Pengertian Molekul Lengkap

Salah satu tujuan mempelajari ilmu Kimia adalah mengkaji tentang bagaimana partikel berukuran sangat kecil bergabung satu dengan lainnya membentuk struktur materi yang sangat besar seperti kita lihat sehari-hari, contohnya molekul air. Materi yang kita amati sehari-hari sesungguhnya tersusun dari sejumlah partikel yang bergabung melalui ikatan kimia atau gaya antarmolekul. Dengan diketahuinya jenis ikatan yang memperkokoh partikel, diharapkan kita dapat meramalkan bentuk geometri suatu materi, khususnya geometri molekul. Bagaimanakah bentuk dasar suatu molekul? Bagaimanakah antar aksi antarmolekul dan pengaruh terhadap sifatnya? Anda dapat menjawab pertanyaan-pertanyaan tersebut jika Anda mempelajari bab ini dengan saksama.

A. Struktur Molekul Dasar

Walaupun jumlah materi di alam sangat banyak dan beragam, tetapi pada dasarnya materi tersebut dibangun oleh beberapa jenis atom dengan struktur yang terbatas. Jumlah cara penyusunan atom dalam molekul tidak banyak sebab dibatasi oleh sudut antar ikatan dan sifat partikel penyusunnya. Teori yang mengkaji aspek struktur molekul adalah teori ikatan valensi (berdasarkan mekanika kuantum), teori domain elektron (berdasarkan teori Lewis), dan teori hibridisasi.

Terdapat sekitar tujuh bentuk molekul yang sederhana, yaitu bentuk linear, trigonal planar, trigonal piramidal, segiempat datar, tetrahedral, tirogonal bipiramidal, dan oktahedral.

1.1. Bentuk Linear

Suatu molekul dikatakan linear jika atom-atom yang menyusun molekul tersebut berada dalam suatu garis lurus. Contohnya, BeCl₂ dan CO₂. Sudut yang dibentuk oleh ikatan antara dua atom melalui atom pusat sebesar 180°.

1.2. Trigonal Planar

Suatu bentuk molekul dikatakan trigonal planar jika di dalam molekulnya terdapat empat buah atom dan semua atom berada pada bidang yang sama. Atom pusat dikelilingi oleh tiga atom lain yang berada pada sudut-sudut segitiga. Sudut ikatan yang dibentuk di antara dua ikatan melalui atom pusat sama besar yaitu 120°. Contohnya, molekul BCl₃ dan BF₃.

1.3. Trigonal Piramidal

Trigonal piramidal adalah suatu bentuk molekul dengan empat buah muka segitiga sama sisi. Suatu molekul dikatakan berbentuk trigonal piramidal jika memilki empat buah atom. Atom pusat ditempatkan pada sudut puncak limas, dan atom lainnya berada pada sudut-sudut limas yang berada pada bidang datar segitiga. Contohnya, molekul NH₃.

1.4. Bujur Sangkar

Suatu bentuk molekul dikatakan bujur sangkar jika dalam molekul terdapat lima buah atom dan semua atom berada pada bidang datar yang sama. Atom pusat dikelilingi oleh empat atom lain yang berada pada sudut-sudut segiempat. Sudut ikatan yang dibentuk antara dua ikatan yang melalui pusat sama besar, yaitu 90°. Contohnya, molekul XeF₄.

1.5. Tetrahedral

Tetrahedral adalah limas segiempat dengan muka segitiga sama sisi. Suatu bentuk molekul tergolong tetrahedral jika dalam molekulnya terdapat lima buah atom. Atom pusat ditempatkan pada pusat tetrahedral dan empat atom lain berada pada sudut-sudut tetrahedral yang terlihat pada ujung-ujung bidang segitiga sama sisi. Sudut ikatan yang dibentuk sama besar, yaitu 109,5°. Contohnya, molekul CH₄.

1.6. Trigonal Bipiramidal

Trigonal bipiramidal terdiri atas dua buah limas yang bagian alasnya berimpit. Suatu molekul memiliki bentuk trigonal bipiramidal jika dalam molekulnya terdapat enam buah atom. Dalam trigonal bipiramidal, atom pusat ditempatkan pada pusat alas yang berimpit dan dikelilingi oleh lima atom lain yang ditempatkan pada sudut-sudut trigonal bipiramidal. Dalam bentuk molekul ini sudut ikatan tidak sama. Sudut ikatan yang terletak pada pusat bidang datar segitiga masing-masing 120°, sedangkan sudut ikatan antara bidang pusat dan titik sudut atas serta bawah bidang adalah 90°. Contohnya, molekul PCl₅.

1.7. Oktahedral

Oktahedral adalah bentuk yang memiliki delapan muka segitiga, dibentuk dari dua buah limas alas segiempat yang berimpit. Suatu molekul memiliki bentuk oktahedral jika tersusun dari tujuh atom. Atom pusat ditempatkan pada pusat bidang segiempat yang berimpit. Enam atom lain terletak pada sudut-sudut oktahedral. Sudut antar ikatan yang terbentuk sama besar, yaitu 90°. Contohnya, molekul SF₆ dan XeF₆.

B. Teori Domain Elektron

Metode yang dapat digunakan untuk meramalkan bentuk molekul adalah model rumus titik-elektron yang diperluas menjadi teori domain elektron atau teori tolakan pasangan elektron kulit valensi (VSEPR, Valence Shell Electron Pair Repulsion). Seperangkat aturan dikemas ke dalam teori domain elektron yang memungkinkan Anda dapat meramalkan bentuk molekul secara tepat. Teori ini didasarkan pada jumlah pasangan elektronikatan dan pasangan elektron bebas dalam kulit valensi atom pusat suatu molekul. Teori ini menyatakan bahwa bentuk molekul dapat ditentukan berdasarkan tolakan pasangan elektron dalam kulit valensi atom pusat. Oleh karena itu, teori ini disebut teori domain elektron atau VSEPR.

Bagaimana teori ini dapat diterapkan untuk memprediksi bentuk suatu molekul? Untuk mempermudah mempelajarinya, molekul-molekul akan dikelompokkan ke dalam tiga kategori, yaitu molekul-molekul yang memiliki atom pusat:

1. berikatan kovalen tunggal yang jenuh;
2. berikatan kovalen tunggal yang tidak jenuh (memiliki elektron bebas); dan
3. berikatan kovalen rangkap.

2.1. Bentuk Molekul Tanpa Elektron Bebas

Simak molekul BeCl₂ dengan menggunakan rumus Lewis yang ditunjukkan Gambar 1. 

Gambar 1. (a) Struktur Lewis BeCl₂ (b) Bentuk molekul BeCl₂ (linear)

Sebagai atom pusat adalah berilium dengan dua elektron valensi. Kedua elektron tersebut digunakan untuk berikatan kovalen dengan atom-atom klorin membentuk dua ikatan kovalen tunggal. Pasangan elektron ikatan dalam kulit valensi atom pusat akan mengalami tolakan disebabkan muatannya sejenis. Guna meminimalkan tolakan tersebut maka pasangan elektron ikatan akan menjauh satu sama lain. Menurut pendapat Anda, pada posisi bagaimana tolakan akan minimal? Tolakan minimum dicapai jika pasangan elektron ikatan berada pada posisi dengan sudut 180°. Oleh karena sudut ikatan yang terbentuk antara atom klorin dan atom klorin yang lain melalui titik pusat (atom Be) membentuk 180° maka bentuk molekul yang paling mungkin adalah linear.

Sekarang, tinjau molekul dengan tiga pasang elektron ikatan dalam kulit valensi atom pusat. Contoh dari molekul ini adalah boron triklorida, BeCl₃, rumus Lewisnya ditunjukkan Gambar 2a.

