Ada dua pendekatan untuk menjelaskan terjadinya ikatan kovalen. Pertama, teori ikatan valensi yang membicarakan interaksi elektron valensi atom-atom yang saling berdekatan. Menurut teori ini jarak antar inti adalah jarak yang sistemnya mempunyai energi terendah. Kedua, teori orbital molekul yang membicarakan orbital sekitar inti-inti atom yang bergabung. Orbital ini merupakan fungsi gelombang elektron pada molekul.

Kedua teori ini mempunyai kelebihan dan kelemahan, namun kajian melalui teori orbital molekul dipandang lebih memadai.

Teori Heitler  London

Heitler  London (1927) mengungkapkan teorinya dengan menggunakan ikatan kovalen pada molekul hidrogen. Dasar pendekatan teorinya adalah ikatan terlokalisasi. Menurut teori ini pembentukan ikatan hanya melibatkan elektron valensi saja.

Jika dua atom hidrogen yang terpisah masing-masing mempunyai fungsi gelombang ψA dan ψB saling mendekat, maka fungsi gelombang sistem dua elektron ini dalam keadaan tidak berinteraksi adalah;

ψ  =  ψA (1) .  ψB (2)

dengan (1)  dan (2) masing-masing menunjukkan elektron atom hidrogen A dan elektron atom hidrogen B.

Pada jarak yang berjauhan, kedua atom hidrogen tidak saling tarik menarik, tetapi dalam jarak yang berdekatan justru terjadi tolakan yang cukup kuat. Dari persamaan di atas diperoleh harga minimum dengan ro = 94 pm dan energi, E = – 23 kJ (- 0,25 eV) (lihat gambar 4.2 pada kurva 1).

Walaupun harga ro molekul H2 sangat dekat dengan jarak antar inti terobservasi, yaitu 74,1 pm ternyata kestabilan molekul ini jauh dari kestabilan keadaan yang sebenarnya, yaitu 458 kJ (4,747 eV).

Bila kita perhatikan, tumpangsuh pada jarak yang sangat berdekatan setelah terbentuk ikatan, kedua elektron akan menjadi tak dapat dibedakan sehingga sulit untuk menganggap bahwa elektron 1 berada di daerah dekat  atom A saja dan elektron 2 berada di daerah dekat atom B saja. Pada kenyataannya setelah terjadi pembentukan ikatan, elektron 1 selalu mempunyai kebolehjadian berada di dekat atom B dan sebaliknya. Untuk menunjukkan letak elektron yang berubah-ubah ini persamaan gelombang disempurnakan menjadi

 ψ  =  ψA (1) .  ψB (2) +  ψA (2) .  ψB (1)

Dengan menggunakan persamaan ini dihasilkan keadaan minimum pada jarak 86,9 pm dengan kestabilan pada – 300 kJ (3,1 eV) yang ditandai dengan kurva 2 lebih curam.

Gambar 1. Variasi energi molekul hidrogen terhadap jarak antar inti

Penyempurnaan selanjutnya dengan menganggap terjadi kemungkinan suatu saat kedua elektron berada pada atom yang  sama. Dalam keadaan ini kedua elektron saling tolak menolak dan berusaha untuk saling berjauhan satu dengan lainnya, sehingga kebolehjadian kedua elektron berada pada satu atom sama diperoleh susunan HA+HB atau HAHB+. Susunan sedemikian bersifat ionik, sehingga fungsi gelombangnya menjadi

  ψ = ψA(1) ψB(2) + ψA(2) ψB(1) + λ{ψA(1) ψA (2) + ψB(1) ψB(2)} 

dengan λ sebagai faktor besarnya sumbangan ionik. Penyelesaian persamaan ini menghasilkan energi, E = 388 kJ ( atau – 4,02 eV) dan jarak ro = 74,9 pm. Ini menunjukkan bahwa spin elektron kedua atom hidrogen berlawanan, sehingga menampati orbital yang sama. Dengan spin yang parallel, elektron-elektron saling bertolakan sehingga energi sistem naik sesuai dengan berkurangnya jarak antar inti (lihat kurva 3 gambar 4,2). Elektron yang demikian disebut anti-ikatan.

Dalam beberapa molekul, elektron valensi atom pembentuk senyawa ada yang berkedudukan tak berpasangan dan ada pula yang spinnya berlawanan. Ada pula yang dengan mempromosikan satu atau lebih elektron yang telah berpasangan menuju tingkat energi yang sedikit lebih tinggi sehingga dapat berikatan dengan elektron atom lainnya.

