
dengan istilah ikatan kovalen nonpolar.
Sementara,
apa yang akan terjadi bila kedua atom yang terlibat dalam ikatan kimia tidak
sama? Kedua inti yang bermuatan positif yang mempunyai gaya tarik berbeda akan
menarik pasangan elektron dengan derajat (kekuatan) yang berbeda. Hasilnya
adalah pasangan elektron cenderung ditarik dan bergeser ke salah satu atom yang
lebih elektronegatif. Ikatan semacam ini dikenal dengan istilah ikatan
kovalen polar.
Sifat yang
digunakan untuk membedakan ikatan kovalen polar dengan ikatan kovalen
nonpolar adalah elektronegativitas (keelektronegatifan), yaitu
kekuatan (kemampuan) suatu atom untuk menarik pasangan elektron yang berikatan.
Semakin besar nilai elektronegativitas, semakin besar pula kekuatan atom
untuk menarik pasangan elektron pada ikatan. Dalam tabel periodik, pada satu
periode, elektronegativitas akan naik dari kiri ke kanan. Sebaliknya, dalam
satu golongan, akan turun dari atas ke bawah.
Ikatan
kovelen nonpolar terbentuk
bila dua atom yang terlibat dalam ikatan adalah sama atau bila beda
elektronegativitas dari atom-atom yang terlibat pada ikatan sangat kecil.
Sementara, pada ikatan kovelen polar, atom yang menarik pasangan
elektron pengikat dengan lebih kuat akan sedikit lebih bermuatan negatif;
sedangkan atom lainnya akan menjadi sedikit lebih bermuatan positif. Ikatan ini
terbentuk bila atom-atom yang terlibat dalam ikatan adalah berbeda. Semakin
besar beda elektronegativitas, semakin polar pula ikatan yang
bersangkutan. Sebagai tambahan, apabila beda elektronegativitas
atom-atom sangat besar, maka yang akan terbentuk justru adalah ikatan ionik.
Dengan demikian, beda elektronegativitas merupakan salah satu cara untuk
meramalkan jenis ikatan yang akan terbentuk di antara dua unsur yang berikatan.
Perbedaan Elektronegativitas
|
Jenis Ikatan yang Terbentuk
|
0,0 sampai 0,2
|
Kovalen nonpolar
|
0,3 sampai 1,4
|
Kovalen polar
|
> 1,5
|
Ionik
|
Seperti yang
telah kita ketahui sebelumnya, aturan oktet berlaku pada unsur-unsur
periode 2 dalam tabel periodik. Akan tetapi, terdapat pula sejumlah penyimpangan
aturan oktet yang terjadi dalam proses pembentukan ikatan. Ada tiga tipe penyimpangan
aturan oktet, antara lain:
1. The
incomplete octet
Contoh : BeH2,
BeCl2, BF3, dan BCl3 (catatan: BF3maupun
BCl3 dapat berikatan dengan molekul lain yang memiliki lone pair
(seperti NH3) membentuk ikatan kovalen koordinasi (datif) untuk
mencapai konfigurasi oktet)
2. Odd
electron molecules
Contoh : NO
dan NO2 (disebut sebagai radikal karena memiliki sebuah
elektron yang tidak berpasangan)
3. The
expanded octet
Contoh : PCl5
dan SF6 (atom pusat dikelilingi oleh lebih dari 8 elektron valensi
dengan memanfaatkan orbital d yang kosong)
Molekul-molekul
umumnya berinteraksi satu sama lainnya. Gaya tarik-menarik antarmolekul ini
terjadi dan merupakan jenis interaksi antarmolekul (gaya antar
molekul-molekul yang berbeda). Interaksi ini bertanggung jawab terhadap sifat
fisik suatu zat, seperti titik didih, titik leleh, serta fasa (wujud) zat. Berbeda
dengan interaksi antarmolekul, interaksi intramolekul (ikatan kimia) merupakan
ikatan yang terbentuk saat atom-atom bergabung membentuk molekul. Ikatan
kimia berperan dalam menjaga kestabilan molekul sekaligus dapat digunakan
dalam meramalkan bentuk suatu molekul. Interaksi antarmolekul lebih
lemah dibandingkan ikatan kimia.
