Ikatan, Bentuk dan Gaya antarmolekul

Ikatan Kovalen: Teori Ikatan Valensi dan Teori Hibridisasi

Penggunaan elektron secara bersama digambarkan oleh Walter Heitler dan Fritz London (1927) sebagai interaksi orbital-orbital atomiknya, berupa tumpang tindih orbital. Hal ini kemudian menjadi dasar dari teori kimia yang disebeut Teori Ikatan Valensi. Namun, teori ini memiliki kelemahan yakni tidak dapat menjelaskan pembentukan ikatan kovalen pada sebagian molekul, termasuk molekul kecil yang melibatkan atom seperti B, Be, dan C. Untuk mengatasi kelemahan ini, Linus Pauling mengemukakan Teori Hibridisasi yang berbunyi:

Orbital-Orbital atomik dari suatu atom dengan perbedaan tingkat energi yang kecil, dapat bercampur membentuk orbital-orbital baru yang disebut orbital atomik hibrid.

1.     Teori ikatan Valensi : tumpang tindih orbital

Ikatan kovalen digambarkan sebagai tumpang tindih orbital-orbital atomiknya. Elektron yang terlibat dalam ikatan ini hanya elektron valensi. Pada ikatan kovalen biasa, tumpang tindih yang melibatkan dua orbital atomik setengah penuh. Posisi tumpang tindih sedemikian agar diperoleh energi potensial minimum yang identik dengan ikatan terkuat. Jika elektron valensi yang terlibat berasal dari orbital s, pertindihan antara dua orbital s tersebut tidak akan kuat. Akibatnya, ikatan yang terbentuk antara orbital s dan s relatif lemah. Jika orbital p bertindihan dengan orbital s atau orbital p bertindihan dengan orbital lainnya, akan memiliki ikatan yang relatif kuat karena orbital p terkonsentrasi pada arah tertentu. Berdasarkan tumpang tindih orbital yang terjadi, ikatan kovalen dibedakan menjadi:

-          Ikatan  yang terbentuk sebagai akibat tumpang tindih ujung-ujung orbital-orbital secara aksial. Contoh tumpang tindih s-s, s-p, dan p-p (aksial).

-          Ikatan  yang terbentuk akibat tumpang tindih orbital-orbital secara lateral. Contoh tumpang tindih p-p (lateral).

2.       Orbital-orbital Hibrid pada Ikatan Kovalen menurut Teori Hibridisasi.

Menurut teori hibridisasi, orbital-orbital atomik dari suatu atom dengan perbedaan tingkat energi yang kecil dapat bercampur membentuk orbital-orbital atomik hibrid. Hibrid adalah orbital-orbital yang ekivalen satu sama lainnya dalam hal bentuk dan energi sedangkan perbedaan hanya terletak pada orientasinya. Jumlah hibrid yang diperoleh sama dengan jumlah orbital-orbital atomik awalnya.

Jenis Orbital Hibrid	Pencampuran Orbital	Orientasi Orbital
sp	1 s + 1 p --> 2 hibrid sp	Linear
sp2	1 s + 2 p --> 3 hibrid sp2	Segitiga sama sisi
sp3	1 s + 3 p --> 4 hibrid sp3	Tetrahedron
dsp2	1 s + 2 p + 1 d --> 4 hibrid dsp2	Planar segiempat
sp3d	1 s + 3 p + 1 d --> 5 hibrid sp3d	Bipiramida Trigonal
sp3d2	1 s + 3 p + 2 d --> 6 hibrid sp3d2	Oktahedron

3.       Teori Orbital Molekul

Teori yang menjelaskan perbedan energi yang terjadi pada orbital, terutama orbial d. Orbital d terdiri atas lima bentuk orbital, yaitu d_yz, d_xz, d_xy, d_x²_-y², dan d_z². Ternyata lima bentuk orbital memiliki tingkat energi yang berbeda-beda. Akibat perbedaan tingkat energi ini, timbul splitting energy, yaitu perbedaan energi dari tingkat energi d yang tinggi dan tingkat energi d yang rendah.