Atom nitrogen (1s2, 2s22p3) dapat membentuk tiga ikatan kovalen dengan menggunakan ketiga elektron tunggalnya dari orbital 2p. Pada pospor (1s2 2s22p6 3s23p3) dapat membentuk lima ikatan kovalen dengan mempromosikan sebuah elektron 3s ke orbital 3d yang kosong (orbital 3d sedikit lebih tinggi tingkat energinya) sehingga diperoleh kedudukan tunggal semua (3s1 3px1 3py13pz1 3d1) sehingga dapat membentuk lima ikatan kovalen dalam PCl5.

Teori Heitler London mempunyai kelebihan:

  1. Pembentukan ikatan, berasal dari pemasangan elektron atom-atom yang terlibat.
  2. Kerapatan elektron maksimum berada di antara ikatan atom-atom.
  3. Cenderung membentuk kulit yang penuh, sekalipun kedudukan oktet pada molekul BeCl2, BX3 tak terpenuhi dan berlebih pada molekul SF6, IF7, PCl5, dan lainnya

Sedang kelemahan teori Heitler London adalah

  1. Tidak dapat menjelaskan pembentukan molekul berelektron gasal, seperti NO, O3, H2+, dan lainnya. Pada molekul ini terdapat elektron yang tidak berpasangan.
  2. Tidak dapat menjelaskan bahwa pada ikatan koordinasi pasangan elektron yang berikatan hanya berasal dari satu atom saja.
  3. Tidak dapat menjelaskan pembentukan ikatan rangkap.
  4. Tidak dapat menentukan stereokimia molekul maupun ion.

Teori Pauling – Slater

Linus Pauling dan J.C Slater mengembangkan teori Heitler London untuk menentukan arah ikatan kovalen. Asumsinya tentang ikatan kovalen adalah:

  1. Ikatan akan kuat jika tumpangsuh orbital-orbital atom mencapai maksimum.
  2. Arah ikatan kovalen adalah sesuai dengan elektron itu berada.

Kombinasi satu atom oksigen (1s2 2s2 2px2 2py1 2pz1) dengan 2 atom hidrogen (1s1) menghasilkan molekul air. Di dalam molekul air, letak 2 atom hidrogen seharusnya berarah saling tegak lurus sesuai sumbu y dan z, jadi sudut ikatannya 90o. Tetapi pada kenyataannya sudut ikatannya 104o30’. Hal ini bisa diterangkan melalui keelektronegatifan oksigen yang cukup besar, sehingga pasangan elektron akan tertarik mendekati atom oksigen. Akibatnya terjadi pemisahan muatan atau polarisasi, sehingga atom hidrogen bermuatan sedikit positip sedang atom oksigen sedikit bermuatan negatip. Kedua atom hidrogen yang bermuatan polar positip ini saling bertolakan sehingga menaikkan sudut ikatan menjadi 104o30’.

Pada amonia, NH3 seharusnya ketiga atom hidrogen saling tegak lurus. Karena adanya perbedaan keelektronegatifan atom nitrogen dan hidrogen yang cukup besar, maka dengan cara seperti di atas dapat dijelaskan terjadinya tolak menolak antara ketiga atom hidrogen yang polar positip itu. Sudut ikatan pada NH3 naik menjadi 107o.

Gambar 2. Pembentukan molekul NH3 dengan sudut 107o

Dengan cara yang sama dapat ditentukan bahwa molekul Cl2 dan lainnya mempunyai arah sepanjang sumbu x, karena tumpangsuhnya terjadi antara elektron-elektron dengan orbital px.

Senyawa kovalen yang terbentuk dari unsur-unsur golongan IIIA (s2p1) dan golongan IVA (s2p2) sulit ditentukan. Misalnya, BF3 dengan elektron valensi B 2s2p1 kemungkinan pembentukan ikatannya sebagai berikut:

  1. Jika dibandingkan dengan unsur-unsur alkali dan alkali tanah yang mudah membentuk ion dengan melepas elektron valensi orbital s-nya, maka boron juga dapat membentuk 2 ikatan ion (menggunakan sepasang elektron 2s2) dan 1 ikatan kovalen (menggunakan elektron tunggal 2p). Akan tetapi tiga atom fluor dalam BF3 semuanya ekivalen, sehingga pandangan ini tidak digunakan.
  2. Sebuah elektron dari s2 dapat tereksitasi ke orbital 2p sehingga diperoleh 3 elektron tak berpasangan 2s1 px1 py1. Dua elektron p bertumpangsuh dengan 2 orbital atom fluor yang saling tegak lurus, sedang ikatan yang ketiga, yaitu s-p tersusun dengan gaya tolak yang kecil di antara 3 atom fluor. Kenyataannya, sudut ikatan pada ketiga B-F adalah 135o. Sudut ikatan dan panjang ikatan dalam BF3 adalah sama sehingga uraian di atas juga tidak benar.