Gambar 2. (a) Struktur Lewis BeCl₃ (b) Bentuk molekul BeCl₃ (trigonal planar).

Tiga pasang elektron ikatan dalam kulit valensi atom pusat berusaha meminimalkan tolakan dengan cara memposisikan sejauh mungkin satu sama lain. Tolakan akan minimum jika ketiga pasang elektron ikatan berada pada posisi 120° satu sama lain. Akibatnya, bentuk molekul yang terbentuk adalah trigonal planar dengan atom pusat berada di tengah-tengah segitiga.

Sudah pahamkah Anda dengan dua contoh bentuk molekul pada Gambar 2? Jika belum paham, simak contoh penerapan teori domain elektron dalam bentuk molekul yang lain.

Contoh Soal 1 (Meramalkan Bentuk Molekul dengan Ikatan Kovalen Jenuh) 

Ramalkan bentuk molekul PCl5.

Penyelesaian :

a. Tentukan atom pusat dan jumlah elektron valensi;

b. gambarkan struktur Lewisnya; dan

c. ramalkan bentuk molekulnya.

Molekul PCl₅ memiliki atom pusat P (atom pusat biasanya memiliki nilai keelektronegatifan yang lebih kecil daripada atom penyusun lainnya).

Struktur lewis dari molekul PCl₅ sebagai berikut:

₁₅P = [Ne] 3s² 3p³

Atom P memiliki 5 elektron valensi. Kelima elektron ini membentuk ikatan kovalen tunggal dengan 5 atom Cl.

Struktur Lewis PCl₅ :

Bentuk molekul dengan lima pasang elektron ikatan dengan tolakan minimum adalah trigonal bipiramidal .

2.2. Molekul Kovalen Tunggal Tidak Jenuh

Molekul-molekul yang berikatan kovalen tunggal dan tidak jenuh adalah molekul-molekul dengan atom pusat yang memiliki pasangan elektron bebas atau tidak digunakan untuk berikatan. H₂O, NH₃, PCl₃, dan yang sejenis adalah contoh dari molekul jenis ini. Bagaimana meramalkan bentuk molekul yang memiliki pasangan elektron bebas (PEB)?

Gambar 3. (a) Struktur Lewis NH₃ (b) Bentuk molekul NH₃ (trigonal piramidal) (c) Struktur ruang pasangan elektron dalam kulit valensi atom N (tetrahedral)

Simak molekul NH₃ dengan atom pusat N dan memiliki 5 elektron valensi. Rumus Lewis molekul NH₃ itunjukkan oleh Gambar 3a. Pada atom N terdapat empat pasang elektron dalam kulit valensi. Tiga pasang merupakan pasangan elektron ikatan (PEI) dengan atom H dan satu pasang merupakan pasangan elektron bebas (PEB). Antara keempat pasang elektron dalam kulit valensi atom N terjadi tolakan satu sama lain sedemikian rupa sehingga dicapai tolakan minimum antara pasangan elektron tersebut. Berdasarkan data empirik, diketahui bahwa molekul NH₃ berbentuk limas alas segitiga dengan sudut ikatan 107° (Gambar 3b). Bagaimana fakta ini dapat dijelaskan?

Oleh karena terdapat empat pasang elektron dalam kulit valensi atom N maka struktur ruang pasangan elektron yang paling mungkin adalah tetrahedral. Bentuk ini dapat diterima, seperti terlihat pada Gambar 3c. Akan tetapi, sudut ikatan dalam NH3 tidak sesuai dengan sudut tetrahedral, yakni 109°.

Jika tolakan antarpasangan elektron dalam kulit valensi atom N sama besar maka sudut ikatan harus 109°. Oleh karena faktanya 107°, ada perbedaan kekuatan tolakan antara PEI dan PEB, di mana PEB menolak lebih kuat dari PEI sehingga sudut ikatan di antara ketiga PEI lebih kecil dari sudut ikatan tetrahedral.

Hipotesis tersebut ternyata sangat tepat dan beralasan bahwa PEB menolak lebih kuat dari PEI sebab pasangan elektron bebas memerlukan ruang lebih besar dibandingkan pasangan elektron ikatan. Pada PEB, pergerakan elektron lebih leluasa dibandingkan PEI yang kaku dan tegar akibat terikat di antara dua atom. Akibatnya, PEB memerlukan ruang gerak yang lebih besar dari PEI dan berdampak pada tolakan PEB lebih besar dibandingkan tolakan di antara PEI.

Contoh Soal 2 (Meramalkan Bentuk Molekul dengan Ikatan Kovalen Tidak Jenuh)

Ramalkan bentuk molekul H₂O? Diketahui sudut ikatan antara H–O–H sebesar 105°.

Pembahasan :

a. Tentukan atom pusat dan jumlah elektron valensi.

b. Gambarkan struktur Lewisnya.

c. Ramalkan bentuk molekulnya dengan mempertimbangkan tolakan PEB > PEI.

Molekul H₂O memiliki atom pusat O.

Struktur Lewis H₂O sebagai berikut:

₈O = [He] 2s² 2p⁴

Atom O memiliki 6 elektron valensi, dua elektron berikatan dengan atom H dan sisanya sebagai PEB.

Struktur Lewis H₂O :

Pada molekul H₂O ada 4 pasang elektron dalam kulit valensi atom O, yaitu 2 PEI dan 2 PEB.

Oleh karena ada 4 pasang elektron dalam kulit valensi atom O, struktur ruang pasangan elektron yang dapat dibentuk adalah tetrahedral. Merujuk pada fakta bahwa sudut ikatan dalam H₂O 105°, sedangkan sudut ikatan dalam tetrahedral 109° maka terjadi distorsi terhadap bentuk molekul tetrahedral.

Distorsi ini akibat tolakan antara kedua PEB lebih besar dibandingkan antara kedua PEI, akibatnya sudut yang dibentuk oleh molekul H₂O lebih kecil dari 109°. Simak struktur ruang pasangan elektron dalam molekul H₂O berikut.

Strukturnya membentuk tetrahedral terdistorsi, sedangkan bentuk molekul dari H₂O berupa huruf “V” (tidak linear sebagaimana pada molekul triatom yang lain, seperti BeCl₂ atau CO₂).

2.3. Molekul Kovalen Berikatan Rangkap

Bagaimanakah pandangan teori domain elektron terhadap molekul yang memiliki ikatan kovalen rangkap dua atau rangkap tiga? Menurut teori domain elektron, ikatan rangkap dianggap sebagai satuan gugus elektron seperti halnya ikatan tunggal yang menghubungkan atom dengan atom pusat M. Contohnya, molekul CO₂ yang mengandung ikatan rangkap dua. Menurut teori domain elektron, bentuk molekul CO₂ dapat dianggap sebagai dua gugus pasangan elektron ikatan, seperti pada molekul BeCl₂. Oleh karena itu, bentuk molekul CO₂ dianggap linear (perhatikan Gambar 4a).

Gambar 4. (a) Struktur Lewis dan bentuk molekul CO₂ (b) Struktur Lewis dan bentuk molekul HCN.

Contoh molekul lain dengan ikatan rangkap tiga adalah HCN. Pada molekul HCN ada dua gugus pasangan elektron pada atom pusat C, yaitu pasangan elektron ikatan dengan H dan tiga pasangan elektron ikatan dengan N (ikatan rangkap tiga) sehingga diramalkan memiliki bentuk molekul linear (perhatikan Gambar 4b).