Terdapat
lima jenis interaksi antarmolekul, yang disusun berdasarkan kekuatan,
dari yang terlemah hingga yang terkuat, yaitu:
1. Gaya
London atau Gaya
Dispersi
Jenis gaya
tarik yang sangat lemah ini umumnya terjadi di antara molekul-molekul kovalen
nonpolar, seperti N2, H2, atau CH4. Ini
dihasilkan oleh menyurut dan mengalirnya orbital-orbital elektron, sehingga
memberikan pemisahan muatan yang sangat lemah dan sangat singkat di sekitar
ikatan. Gaya London meningkat seiiring bertambahnya jumlah
elektron. Gaya London juga meningkat seiiring bertambahnya massa molar
zat, sebab molekul yang memiliki massa molar besar cenderung memiliki lebih
banyak elektron. Adanya percabangan pada molekul akan menurunkan kekuatan Gaya
London, sebab adanya percabangan akan memperkecil area kontak antarmolekul.
Titik didih senyawa sebanding sekaligus mencerminkan kekuatan Gaya London.
2. Interaksi
Dipol Terimbas (Dipol Terinduksi)
Gaya
antarmolekul ini terjadi saat molekul polar mengimbas (menginduksi) molekul
nonpolar. Sebagai contoh, molekul air (H2O) yang bersifat polar
dapat menginduksi molekul oksigen (O2) yang bersifat nonpolar. Dipol
terimbas inilah yang menyebabkan gas oksigen larut dalam air.
3. Interaksi
Dipol-Dipol
Gaya
antarmolekul ini terjadi bila ujung positif dari salah satu molekul dipol
ditarik ke ujung negatif dari dipol molekul lainnya. Gaya ini lebih kuat dari Gaya
London, namun tetap saja sangat lemah. Interaksi ini terjadi pada senyawa kovelen
polar, seperti HCl dan HBr.
4. Interaksi
Ion-Dipol
Gaya
antarmolekul ini terjadi saat ion (kation maupun anion) berinteraksi
dengan molekul polar. Kekuatan interaksi ini bergantung pada muatan dan ukuran
ion serta kepolaran dan ukuran molekul polar. Kation memiliki interaksi yang
lebih kuat dengan molekul polar dibandingkan anion. Salah satu contoh
interaksi ini adalah hidrasi senyawa NaCl dalam air (proses ion-ion
dikelilingi oleh molekul air).
5. Ikatan
Hidrogen
Interaksi
dipol-dipol yang sangat kuat, yang terjadi bila atom hidrogen terikat pada
salah satu dari ketiga unsur yang sangat elektronegatif, yaitu F, O, dan N.
Ketiga unsur ini memiliki tarikan yang sangat kuat pada pasangan elektron yang
berikatan sehingga atom yang terlibat pada ikatan mendapatkan muatan parsial
yang sangat besar. Ikatan ini sangat polar, sehingga interaksi antarmolekul
menjadi sangat kuat. Akibatnya, titik didih senyawa yang memiliki ikatan
hidrogen relatif tinggi (walapun massa molarnya paling rendah) bila dibandingkan
senyawa lain pada golongan yang sama.
Bentuk
molekul (geometri molekul) dari suatu molekul adalah cara atom-atom tersusun dalam ruang tiga
dimensi. Hal ini penting untuk diketahui oleh para ahli kimia, sebab hal ini
sering menjelaskan mengapa reaksi-reaksi tertentu dapat terjadi, sedangkan yang
lain tidak. Sebagai contoh, dalam ilmu farmasi, geometri molekul dari
suatu obat dapat mengakibatkan reaksi-reaksi samping. Selain itu, geometri
molekul juga menjelaskan mengapa air mempunyai dwikutub (ujung positif pada
atom H dan ujung negatif pada atom O), sementara karbondioksida tidak.
Teori VSEPR
(Valence Shell Electron-Pair Repulsion) atau Tolakan Pasangan Elektron
Kulit Valensi memungkinkan para ahli kimia untuk meramalkan geometri molekul
dari molekul-molekul. Teori ini mengasumsikan bahwa pasangan elektron di
sekitar atom, baik itu bonding pair maupun lone pair (nonbonding
pair), akan berada dalam jarak sejauh mungkin untuk meminimalkan gaya
tolakan di antara elektron tersebut. Geometri pasangan elektron
(domain elektron) adalah susunan pasangan elektron, baik bonding
pair maupun lone pair di sekitar atom pusat. Berdasarkan jumlah domain
elektron, kita dapat meramalkan bentuk molekul.
Untuk
menentukan geometri molekul atau bentuk molekul dengan
menggunakan teori VSEPR, kita dapat mengikuti langkah-langkah sebagai
berikut:
- Tentukan struktur Lewis
molekul tersebut
- Tentukan jumlah keseluruhan
pasangan elektron total (domain elektron) yang berada di sekitar
atom pusat (ikatan rangkap dua dan rangkap tiga masing-masing dianggap
satu domain)
- Dengan menggunakan tabel di
bawah ini, tentukanlah geometri pasangan elektron (domain elektron)
Dengan
menggunakan tabel di bawah ini, tentukan pula bentuk molekulnya.