Bagaimana dengan molekul CH4 dan CCl4 dengan atom C termasuk unsur golongan IVA yang konfigurasinya adalah s2p2? Hal ini menunjukkan bahwa teori ini hanya berlaku bagi orbital yang murni saja dalam menentukan arah ikatan. Selanjutnya masalah ini dipecahkan melalui penggunaan orbital campuran dengan terjadinya orbital hibrida.

Hibridisasi

Untuk menjelaskan bentuk (dan kestabilan) molekul kovalen dapat digunakan konsep hibridisasi. Hibridisasi adalah pendekatan matematis dengan menggunakan fungsi gelombang atom-atom yang berikatan dengan melalui kombinasi linier orbital atom murni s, p dan kadang-kadang orbital d sehingga membentuk orbital baru.

ψ = aiψs + biψpx + ciψpz.

dan

dengan 1 adalah normalisasi untuk ψi.

Orbital baru ini lebih terarah dan mempunyai kerapatan elektron lebih besar sehingga menghasilkan tumpangsuh yang maksimal dengan pembentukan ikatan yang lebih kuat.

Proses hibridisasi melalui tahap-tahap berikut:

  1. Terbentuknya keadaan terbangkit (tereksitasi), yaitu elektron mengalami promosi dan tidak berpasangan dari orbital dengan tingkat rendah ke tingkat energi yang lebih tinggi. Misalnya, dari 2s ke 2p (untuk unsur periode 2), dari ns ke nd atau dari ns ke (n-1)d.
  2. Hibridisasi orbital dalam keadaan terbangkit menghasilkan orbital hibrida yang lebih besar kerapatan elektronnya sesuai dengan arah dalam ruangnya. (orbital hibrida mempunyai bentuk ruang khas).
  3. Tumpangsuh orbital hibrida dengan orbital atom lain yang sesuai . Tumpangsuh dalam orbital hibrida lebih besar daripada tumpangsuh dalam orbital murni. Di sini terbentuk ikatan yang kuat dengan energi yang lebih rendah.

Jenis orbital hibrida dengan geometri dan jarak dalam ruang tampak pada Tabel 1 berikut

TABEL 1. Geometri Beberapa Orbital Hibrida

Jumlah orbital Orbital atom yangdigunakan Arah dalam ruang Kekuatan ikatan relatif
1 s
p
Tak terarah
Saling tegak lurus
1,00
1,732
2 s, px Linier 1,932
3 s, px, py
dz2, px, py
Segitiga datar
1,991
4 s, px, py, pz
s, dxy, dyz, dxz
dx2-y2, s, px, py
dx2-y2, dz2, px, py
Tetrahedral

Segi empat
2,000

2,694   –
5 s, px, pz, dz2
s, px, py, pz, dx2-y2
Trigonal bipramid Segiempat piramid
6 s, px, py, pz, dx2-y2, dz2 Octahedral 2,923
7 sp3d3 Pentagonal bipiramid
8 dz2, dxy, dyz, dxz, px, py, pz, s
dx2-y2, dxy, dxz, dyz, s, px, py, pz
fxyz, dxy, dyz, dxz, s, px, py, pz
Dodecahedron

Segiempat antiprisma

kubus





Sedang gambar stereokimia senyawa kovalen yang mengacu ke orbital atom pusat tampak berikut ini.

Gambar 3. Stereokimia beberapa senyawa kovalen

Sifat pada orbital hibrida tidak seperti pada sifat orbital s atau p yang murni, tetapi mempunyai sifat yang berbeda (gambar 4 menunjukkan orbital hibrida sp dan sp2).

Gambar 4. Kontur kerapatan elektron: (a) orbital hibrida sp dan (b) orbital hibrida sp3


Orbital hibrida mempunyai arah ikatan yang karakteristik dan jauh lebih sesuai untuk membentuk ikatan kovalen melalui tumpangsuh.

Gambar 5. Diagram penampang melintang kerapatan titik elektrom (15000 titik) yang menggambarkan orbital hibrida sp (kiri), orbital hibrida sp2 (tengah), dan orbital hibrida sp3 (kanan) atom karbon. Inti berada di tengah-tengah.

Integral tumpangsuh orbital hibrida secara berurutan meningkat mengikuti p << sp3 < sp2 < sp, sedangkan kekuatan ikatan sesuai urutan sp > sp2 >sp3 > p.

