Ikatan Kimia I dan II

IKATAN KIMIA

Teori Lewis tentang Ikatan Kovalen

Lambang Titik Lewis

Gilbert N. Lewis memperkenalkan konsep bahwa atom mencapai kestabilan dengan cara berinteraksi dan berikatan kimia untuk mencapai konfigurasi elektron yang mirip dengan gas mulia. Atom hanya berinteraksi melalui elektron valensinya, yang dikenal sebagai elektron di lapisan terluar atom.

Sistem titik Lewis, atau lambang titik Lewis, digunakan untuk menggambarkan distribusi elektron valensi dari atom-atom yang terlibat dalam ikatan kimia. Dalam sistem ini, setiap titik mewakili satu elektron valensi. Misalnya, atom Li (golongan IA) memiliki 1 elektron valensi, sehingga digambarkan dengan satu titik, sedangkan atom Be (golongan IIA) memiliki 2 elektron valensi, sehingga digambarkan dengan dua titik.

Ikatan kovalen adalah jenis ikatan kimia di mana dua atom berbagi sepasang elektron, sehingga keduanya dapat mencapai konfigurasi elektron yang lebih stabil. Senyawa yang terbentuk dari ikatan kovalen disebut senyawa kovalen.

Konsep sederhana ikatan kovalen pertama kali diperkenalkan oleh Gilbert Lewis. Menurut konsep ini, ikatan kimia terbentuk melalui penggunaan bersama-sama elektron oleh atom-atom yang berikatan.

Aturan Oktet

Pembentukan ikatan kovalen mengikuti aturan oktet yang dirumuskan oleh Lewis. Aturan ini menjelaskan bahwa kecuali untuk atom hidrogen, atom-atom cenderung membentuk ikatan hingga mereka memiliki delapan elektron valensi di lapisan terluar, menyerupai konfigurasi elektron dari unsur gas mulia. Ini berarti atom tersebut mencapai kestabilan dengan memiliki delapan elektron di lapisan terluar, atau dua elektron jika itu adalah lapisan K.

Namun, ada situasi di mana atom tidak dapat mencapai konfigurasi oktet yang lengkap, terutama pada unsur-unsur dalam periode kedua tabel periodik, seperti karbon, nitrogen, oksigen, dan fluorin. Ini karena atom-atom ini memiliki jumlah elektron valensi yang terbatas (mulai dari empat hingga tujuh), yang berarti mereka tidak memiliki cukup elektron untuk membentuk ikatan dengan atom lain dan mencapai oktet yang lengkap.

Dalam kasus ini, atom-atom tersebut dapat berbagi elektron untuk mencapai kestabilan. Dengan cara ini, mereka dapat mencapai konfigurasi elektron gas mulia dengan menggunakan elektron bersama-sama dengan atom lain dalam senyawa yang sama.

Meskipun aturan oktet adalah pedoman umum, ada beberapa senyawa kovalen yang tidak mengikuti aturan ini. Ini disebut sebagai penyimpangan atau pengecualian aturan oktet, yang sering terjadi pada senyawa yang melibatkan unsur-unsur yang memiliki kekurangan atau kelebihan elektron yang signifikan

Pengecualian aturan oktet dapat dibagi dalam tiga kategori yaitu:

• oktet tak lengkap, di mana jumlah elektron di sekitar atom pusat dalam molekul tidak mencapai delapan. Senyawa berilium hidrida (BeH2) adalah salah satu contohnya. Berilium (Be) adalah unsur golongan 2A atau golongan 2 dalam tabel periodik. Dalam konfigurasi elektronnya, berilium memiliki 2 elektron valensi yang terdapat pada orbital 2s. Dalam molekul berilium hidrida (BeH2), struktur Lewis menunjukkan bahwa terdapat dua atom hidrogen (H) yang berikatan dengan atom berilium (Be), sehingga strukturnya menjadi H -- Be -- H. Dalam struktur ini, hanya ada empat elektron yang terlibat di sekitar atom berilium, dua dari elektron valensi berilium dan satu dari masing-masing atom hidrogen. Dengan hanya empat elektron di sekitar atom berilium, tidak memungkinkan untuk mencapai aturan oktet, yang mengharuskan atom-atom di dalam molekul memiliki delapan elektron di lapisan terluar. Oleh karena itu, berilium hidrida (BeH2) adalah contoh senyawa dengan oktet tak lengkap di sekitar atom pusatnya.
• senyawa nitrogen oksida (NO) dan nitrogen dioksida (NO2) adalah contoh molekul berelektron ganjil. Dalam kedua molekul ini, atom nitrogen memiliki jumlah elektron valensi ganjil, yang menyebabkan total elektron valensi pada molekul tersebut menjadi ganjil
• oktet yang diperluas umumnya melibatkan atom-atom unsur dalam periode ketiga dan seterusnya. Beberapa contoh senyawa kovalen yang mengalami oktet yang diperluas termasuk Dalam semua contoh ini, atom pusat (S, P, Cl, atau Xe) melebihi oktetnya karena jumlah elektron valensi yang lebih besar dari delapan