Bentuk Molekul

Bentuk molekul dapat diramalkan menggunakan Teori Domain Elektron. Domain elektron adalah daerah gerak elektron di sekitar atom dalam molekul. Teori ini digunakan untuk menjelaskan bentuk molekul dan struktur lewis. Terdapat dua jenis domain elektron, yaitu domain elektron yang digunakan untuk berikatan disebut domain ikatan dan domain elektron yang tidak digunakan untuk berikatan yang disebut domain bukan ikatan. Setiap ikatan tunggal atau ikatan rangkap adalah satu domain ikatan dan setiap pasangan elektron bebas merupakan satu dominan bukan ikatan. Ada beberapa bentuk molekul yang penting, yakni :
molekul linear
molekul segitiga sama sisi
molekul tetrahedron
molekul bipiramida trigonal
molekul oktahedron.

1.       Teori Domain Elektron

Dasar dari pemahaman tentang bentuk molekul adalah stuktur Lewis yang memberi informasi pasangan-pasangan elektron  ikatan atau bebas yang ada di sekitar atom pusat. Pasangan-pasangan elektron ini mengalami gaya elektrostatis karena muatan yang dimilikinya. Berdasarkan hal ini pada tahun 1970 R.G Gillespie mengajukan Teori VSEPR (Valence-Shell Electron Pair Repulsion) yang menyatakan:

Pasangan-pasangan elektron yang semuanya bermuatan negatif akan berusaha saling menjauhi sehingga tolak menolak antar pasangan-pasangan menjadi minimum.

Teori VSEPR dapat digunakan untuk meramalkan geometri molekul yang akan memberikan bentuk molekul. Domain elektron dapat dibedakan menjadi:

-          Domain elektron ikatan(DEI) yakni domain yang mengandung pasangan elektron ikatan.

-          Domain elektron bebas(DEB) yakni domain yang mengandung pasangan elektron bebas.

Dari penjelasan di atas, teori VSEPR juga dikenal sebagi teori Domain Elektron. Selanjutnya mari kita simak langkah-langkah meramalkan bentuk molekul:

1.       Tulis struktur Lewisnya

Tahap 1 : Tuliskan konfigurasi elektron untuk atom-atom yang menyusun senyawa tersebut. Setelah itu tuliskan jumlah elektron valensi dalam bentuk notasi di sekeliling atom-atom yang menyusun senyawa tersebut.

Tahap 2 : Tentukan atom pusatnya dan gambarkan struktur Lewisnya dengan menempatkan elektron valensi yang digambarkan dengan notasi di sekeliling atom pusat.

Tahap 3 : Teliti struktur Lewis yang telah digambarkan dengan menghitung jumlah notasi pada masing-masing atom yang bergabung untuk membentuk senyawa. Jumlah notasi harus sesuai dengan aturan oktet dan duplet.

2.       Tentukan jumlah domain elektron di sekitar atom pusat, perhatikan, ikatan rangkap dihitung sebagai satu domain. Bedakan DEI dan DEB.

3.       Tentukan geometri dasar berdasarkan jumlah domain elektron.

-          2 DE = linear

-          3 DE = segitiga sama sisi

-          4 DE = tetrahedron

-          5 DE = bipiramida trigonal

-          6 DE = oktahedron

4.       Letakkan atom pusat ditengah geometri dasar. Gambar garis yang menghubungkan atom pusat ke titik-titik ujung geometri.

5.       Isi domain elektron bebas terlebih dahulu pada titik ujung geometri. (DEB memerlukan tempat yang lebih dibandingkan DEI)

-          Pada geometri biipiramida trigonal, DEB akan menempati posisi ekuatorial.

-          Pada geometri tetrahedron, domain elektron bebas pertama akan menempati posisi dimana saja sedangkan yang kedua harus menempati posisi yang berlawanan.

6.       Kemudian, isi domain elektron ikatan dan tulis atom yang terkait.

7.       Menurut teori domain elektron, urutan kekutan tolak menolak antar-domain elektron bebas dan ikatan adalah:

DEB-DEB > DEB-DEI > DEI-DEI

Hal ini berarti domain non ikatan cenderung mendorong domain-domain ikatan untuk saling mendekat sehingga sudut antaranya menjadi berkurang. Sudut ini dikenal sebagai sudut ikatan. Sebagai catatan, domain-domain elektron ikatan mempunyai kekuatan untuk tolak menolak sebagai berikut berdasarkan jumlah atomnya.