Besar energi ikatan dan panjang ikatan C-H dalam senyawa hidrokarbon tampak sebagai berikut:                  

radikal HC ≡ CH   H2C = CH2   CH4   CH
(kJ.mol-1) 498 444 410 336
(pm) 106 107 109 112

Struktur Molekul

Dengan menggunakan orbital hibrida yang dimiliki oleh atom pusat, maka dapat dijelaskan beberapa struktur molekul seperti berikut. bahwa yang menentukan struktur suatu molekul adalah ikatan sigma, σ bukan ikatan phi, π karena ikatan σ berada di antara inti-inti atom yang berikatan.

HIBRIDISASI: Sistem Linier

Berilium dihidrida

Berilium mempunyai 2 (dua) orbital hibrida spyang ekivalen dengan membentuk garis lurus (linier). Tumpangsuh antara orbital 2 atom hidrogen menghasilkan sudut ikatan H–Be–H sebesar 180o.

Gambar 6. Pembentukaan dua orbital hibrida sp dari orbital 2s dan orbital 2pz pada atom Be.

HIBRIDISASI: Sistem Trigonal

Boron Trihidrida

Boron mempunyai 3 orbital hibrida sp2 yang ekivalen dengan membentuk segitiga datar. Tumpangsuh antara orbital 3 atom hidrogen menghasilkan sudut ikatan H–B–H sebesar 120o.

Gambar 7. Tumpangsuh hibrida boron sp2 dengan orbital 1s hydrogen membentuk BH3.

HIBRIDISASI: Sistem Tetrahedral

Metana

Dalam keadaan terbangkit atom karbon mempunyai konfigurasi 2s1 2px1 2py1 2pz1. Dengan hibridisasi sp3 akan membentuk struktur tetrahedral dengan sudut ikatan 109o30’.

Gambar 8. Terjadinya ikatan σ pada metana

Amonia

Atom nitrogen mempunyai 4 orbital hibrida sp3. Dengan asumsi mempunyai bentuk tetrahedral yang terdiri atas 3 pasang elektron yang berikatan (BP = bond pair) dan 1 pasang elektron yang tak berikatan (LP = lone pair), maka molekul NH3 menjadi berbentuk piramid. Karena adanya tolakan yang cukup kuat antara elektron-elektron BP dan LP, maka sudut ikatan antara ketiga BP tadi mengecil dari 109o30’ menjadi 107o.

Air

Adanya elektron-elektron 2 BP dan 2 LP di sekitar atom oksigen, maka sudut ikatan H-O-H dalam H2O diharapkan lebih kecil dibanding dalam molekul NH3 sesuai meningkatnya tolakan LP – LP. Dari observasi, ternyata sudut ikatan dalam air adalah 104o30’.

Gambar 9. Bentuk molekul boron trifluorida yang menggunakan orbital hibrida sp2 dan metana, ammonia, dan air yang menggunakan orbital hibrida sp3.

HIBRIDISASI: Sistem Trigonal Bipiramida

Pospor Pentahidrida

Gambar 10. Ikatan σ pada PH5 menggunakan hibridisasi dsp3 pada pospor

HIBRIDISASI: Sistim Oktahedral

Belerang Heksahidrida

Gambar 11. Ikatan σ pada SH6 menggunakan hibridisasi d 2sp 3 pada belerang.

BENZENA

Gambar 12. Ikatan σ terbentuk dari enam atom C yang mengalami hibridisasi sp2 dalam benzena
Gambar 13. Sikloheksatriena yang menggambarkan benzena
Gambar 14. Gambar benzena (kiri) dan struktur resonansi yang diusulkan oleh Kekule dan Dewar

Keterbatasan Konsep Hibridisasi

Beberapa hal tentang keterbatasan konsep hibridisasi adalah sebagai berikut.

  1. Sekalipun promosi dan hibridisasi itu penting dalam pembentukan orbital hibrida, tetapi promosi tidak harus terjadi. Misalnya dalam pembentukan ikatan rangkap.
  2. Energi yang menyertai proses hibridisasi merupakan pelepasan energi. Metana merupakan tetrahedral, karena energi molekul dengan konfigurasi ini adalah yang terendah. Atom karbon (pada keadaan dasar 2s2 2p2) setelah mengalami promosi dari 2s ke 2p dapat menggunakan orbital hibrida sp3, sp2 atau sp untuk membentuk ikatan, tergantung banyaknya yang dibentuk dengan situasi tertentu.
  3. Suatu set orbital hibrida tidak perlu ekivalen. Hibridisasi trigonal bipiramid (dsp3) memberikan 2 orbital (untuk ikatan dp) yang tegak lurus pada 3 orbital yang mendatar (menggunakan hibridisasi sp2). Jadi dalam PCl5 mempunyai 2 atom klor berbeda dengan 3 atom klor lainnya.