Contoh Soal 3 (Meramalkan Geometri Molekul Berikatan Rangkap) :

Ramalkan bentuk molekul formaldehida, HCOH.

Jawaban:

a. Gambarkan struktur Lewisnya.

b. Ramalkan bentuk molekulnya dengan menganggap ikatan rangkap sebagai ikatan tunggal.

Struktur Lewis H₂CO :

Oleh karena ikatan rangkap dua antara C dan O dianggap sebagai ikatan tunggal maka bentuk molekul H₂CO dapat dikategorikan sebagai molekul MX₃. Bentuk molekul MX₃ adalah trigonal planar.

Berapakah sudut ikatan yang terbentuk dalam molekul formaldehida pada Contoh 3? Tentu Anda akan menduga 120° sebab bentuk molekulnya trigonal planar. Walaupun ikatan rangkap diperlakukan sebagai satu gugusan elektron seperti ikatan tunggal, tetapi ikatan rangkap memiliki kerapatan muatan elektron lebih tinggi daripada ikatan tunggal. Akibatnya, tolakan ikatan rangkap terhadap ikatan tunggal lebih kuat dan berdampak pada sudut ikatan.

Kekuatan tolakan ikatan rangkap serupa dengan PEB sehingga sudut ikatan H–C–H dalam molekul H2CO tidak sama besar dengan sudut ikatan H–C = 0. Hasil kajian menunjukkan sudut ikatan sebesar 116° dan 122° (lihat Gambar 5).

Gambar 5. Sudut ikatan H-C-H berbeda dengan H-C=O.

Berdasarkan uraian tersebut, dapatkah Anda menyimpulkan teori domain elektron dalam memprediksi struktur molekul? Andaikan M menyatakan atom pusat, X menyatakan atom yang terikat pada atom pusat, dan pasangan elektron bebas dinyatakan dengan E maka rumus bentuk molekul dapat diungkapkan sebagai MX_mE_n, dengan m adalah jumlah ligan dan n adalah jumlah pasangan elektron bebas dalam kulit valensi atom pusat. Berdasarkan rumusan tersebut, Anda dapat menyatakan molekul dengan rumusan tersebut. Contohnya, CH₄ sebagai MX₄, NH₃ sebagai MX₃E, dan H₂O sebagai MX₂E₂.

Hasil-hasil yang dicapai dengan teori domain elektron dalam meramalkan bentuk molekul untuk molekul-molekul berikatan tunggal dan rangkap disajikan pada Tabel 2.1 berikut.

Tabel 1 Teori Domain Elektron dalam Meramalkan Bentuk Molekul.

Pasangan Elektron			Struktur Ruang Pasangan Elektron	Bentuk Molekul	Kelompok	Contoh Molekul
Total	Ikatan	Bebas
2	2	0	Linear	Linear	MX2	BeCl2
3	3 2	0 1	Trigonal planar	Trigonal planar Huruf	MX3 MX2E	BH3 dan BCl SnCl2
4	4 3 2	0 1 2	Tetrahedral	Tetrahedral Trigonal piramidal Huruf	MX4 MX3E MX2E2	CCl4 dan SiH NH3 dan PCl H2O dan SCl
5	5 4 3 2	0 1 2 3	Trigonal bipiramidal	Trigonal bipiramidal Disfenoidal Bentuk–T Linear	MX5 MX4E MX3E2 MX2E3	PCl5 dan PF5 SF4 ClF3 XeF2
6	6 5 4	0 1 2	Oktahedral	Oktahedral Piramida alas bujur sangkar Bujur sangkar	MX6 MX5E MX4E2	SF6 ClF5 XeF4

Gambar 6. Bentuk molekul berdasarkan teori domain elektron.

C. Teori Ikatan Valensi dan Hibridisasi

Teori domain elektron sangat bermanfaat untuk meramalkan bentuk molekul sederhana, tetapi teori tersebut tidak menjelaskan bagaimana elektron-elektron dalam kulit terluar dari atom pusat dapat membentuk struktur tertentu. Untuk mengetahui hal ini dapat dijelaskan dengan hibridisasi orbital atom sebagai implementasi dari teori ikatan valensi.

3.1. Prinsip Umum Teori Ikatan Valensi

Menurut teori ikatan valensi, ikatan akan terbentuk antara dua atom jika memenuhi syarat sebagai berikut.

1. Ketika membentuk ikatan, orbital-orbital pada atom pusat mengadakan restrukturisasi melalui proses hibridisasi membentuk orbital hibrida. Selanjutnya, orbital hibrida ini berikatan dengan orbital atom lain.
2. Orbital-orbital yang berikatan harus bertumpang tindih (overlapping) satu sama lain.
3. Jumlah elektron dalam orbital ikatan yang bertumpang tindih maksimal dua elektron dengan spin berlawanan.
4. Kekuatan ikatan bergantung pada derajat tumpang tindih. Semakin besar daerah tumpang tindih, semakin kuat ikatan yang terbentuk.
5. Orbital-orbital atom selain orbital-s dalam berikatan memiliki arah tertentu sesuai orientasi orbital atom yang berikatan.

Contoh :

Tinjau molekul CH₄, empat atom hidrogen berikatan dengan atom karbon melalui ikatan kovalen, atom karbon sebagai atom pusat. Ikatan ini terbentuk melalui tumpang tindih orbital sp³ dari atom karbon dengan orbital 1s dari atom hidrogen.

Kedua orbital yang berikatan (1s-sp³) dilokalisasikan sepanjang ikatan C–H. Oleh karena itu, orbital yang terbentuk dinamakan orbital ikatan terlokalisasi yang diorientasikan pada daerah di antara atom karbon dan hidrogen.

Model orbital ikatan terlokalisasi merupakan aplikasi teori ikatan valensi yang dikembangkan oleh Linus Pauling.

3.2. Hibridisasi Orbital Atom

Apakah yang dimaksud dengan hibridisasi? Hibridisasi adalah proses pencampuran orbital-orbital atom membentuk orbital baru dengan tingkat energi berada di antara orbital-orbital yang dicampurkan. Orbital hasil pencampuran dinamakan orbital hibrida.

Mengapa orbital-orbital berhibridisasi? Untuk dapat menjawab hal ini, tinjau molekul CH₄ yang dibentuk dari satu atom karbon dan empat atom hidrogen dihubungkan dengan konfigurasi elektron atom karbon.

Konfigurasi elektron atom karbon dengan nomor atom 6 sebagai berikut.

6C: 1s² 2s² 2p²

Elektron valensi pada atom karbon dapat diungkapkan dalam bentuk diagram sebagai berikut.

Jika Anda perhatikan konfigurasi elektron valensi tersebut, atom karbon hanya memiliki 2 elektron yang tidak berpasangan. Seharusnya, atom karbon maksimal mengikat 2 atom hidrogen membentuk CH₂, seperti pada molekul PCl₃ (Gambar 8). Perhatikan Gambar 7.

Gambar 7. Orbital sp³ dari atom C bertumpang tindih dengan orbital s dari atom H.

Mengapa atom karbon dapat membentuk empat ikatan kovalen dengan atom-atom lain? Kasus ini dan untuk semua molekul yang lain dapat dijelaskan dengan pendekatan hibridisasi.

Gambar 7. Pada PCl₃, elektron dari setiap atom Cl berikatan dengan elektron dari atom P membentuk 3 pasang elektron ikatan.

Oleh karena tingkat energi orbital 2s dan 2p tidak berbeda jauh maka dimungkinkan orbital-orbital tersebut berhibridisasi membentuk orbital yang baru ketika akan membentuk ikatan dengan atom-atom lain. Bagaimana proses terjadinya hibridisasi orbital-orbital pada atom pusat?