Ikatan kovalen dapat terjadi dalam berbagai jenis, termasuk ikatan tunggal, ikatan rangkap dua, dan ikatan rangkap tiga, tergantung pada berapa banyak pasangan elektron yang digunakan untuk mengikat dua atom bersama-sama. Berikut adalah penjelasan lebih lanjut mengenai ikatan-ikatan tersebut:

• Ikatan Tunggal: Dua atom berbagi satu pasangan elektron. Contoh: dalam molekul H2, atom hidrogen berbagi satu pasangan elektron.
• Ikatan Rangkap Dua: Dua atom berbagi dua pasang elektron secara bersama-sama. Contoh: dalam molekul CO2, atom karbon dan oksigen membentuk ikatan rangkap dua, dengan masing-masing atom menggunakan dua pasang elektron.
• Ikatan Rangkap Tiga: Dua atom berbagi tiga pasang elektron secara bersama-sama. Contoh: dalam molekul N2, dua atom nitrogen membentuk ikatan rangkap tiga, dengan masing-masing atom menggunakan tiga pasang elektron.

Masing-masing jenis ikatan kovalen memiliki perbedaan dalam jumlah pasangan elektron yang digunakan untuk mengikat atom-atom bersama-sama, dan ini memengaruhi sifat-sifat kimia dan fisika dari senyawa yang dihasilkan.

Struktur Lewis dan Resonasi

struktur resonansi adalah konsep dalam kimia yang digunakan untuk menjelaskan situasi di mana sebuah molekul dapat diwakili oleh lebih dari satu struktur Lewis yang benar, tetapi tidak satupun dari struktur-struktur tersebut dapat menjelaskan sifat molekul secara keseluruhan. Salah satu contoh yang paling terkenal adalah molekul ozon (O3).

Dalam struktur Lewis ozon, ada dua kemungkinan struktur yang dapat digambarkan:

Struktur dengan ikatan rangkap tunggal di antara dua atom oksigen dan satu ikatan rangkap ganda:

O O O

Struktur dengan ikatan rangkap ganda di antara dua atom oksigen dan satu ikatan rangkap tunggal:

O -- O O

Kedua struktur tersebut tidak cukup menjelaskan sifat ozon secara keseluruhan. Sebagai gantinya, molekul ozon diwakili oleh hibridisasi dari kedua struktur tersebut, dan dinyatakan sebagai struktur resonansi. Tanda panah dua arah () digunakan untuk menunjukkan bahwa struktur-resonansi adalah representasi molekul ozon yang akurat.

Dengan menggunakan konsep struktur resonansi, kita dapat memahami bahwa panjang ikatan antara atom oksigen dalam molekul ozon tidak dapat dijelaskan dengan hanya mengacu pada satu struktur Lewis, karena keduanya memberikan kontribusi secara signifikan terhadap sifat molekul tersebut. Sehingga, panjang ikatan O-O dalam molekul ozon sebenarnya sama panjangnya, meskipun struktur-resonansi menunjukkan adanya ikatan rangkap ganda dan ikatan rangkap tunggal secara bergantian.

Muatan Formal dan Kontribusinya terhadap sifat sifat Zat

muatan formal suatu atom dalam suatu struktur Lewis dapat dihitung menggunakan aturan sebagai berikut:

• Semua elektron non-ikatan (atau yang tidak terlibat dalam ikatan kovalen) dalam atom tersebut dianggap milik atom itu sendiri.
• Elektron yang terlibat dalam ikatan antara atom tersebut dengan atom lain dibagi, dan setengah dari elektron-ikatan tersebut dianggap milik atom 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 yanh harus diketahui mengenai muatan format diantaranya :

• Muatan Formal sebagai Muatan Teoritis: Muatan formal merupakan representasi teoritis dari distribusi muatan dalam suatu molekul berdasarkan struktur Lewis. Ini tidak mencerminkan adanya pemisahan muatan yang sebenarnya dalam molekul, tetapi membantu kita untuk memahami distribusi relatif muatan antara atom-atom dalam suatu struktur.
• Pemilihan Struktur Energi Terendah: Muatan formal membantu dalam menentukan struktur Lewis yang paling stabil atau memiliki energi terendah dari sejumlah struktur yang mungkin. Struktur dengan muatan formal terkecil pada atom-atomnya dan muatan yang terdistribusi paling baik cenderung menjadi struktur yang paling stabil.
• Prediksi Produk Reaksi dan Penjelasan Fenomena: Pengetahuan tentang struktur energi terendah, yang didukung oleh muatan formal, membantu dalam memprediksi produk utama dari suatu reaksi kimia dan menjelaskan fenomena kimia tertentu.
• Hubungan dengan Reaktivitas: Muatan formal memainkan peran penting dalam menentukan reaktivitas suatu molekul. Dengan mengetahui di mana muatan berada dalam molekul, kita dapat memahami dan memprediksi tipe reaktivitas yang mungkin dimiliki oleh molekul tersebut. Misalnya, atom atau gugus dengan muatan negatif cenderung menarik atom atau gugus bermuatan positif, atau menyumbangkan elektron dalam reaksi kimia.