Ikatan Rangkap

Ikatan sigma, σ dan ikatan phi, π

Beberapa contoh yang disajikan di depan hanya membicarakan tumpangsuh orbital sepanjang garis yang menghubungkan 2 inti (garis antar inti). Ikatan yang semacam ini mempunyai kerapatan elektron yang terkonsentrasi sepanjang garis antar inti yang simetri dan disebut ikatan sigma, σ.

Sedangkan tumpangsuh orbital py-py dari 2 atom (dengan sumbu x sebagai garis antar inti atom-atom yang berikatan) yang menghasilkan orbital ikatan dan berada di atas dan di bawah garis antar inti disebut ikatan phi, π.

Berikut ini uraian tentang ikatan phi, π:

  1. Pada py, di sepanjang sumbu x tidak terdapat kerapatan muatan. Atau dengan kata lain, bahwa pada ikatan π garis antar inti merupakan simpul.
  2. Tumpangsuh yang menghasilkan kerapatan elektron maksimum tidak berada di sepanjang garis (untuk orbital py, tumpangsuh tidak berada di sepanjang sumbu y). Tumpangsuh orbital ikatan π lebih kecil dibanding tumpangsuh orbital ikatan σ sehingga ikatan π lebih lemah daripada ikatan σ.
  3. Pada ikatan π tidak terjadi simetri di garis antar intinya, sehingga menghasilkan momentum sudut 1 unit () di sepanjang sumbu ikatannya, sedang pada ikatan σ tidak mempunyai momentum orbital di sepanjang sumbu ikatannya.
Gambar 15. Pembentukan orbital ikatan π antara py dengan py dan tidak terjadi tumpangsuh (non bonding) antara s dengan py atau px dengan py.
Gambar 16. Pembentukan ikatan sigma, σ dan ikatan phi, π

Ikatan Rangkap 2 dan 3

Etilena merupakan senyawa yang mempunyai ikatan rangkap 2, terdiri ikatan tunggal antara atom karbon dengan atom hidrogen dan ikatan rangkap 2 terjadi antara 2 atom karbon dengan menggunakan bersama 4 elektronnya (atau 2 pasang elektron).

Ujung-ujung tetrahedral setiap atom karbon dapat menghasilkan 2 ikatan pisang (bengkok), satu berada di atas dan yang satu lagi berada di bawah bidang.

Gambar 17. Ikatan rangkap 2 pada etilena

Menurut teori ikatan valensi di dalam molekul etilena, setiap atom karbon dapat membentuk 3 ikatan σ (2 ikatan σ pada C – H dan 1 ikatan σ pada C – C) dengan menggunakan hibridisasi sp2, segitiga datar.

Selain ikatan σ, juga terjadi 1 ikatan π karena tumpangsuh orbital pz yang tidak berhibridisasi. Jadi ikatan tangkap 2 ini terdiri atas 1 ikatan σ dan 1 ikatan π. Ikatan rangkap 2 lebih kuat dibanding ikatan tunggal yang berupa ikatan σ saja, tetapi kurang stabil. Kereaktifan senyawa yang mengandung ikatan rangkap 2, yaitu mudahnya diadisi merupakan bukti kurang stabilnya ikatan ini.

Ikatan rangkap 3 dapat terjadi pada asetilena (HC≡CH) yang terbentuk dari sebuah ikatan σ dengan menggunakan hibridisasi sp dan 2 buah ikatan π dengan menggunakan orbital py dan pz yang tidak mengalami hibridisasi.

Besarnya energi ikatan σ antara 300 – 400 kJ/mol (75 – 100 kkal/mol) dan energi ikatan π antara 130 – 200 kJ/mol (30 – 50 kkal/mol).

Gambar 18. Ikatan σ pada etilena
Gambar 19. Ikatan π dalam etilena
Gambar 20. Ikatan σ dalam asetilena
Gambar 21. Kerapatan elektron yang membentuk dua ikatan π di sepanjang sumbu HC≡CH
Gambar 22. Dua ikatan π dalam asetilena

Ikatan d – pπ

Ikatan d – pπ cukup penting untuk unsur-unsur periode kedua, tetapi kurang penting bagi unsur-unsur berat yang menggunakan ikatan rangkap karena menggunakan orbital d. Orde ikatan pada ion SO42adalah 1,8 (mempunyai orbital p yang kosong) menunjukkan 80% ikatan π. Karena adanya tumpangsuh orbital terisi px pada atom oksigen dengan orbital kosong dxy yang tingkat energinya rendah pada belerang (Gambar 23)