Simak kembali molekul CH₄. Ketika atom hidrogen mendekati atom karbon, terjadi perubahan tingkat energi orbital-orbital pada atom karbon sedemikian rupa sehingga dimungkinkan terjadinya hibridisasi orbital-orbital valensi atom karbon.

Oleh karena orbital-orbital hibrida yang dibentuk memiliki tingkat energi yang sama (di antara 2s dan 2p) maka elektron yang berasal dari orbital 2s dipromosikan ke orbital p³ yang masih kosong. Orbital hibrida tersebut dinamakan orbital sp³ karena berasal dari satu orbital-s dan tiga orbital-p.

Dalam proses hibridisasi, berlaku hukum kekekalan orbital. Artinya jumlah orbital sebelum dan sesudah dicampurkan sama. Jadi, hibridisasi satu orbital-s dan tiga orbital-p akan terbentuk empat orbital sp³.

3.3. Bentuk Molekul dan Valensi Terarah

Menurut teori ikatan valensi, pada pembentukan ikatan, orbital-orbital hibrida dari atom pusat harus bertumpang tindih dengan orbital atom lain dengan arah tertentu. Pada molekul CH₄, orbital hibrida sp3 dari atom karbon akan bertumpang tindih dengan orbital-s dari atom hidrogen membentuk ikatan terlokalisasi sp³-s sepanjang sumbu ikatan C–H. Oleh karena ikatan yang terbentuk memiliki orientasi tertentu dalam ruang maka ikatan ini disebut ikatan valensi terarah.

Bentuk molekul yang dibangun oleh CH₄ ditentukan oleh orientasi orbital hibrida sp3 dalam atom karbon. Dengan kata lain, bentuk molekul ditentukan oleh struktur orbital hibrida pada atom pusat. Mengapa orbital hibrida memiliki struktur?

Selain orbital-s, orbital-p dan orbital-d memiliki orientasi tertentu dalam ruang. Orbital-orbital hibrida yang terbentuk dari orbital-orbital atom juga memilki struktur tertentu di dalam ruang. Jenis orbital hibrida yang dapat dibentuk dari kombinasi orbital s, p, dan d adalah orbital hibrida sp, sp², sp³, dsp³, sp³d², atau d²sp³. Orbital-orbital tersebut memiliki orientasi tertentu dalam ruang.

a. Struktur Linear

Struktur molekul BeH₂ menurut prediksi teori domain elektron adalah linear. Bagaimana menurut pandangan teori ikatan valensi dengan pendekatan hibridisasinya?

Atom pusat pada molekul BeH₂ adalah berilium dengan konfigurasi elektron 4Be: 1s² 2s² 2p⁰. Jika dilihat dari konfigurasi elektronnya, atom Be tidak memiliki elektron yang tidak berpasangan. Jadi, tidak mungkin dapat berikatan membentuk molekul, tetapi faktanya atom Be dapat membentuk molekul BeH₂. Agar atom Be dapat berikatan dengan atom H maka orbitalorbital 2s pada kulit valensi mengadakan hibridisasi dengan orbital 2p yang masih kosong, diikuti promosi elektron dari orbital 2s ke orbital 2p. Hasilnya adalah :

Contoh Soal 4 (UNAS 2005) :

Berdasarkan tabel berikut :

Senyawa	Mr	Titik Didih
NH3	17	–33
PH3	34	–88
AsH3	78	–55
SbH3	125	–17

Molekul PH₃ memiliki titik didih terendah penyebabnya adalah ....

A. Mr terkecil

B. Molekulnya kecil

C. Terdapatnya ikatan hidrogen

D. Terdapatnya ikatan gaya London

E. Terdapatnya ikatan gaya Van der Waals

Pembahasan :

Pada molekul PH₃, terdapat gaya Van der Waals. Ikatan Van der Waals jauh lebih lemah daripada ikatan hidrogen pada molekul NH₃. Karenanya PH₃ memiliki titik didih terendah (E) 

Pembentukan orbital hibrida sp dapat ditunjukkan pada gambar berikut.

Gambar 9. Pembentukan orbital hibrida sp. Hibridisasi orbital atom s dan orbital atom p menghasilkan orbital hibrida sp dengan orientasi ruang membentuk sudut 180°.

Orbital hibrida sp memiliki dua aspek penting, yaitu:

1. Setiap orbital menyediakan daerah tumpang tindih yang cukup besar dengan orbital 1s dari atom hidrogen.
2. Orbital-orbital tersebut memiliki orientasi 180° satu sama lain.

Dua orbital 2p yang tidak digunakan membentuk orbital hibrida berada pada posisi tegak lurus satu sama lain terhadap sumbu yang dibentuk oleh orbital hibrida sp.

Setiap orbital hibrida sp dalam atom Be bertumpang tindih dengan orbital 1s dari atom H membentuk dua orbital ikatan terlokalisasi yang setara (lihat Gambar 10). Setiap ikatan Be–H dalam molekul BeH₂ disebut ikatan-σ (sigma) dan struktur molekul yang terbentuk adalah linear.

Gambar 10. Pembentukan ikatan-σ yang terlokalisasi sepanjang sumbu ikatan dalam molekul BeH₂.

b. Struktur Trigonal Planar

Molekul BF₃ menurut teori domain elektron memiliki bentuk molekul trigonal planar. Bagaimana menurut pandangan teori ikatan valensi berdasarkan pendekatan hibridisasinya?

Atom pusat pada molekul BF₃ adalah boron dengan konfigurasi elektron 5B: 1s² 2s² 2p¹. Jika dilihat dari konfigurasi elektronnya, atom B memiliki satu elektron yang tidak berpasangan. Jadi, hanya satu ikatan yang dapat dibentuk dengan atom F, tetapi faktanya atom B dapat mengikat tiga atom fluorin membentuk molekul BF₃.

Agar atom B dapat berikatan dengan tiga atom F maka orbital-orbital 2s pada kulit valensi mengadakan hibridisasi dengan orbital 2p, diikuti promosi elektron dari orbital 2s ke orbital 2p. Hasilnya adalah sebagai berikut.

Pembentukan orbital hibrida sp² ditunjukkan pada gambar berikut.

Gambar 11. Pembentukan orbital hibrida sp². Hibridisasi satu orbital atom s dan dua orbital atom p membentuk orbital hibrida sp² dengan orientasi ruang trigonal planar dengan sudut masing-masing 120°.

Untuk membentuk tiga ikatan yang setara, atom boron harus menyediakan tiga orbital setengah penuh. Hal ini dapat dicapai melalui hibridisasi orbital 2s dan dua orbital 2p membentuk orbital hibrida sp².

Oleh karena ketiga orbital setara maka struktur yang terbentuk trigonal planar yang simetri. Masing-masing elektron valensi dalam orbital hibrida sp² tidak berpasangan dengan spin sejajar (aturan Hund).

Molekul BF₃ dibentuk melalui tumpang tindih orbital hibrida sp² dari boron dan orbital 2pz dari fluorin membentuk tiga orbital ikatan sigma terlokalisasi. Bentuk molekul BF₃ yang terbentuk adalah trigonal planar, seperti ditunjukkan pada gambar berikut.