Alasan lain mengapa ini penting adalah reaktivitas. Dengan mengetahui di mana muatan terlokalisasi dalam suatu molekul, kita dapat memperkirakan bagaimana molekul tersebut akan berinteraksi dengan molekul lainnya. Contohnya, dalam molekul NO2, muatan negatif pada oksigen kanan dapat membuatnya bersifat elektrofilik, artinya dapat menarik elektron dari molekul atau gugus bermuatan positif di sekitarnya. Ini membuatnya lebih reaktif terhadap nukleofil yang dapat menyumbangkan pasangan elektron.

Tanpa pemahaman yang jelas tentang distribusi muatan, prediksi reaktivitas menjadi sulit. Oleh karena itu, perhitungan muatan formal membantu memperjelas lokasi muatan dalam molekul dan memungkinkan kita untuk membuat prediksi yang lebih akurat tentang bagaimana molekul tersebut akan bereaksi dalam berbagai kondisi.

Bentuk Molekul Menurut Teori VSEPR

Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) adalah kerangka kerja yang sangat berguna dalam memahami geometri molekul. Dalam teori ini, diasumsikan bahwa pasangan elektron valensi di sekitar atom pusat akan saling tolak dan mencoba untuk menempati posisi yang membuat tolakan ini minimal, karena tolakan Coulomb antar muatan negatif elektron. Sebagai hasilnya, struktur molekul akan mengikuti pola tertentu berdasarkan jumlah pasangan elektron bebas dan pasangan elektron ikatan dalam senyawa tersebut. Beberapa aturan dasar yang sering digunakan dalam teori ini adalah:

• Geometri molekul ideal:
• Pasangan elektron cenderung untuk meminimalkan gaya tolak menolak dengan mengadopsi bentuk geometri ideal, seperti yang telah disebutkan:
• Bilangan koordinasi 2 menghasilkan bentuk linear.
• Bilangan koordinasi 3 menghasilkan bentuk segitiga planar.
• Bilangan koordinasi 4 menghasilkan bentuk tetrahedral.
• Bilangan koordinasi 5 menghasilkan bentuk trigonal bipyramidal.
• Bilangan koordinasi 6 menghasilkan bentuk oktahedral.

• Gaya tolak menolak:
• Pasangan elektron yang tidak berikatan (lone pair) cenderung menyebabkan gaya tolak yang lebih kuat dibandingkan dengan pasangan elektron yang terikat (bond pair). Oleh karena itu, sudut ikatan dalam molekul dengan pasangan elektron tak terikat biasanya lebih kecil daripada sudut ideal untuk bentuk geometri tertentu.

Memahami prinsip-prinsip ini memungkinkan kita untuk meramalkan bentuk molekul dengan lebih baik, serta memahami bagaimana distribusi pasangan elektron memengaruhi sifat-sifat kimia dari molekul tersebut.

• 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. Contoh pada COH2
• 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 11 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

langkah-langkah sederhana untuk meramalkan bentuk molekul:

• Hitung jumlah elektron valensi: Identifikasi jumlah total elektron valensi dari semua atom dalam molekul. Elektron valensi adalah elektron yang berada di kulit terluar atom dan berperan dalam pembentukan ikatan kimia.
• Hitung jumlah pasangan elektron: Tentukan jumlah total pasangan elektron valensi di sekitar atom pusat molekul. Ini mencakup pasangan elektron ikatan (bond pair) dan pasangan elektron tak terikat (lone pair).
• Prediksi geometri molekul menggunakan aturan sederhana: Gunakan aturan sederhana berdasarkan jumlah pasangan elektron untuk memprediksi bentuk molekulnya. Contoh aturan sederhana:
• Bilangan koordinasi 2 menghasilkan bentuk linear.
• Bilangan koordinasi 4 menghasilkan bentuk tetrahedral.
• Bilangan koordinasi 5 menghasilkan bentuk trigonal bipyramidal.
• Bilangan koordinasi 6 menghasilkan bentuk oktahedral.
• Perhatikan pasangan elektron bebas: Jika ada pasangan elektron bebas di sekitar atom pusat, mereka akan memengaruhi geometri molekul. Pasangan elektron bebas cenderung memiliki gaya tolak yang lebih kuat daripada pasangan ikatan, sehingga mereka akan mendominasi dalam menentukan geometri molekul.
• Periksa kestabilan: Pastikan bahwa geometri yang diprediksi cukup stabil berdasarkan teori VSEPR. Misalnya, pastikan bahwa pasangan elektron tak terikat ditempatkan sedemikian rupa sehingga mereka meminimalkan gaya tolak antara mereka.

Dengan mengikuti langkah-langkah ini, Anda dapat dengan cepat dan sederhana meramalkan bentuk molekul suatu senyawa berdasarkan jumlah elektron valensi dan pasangan elektron di sekitar atom pusat.