Gambar 23. Ikatan d – pπ. Orbital dxz dengan orbital pz membentuk ikatan π

Teori Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi (TPEKV) atau teori VSEPR (Valensi Shell Elektron Pair Repulsion)

Teori yang diperkenalkan oleh Sidgwick Powell kemudian dikembangkan oleh Nyholm Gillespie didasarkan atas hipotesis, bahwa semua elektron valensi (pasangan ikatan dan pasangan bebas) menempati kedudukan di sekitar atom pusat sedemikian rupa sehingga tolak menolak antara pasangan elektron seminimal mungkin. Kedudukan baru dari pasangan elektron menentukan bentuk molekul. Menurut teori ini pasangan elektron akan terarah sesuai tolakan susunan dengan pasangan elektron sebanyak 2, 3, 4, 5, 6 akan menghasilkan tekanan yang minimum dengan bentuk berturut-turut linier, segitiga datar, tetrahedral, trigonal bipiramid, dan oktahedral.

Variasi Sudut Ikatan

Besarnya sudut ikatan yang ada tergantung pada

  1. tolakan van der Waals antar atom-atom yang berikatan.
  2. tolakan Coloumb pada atom-atom yang bermuatan karena perbedaan keelektronegatifan
  3. tolakan antar pasangan elektron atom-atom yang berikatan.

Tolakan yang terakhir sangat mempengaruhi geometri suatu spesi. Tolakan antara elektron LP (lone pair) paling besar dibanding BP (bond pair) menurut urutan:

LP – LP > LP – BP >
BP – BP 
(LP = lone pair,
BP =bond pair)

Bentuk Molekul

Beberapa faktor yang mempengaruhi geometri suatu spesi adalah:

  1. jumlah pasangan elektron valensi pada atom pusat
  2. tersedianya orbital dengan energi rendah
  3. pasangan elektron

Geometri molekul sesuai dengan banyaknya pasangan elektron yang paling umum ditunjukkan pada Tabel 2 berikut:

Tabel 2. Hubungan Pasangan Elektron dan Geometri Molekul

Pasangan elektron Geometri Sudut ikatan
2
3
4
5
6
Linier
Segitiga planar
Tetrahedral
Trigonalbipiramida
Oktahedral
1800
1200
109,50
109,50, 1200 dan 900
900
Gambar 24. Geometri untuk 2 sampai 6 pasang elektron

Berikut disajikan bentuk molekul beberapa spesi dan hibridisasinya.

Tabel 3. Perkiraan Bentuk Molekul ditinjau menurut Teori VSEPR

Langkah-langkah cara meramal bentuk molekul sebagai berikut:

  1. Hitung jumlah elektron valensi(elektron kulit terluar) dari atom pusat.
  2. Tambahkan dengan besarnya muatan jika spesi bermuatan negatif atau kurangi dengan besarnya muatan jika spesi bermuatan positif.
  3. Tambahkan dengan jumlah atom yang terikat.
  4. Bagi dengan dua; menghasilkan jumlah pasangan elektron.
  5. Tempatkan pasangan elektron sehingga mengelilingi atom pusat.
  6. Jumlah pasangan elektron(d) dikurangi jumlah atom yang terikat adalah sama dengan pasangan elektron bebas.

Pasangan-pasangan elektron tersusun mengelilingi atom pusat sehingga tolak menolak antara pasangan-pasangan elektron ini seminimal mungkin.

Bentuk pasangan-pasangan elektron sebagai berikut:

  1. Dua pasangan elektron. Pasangan-pasangan ini tersusun berseberangan diantara atom pusat membuat sudut 180 0.
  2. Tiga pasangan elektron. Susunannya berbetuk segi tiga planar dengan sudut 1200 antara pasangan elektron.
  3. Empat pasangan elektron. Ada dua macam susunan yaitu:
    1. Bujur sangkar planar dengan pasangan elektron terdapat pada pojok dengan sudut antara pasangan elektron 900
    2. Tetrahedral dengan pasangan elektron terdapat di pojok tetrahedral dengan sudut antara pasangan elektron 109,50(sudut tetrahedral).
    3. Lima pasangan elektron. Meskipun simetris yang terbaik adalah pentagon planar (sudut 720), tetapi susunan tiga dimensi yang paling tepat yaitu trigonal bipiramida. Sudut antara pasangan “equatorial” 1200 dan sudut antara pasangan “axial” 900.
    4. Tujuh pasangan elektron atau lebih. Hanya sedikit senyawa yang lebih dari enam pasangan elektron mengelilingi atom pusat, dan strukturnya ditentukan secara khusus.