Gambar 12. Pembentukan ikatan dalam BF₃. Setiap ikatan B–F dibentuk dari tumpang tindih antara orbital sp2 dari boron dan orbital 2pz dari fluorin. Tiga orbital ikatan B–F terlokalisasi membentuk molekul BF₃ dengan struktur trigonal planar.

c. Struktur Tetrahedral

Orbital hibrida sp³ dapat dibentuk melalui kombinasi orbital s dan tiga orbital p. Orbital sp³ yang dibentuk ekuivalen dalam ukuran maupun tingkat energinya. Akibatnya, keempat orbital hibrida sp³ membentuk tetrahedral yang simetris di sekitar atom pusat dan molekul yang dibentuk melalui orbital hibrida sp³ memiliki struktur tetrahedral. Orientasi orbital hibrida sp³ ditunjukkan pada Gambar 13. berikut.

Gambar 13. Hibridisasi orbital 2s dan tiga orbital 2p membentuk orbital hibrida sp3. Keempat orbital hibrida sp³ setara satu sama lain. Hal ini mendorong geometri elektron pada atom pusat membentuk struktur tetrahedral dengan sudut 109,5°.

Oleh karena keempat orbital setara maka struktur yang terbentuk adalah tetrahedral. Masing-masing elektron valensi dalam orbital hibrida sp³ tidak berpasangan dengan spin sejajar (aturan Hund). Molekul CH₄ dibentuk melalui tumpang tindih orbital hibrida sp³ dari atom C dan orbital 1s dari atom H membentuk empat orbital ikatan sigma terlokalisasi. Bentuk molekul CH₄ adalah tetrahedral, sama seperti struktur orbital hibrida sp³ (lihat Gambar 14).

Gambar 14. Empat orbital ikatan terlokalisasi dalam CH₄ dibentuk melalui tumpang tindih orbital hibrida sp3 pada atom C dan 1s dari atom H.

Sebagaimana diramalkan oleh teori domain elektron, bentuk molekul CH₄ tetrahedral dan keempat ikatan C–H setara. Keempat orbital ikatan terlokalisasi dalam CH₄ dibentuk melalui tumpang tindih orbital sp³ dan orbital 1s dari atom hidrogen.

d. Struktur Trigonal Bipiramidal dan Oktahedral

Struktur trigonal bipiramidal dan oktahedral merupakan kasus menarik dalam teori ikatan valensi dengan hibridisasinya. Orbital hibrida yang terbentuk melibatkan orbital-d dan senyawa yang terbentuk tergolong superoktet. Contoh molekul dengan bentuk trigonal bipiramidal adalah PCl₅ dan contoh molekul oktahedral adalah SF₆.

Tinjau molekul PCl₅ dengan atom P sebagai atom pusat. Konfigurasi elektronnya: ₁₅P : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ 3d⁰. Hibridisasi satu orbital 3s, tiga orbital 3p dan satu orbital 3d menghasilkan lima orbital hibrida sp3d dengan struktur trigonal bipiramidal yang simetris. Kelima orbital hibrida sp³d memiliki sifat-sifat menarik sebab ada dua orbital hibrida yang tidak setara.

Orbital-orbital hibrida sp³d membentuk dua susunan yang tidak setara.

Susunan pertama terdiri atas tiga orbital hibrida ekuilateral yang setara dan susunan kedua terdiri dari dua orbital aksial yang setara. Kelima orbital ikatan P–Cl dibentuk melalui tumpang tindih setiap orbital hibrida sp³d dengan orbital 3p dari atom klorin. Sepuluh elektron valensi menghuni lima orbital ikatan sigma terlokalisasi membentuk lima ikatan kovalen terlokalisasi.

Pada struktur oktahedral diperlukan enam orbital dengan elektron tidak berpasangan. Keenam orbital tersebut dibentuk melalui hibridisasi 1 orbital s, 3 orbital p, dan 2 orbital d membentuk orbital hibrida sp³d². Pada molekul SF⁶, orbital pada kulit valensi atom S mengadakan hibridisasi membentuk orbital hibrida sp³d² dengan struktur oktahedral.

Keenam orbital sp³d² bertumpang tindih dengan orbital 2p dari atom fluorin membentuk enam ikatan S–F terlokalisasi yang setara dengan struktur oktahedral.

Contoh Soal 5 (Ebtanas 1995) :

Jumlah pasangan terikat atom pusat suatu molekul senyawa = 3, sedangkan pasangan elektron bebasnya = 0. Bentuk molekulnya adalah ....

A. Oktahedral

B. Trigonal planar

C. Tetrahedral

D. Trigonal bipiramidal

E. Linear

Pembahasan :

Molekul yang stabil memiliki tolakan minimum antar pasangan elektronnya. Atom pusat dengan 3 pasang elektron terikat dan tanpa pasangan elektron bebas, memiliki tolakan minimum dalam bentuk geometri segitiga sama sisi. Jadi, jawabannya (B)

3.4. Hibridisasi dalam Molekul yang Memiliki Pasangan Elektron Bebas

Bagaimanakah hibridisasi dalam molekul yang memiliki pasangan elektron bebas pada atom pusatnya, misalnya H₂O dan NH₃. Hal ini dapat dijelaskan dengan orbital hibrida sp³ pada atom pusatnya. Tinjau molekul H₂O dengan atom O sebagai atom pusat:

Dua orbital ikatan dalam molekul H₂O dapat dipandang sebagai tumpang tindih orbital 1s dari atom H dan satu orbital sp³ dari atom O membentuk dua orbital ikatan sigma O–H. Bentuk struktur orbital hibrida sp³ yang terjadi dalam molekul H₂O dapat diperhatikan pada Gambar 15.

Gambar 15. Struktur orbital hibrida sp³ pada atom oksigen dalam H₂O. Dua orbital ikatan O-H dibentuk melalui tumpang tindih dua orbital sp³ dari atom O dan orbital 1s dari atom H membentuk ikatan sigma terlokalisasi. Dua orbital sp³ lainnya dihuni oleh dua pasang elektron bebas.

Terdapat delapan elektron valensi dalam molekul H₂O, enam dari atom O dan dua dari atom H. Empat elektron valensi menghuni dua orbital ikatan sigma O–H. Empat elektron lainnya menghuni dua orbital sp³ yang tidak berikatan dan membentuk dua pasang elektron bebas pada atom oksigen.

Menurut teori domain elektron, sudut ikatan H–O–H dalam molekul H₂O lebih kecil dari sudut tetrahedral murni sebab pasangan elektron bebas menolak lebih kuat terhadap pasangan elektron ikatan sehingga terjadi distorsi bentuk molekul dari tetrahedral murni. Jadi, jelas bahwa dalam molekul H₂O terjadi hibridisasi sp³ ada atom oksigen.

3.5. Hibridisasi dalam Senyawa Hidrokarbon

Apakah hibridisasi terjadi pada senyawa karbon, khususnya ikatan pada karbon-karbon? Tinjau molekul etana (C₂H₆) dengan struktur molekul ditunjukkan berikut.

Gambar 16. (a) Struktur molekul etana (b) Struktur orbital pada molekul etana.

Bentuk molekul etana dapat dijelaskan dengan orbital hibrida sp³ pada kedua atom karbon. Ikatan C–C dibentuk melalui tumpang tindih antara orbital sp³ dan orbital sp³ dari masing-masing atom karbon. Enam ikatan C–H dibentuk melalui tumpang tindih orbital sp³ sisa dan orbital 1s dari atom H. Struktur orbital pada molekul etana ditunjukkan pada Gambar16b.

