Dalam BAB ini kita akan mengubah susunan suatu zat ke bentuk dua dimensi untuk melihat ikatan yang terjadi di suatu molekul, kita dapat merubah suatu bentuk molekul dua dimensi menjadi tiga dimensi. Kita akan membahas lima bentuk molekul yang paling dasar dan gabungan-gabungan bentuk molekul yang sederhana tersebut menjadi bentuk yang lebih komplek dalam suatu molekul. Menggambar Bentuk Molekul Menggunakan Struktur Lewis Pertama untuk dapat mengetahui bentuk suatu molekul, kita harus mengubah suatu molekul ke struktur lewis (rumus lewis). Struktur dua dimensi molekul ini memiliki simbol elektron yang ditandai dengan titik yang dapat menggambarkan ikatan yang terjadi antar atom, dan pasangan elektron bebas yang terdapat di tingkat energi terluar sebuah elektron. Umumnya, kita menggunakan aturan oktet dalam menempatkan elektron pada struktur Lewis. Molekul dengan Ikatan Tunggal Berikut adalah beberapa langkah dalam menggambarkan struktur Lewis untuk molekul dengan ikatan tunggal. Kita ambil contoh NF 3. Langkah pertama. Untuk molekul yang memiliki rumus AB n, tempatkan atom yang lebih sedikit di tengah karena untuk mendapatkan bilangan oktet membutuhkan elektron lebih banyak, biasanya atom yang di tengah memiliki keelektronnegatifan yang lebih rendah. Dalam NF 3, N (golongan 5A, EN = 3.0) memiliki 5 elektron terluar, jadi atom N membutuhkan 3 elektron untuk mencapai oktet, kemudian F (golongan 7A, EN = 4.0) memiliki 7 elektron terluar sehingga F hanya membutuhkan 1 elektron lagi. Jadi N dtempatkan di tengah diantara atom F. Jika suatu molekul memiliki atom yang memiliki golongan sama seperti SO 3 dan ClF 3, maka tempatkan atom yang memiliki periode yang lebih kecil di tengah. Atom H hanya memiliki 1 elektron, maka atom H tidak akan pernah menjadi atom pusat. Langkah kedua. Jumlahkan semua elektron valensi yang ada pada molekul. Pada NF 3, N memiliki 5 elektron valensi, sedangkan F meiliki 7 elektron valensi, jadi : [1 x N (5e - ) + 3 x F (7e - )] = 5e - + 21e - = 26 e - valensi Untuk ion poliatomik, tambahkan e - untuk setiap jumlah tanda negatif (-) pada ion, atau kurangi e - untuk setiap jumlah tanda positif (+) untuk setiap jumlah tanda positif (+) pada ion.
Langkah ketiga. Gambarkan ikatan tunggal di setiap atom yang mengelilingi atom pusat. Karena minimal pasti ada satu ikatan diantara atom pusat dan atom yang mengelilinginya. Kemudian jumlahkan 2e - untuk setiap ikatan yang terjadi. Jumlahkan 2e - untuk setiap ikatan yang terjadi, kemudian kurangi dengan jumlah elektron valensi total, untuk mencari elektron valensi yang tersisa. Langkah keempat. Tempatkan setiap elektron berpasangan sehingga setiap atom memiliki 8 elektron (dua untuk atom H). Kemudian tempatkan pasangan elektron bebas di setiap atom yang mengelilingi hingga setiap atom yang mengelilingi memiliki bilangan oktet (elektronegatifitas yang lebih besar). Jika masih ada elektrok valensi yang tersisa, tempatkan di atom pusat. Kemudian periksa apakah setiap atom telah memiliki 8 elektron valensi. Gambar diatas merupakan struktur Lewis molekul NF 3, selalu periksa jumlah elektron valensi moekul tersebut (elektron yang terikat maupun pasangan elektron bebas). 6e - merupakan jumlah elektron di ikatan yang terjadi, sedangkan jumlah pasangan elektron bebas yang ada adalah 20e -. Namun struktur Lewis tidak dapat menggambarkan bentuk molekul, bentuk yang benar dari NF 3 adalah Menggunakan 4 langkah diatas, kita dapat menggambarkan setiap molekul yang memiliki ikatan tunggal yang memiliki atom pusat C, N, atau O. Berikut beberapa aturan atom yang perlu diperhatikan. Hidrogen hanya dapat membentuk satu ikatan Karbon dapat membentuk empat ikatan Nitrogen dapat membentuk tiga ikatan Oksigen dapat membentuk dua ikatan Halogen dapat membentuk satu ikatan ketika atom-atom halogen merupakan atom yang mengelilingi atom pusat. Fluorin selalu menjadi atom yang mengelilingi.