Contoh 1: Ramalkan geometri BeF2

  • Elektron valensi Be                            2
  • BeF2 netral                                        0
  • Elektron dari 2 F                               2
  • Jumlah elektron                                4
  • Jumlah pasangan elektron 4/2 =       2
  • Susunan elektron linier(garis lurus) : bentuk BeF2 : linier

Contoh 2: Ramalkan geometri BF3

BF3
  • Elektron valensi B                 3
  • BF3 netral                             0
  • Elektron dari 3 F                   3
  • Jumlah elektron                    6
  • Susunan elektron segitiga planar        6/2 = 3

Contoh 3: Ramalkan geometri CH4

CH4
  • Elektron valensi C                 4
  • CH4 netral                             0
  • Elektron dari 4 H                   4
  • Jumlah elektron                    8
  • Jumlah pasangan elektron     8/2 = 4
  • Susunan elektron tetrahedral
  • Bentuk CH4: tetrahedral

Contoh 4: Ramalkan geometri PCl5

  • Elektron valensi P                  5
  • PCl5 netral                             0
  • Elektron dari 5 Cl                  5
  • Jumlah elektron                    10
  • Jumlah pasangan elektron     10/2 = 5
  • Susunan elektron : trigonal bipiramida
  • Bentuk PCl5: trigonal bipiramida

Bentuk beberapa molekul atau ion lainnya tampak pada gambar berikut.

Gambar 25. Bentuk molekul metana, CH4, ammonia, NH3 , dan H3N à BF3
Gambar 26. Bentuk molekul hexafluorophosphate, [PF6], air, H2O. dan boron trifluorida, BF3.
Gambar 27. Bentuk dari kation tetraphenylarsonium, [AsPh4]+ (gambar hanya menunjukkan atom karbon pada phenil yang diikat oleh arsen) dan [ClO4]
Gambar 28. Bentuk molekul ClF3 ditunjukkan oleh gambar a.

Mengapa bentuk b dan c tidak mungkin?

Gambar 29. Bentuk molekul trifluorothionitrile, F3S≡N, propena, MeCH=CH
Gambar 30. Bentuk molekul etanoat, [MeCO2] dan nitrogen dioksida, NO2.
Gambar 31. Geometri pentagonal bipiramida, monocapped oktahedron, dan geometri ideal untuk koordinasi 8 pasang elektron.

Resonansi

Sampai sekarang diasumsikan, bahwa pembentukan ikatan kovalen dikarenakan penggunaan bersama pasangan elektron yang ekivalen atom-atom yang berikatan, sehingga diperoleh orde ikatan sebesar 1, 2, atau 3. Dari eksperimen, orde ikatan benzena = 1,5, orde ikatan C–O dalam karbonat = 1,33, dan orde ikatan S–O dalam ion sulfat = 1,8.

Teori ikatan valensi memperkenalkan konsep resonansi untuk menentukan kestabilan dan orde ikatan dalam menjelaskan sifat kimia senyawa kovalen. Untuk menjelaskan sifat kimia ini dapat digunakan persamaan elektron pada struktur Lewis.

Untuk senyawa kovalen yang paling sederhana, yaitu H2 yang dibentuk dari tumpangsuh 2 orbital 1s, dapat dituliskan dengan struktur Lewis:

H : H atau H+ : H

Setiap bentuk struktur ini mempunyai kestabilan, fungsi gelombang, dan sifat yang berbeda. Tidak satupun dari struktur ini menyatakan molekul yang sebenarnya. Gejala yang demikian disebut resonansi dan setiap struktur yang dituliskan secara Lewis disebut bentuk kanonik. Bentuk kanonik ini secara fisik tidak signifikan

Energi Resonansi

Kestabilan ekstra suatu molekul pada keadaan nyata dibanding keadaan stabil (teoritis) suatu bentuk kanonik disebut energi resonansi. Energi resonansi juga disebut energi perubahan (exchange energy). Sebagai contoh, untuk pernyataan “energi resonansi CO2 = 154 kJ.mol–1 (atau 36 kkal.mol–1)” mempunyai arti bahwa molekul CO2 nyata adalah 154 kj.mol–1 lebih stabil dibanding kestabilan teoritis bila dihitung melalui rumus Lewis.

Orde ikatan system resonansi

Molekul atau ion yang mempunyai bentuk kanonik simetri seperti karbonat, CO32–, nitrat NO3, dan lainnya dapat ditentukan orde ikatannya dengan mudah. Misalnya, ion karbonat dengan bentuk kanonik seperti gambar berikut mempunyai orde ikatan C–O = dan setiap atom oksigen mempunyai muatan 2/3 unit.