Ikatan yang terbentuk antara karbon-karbon maupun karbon hidrogen adalah ikatan sigma yang terlokalisasi. Sehingga, akibat dari ikatan sigma yang terlokalisasi tersebut akan membentuk struktur tetrahedral murni.

a. Hibridisasi dalam Ikatan Rangkap Dua

Salah satu molekul paling sederhana yang mengandung ikatan rangkap dua karbon-karbon adalah etena (C₂H₄). Atom-atom pada etena terletak pada satu bidang datar dan masing-masing atom karbon berikatan dengan dua atom lain membentuk struktur trigonal planar. Oleh karena masing-masing atom karbon membentuk trigonal planar, hal ini menandakan terbentuknya orbital hibrida sp² pada setiap atom karbon. Oleh karena itu, ikatan dalam etena dapat dijelaskan dengan orbital hibrida sp². Setiap atom karbon masing-masing mengikat dua atom hidrogen melalui tumpang tindih orbital hibrida sp² dan orbital 1s. Ikatan yang dibentuk semuanya berikatan sigma.

Ikatan antara karbon-karbon ada dua macam. Pertama orbital sp² dari masing-masing atom karbon bertumpang tindih membentuk ikatan sigma C–C, seperti ditunjukkan pada Gambar 17.

Gambar 17. Tumpang tindih orbital hibrida sp²– sp² membentuk ikatan-σ karbonkarbon.

Pada masing-masing atom karbon masih tersisa satu orbital hibrida sp² yang belum digunakan berikatan dengan orientasi tegak lurus terhadap bidang H–C–H. Kedua orbital hibrida sp² ini, kemudian bertumpang tindih lagi membentuk ikatan kedua. Ikatan ini dinamakan ikatan pi (π). Jadi, ikatan rangkap dalam etilen dibangun oleh ikatan sigma dan ikatan pi, seperti ditunjukkan pada Gambar 18 berikut.

Gambar 18. Pembentukan ikatan rangkap dua antara C dan C pada etena. Ikatan berada dipusat sumbu ikatan, sedangkan ikatan berada di atas dan di bawah sumbu ikatan, keduanya membentuk ikatan rangkap dua.

b. Hibridisasi dalam Ikatan Rangkap Tiga

Senyawa karbon yang mengandung ikatan rangkap tiga cukup banyak. Salah satu contoh yang paling sederhana adalah etuna (C₂H₂) atau disebut asetilen. Menurut teori domain elektron, bentuk molekul asetilen adalah linear. Oleh karena itu, orbital-orbital dalam atom karbon membentuk orbital hibrida sp.

Untuk memahami ikatan dalam molekul asetilen dapat dijelaskan dalam dua tahap. Pertama terjadi tumpang tindih dua orbital sp dari masing-masing atom karbon untuk membentuk orbital ikatan sigma C–C, kemudian orbital hibrida sp yang satunya lagi bertumpang tindih dengan orbital 1s dari atom hidrogen membentuk dua ikatan sigma C–H, seperti ditunjukkan pada Gambar 19. berikut.

Gambar 19. Kerangka ikatan dalam asetilen. Orbital ikatan C–C hasil dari tumpang tindih dua orbital hibrida sp. Dua orbital ikatan C–H hasil dari tumpang tindih orbital sp dan 1s dari hidrogen.

Dua orbital 2p sisa pada masing-masing atom karbon saling tegak lurus terhadap sumbu H–C ≡ C–H, seperti ditunjukkan pada Gambar 19.

Kedua orbital ini dapat bertumpang tindih membentuk dua orbital ikatan pi. Jadi, dalam molekul asetilen ada lima ikatan, tiga ikatan sigma dan dua ikatan pi.

c. Hibridisasi dalam Molekul Benzena

Terdapat sejumlah molekul yang memiliki ikatan π (phi). Salah satu contoh yang penting adalah molekul benzena (C₆H₆). Molekul benzena secara prinsip memiliki dua bentuk resonansi yang dapat diungkapkan dalam bentuk hibrida resonansi, yaitu:

Bentuk molekul benzena adalah heksagonal datar, sedangkan struktur pada setiap atom karbon dalam benzena adalah trigonal planar dengan sudut ikatan 120° maka dapat diduga bahwa hibridisasi yang terjadi pada atom karbon adalah sp².

Orbital hibrida sp² yang pertama digunakan berikatan dengan orbital 1s dari atom hidrogen. Dua orbital hibrida sp² yang lain digunakan untuk berikatan dengan orbital sp² dari atom-atom karbon yang berdampingan. Semua ikatan yang dibentuk adalah ikatan sigma, seperti ditunjukkan pada Gambar 20.

Gambar 20. Tumpang tindih orbital hibrida sp²– sp² dalam molekul benzena membentuk ikatan sigma.

Setiap atom karbon memiliki orbital 2p sisa yang tegak lurus terhadap bidang heksagonal, seperti ditunjukkan pada Gambar 21.

Gambar 21. Tumpang tindih orbital 2p yang tidak digunakan dalam hibridisasi membentuk ikatan phi (Ikatan phi dalam benzena menjadikan elektron-elektron terdelokalisasi dalam molekul benzena).

Keenam orbital 2p tersebut bertumpang tindih membentuk tiga ikatan pi. Ikatan pi ini tidak diasosiasikan dengan setiap pasang atom karbon tertentu melainkan orbitalorbital tersebut membentuk orbital terdelokalisasi.

Terdapat tiga puluh elektron valensi dalam senyawa benzena. Sebanyak 24 elektron valensi menghuni 12 orbital ikatan sigma dan 6 elektron valensi menghuni 3 orbital ikatan pi menghasilkan kerapatan muatan elektron total, seperti ditunjukkan pada Gambar 21.

D. Gaya Antar Molekul

Gaya antar molekul adalah gaya aksi di antara molekul-molekul yang menimbulkan tarikan antarmolekul dengan berbagai tingkat kekuatan. Pada suhu tertentu, kekuatan tarikan antarmolekul menentukan wujud zat, yaitu gas, cair, atau padat.

Kekuatan gaya antar molekul lebih lemah dibandingkan ikatan kovalen maupun ikatan ion. Ikatan kimia dan gaya antarmolekul memiliki perbedaan. Ikatan kimia merupakan gaya tarik menarik di antara atom-atom yang berikatan, sedangkan gaya antar molekul merupakan gaya tarik menarik di antara molekul (perhatikan Gambar 22).

Gambar 22. Gaya antar molekul adalah gaya yang lebih lemah dibandingkan ikatan kimia.

Ada tiga jenis gaya antarmolekul, yaitu gaya dipol-dipol, gaya London, dan ikatan hidrogen. Gaya dipol-dipol dan gaya London dapat dianggap sebagai satu jenis gaya, yaitu gaya van der Waals.

4.1. Gaya Dipol-Dipol

Gaya dipol-dipol adalah gaya yang terjadi di antara molekul-molekul yang memiliki sebaran muatan tidak homogen, yakni molekul-molekul dipol atau molekul polar. Molekul-molekul polar memiliki dua kutub muatan yang berlawanan. Oleh karena itu, di antara molekul-molekulnya akan terjadi antaraksi yang disebabkan kedua kutub muatan yang dimilikinya.

Pada antaraksi dipol-dipol, ujung-ujung parsial positif suatu molekul mengadakan tarikan dengan ujung-ujung parsial negatif dari molekul lain yang mengakibatkan orientasi molekul-molekul sejajar, seperti ditunjukkan pada Gambar 23.

Gambar 23. Gaya dipol-dipol permanen.

Tarikan dipol-dipol mempengaruhi sifat-sifat fisik senyawa, seperti titik leleh, kalor peleburan, titik didih, kalor penguapan, dan sifat fisik lainnya.

Tabel 2. menunjukkan perbandingan sifat-sifat senyawa untuk massa molekul yang relatif sama dengan berbagai gaya antarmolekul.

