Pintar Pelajaran Gaya London, Gaya Tarik Dipol-Dipol, Antar Molekul, Ikatan Hidrogen, Pengertian, Teladan Soal, Pembahasan, Kimia

Kemampuan menarik yang dimiliki suatu elektron disebut dengan gaya tarik-menarik. Adanya gaya tarik-menarik ini memungkinkan terjadinya suatu ikatan. Ikatan kimia terjadi lantaran adanya kecenderungan atom untuk memenuhi rumus duplet dan oktet dalam konfigurasi elektronnya. Kecenderungan ini menimbulkan atom mempunyai kemampuan yang berbeda dalam menarik elektron.

Elektronegativitas yakni istilah yang dipakai untuk menjelaskan daya tarik-menarik atom pada elektron dalam suatu ikatan. Bagaimanakah gaya tarik-menarik itu timbul? Suatu atom sanggup membentuk molekul atau ion lantaran adanya sifat elektronegativitas atau daya atom menarik elektron. Daya tarik-menarik timbul lantaran adanya perbedaan elektronegativitas pada suatu atom. Elektron yang berperan dalam hal ini yakni elektron pada kulit terluar (elektron valensi). Perhatikan Gambar 1. ini.

Gambar 1. Ikatan antara atom H dan Cl.

Pada molekul HCl, atom hidrogen mempunyai satu elektron pada kulit terluar, sehingga cenderung memenuhi rumus duplet, yaitu dengan mencari 1 elektron lagi supaya genap menjadi dua. Di sisi lain, Cl mempunyai 7 elektron pada kulit terluar dan cenderung memenuhi rumus oktet dengan mencari 1 elektron lagi supaya genap menjadi delapan. Karena atom H gres mempunyai 1 elektron, sementara atom Cl kekurangan 1 elektron, maka ketika jarak antara keduanya dekat, akan terjadi tarik-menarik dan terbentuklah ikatan.

Gambar 2. Molekul HCl.

Perbedaan jumlah elektron pada atom H dan Cl menimbulkan atom Cl mempunyai elektronegativitas yang lebih tinggi lantaran jumlah elektron disekitar Cl lebih banyak. Jadi, pasangan elektron yang tersebar di antara atom H dan Cl tidak terbagi merata. Sisi atom Cl yang lebih negatif menimbulkan atom H menjadi sisi positif dan atom Cl menjadi sisi negatifnya. Sisi positif dinotasikan sebagai δ+ yang menyatakan sebagian muatan positif dan sisi negatif dinotasikan δ- dengan yang menyatakan sebagian muatan negatif.

Dalam molekul, muatan positif dan negatif yang sama dipisahkan oleh jarak yang memperlihatkan suatu dipol. Perbedaan keelektronegatifan yang besar antar atom akan membentuk molekul yang bersifat polar. Sebaliknya, apabila perbedaan keelektronegatifan antar atom kecil atau nol, maka molekul yang terbentuk bersifat non polar.

Terdapat 3 jenis gaya tarik menarik antar molekul, yaitu gaya London, gaya tarik dipol-dipol dan gaya yang ditimbulkan oleh ikatan hidrogen. Semuanya akan kita bahas satu persatu.

1. Gaya London

Elektron pada suatu atom mengalami pergerakan dalam orbital. Pergerakan atau perpindahan elektron pada suatu atom sanggup menimbulkan tidak meratanya kepadatan elektron pada atom, sehingga atom tersebut mempunyai satu sisi dipol dengan muatan lebih negatif dibandingkan sisi yang lain. Pergerakan ini menimbulkan dipol sesaat. Gambar 3. menggambarkan perbedaan sebaran elektron pada orbital normal dan orbital yang mengalami dipol sesaat. Adanya dipol sesaat menimbulkan molekul yang bersifat non-polar menjadi bersifat agak polar.

Gambar 3. (a) keadaan normal, sebaran muatan simetris, (b) terjadinya dipol sesaat.

Gaya London yakni gaya tarik lemah yang disebabkan oleh adanya dipol imbasan sesaat.