DEI rangkap 3 > DEI rangkap 2 > DEI tunggal.

8.       Gambar bentuk molekulnya tanpa menyertakan garis yang menghubungkan DEB ke atom pusat. 

9.       Nama dari bentuk molekul dapat ditentukan menggunakan rumus berikut.

AX_nE_m

A= atom pusat

X= semua atom yang terikat ke atom pusat

E= DEB

n= jumlah DEI

m= jumlah DEB

Kepolaran Molekul

1.       Kepolaran Molekul diatom yang Memiliki 1 Ikatan Kovalen

a.       Apabila ikatan kovalen tersebut bersifat non-polar, maka molekulnya bersifat non-polar.

b.      Apabila ikatan kovalen tersebut polar, maka molekulnya bersifat polar.

2.       Kepolaran Molekul Poliatom yang Memiliki lebih dari 1 Ikatan Kovalen

a.       Apabila semua ikatan kovalennya bersifat non-polar, maka molekulnya bersifat non-polar.

b.      Apabila terdapat ikatan kovalen yang bersifat polar, maka kepolaran molekul ditentukan dari net dipol ikatan-ikatannya yang dipengaruhi oleh bentuk molekul.

i.                     CO2 bersifat non-polar : memiliki 1 ikatan kovalen polar C=O. Namun bentuk molekulnya linear sehingga dipol-dipol kedua ikatan berlawanan arah dan saling meniadakan, atu net dipol

ii.                   H2O bersifat polar: memiliki 2 ikatan kovalen polar O-H. Bentuk molekulnya yang bengkok seperti huruf V menyebabkan dipol-dipol kedua ikatan tidak saling meniadakan, atau net dipol

iii.                  HCN bersifat polar: memiliki 2 ikatan ovalen polar, yakni H-C dan C=N. Meski bentuk molekulnya linear, namun arah kedua momen dipol sama. Akibatnya, net dipol bertambah atau net dipol  

Gaya Antarmolekul

1.       Gaya Tarik-menarik  Dipol-dipol.

Berlaku untuk molekul-molekul yang bersifat polar. Molekul mempunya dua kutub  yang merupakan dipol permanen. Dipol-dipol molekul-molekul tersebut selanjutnya akan saling tarik menarik pada kutub-kutub dengan muatan berlawanan. Pada saat bersamaan, juga terjadi gaya tolak-menolak pada kutub yang sejenis. Secara keseluruhan, gaya tarik menarik yang terjadi lebih besar dibandingkan dengan gaya tolak menolak. Akibatnya, terdapat suatu netto tarik-menarik antar-molekul. Inilah yang disebut dengan gaya tarik menarik dipo-dipol.

Gaya dipol-dipol ini jauh lebih lemah dibandingkan ikatan kovalen antar atom dalam masing-masing molekul itu sendiri, yakni hanya sekitar 1% nya saja. Hal ini karena muatan-muatan yang terlibat dalam gaya antar-molekul ini adlah muatan parsial (), bukan muatan penuh. 

2.       Ikatan Hidrogen

Ikatan yang terbentuk antara atom H yang elektropositif dan atom lain yang memilki keelektronegatifan besar. Ikatan hidrogen dapat terjadi di dalam sebuah molekul dan atarmolekul. Dipol-dipol kuat dapat terjadi antarmolekul yang mengandung atom H yang terikat pada atom N,O, atau F. Tarikan yang terjadi dinamakan ikatan hidrogen. Senyawa yang mempunyai ikatan hidrogen akan memiliki titik didih yang tinggi. Akibanya, untuk memutuskan ikatan tersebut memerlukan energi yang besar. Tidak semua ikatan hidrogen memiliki kekuatan yang sama. Ikatan yang terjadi pada O-H lebih kuat dari ikatan N-H karena atom O lebih elektronegatif dari atom N. Dan dapat disimpulkan bahwa kekuatan ikatan hidrogen memengaruhi titik didihnya yang tinggi. Tetapi, jika ikatan hidrogen yang terbentuk lemah, titik didihnya rendah. Ikatan hidrogen juga memengaruhi kelarutan senyawa kovalen di dalam air. Jika senyawa atau molekul dapat berikatan hidrogen dengan air, senyawa tersebut cenderung larut dalam air. Contohnya ialah glukosa.