Tabel 2. Sifat Fisika Molekul Hidrida Periode ke-4

Sifat-Sifat Fisika	SiH4	PH3	H2S
Kepolaran	Nonpolar	Polar	Polar
Wujud	Gas	Gas	Gas
Massa molekul	32,09	34,0	34,08
Titik leleh (°C)	–185	–134	–85,6
Titik didih (°C)	–111	–87,8	–60,8
Kalor lebur (kJ mol–1)	0,66	1,13	2,38
Kalor uap (kJ mol–1)	13	14,6	18,7
Momen dipol	0	0,55	1,10
Sumber: Chemistry with Inorganic Qualitative Analysis, 1989

Simak sifat-sifat fisika SiH₄, PH₃, dan H₂S pada Tabel 2. tersebut. Senyawa-senyawa tersebut memiliki massa molekul relatif yang sama. Molekul SiH₄ bersifat nonpolar, memiliki titik leleh dan titik didih paling tinggi serta kalor peleburan dan kalor penguapan juga rendah. Molekul H₂S memiliki momen dipol dua kali dari PH₃ dan sesuai ramalan bahwa sifat-sifat fisika H₂S lebih tinggi PH₃ dan SiH₄.

Mengapa molekul polar memiliki sifat-sifat fisika yang relatif lebih tinggi dibandingkan dengan molekul non polar untuk massa yang tidak berbeda jauh? Sebagai contoh, tinjau titik didih. Titik didih berhubungan dengan energi yang diperlukan untuk memutuskan gaya antaraksi antarmolekul (bukan memutuskan ikatan kimia antar atom). Semakin kuat gaya antar aksi antar molekul, semakin besar energi yang diperlukan untuk memutuskannya. Dengan kata lain, semakin tinggi titik didihnya. Hal ini menunjukkan bahwa dalam molekul polar terjadi gaya antaraksi yang relatif lebih kuat dibandingkan dalam molekul nonpolar.

4.2. Gaya London

Gaya London adalah gaya yang terjadi pada atom atau molekul, baik polar maupun nonpolar. Gaya London atau disebut juga gaya dispersi, yaitu gaya yang timbul akibat dari pergeseran sementara (dipol sementara) muatan elektron dalam molekul homogen. Dalam ungkapan lain, dapat dikatakan bahwa gaya London terjadi akibat kebolehpolaran atau distorsi “awan elektron” dari suatu molekul membentuk dipol sementara (molekul polar bersifat dipol permanen).

Mengapa awan elektron dapat terdistorsi? Hal ini dapat dijelaskan sebagai berikut.

1. Pada sekumpulan besar molekul, setiap saat selalu terjadi tumbukan antar molekul, tumbukan ini menimbulkan dipol sementara membentuk muatan parsial positif pada salah satu ujung molekul dan muatan parsial negatif pada ujung yang lain (terdistorsi).
2. Molekul-molekul yang terdistorsi selanjutnya menginduksi molekul lain membentuk dipol terinduksi.
3. Akibat terbentuk dipol sementara pada sejumlah molekul yang bertumbukan dan menginduksi sejumlah molekul lain membentuk dipol terinduksi, menimbulkan gaya tarik-menarik di antara molekul-molekul tersebut. Gaya tarik-menarik seperti ini dinamakan gaya London.
4. Gejala tersebut berlangsung secara terus menerus dan berimbas kepada molekul-molekul lain sehingga terjadi gaya London di antara molekul-molekul yang ada.

Dengan demikian, gaya London adalah gaya antar aksi antar atom atau molekul yang memiliki dipol sementara dengan jarak yang sangat berdekatan satu sama lain. Kekuatan gaya London dipengaruhi oleh ukuran, bentuk molekul, dan kemudahan distorsi dari awan elektron. Sentuhan di antara atom atau molekul dengan luas permukaan sentuhan besar menghasilkan peluang lebih besar membentuk dipol sementara dibandingkan bidang sentuh yang relatif kecil. Semakin besar luas permukaan bidang sentuh molekul, semakin besar peluang terjadinya dipol sementara.

Bagaimanakah bentuk molekul yang memiliki peluang lebih besar terjadi gaya London? Untuk menjawab pertanyaan ini, simak Tabel 3. berikut yang menyajikan hubungan bentuk molekul dan peluang terjadinya gaya London.

Tabel 3. Titik Didih Beberapa Senyawa Nonpolar

Keadaan	Nama Senyawa	Rumus Struktur	Titik Didih (°C)
Massa molekul sama, bentuk molekul yang sperik (bulat) menurun	Neopentana		9,5
	Isopentana		28
	n–pentana	CH3CH2CH2CH2CH3	36
Bentuk molekul serupa, massa molekul meningkat	Metana	CH4	–161
	Etana	CH3CH3	–88,6
	n–propana	CH3CH2CH3	–44,5
	n–butana	CH3CH2CH2CH3	–0,5
Sumber: Chemistry with Inorganic Qualitative Analysis, 1989

Apakah yang dapat Anda simpulkan dari data tersebut? Perhatikan tingkat speritas molekul. Oleh karena neopentana lebih sperik dari molekul yang lain maka bidang sentuhnya paling kecil sehingga peluang terciptanya gaya London relatif kecil. Akibatnya, gaya tarik antarmolekul lemah. Hal ini ditunjukkan oleh titik didih yang relatif rendah.

Di antara bentuk molekul yang serupa, gaya London meningkat dengan bertambahnya jumlah elektron atau dengan bertambahnya massa molekul. Butana memiliki jumlah elektron lebih rumit dibandingkan molekul lain sehingga gaya Londonnya lebih besar. Ini ditunjukkan oleh titik didihnya yang paling tinggi.

4.3. Ikatan Hidrogen

Senyawa yang mengandung atom hidrogen dan atom yang memiliki keelektronegatifan tinggi, seperti fluorin, klorin, nitrogen, dan oksigen dapat membentuk senyawa polar, mengapa? Pada molekul polar, pasangan elektron ikatan yang digunakan bersama lebih tertarik ke arah atom dengan keelektronegatifan tinggi. Akibatnya, atom hidrogen menjadi lebih bermuatan positif. Akibat dari gejala tersebut, atom hidrogen dalam molekul polar seolah-olah berada di antara atom-atom elektronegatif.

Apa yang akan terjadi jika atom hidrogen yang bermuatan parsial positif berantaraksi dengan atom-atom pada molekul lain yang memiliki muatan parsial negatif dan memiliki pasangan elektron bebas. Anda pasti menduga akan terjadi antaraksi di antara molekul-molekul tersebut sebab molekulnya polar.

Jika hanya antaraksi akibat kepolaran maka molekul H₂S dan H₂O memiliki sifat fisik yang relatif sama sebab keduanya polar. Akan tetapi, fakta menunjukkan bahwa pada suhu kamar, H₂O berwujud cair dan H₂S berwujud gas. Apa yang salah dengan konsep kepolaran? Konsep kepolaran tidak salah, tetapi ada faktor lain selain kepolaran. Berdasarkan hasil pengamatan, dalam senyawa-senyawa polar yang mengandung atom hidrogen ada antaraksi yang lebih kuat dibandingkan antaraksi dipol maupun gaya London. Antaraksi ini dinamakan ikatan hidrogen (perhatikan Gambar 24).

Gambar 24. Ikatan hidrogen pada air.

Ikatan hidrogen terbentuk pada senyawa-senyawa polar yang mengandung atom H dan atom yang memiliki keelektronegatifan tinggi, seperti F, O, N, dan Cl. Atom-atom yang memiliki keelektronegatifan tinggi akan menarik pasangan elektron ikatan lebih kuat sehingga kulit valensi elektron pada atom hidrogen seperti terkelupas, dan inti atom hidrogen yang bermuatan positif seolah-olah berada di permukaan molekul. Semakin tinggi skala keelektronegatifan atom yang mengikat atom hidrogen, semakin besar peluangnya untuk membentuk ikatan hidrogen.