Ikatan Rangkap pada Struktur Lewis Terkadang dari langkah pertama hingga langkah keempat, atom pusat (atau beberapa atom pusat) masih tidak memiliki bilangan oktet atau 8 elektron. Sehingga dibutuhkan ikatan rangkap. Dibuatlah langkah kelima. Langkah kelima. Ikatan rangkap pada struktur Lewis. Ketika atom pusat masih belum memiliki 8 elektron penuh, makan buatlah ikatan rangkap dari pasangan elektron bebas dari satu diantara atom yang mengelilingi atom pusat. Contoh pada etilen (C 2 H 4 ). Kita gunakan langkah awal hingga langkah keempat, dari penempatan atom, kemudian perhitungan jumlah elektron valensi, buat ikatan tunggal antar atom pusat dan atom yang mengelilingi, kemudian tempatkan setiap elektron secara berpasangan untuk mencapai bilangan oktet, dan yang kita dapat bentuknya seperti berikut, Atom C pusat sebelah kiri hanya memiliki 6e - berbeda dari atom C pusat sebelah kanan yang telah memenuhi bilangan oktet. Jadi, pasangan elektron bebas pada atom C pusat sebelah kanan kita buat menjadi ikatan rangkap antar C. Sekarang, setiap atom C telah memenuhi aturan oktet (kecuali H memenuhi aturan duplet) Resonansi : Perpindahan Elektron Ikatan Rangkap Dua Kita biasanya dapat menuliskan lebih satu struktur Lewis untuk beberapa molekul, setiap gambaran relatif memiliki struktur yang sama. Contohnya ozon (O 3 ) merupakan bahan dasar pencemar udara namun merupakan penyerap radiasi sinar ultraviolet (UV) pada stratosfer bumi. Terdapat dua gambaran struktur Lewis ozon. pada struktur ozon yang pertama, oksigen B memiliki ikatan rangkap terhadap oksigen A dan ikatan tunggal pada oksigen C. Pada struktur ozon ke dua, strukturnya terbalik terhadap struktur yang pertama. Disini bukan berarti terdapat dua molekul O 3 yang berbeda melainkan perbedaan struktur Lewis tetapi pada molekul yang sama.
Pada kenyataannya tidak ada struktur Lewis yang dapat menggambarkan molekul O 3 dengan tepat. Panjang ikatan dan energi ikatan yang terjadi mengindikasikan bahwa kedua ikatan tersebut identik. Molekul tersebut dapat lebih tepat digambarkan dengan dua struktur Lewis, kedua struktur yang identik ini dapat disebut struktur resonansi (bentuk resonansi), kemudian beri tanda panah yang memiliki arah ke kedua arah diantara kedua struktur Lewis tersebut. Struktur resonansi memiliki penempatan atom yang sama namun memiliki lokasi ikatan dan pasangan elektron bebas yang berbeda. Kita bisa mengubah bentuk resonansi yang satu ke yang lain dengan cara memindahkan salah satu pasangan elektron bebas menjadi berikatan. Bentuk molekul ozon (O 3 ) tidak berubah bentuk secara instan dari bentuk pertama ke bentuk kedua. Molekul sebenarnya merupakan gabungan resonansi, sebuah bentuk yang seimbang dari bentuk resonansi. Akibat dari perpindahan tempat pasangan elektron yang terdapat pada ozon, menyebabkan kita harus menggambarkan molekul ozon menggunakan lebih dari satu struktur Lewis. Pada O 3 terdapat dua ikatan yang identik, setiap ikatan merupakan ikatan tunggal (sepasang elektron yang telah terletak dengan tepat) dan sebuah ikatan parsial (ikatan yang berpindah-pindah oleh karena pasangan elektron yang berpindah-pindah). Kita dapat menggambarkan gabungan resonansi menggunakan garis melengkung putus-putus untuk menunjukkan bahwa perpindahan pasangan elektron. Banyak molekul resonansi yang terjadi selain ozon, dan banyak molekul atau ion yang lebih baik digambarkan secara resonansi. Contohnya benzen (C 6 H 6 ) memiliki dua bentuk resonansi yang penting, yang satu dengan lainnya dibedakan dengan ikatan tunggal dan rangkap dua yang memiliki posisi yang berbeda. Pada dasarnya benzen memiliki 6 ikatan antar atom C dan tiga ikatan dari pasangan elektron bebas yang berpindah-pindah antar enam ikatan karbon tersebut, dan biasanya digambarkan dengan lingkaran putus-putus di tengah-tengah ikatan karbon.