Dipol sesaat pada suatu atom sanggup mengimbas atom yang berada di sekitarnya sehingga terjadilah dipol terimbas yang menimbulkan gaya tarik-menarik antara dipol sesaat dengan dipol terimbas. Gaya ini yang disebut sebagai Gaya London.

Gambar 4. Terjadinya dipol terimbas.

Lantas bagaimana Gaya London mempengaruhi sifat fisis molekul ?

Pergerakan elektron yang menimbulkan dipol sesaat dalam suatu molekul akan bertambah besar apabila molekul tersebut mempunyai jumlah elektron yang semakin besar pula. Pergerakan elektron yang menimbulkan dipol sesaat dalam suatu molekul disebut polarisabilitas. Jumlah elektron yang besar berkaitan dengan massa molekul relatif (Mr) molekul tersebut, sehingga semakin besar Mr suatu molekul, maka semakin besar polarisabilitasnya dan semakin besar pula Gaya Londonnya. Mudahnya suatu atom untuk membentuk dipol sesaat disebut polarisabilitas. Perhatikan pola soal berikut untuk memahami kaitan jumlah elektron dengan Mr dan bentuk molekul.

Contoh Soal Gaya London :

Urutkan kekuatan Gaya London dari molekul di bawah ini:

a. H₂ (Ar H = 1)  

b. O₂ (Ar O = 16) 

c. N₂ (Ar N = 14)

d. Br₂ (Ar Br = 80)

e. F₂ (Ar F = 19)

Jawaban :

Semakin besar Mr suatu mulekul, semakin besar pula gaya London-nya. Urutan kekuatan gaya London dari molekul yakni H₂ < N₂ < O₂ < F₂ < Br₂ lantaran M_r Br₂ > Mr F₂ > M_r O₂ > M_r N₂ > M_r H₂.

Bagaimana perbandingan Gaya London antara 2 molekul yang mempunyai Mr yang sama? Molekul dengan struktur panjang mempunyai kemungkinan lebih besar untuk mengalami dipol sesaat atau lebih gampang mengalami polarisabilitas. Hal ini dikarenakan molekul dengan struktur panjang mempunyai bidang yang lebih luas kalau dibandingkan dengan molekul yang mempunyai struktur lebih rapat dan kecil. Neopentana dan normal pentana merupakan pola 2 molekul dengan Mr sama. 

Gambar 5. (a) bentuk molekul neopentana (b) bentuk molekul normal pentana.

Lihatlah Gambar 5(a) dan 5(b) untuk mengetahui bentuk molekulnya. Molekul dengan struktur panjang gampang mengalami polarisasi dibandingkan molekul dengan struktur yang rapat dan kecil.

2. Gaya Tarik Dipol-dipol

Gaya London terjadi pada molekul non polar. Lantas bagaimana gaya tarik yang terjadi pada molekul polar? Molekul polar mempunyai sebaran elektron yang tidak merata dikarenakan perbedaan keelektronegatifannya yang besar. Perbedaaan keelektronegatifan ini menimbulkan suatu atom terbagi menjadi dua muatan (dipol), satu ujung mempunyai muatan positif dan lainnya bermuatan negatif. Terdapat kecenderungan bahwa ujung positif akan berdekatan dengan ujung negatif atom lain di dekatnya. Keadaan ini disebabkan adanya gaya tarik-menarik yang disebut dengan gaya tarik dipol-dipol. Perhatikan gaya tarik dipol-dipol pada molekul polar HCl berikut.

Gambar 6.Gaya dipol-dipol pada molekul HCl.

Gaya tarik ini menimbulkan molekul mempunyai titik didih dan titik leleh yang tinggi. Kekuatan gaya tarik dipol-dipol ini lebih besar lengan berkuasa dibandingkan dengan Gaya London pada molekul non-polar. Tabel 1.memberikan perbedaan sifat fisis antara molekul polar dan non-polar.

