Teori Lewis, Muatan Formal, dan Teori VSEPR

Teori Lewis tentang Ikatan Kovalen

Gilbert N. Lewis mengemukakan bahwa atom dapat bergabung untuk mencapai konfigurasi elektron yang stabil. Konfigurasi elektron yang stabil ini dicapai ketika konfigurasi elektron suatu atom menyerupai konfigurasi elektron gas mulia. Atom-atom berinteraksi dan membentuk ikatan kimia dengan melibatkan hanya elektron valensi mereka. Lewis menggunakan sistem titik untuk menggambarkan elektron valensi dari atom-atom yang terlibat dalam pembentukan ikatan kimia. Sistem ini kemudian dikenal sebagai lambang titik Lewis. Lambang titik Lewis terdiri dari lambang unsur yang dikelilingi oleh titik-titik yang mewakili setiap elektron valensi dari atom tersebut.

Jumlah elektron valensi dalam setiap atom (kecuali Helium) sama dengan nomor golongan dari unsur tersebut dalam tabel periodik. Contohnya, atom Litium (Li) termasuk dalam golongan IA dan memiliki 1 elektron valensi, yang digambarkan dengan satu titik. Sedangkan atom Berilium (Be), yang termasuk dalam golongan IIA, memiliki 2 elektron valensi yang digambarkan dengan dua titik

Ikatan kovalen adalah ikatan yang terbentuk dari pemakaian bersama dua elektron oleh dua atom. Senyawa yang terbentuk dari ikatan ini dinamakan senyawa kovalen. Konsep sederhana ikatan kovalen pertama kali diperkenalkan oleh Gilbert Lewis yang menyatakan bahwa ikatan kimia dapat melibatkan penggunaan elektron secara bersama-sama oleh atom-atom yang berikatan. Lewis menggambarkan contoh pembentukan ikatan antar atom pada molekul H2 sebagai berikut.

Secara sederhana, pasangan elektron yang digunakan bersama sering dinyatakan dengan satu garis. Jadi, ikatan kovalen dalam molekul hidrogen dapat ditulis sebagai berikut.

                                                                                                              H -- H

Pada ikatan kovalen, setiap elektron dalam pasangan elektron ikatan yang digunakan bersama ditarik oleh inti dari kedua atom yang berikatan. Gaya tarikan elktron ke inti inilah yang mengikat kedua atom hidrogen dalam molekul H2.

Aturan Oktet

Pembentukan ikatan kovalen mengikuti aturan oktet atau duplet yang dirumuskan oleh Gilbert N. Lewis. Aturan oktet menjelaskan bahwa atom cenderung membentuk ikatan sehingga dikelilingi oleh delapan elektron valensi, kecuali untuk atom hidrogen yang stabil dengan dua elektron valensi (aturan duplet). Aturan ini menyatakan bahwa elektron valensi atom harus sama dengan konfigurasi elektron gas mulia terdekat.

Ikatan kovalen terbentuk ketika elektron valensi yang tersedia tidak cukup untuk setiap atom mencapai oktet lengkap sendiri. Aturan oktet terutama berlaku untuk unsur-unsur dalam periode kedua pada tabel periodik. Dalam pembentukan senyawa kovalen, atom-atom dari periode kedua ini dapat mencapai konfigurasi elektron gas mulia dengan berbagi elektron dengan atom lain dalam senyawa tersebut. Namun, ada beberapa senyawa kovalen yang tidak mengikuti aturan oktet. Kasus-kasus ini dikenal sebagai pengecualian atau penyimpangan dari aturan oktet. Contohnya termasuk molekul dengan jumlah elektron ganjil, molekul dengan atom yang memiliki lebih atau kurang dari delapan elektron valensi, seperti dalam kasus boron trifluorida (BF3) atau fosfor pentaklorida (PCl5).

Atom-atom dapat membentuk berbagai jenis ikatan kovalen yang berbeda. Dua atom yang berikatan melalui sepasang elektron disebut ikatan tunggal. Dalam beberapa senyawa, atom-atom berikatan dengan ikatan rangkap. Ada dua ikatan rangkap kovalen yaitu, ikatan rangkap dua dan ikatan rangkap tiga. Ikatan rangkap dua adalah ikatan kovalen dua atom yang menggunakan dua pasangan elektron secara bersama. Contoh ikatan rangkap dua terdapat dalam molekul karbondioksida (CO2) dan etilena (C2H4). Sedangkan Ikatan rangkap tiga terbentuk jika dua atom menggunakan bersama tiga pasang elektron seperti N2.

Struktur Lewis dan Resonansi

Struktur Resonansi adalah salah satu dari dua atau lebih struktur Lewis untuk satu molekul yang tidak dapat dinyatakan secara tepat dengan hanya menggunakan satu struktur Lewis misalnya pada struktur senyawa ozon (O3).