Pengecualian Aturan Bilangan Oktet pada Struktur Lewis Aturan oktet sangat berguna untuk menentukan elektron pada molekul dengan atom pusat periode 2, namun tidak setiap atom dapat menggunakan aturan oktet. Bisa kita bandingkan, banyak atom pusat yang memiliki elektron kurang dari 8 ataupun lebih dari itu. Pengecualian aturan oktet ini dapat kita lihat pada molekul yang memiliki atom yang kekurangan elektron, elektron berjumlah ganjil, dan khususnya atom yang memiliki elektron valensi berlebih. Molekul yang kekurangan elektron. Molekul yang berbentuk gas yang biasanya mengandung atom pusat Berillium atau Boron kekurangan elektron. Tidak adanya 8 elektron di sekitar atom pusat Be dan B menyebabkan aturan oktet tidak bisa digunakan. Berikut struktur Lewis dari gas Berillium Klorida dan Boron Triflorida. Di sekitar atom Be hanya terdapat 4 elektron, sedangkan di sekitar atom B hanya terdapat 6 elektron. Pertanyaannya, mengapa atom halogen di sekitar atom pusat membentuk ikatan rangkap terhadap atom pusat sehingga aturan oktet dapat terpenuhi. Itu di sebabkan keelektronegatifan halogen lebih besar dari atom pusat Be ataupun B. Satu-satunya cara agar molekul yang kekurangan elektron dapat bereaksi dengan molekul lain agar dapat mencapai aturan oktet. Contohnya ketika BF 3 bereaksi dengan amonia membentuk suatu zat, yang membuat atom B bisa mendapatkan aturan oktetnya. Molekul dengan atom pusat yang memiliki elektron berjumlah ganjil. Beberapa molekul memiliki atom pusat dengan jumlah elektron ganjil, jadi kemungkinan besar setiap elektron pada atom pusat molekul tersebut tidak dapat berpasangan. Contohnya elektron bebas memiliki elektron bebas (tidak berpasangan), menyebabkan mereka bersifat paramagnetik dan sangat reaktif. Kebanyakan molekul dengan atom pusat berelektron ganjil berasal dari atom bergolongan ganjil, contohnya N [ golongan 5A (15) ] atau Cl [ golongan 7A (17) ]. Contohnya molekul NO 2, merupakan asal utama asap yang terbentuk ketika teroksidasi. NO 2 memiliki beberapa bentuk resonansi. Ikatan yang pertama merupakan ikatan rangkap dua, sedangkan yang lain merupakan ikatan tunggal yang membuat tersisa elektron bebas yang tak berpasangan. Berikut bentuk resonansi yang terjadi.