Class of Molecule
|
Number of Electron Pairs
|
Arrangement (Geometry) of Electron Pairs
|
Molecular Shape
|
Examples
|
||||||||
AB2
|
2
|
Linear
|
Linear
|
BeCl2
|
||||||||
AB3
|
3
|
Trigonal Planar
|
Trigonal Planar
|
BF3
|
||||||||
AB4
|
4
|
Tetrahedral
|
Tetrahedral
|
CH4
|
||||||||
AB5
|
5
|
Trigonal Bipyramidal
|
Trigonal Bipyramidal
|
PCl5
|
||||||||
AB6
|
6
|
Octahedral
|
Octahedral
|
SF6
|
||||||||
Class of Molecule
|
Number of Bonding Pairs
|
Number of Lone Pairs
|
Number of Electron Pairs
|
Arrangement (Geometry) of Electron Pairs
|
Molecular Shape
|
Examples
|
||||||
AB2E
|
2
|
1
|
3
|
Trigonal Planar
|
Bent
|
SO2
|
||||||
AB3E
|
3
|
1
|
4
|
Tetrahedral
|
Trigonal Pyramidal
|
NH3
|
||||||
AB2E2
|
2
|
2
|
4
|
Tetrahedral
|
Bent
|
H2O
|
||||||
AB4E
|
4
|
1
|
5
|
Trigonal Bipyramidal
|
Seesaw
|
SF4
|
||||||
AB3E2
|
3
|
2
|
5
|
Trigonal Bipyramidal
|
T-shaped
|
ClF3
|
||||||
AB2E3
|
2
|
3
|
5
|
Trigonal Bipyramidal
|
Linear
|
I3-
|
||||||
AB5E
|
5
|
1
|
6
|
Octahedral
|
Square Pyramidal
|
BrF5
|
||||||
AB4E2
|
4
|
2
|
6
|
Octahedral
|
Square Planar
|
XeF4
|
||||||
Selain
menggunakan teori VSEPR, bentuk molekul juga dapat diramalkan
melalui pembentukan orbital hibrida, yaitu orbital-orbital suatu atom
yang diperoleh saat dua atau lebih orbital atom bersangkutan yang memiliki
tingkat energi yang berbeda, bergabung membentuk orbital-orbital baru dengan
tingkat energi sama (terjadi pada proses pembentukan ikatan kovalen). Hibridisasi
adalah proses penggabungan orbital-orbital atom (biasanya pada atom pusat)
untuk mendapatkan orbital hibrida.
Hubungan
antara jumlah dan jenis orbital atom pusat yang digunakan pada proses hibridisasi
terhadap geometri molekul senyawa bersangkutan dapat dilihat pada
tabel berikut ini:
Pure Atomic Orbitals of the Central Atom
|
Hybridization of the Central Atom
|
Number of Hybrid Orbitals
|
Shape of Hybrid Orbitals (Geometry Arrangement)
|
Examples
|
s,p
|
sp
|
2
|
Linear
|
BeCl2
|
s, p, p
|
sp2
|
3
|
Trigonal Planar
|
BF3
|
s, p, p, p
|
sp3
|
4
|
Tetrahedral
|
CH4
|
s, p, p,
p, d
|
sp3d
|
5
|
Trigonal Bipyramidal
|
PCl5
|
s, p, p,
p, d, d
|
sp3d2
|
6
|
Octahedral
|
SF6
|
Dengan
mengetahui jenis dan jumlah orbital atom pusat yang terlibat dalam proses
pembentukan ikatan, kita hanya dapat menentukan bentuk geometri (domain
elektron) molekul bersangkutan. Sementara untuk menentukan bentuk
molekul, kita dapat menggunakan teori VSEPR. Dengan demikian, teori
hibridisasi merupakan bagian yang tidak terpisahkan dari teori VSEPR.
Melalui kombinasi kedua teori tersebut, kita dapat mempelajari jenis dan jumlah
orbital yang terlibat dalam pembentukan ikatan sekaligus meramalkan bentuk molekulnya.
Referensi:
Andy. 2009.
Pre-College Chemistry.
Chang,
Raymond. 2007. Chemistry Ninth Edition. New York: Mc Graw Hill.
0 komentar:
Posting Komentar