Berdasarkan struktur senyawa ozon (O3), ikatan O -- O dalam senyawa ozon (O3) diperkirakan akan lebih panjang dari pada ikatan O O, karena ikatan rangkap dua telah diketahui lebih pendek dibandingkan ikatan tunggal. Tetapi data percobaan menunjukkan bahwa panjang kedua ikatan oksigen dengan oksigen adalah sama panjang. Masalah ini diatasi dengan menggunakan kedua struktur Lewis untuk menyatakan molekul ozon (O3) sebagai berikut.

Kedua struktur itu masing-masing disebut sebagai struktur resonansi. Tanda panah dua arah menyatakan bahwa struktur-struktur yang diberikan merupakan struktur resonansi. Istilah Resonansi berarti penggunaan dua atau lebih struktur Lewis untuk menggambarkan molekul tertentu.

Muatan Formal dan Kontribusinya terhadap Sifat-sifat Zat

Muatan formal (Formal Charge, F.C) suatu atom adalah selisih antara jumlah elektron valensi dalam atom bebas dan jumlah elektron yang dimiliki oleh atom tersebut dalam struktur Lewis. Untuk menentukan jumlah elektron yang dimiliki oleh atom dalam struktur Lewis, gunakan aturan berikut: 1) Semua elektron non-ikatan dianggap sepenuhnya milik atom tersebut, dan 2) Elektron dalam ikatan dibagi antara atom-atom yang berikatan, sehingga setiap atom mendapatkan setengah dari elektron ikatan tersebut.

Untuk menentukan nilai muatan formal dari suatu molekul dapat dicari dengan cara:

F.C = (total elektron yang seharusnya dimiliki atom) -- (jumlah elektron yang dimiliki dalam struktur lewis)

Atau

F.C= (jumlah electron valensi atom) -- (jumlah electron yang tidak berikatan) - (jumlah ikatan)

Atau

F.C= (jumlah electron valensi atom) -- (jumlah elektron) -- (jumlah electron berikatan)

Hal penting yang harus diketahui mengenai muatan formal diantaranya:

• Muatan formal sebagai suatu muatan teoritis tidak menunjukkan adanya pemisahan muatan yang nyata dalam molekul.
• Muatan formal membantu dalam pemilihan struktur energi terendah dari sejumlah struktur Lewis yang mungkin untuk suatu spesies tertentu.
• Pengetahuan tentang struktur energi terendah membantu dalam memprediksi produk utama dari suatu reaksi dan juga menjelaskan banyak fenomena.4) Umumnya, struktur energi terendah adalah yang memiliki muatan formal terkecil pada atom-atomnya dan muatan yang paling terdistribusi.

Alasan lain mengapa ini penting adalah reaktivitas. Dengan menghitung muatan formal, kita dapat menentukan di mana (jika ada) muatan berada dalam molekul tersebut. Hal ini membantu kita memahami/memprediksi jenis reaktivitas yang akan dimiliki oleh molekul tersebut. Sebagai contoh, oksigen kanan dalam struktur NO2 yang benar memiliki muatan -1, sehingga ia dapat menarik atom/molekul bermuatan positif dan/atau menyumbangkan elektron. Tanpa mengetahui di mana muatan tersebut berada, kita tidak dapat sepenuhnya memahami reaktivitas molekul.

Bentuk Molekul menurut teori VSEPR

Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) menyatakan bahwa pasangan elektron pada kulit valensi suatu molekul saling tolak-menolak, sesuai dengan struktur elektron menurut aturan Lewis. Teori ini pertama kali diperkenalkan oleh Nevil's dan Herbert P pada tahun 1940, kemudian dikembangkan lebih lanjut oleh Ronald G dan R. Nyholm. Gillespie dan Nyholm menyatakan bahwa pasangan elektron valensi mengalami tolakan (Gaya Coulomb) karena muatan negatif elektron. Akibat tolakan ini, pasangan elektron menempati posisi yang meminimalkan tolakan, baik itu pasangan bebas atau pasangan terikat dalam bentuk ikatan tunggal, rangkap dua, atau rangkap tiga. Teori VSEPR ini menunjukkan bahwa bentuk molekul ditentukan oleh jumlah pasangan elektron bebas dan pasangan elektron ikatan dalam molekul tersebut. Dengan demikian, bentuk molekul suatu senyawa dapat diprediksi dengan mengikuti beberapa aturan berdasarkan jumlah pasangan elektron tersebut.