Namun bentuk pertama (kiri) pada NO 2 lebih penting karena dapat bereaksi dengan molekul NO 2 lainnya. Radikal bebas berikatan dengan molekul lain yang sejenis agar elektron bebas yang tidak berpasangan dapat berpasangan dengan elektron bebas molekul lain yang tak berpasangan juga. Jadi ketika 2 molekul NO 2 bereaksi dengan molekul sejenisnya, elektron bebas yang tak berpasangan dapat saling berikatan membentuk ikatan N-N membentuk N 2 O 4 dan setiap atom N nya mencapai aturan oktet. Elektron Valensi yang lebih banyak. Banyak molekul ataupun ion yang memiliki elektron valensi lebih dari 8 elektron disekitar atom pusat. Sebuah atom memperluas tingkatan energi terluarnya agar dapat membentuk ikatan yang lebih banyak, sebuah proses untuk melepaskan energi. Sebuah atom dapat membuat ikatan berlebih menggunakan orbital d terluar setelah mengisi orbital s dan orbital p. Perluasan tingkatan energi terluar sebuah atom hanya dapat terjadi jika atom pusat merupakan atom nonlogam yang berasal dari periode ketiga atu lebih dan memiliki orbital d. Contohnya Sulfur Hexaflorida (SF 6 ). Atom pusat Sulfur dikelilingi oleh enam atom Fluorin yang masing-masing memiliki ikatan tunggal, sehingga total elektron yang terdapat di atom pusat sebanyak 12 elektron. Contoh lain adalah Fosfor Pentaklorida (PCl 5 ). PCl 5 terbentuk ketika PCl 3 bereaksi dengan gas klorida Cl 2. Atom P pada PCl 3 sudah memenuhi aturan oktet, namun atom P menggunakan 2 elektron bebasnya untuk mengikat atom klorida yang lain dan memperluas tingkat energi terluar atom P pada PCl 5 sehingga total elektron yang terdapat di atom pusat adalah 10 elektron. Pada saat terbentuk PCl 5 sebuah ikatan Cl-Cl terputus dan kemudian terbentuk 2 ikatan tambahan P-Cl. Pada contoh SF 6 dan PCl 5, atom pusat mengikat lebih dari 4 atom, namun masih banyak contoh atom dengan perluasan tingkat energi yang mengikat 4 atom atau kurang. Contohnya asam sulfat H 2 SO 4. Berikut adalah 2 dari bentuk resonansi asam sulfat.
Pada bentuk kedua, atom Sulfur telah meningkatkan tingkat energi terluar sehingga dapat menampung 12 elektron. Bentuk kedua juga lebih tepat karena panjang ikatan yang diukur sesuai dengan panjang ikatan yang telah diteliti. Dalam bentuk gas H 2 SO 4, 2 ikatan S-O dengan atom H mengikat atom O memiliki panjang 157 pm, diamana ikatan S-O dengan tidak ada atom H yang mengikat di atom O memiliki panjang 142 pm. Ikatan yang lebih pendek ini mengindikasikan adanya ikatan rangkap dua yang tergambar seperti bentuk kedua. Ketika asam sulfat kehilangan 2 ion H + akan membentuk ion sulfat SO 4 2-. Sehingga setiap ikatan S-O sekarang berjarak 149 pm, yaitu jarak diantara ikatan rangkap S=O (142 pm) dan ikatan tunggal S-O (157pm). Dua dari 6 bentuk resonansi yang lebih sesuai dengan gambar yang ada adalah sebagai berikut. Pengukuran juga menunjukkan bahwa ikatan S-O pada SO 3 dan SO 2 semuanya berjarak tepat 142 pm, mengindikasikan adanya ikatan rangkap dua pada setiap ikatan pada SO 3 dan SO 2. Fosfor biasanya dapat menampung 10 elektron, Sulfur 12 elektron dan Iodin dapat menampung hingga 14 elektron. Sangat penting menyadari adanya bilangan oksidasi, namun bilangan oksidasi ini tidak selalu tepat, bisa kita lihat dari bilangan oksidasi tersebut tidak dapat memprediksi resonansi dari NO 2. Kenyataannya sekarang perhitungan secara teoritis mengindikasikan bahwa kebanyakan atom pusat periode ke 3 atu lebih dapat membentuk peningkatan tingkat energi terluar sebuah atom, dan bilangang oksidasi nol kurang akurat daripada bilangan oksidasi yang lebih besar. Tetapi kita akan terus membandingkan menggunakan bilangan oksidasi karena bilangan oksidasi merupakan pendekatan terdekat dengan data penelitian yang telah ada. Teori Valence Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) dan Bentuk Molekul Struktur Lewis itu seperti cetak biru dari sebuah struktur molekul. Gambar dua dimensi dari struktur Lewis ini relatif menggambarkan letak-letak dari atom pusat, ikatan antar atom pada molekul, dan lain-lain seperti pasangan elektron bebas. Untuk dapat menggambarkan bentuk molekul secara tepat dari struktur Lewis, dengan begitu ahli kimia menciptakan teori valence shell electron pair repulsion (VSEPR). Sudah menjadi aturan dasar bahwa setiap elektron terluar yang mengelilingi atom pusat saling menjauh untuk meminimalisir gaya tolak menolak sekecil mungkin. Susunan Elektron dan Bentuk Molekul Ketika dua, tiga, empat, lima, hingga enam benda disusun mengacu pada sebuah titik, sehingga setiap benda tersebut dapat menempati ruang disekitar titik tersebut semaksimal mungkin,