3.       Gaya Van Der Waals

Pada molekul-molekul nonpolar terjadi gaya tarik menarik yang lemah, kamudian membentuk ikatan yang lemah dan dikenal dengan ikatan van der waals. Adalah gaya tarik-menarik antar molekul yang menyebabkan timbulnya kohesi molekul di dalam larutan atau padatan nonionik. Gaya van der waals terjadi pada jarak yang sangat dekat. Beberapa hal yang menyababkan terjadinya ikatan van der waals sebagai berikut:

a.       Terjadi gaya tarik-menarik antar molekul yang mempunyai perbedaan keelektronegatifan meskipun muatannya kecil dan terdapat pada senyawa nonpolar. Contohnya ialah senyawa CH₄.

b.      Ikatan antar molekul yang memilki perbedaan keelektronegatifan dengan molekul lain yang hampir tidak ada perbedaan keelektronegatifannya akan menginduksi molekul yang hampir tidak ada perbedaan keelektronegatifannya tersebut. Akibatnya menimbulkan dipol sesaat. Ikatan yang terbentuk dinamakan ikatan van der waals.

c.       Bila molekul nonpolar ditarik oleh antaraksi dipol-dipol yang lemah maka akan menimbulkan gaya London. Hal ini terjadi jika terdapat elektron yang berasal dari molekul kedua yang ditarik ke inti molekul pertama dengan lemah maka elektron yang berasal dari molekul kedua akan ditolak oleh elektron yang berasal dari molekul pertama hinggga menghasilkan distribusi elektron yang tidak merata dan dapat menginduksi suatu dipol. Bila terjadi berbagai dipol secara bersamaan maka akan menimbulkan gaya van der waals. Gaya ini memengaruhi peningkatan titik didih unsur-unsur berwujud gas yang terletak pada golongan VIIIA dalam sistem periodik unsur.

4.       Gaya London : Gaya Tarik-menarik Dipol Sesaat-Dipol Terimbas.

Disebut juga gaya tarik dispersi. Semua molekul mempunyai gaya tarik dispersi. Hal ini disebabkan dipol sesaat yang terbentuk di dalam molekul saling berdekatan. Akibatnya, dipol sesaat yang dimiliki sebuah molekul dapat memengaruhi molekul lainnya yang berada di dekatnya sehingga terjadi dipol terinduksi. Kekuatan gaya dispersi bergantung pada seberapa banyak elektron yang berada untuk didispersikan. Gaya tarik tersebut akan meningkat dengan tiga faktor yang mempengaruhinya.

a.       Ukuran molekul

Molekul dengan ukuran besar mempunyai awan elektron yang besar yang mudah terdeformasi karena elektron-elektron terluarnya cenderung tidak terikat dengan baik. Dengan demikian dipol sesaat dan dipol terimbas semakin mudah terbentuk. Akibatnya, gaya London akan jauh lebih kuat dibandingkan dengan ukuran molekul lebih kecil.

 Semakin besar ukuran molekul, semakin besar kekuatan gaya London.

b.      Jumlah atom di dalam molekul

Semakin banyak jumlah atom di dalam molekul, semakin banyak tempat yang tersedia untuk terbentuknya dipol sesaat dan dipol terimbas. Dengan demikian, dipol sesaat dan dipol terimbas semakin mudah terbentuk sehingga gaya London akan semakin kuat.

 Semakin banyak jumlah atom di dalam molekul, semakin besar kekuatan gaya London.

c.       Bentuk molekul

Dapat memperngaruhi kekuatan gaya London. Semakin kompak bentuk molekul, maka kemungkinan terbentuknya dipol sesaat dan dipol terimbas juga semakin kecil. Dengan demikian, semakin lemah kekuatan gaya London.

 Semakin kompak bentuk molekul, semakin lemah kekuatan gaya London.

Gaya antarmolekul ini mempengaruhi beberapa sifat fisis zat seperti titik didih, tegangan permukaan, sifat membasahi permukaan oleh zat cair, dan kekentalan (viskositas).

Daftar Pustaka:

Suharsini, Maria dan Dyah Saptarini. 2007. Kimia dan Kecakapan Hidup. Jakarta: Ganeca

Johari, JMC.2009.Kimia 2.Jakarta: PT.Gelora Aksara Pratama