• Pasangan elektron cenderung untuk meminimalkan gaya tolak menolak bentuk geometri ideal yaitu pada:Bilangan koordinasi 2 berbentuk Linier

- Bilangan koordinsi 3 berbentuk segitiga planar

- Bilangan koordinasi 4 berbentuk tetrahedral

- Bilangan koordiansi 5 berbentuk trigonal bipyramidal

- Bilangan koordiansi 6 berbentuk oktahedral

• Gaya tolak menolak

Adanya pasangan elektron yang tidak berikatan menyebabkan terjadinya gaya tolak di antara elektronnya, sehingga menyebabkan gaya tolak yang lebih kuat antara pasangan elektron yang tidak berikatan (lone-pair) daripada pasangan elektron yang terikat (bond-pair). Selain itu, gaya tolak antara pasangan elektron yang terikat lebih rendah dibandingkan dengan pasangan elektron yang tidak berikatan.

- Bila terdapat pasangan elektron tak terikat, sudut ikatan lebih kecil daripada sudut ikatan bentuk geometri idealnya.

- Pasangan elektron yang tak terikat memerlukan ruang yang lebih luas. Contoh pada trigonal bipiramidal posisi ekuatorial mempunyai energi lebih kecil daripada posisi aksial, sehingga pasangan elektron tak terikat akan menempati posisi ekuatorial.

- Jika semua posisi adalah sama, maka pasangan elektron tak terikat akan menempati posisi trans satu sama lain, seperti pada bentuk octahedral.

• Ikatan rangkap memerlukan ruang yang lebih luas daripada ikatan Tunggal.
• Pasangan elektron yang terikat pada substituen elektronegatif akan menempati ruang yang lebih kecil daripada ruang antara pasangan elektron yang terikat dengan substituen yang lebih elektropositif.

Meramalkan bentuk molekul suatu senyawa dapat menggunakan teknik yang sederhana. Teknik ini berlandaskan teori VSEPR yang disederhanakan, sehingga dapat berguna untuk meramalkan bentuk molekul suatu senyawa poliatomik dengan mudah dan cepat. Untuk menggunakan teori VSEPR diperlukan data tentang banyaknya pasangan elektron bebas yang berada di sekitar atom pusat. Padahal justru penentuan jumlah pasangan elektron yang terikat atau tak terikat inilah yang sulit. Pada teknik sederhana ini hanya dengan data tentang jumlah elektron valensi saja, atau jumlah elektron di kulit terluar, telah dapat diramalkan bentuk molekulernya. Berikut ini adalah langkah- langkah sederhana untuk meramalkan bentuk molekuler.

- Hitung T, yaitu jumlah elektronvalensi dalam molekul atau ion, misalnya pada CCl4

   Jumlah elektron valensi karbon = 4

   Jumlah elektron valensi 4 atom Chlor = 4x 7 = 28

   Jumlah elektron valensi molekul (T) = 32

- Kemudian T dibagi dengan 8 (n), bila T tidak habis dibagi 8, maka sisanya disebut b

    contoh : untuk T = 32, maka n =4

    Tetapi untuk T= 20, maka n = 2 dan b = 4

- Jika harga n bulat, bentuk geometri molekulernya akan mengikuti kelompok AXn, dengan A adalah atom pusat dan X atom lain, dengan bentuk geometri dapat dilihat sebai berikut:

• n

• Nama bentuk geometri ideal

• Kelompok

• Contoh

• 2

• Linear

• AX2

• BeCl2

• 3

• Segitiga planar

• AX 3

• BF3

• 4

• Tetrahedral

• AX4

• CH4

• 5

• Trigonal bipiramida

• AX5

• PCl5

• 6

• Octahedral

• AX6

• SF6

• 7

• Pentagonal bipiramida

• AX7

• IF7

- Jika n bukan bilangan bulat, maka bentuk geometri molekulernya akan mengalami penyimpangan dari bentuk idealnya pada Tabel 2.1. Bilangan m besarnya adalah setengah b, menunjukkan banyaknya pasangan elektron yang tidak terikat pada atom pusat. Bentuk molekuler dinyakatan dengan kelompok AXnEm dengan A adalah atom pusat, X atom lain dan E adalah jumlah pasangan elektron yang tidak terikat

• n

• m

• Bentuk geometri ideal

• Kelompok

• Contoh

• 2

• 1

• Menyudut bentuk "V"

• AX2E

• SO2

• 2

• 2

• Menyudut atau bengkok

• AX2E2

• H2O

• 2

• 3

• Linear

• AX2E3

• XeCl2

• 3

• 1

• Piramidal

• AX3E

• NH3

• 3

• 2

• Bentuk "T"

• AX3E2

• ClF3

• 3

• 3

• Bentuk "T"

• AX3E3

• BrF5

• 4

• 1

• Tetrahedral terdistorsi

• AX4E

• SF4

• 4

• 2

• Segiempat planar

• AX4E2

• XeF4

• 5

• 1

• Segiempat piramidal

• AX5E

• BrF5