menghasilkan lima pola geometric secara umum. Jika benda tersebut adalah elektron valensi, maka gaya tolak-menolak menyebabkan setiap elektron valensi saling tolak-menolak mengisi setiap ruang dengan maksimal. Bentuk molekul yang terbentuk itu dibentuk oleh kelompok elektron valensi baik yang berikatan maupun tidak disekitar atom pusat. Selain itu bentuk molekul juga dipengaruhi nukleus atom. Gambar yang dibawah itu menunjukkan bentuk molekul paling dasar, dan hanya berpengaruh jika semua atom berikatan dan tidak ada pasangan elektrn bebas, namun jika masih terdapat pasangan elektron bebas pada molekul maka bentuk molekul akan berubah lagi. Jadi teori VSEPR sangat berguna untuk memprediksi bentuk molekul karena sebagian besar teori tersebut sudah sesuai dengan penelitian yang telah dilakukan. Bentuk Molekul dengan Dua Kelompok Elektron Ketika dua kelompok elektron berikatan dengan atom pusat maka pemikiran kita bentuk molekul tersebut adalah linier, karena dua kelompok elektron akan bergerak saling menjauh sejauh mungkin. Bentuk linier ini akan membentuk 180 o mengacu pada teori VSEPR. berikut contoh molekul linier, contohnya gas BeCl 2 merupakan molekul linier. Bentuk Molekul dengan Tiga Kelompok Elektron Ketika tiga kelompok elektron berikatan dengan sebuah atom pusat maka, bentuk ideal yang terjadi adalah membentuk sudut 120 o antar kelompok elektron, membentuk trigonal planar. Ada dua kemungkinan dari bentuk molekul dengan tiga kelompok elektron, pertama, atom pusat dengan tiga ikatan tunggal, atau mengikat dua atom dan sebuah ikatan tunggal, dapat kita lihat perbedaan kedua ikatan tersebut. Contoh ikatan yang membentuk sudut 120 o dengan sempurna, contohnya molekul dengan atom pusat yang kekurangan elektron, contohnya BF 3.
Akibat dari Ikatan Rangkap Dua. Secara faktual bentuk sebuah molekul akan berubah ketika ada ikatan rangkap dua, karena kepadatan elektron pada ikatan rangkap dua lebih kuat daripada ikatan tunggal sehingga bentuknya tidak menjadi 120 o tepat. Akibat dari Pasangan Elektron Bebas. Karena kekuatan dari penolakan pasangan elektron bebas lebih besar dari kekuatan ikatan antar atom maka perubahan sudut pada molekul tersebut lebih besar daripada akibat dari ikatan rangkap dua. Bentuk Molekul dengan Empat Kelompok Elektron Sejauh ini paling mudah dalam menggambarkan bentuk molekul dengan empat elektron menggunakan dua dimensi namun, kita harus menggunakan gambar tiga dimensi untuk menggambarkan bentuk molekul dengan tepat. Dari fakta ini dapat terlihat bahwa struktur Lewis tidak dapat menggambarkan bentuk molekul. Contohnya gas metan secara gambar dari struktur Lewis digambarkan sudutnya membentuk 90 o namun secara tiga dimensi yang terbentuk tidak sebesar 90 o namun 109.5 o antar atomnya.
Bentuk Molekul dengan Lima Kelompok Elektron Semua molekul yang memiliki lima atau enam kelompok elektron pasti merupakan atom dengan periode lebih dari 3 karena hanya atom-atom dengan periode diatas itu yang memiliki orbital d yang bisa memperluas kulit terluar hingga dapat menampung lebih dari 8 elektron. Ketika lima kelompok elektron menjauh semaksimal mungkin akan membentuk trigonal bipiramida. Contoh bentuk molekul trigonal bipiramida adalah fosfor pentaklorida PCl 5,
Berikut adalah 3 bentuk lain yang mengandung pasanagan elektron bebas, karena pasangan elektron bebas memiliki gaya tolak menolak yang lebih kuat daripada gaya ikatan antar atom. SF 4 BrF 3 I 3 - Bentuk Molekul dengan Enam Kelompok Elektron Dengan enam ikatan atom, maka bentuk idealnya adalah oktahedral. Jadi ketika SF 4 dengan bentuk jungkat-jungkit bereaksi dengan F 2, maka atom pusat S memperluas kulit terluar untuk membentuk oktahedral sulfur hexafluorida (SF 6 )