Gambar 32. Ion CO32– yang simetri, ketiga ion bentuknya ekivalen

Demikian juga ion karboksilat, setiap oksigen mempunyai muatan – ½ dan orde ikatan C – O = 1,5. Sedang CO2 mempunyai orde ikatan lebih besar dari 2, karena bentuk kanoniknya tak ekivalen.

Gambar 33. Bentuk kanonik ion karboksilat
Gambar 34. Bentuk kanonik CO2

Kondisi Resonansi

Jika ada perbedaan energi antara bentuk kanonik dengan molekul nyata, maka harus diusahakan sekecil mungkin. Interaksi efektif antara bentuk-bentuk kanonik yang berbeda-beda dapat mungkin, bila bentuk-bentuk tersebut mempunyai energi pembanding (comparable energy).

Beberapa aturan empiris untuk menentukan struktur dengan memperhatikan energi pembanding adalah sebagai berikut.

  1. Susunan atom dalam bentuk kanonik tidak berbeda, yang berubah hanyalah letak elektronnya. Di antara bentuk kanonik dipisahkan oleh anak panah yang mempunyai dua arah ().
  2. jumlah elektron tak berpasangan dalam semua bentuk kanonk harus sama. Struktur (c) pada benzena (gambar 4.15) tidak perlu ada, sekalipun ditunjukkan adanya elektron tak berpasangan.
  3. muatan positip diletakkan sejauh mungkin dari pada unsur yang kurang elektronegatif, dan sebaliknya. Jadi pada HF lebih dikenal struktur H+F karena struktur HF+ mempunyai energi yang sangat besar sehingga resonansi pada gambar 35 tidak perlu.
  4. Makin banyak jumlah ikatan kovalen akan menambah kestabilan bentuk kanonik. Jadi pada BF3, struktur (b) mempunyai F+ yang signifikan dengan betambahnya ikatan yang dibentuk (Gambar 36). Jadi orde ikatan pada iaktan B – F dalam BF3 adalah lebih dari satu. Ikatan ini mempunyai karakter π sebesar 54%.
  5. Muatan yang sejenis tidak diletakkan pada atom-atom yang berdekatan. Contoh, molekul NH3 berikut menunjukkan bahwa struktur (b) tidak stabil :

    H – N = N+ = N ↔ H – N+ – N+ = N2– ↔ H – N–N≡N
  6. Resonansi atom periode ke dua biasanya membentuk planar dengan menggunakan hibridisasi sp atau sp2 melalui tumpangsuh p – p yang sempurna.
  7. makin banyak kontribusi struktur, makin stabil molekulnya. Lokalisasi muatan atom menghasilkan keadaan yang tak stabil, hal ini dapat distabilkan bila muatannya delokalisasi. Oleh karena itu resonansi biasanya sering terjadi pada ion dari pada molekul.
Gambar 35. Bentuk kanonik benzene (bentuk c tidak stabil)
Gambar 36. Bentuk kanonik boron trifluorida

Penentuan Muatan Formal

Untuk menentukan muatan formal suatu molekul, perhatikan contoh pada penentuan muatan formal SO3 berikut.

Aturan Helferich

Spesi yang tidak menggunakan orbital d dimungkinkan untuk menentukan bentuknya dengan memperhatikan beberapa aturan Helferich berikut:

  1. tentukan struktur Lewis yang mungkin
  2. letakkan gugus yang mengelilingi atom pusat saling berjauhan
  3. tambahkan ikatan π untuk melengkapi strukturnya bila diperlukan

Untuk molekul sederhana diikuti aturan ini

  • spesi dengan tipe AX2 berbentuk linier bila A tidak mempunyai elektron LP (LP=lone pair) dan akan berbentuk sudut (atau bentuk V) bila mempunyai LP.

Molekul CO2, N2O, dan N3 berbentuk linier, sedang H2O, NO2, dan SnCl2 berbentuk V.    

  • spesi AX3 berbentuk planar, bila A tidak mempunyai LP (misal: BF3, BCl2, BBr2) dan berbentuk piramida dengan A sebagai puncaknya (misal: NH3, :PH3, :PR3).
  • spesi AX4 berbentuk tetrahedral, bila A tidak mempunyai LP dan berbentuk planar bila mempunyai LP.
  • Beberapa contoh tidak dapat ditentukan dengan pasti. Misalnya CH4, NH4+, dan SiR4 berbentuk tetrahedral, sedang [Ni(CN)4]2- berbentuk planar, sedang Ni(CO)4 dan[Ni(NH3)4]2+ berbentuk tetrahedral.

Tinggalkan Balasan

Alamat email Anda tidak akan dipublikasikan. Ruas yang wajib ditandai *