Contoh :

Belerang dan oksigen memiliki keelektronegatifan S = 2,5 dan O = 3,5. Oleh karena keelektronegatifan atom oksigen lebih tinggi maka peluang terjadinya ikatan hidrogen sangat besar. Hal ini terbukti dengan tingginya titik leleh dan titik didih H₂O dibandingkan H₂S. Dengan hadirnya ikatan hidrogen dalam suatu senyawa menimbulkan pengaruh terhadap sifat-sifat fisik senyawa tersebut, seperti ditunjukkan oleh senyawa hidrida non logam pada Tabel 4.

Tabel 4 Sifat Fisik Senyawa Hidrida Non logam

Sifat-Sifat	NH3	PH3	H2O	H2S	HF	HCl
Kepolaran	Polar	Polar	Polar	Polar	Polar	Polar
Wujud	Gas	Gas	Cair	Gas	Asap	Gas
Massa molekul	17,03	34,0	18,02	34,08	20,01	36,46
Titik leleh°C	–78	–134	0,0	–85,6	–83,0	–114
Titik didih°C	–33	–87,8	100,0	–60,8	19,5	–84,9
Kalor lebur(kJ mol–1)	5,52	1,13	6,02	2,38	4,56	1,99
Kalor uap(kJ mol–1)	23,3	14,6	40,7	18,7	25,6	16,1

Tabel 4. menunjukkan sifat-sifat fisik senyawa hidrida periode ke- 2 dan periode ke-3 dalam tabel periodik. Periode ke-2, yaitu NH₃, H₂O, dan HF, sedangkan periode ke-3, yaitu PH₃, H₂S, dan HCl. Pasangan seperti NH₃–PH₃; H₂O–H₂S; dan HF–HCl berasal dari golongan yang sama dalam tabel periodik. Dari pasangan tersebut, NH₃, H₂O, dan HF memiliki massa molekul lebih kecil, tetapi memiliki titik leleh dan titik didih lebih tinggi dibandingkan senyawa yang segolongan (lihat grafik pada Gambar 25).

Gambar 25. Kurva titik didih senyawa hidrida non logam.

Hal ini menunjukkan adanya ikatan hidrogen pada molekul NH₃, H₂O, dan HF, sedangkan pada molekul hidrida di bawahnya tidak terjadi ikatan hidrogen.

Ada dua macam ikatan hidrogen, yaitu ikatan hidrogen antarmolekul (intermolecule) dan ikatan hidrogen dalam molekul itu sendiri (intramolecule) (perhatikan Gambar 26).

Gambar 26. (a) Ikatan hidrogen dapat berupa ikatan antarmolekul (b) Ikatan hidrogen dalam molekul.

Ikatan hidrogen antarmolekul adalah ikatan antara dua atau lebih molekul, baik molekul yang sama maupun molekul berbeda. Misalnya, antarmolekul H₂O, NH₃, CH₃CH₂OH, HF, atau SiF₄. Ikatan hidrogen dalam molekul adalah ikatan antara dua gugus atom dalam suatu molekul, misalnya dalam asam benzoat.

Ikatan Hidrogen pada DNA 

DNA, pembawa informasi genetika (memungkinkan informasi genetika terwariskan) adalah molekul yang berukuran sangat besar, terdiri atas dua utas rantai yang saling berhadapan membentuk rantai ganda berpilin. Rantai ganda berpilin ini terbentuk karena adanya ikatan hidrogen antara kedua utas rantai penyusun DNA. Oleh karena kekuatan ikatan hidrogen lebih kecil dari ikatan kovalen atom-atom penyusun rantai maka kedua utas rantai DNA dapat dipisahkan dan mengalami replikasi (penggandaan DNA).

Contoh Soal Gaya Antar Molekul :

Di antara senyawa berikut, manakah yang berpotensi memiliki ikatan hidrogen?

a. HBr

b. CH₄

c. CH₃COOH

d. CH₃OH

Jawaban :

Syarat utama adanya ikatan hidrogen bahwa senyawa harus mengandung atom hidrogen. Kedua, atom yang mengikat hidrogen memiliki keelektronegatifan tinggi. Semua senyawa yang ditanyakan mengandung atom hidrogen, tetapi di antara senyawa itu, yang memiliki kelektronegatifan paling tinggi adalah O. Dengan demikian, senyawa yang berpotensi memiliki ikatan hidrogen adalah CH₃COOH dan CH₃OH. Ikatan hidrogen yang terjadi adalah antarmolekul (intermolecular).

Rangkuman :

1. Bentuk molekul ditentukan oleh jumlah ikatan setiap atom dan sudut ikatan di antara atom-atom.
2. Ada tujuh macam bentuk dasar molekul, yaitu linear, trigonal planar, bujur sangkar, tetrahedral, limas segitiga, trigonal bipiramidal, dan oktahedral.
3. Teori domain elektron dapat dipakai untuk meramalkan bentuk molekul berdasarkan pada tolakan antara pasangan elektron dalam kulit valensi atom pusat.
4. Jika dalam atom pusat terdapat pasangan elektron bebas sebanyak satu atau lebih, bentuk molekul yang dihasilkan dapat berubah dari bentuk dasarnya sebab pasangan elektron bebas memiliki kekuatan tolakan lebih kuat pasangan elektron lain .
5. Urutan kekuatan tolakan di antara pasangan elektron, yaitu PEB–PEB > PEB–PEI > PEI–PEI
6. Teori ikatan valensi dapat digunakan untuk mengevaluasi bentuk molekul berdasarkan pendekatan hibridisasi orbital atom.
7. Hibridisasi adalah pencampuran (kombinasi) orbital-orbital atom membentuk orbital hibrida dengan tingkat energi berada di antara orbital-orbital atom yang dihibridisasikannya.
8. Jenis hibridisasi pada kulit valensi atom pusat dapat ditentukan dari bentuk molekul. Hibridisasi sp terjadi pada molekul linear, sp² pada molekul trigonal planar, sp³ pada molekul tetrahedral, dsp³ pada molekul dwilimas segitiga, dan d²sp³ pada molekul tetrahedral.
9. Ikatan yang terjadi di antara orbital hibrida dengan orbital atom maupun orbital hibrida yang lain dinamakan ikatan sigma. Orbital atom yang tidak digunakan dalam hibridisasi jika digunakan untuk berikatan akan membentuk ikatan pi.
10. Wujud suatu materi, seperti gas, cair, dan padat ditentukan oleh gaya antar molekul. Ada tiga jenis gaya, yaitu gaya dipol-dipol, gaya London, dan ikatan hidrogen. Gaya dipol-dipol dan gaya London tergolong gaya van der Waals.
11. Gaya dipol-dipol adalah antar aksi antara molekul-molekul yang memiliki kepolaran. Kepolaran dalam molekul terjadi akibat perbedaan skala keelektronegatifan atom yang membentuk molekul.
12. Gaya dispersi London yang disebabkan oleh adanya dipol sementara sebagai akibat tumbukan antaratom atau molekul yang berdekatan.
13. Gaya dipol yang lebih kuat terjadi pada molekul yang mengandung atom hidrogen terikat pada unsur dengan keelektronegatifan tinggi, seperti nitrogen, oksigen, atau fluorin. Gaya dipol yang dihasilkan dinamakan ikatan hidrogen.

Referensi :
http://perpustakaancyber.blogspot.com