Tabel 1. Perbedaan Sifat Fisis Molekul Polar dan Non-Polar

Kepolaran	Molekul	Mr	Titik leleh	Titik didih
non-polar	normal butana	58	-138,4	-0,5
polar	aseton	58	-95,4	56,2
Sumber : Mulyono, 2006, hlm. 51 & 85

Gaya tarik-menarik antar molekul, yaitu Gaya London dan gaya tarik dipol-dipol bergabung untuk mengadakan ikatan antarmolekul. Gabungan kedua gaya ini disebut sebagai Gaya Van der Walls. Gabungan dua gaya tarik-menarik, yaitu Gaya London dan gaya tarik dipol-dipol disebut sebagai Gaya Van der Walls

3. Ikatan Hidrogen

Apabila kita perhatikan keelektronegatifan dari unsur H₂O, HF, dan NH₃, atom H mempunyai sifat sangat positif, sedangkan atom O, F, dan N mempunyai sifat sangat negatif. Perbedaan keelektronegatifan yang besar ini menimbulkan atom H terikat besar lengan berkuasa pada atom O, F dan N. Ikatan ini yang disebut sebagai ikatan hidrogen. Perhatikan data Mr dan perbedaan keelektronegatifan dari beberapa molekul pada Tabel 2. di bawah ini.

Tabel 2. Mr dan Perbedaan Elektronegativitas Beberapa Molekul

Senyawa	Mr	Perbedaan Keelektronegatifan (eV)
HF	20	2,8
HCl	36,5	1,0
HBr	81	0,8
HI	128	0,5

Bandingkan elektronegativitas unsur-unsur dalam satu golongan, ibarat yang tertulis pada Tabel 2. Tabel ini memperlihatkan bahwa dalam satu golongan, yakni golongan VIIA, kemampuan menarik dari atom H lebih efektif pada unsur dengan Mr yang lebih kecil, lantaran perbedaan elektronegativitasnya yang tinggi. Padahal secara teoritis, semakin besar Mr semakin besar pula elektronegativitasnya. Mengapa bisa demikian? Kasus penyimpangan tersebut disebabkan oleh adanya ikatan hidrogen. Gaya yang dihasilkan oleh ikatan hidrogen lebih besar lengan berkuasa dibandingkan Gaya Van der Walls. Pada unsur-unsur golongan VII dalam Tabel 2. terbentuk ikatan hidrogen yang besar lengan berkuasa dan menimbulkan penyimpangan sifat fisis pada molekul sehingga molekul dengan ikatan hidrogen mempunyai titik didih yang relatif tinggi.

Sebelum membahas lanjut wacana ikatan hidrogen, diskusikanlah dahulu permasalahan wacana gaya antar molekul berikut.

Perhatikan baik-baik titik didih senyawa unsur hidrida golongan IVA, VA, VIA, VIIA, dan VIIIA pada Gambar 7. 

Gambar 7. Grafik korelasi antara titik didih dengan molekul berikatan hidrogen (senyawa hidrida unsur golongan IVA, VA, VIA, VIIA, dan VIIIA).

Gaya yang memengaruhi titik didih senyawa unsur hidrida golongan IVA, VA, VIA, VIIA, dan VIIIA yakni Gaya Van der Walls. Dalam satu golongan, dari atas ke bawah, unsur mempunyai Gaya Van der Walls yang semakin bertambah sebanding dengan bertambah besarnya Mr. Sebagai akhir yang seharusnya, titik didih dari atas ke bawah dalam satu golongan semakin bertambah. Namun kenyataannya tidaklah demikian. Perhatikan titik didih H₂O, HF dan NH₃. Ketiganya mempunyai titik didih yang berbeda jauh dengan senyawa hidrida yang lain. Mengapa demikian? Diskusikan jawabannya.

4. Pengaruh Gaya Antar Molekul terhadap Sifat Fisis Senyawa

Gaya tarik-menarik antara muatan positif dari dipol yang satu dengan muatan negatif dari dipol yang lain akan memilih sifat fisis molekul, ibarat titik didih dan titik beku. Gaya tarik-menarik juga memilih bagaimana wujud suatu molekul, apakah berupa padatan, cair atau uap. Gaya tarik-menarik yang besar antaratom memungkinkan molekul pada suhu tertentu berbentuk padatan. Pada keadaan gas, molekul bangkit sendiri dan tidak ada gaya tarik-menarik antarmolekul. Pada keadaan cair, akan dibutuhkan lebih sedikit gaya tarik-menarik antarmolekul dibandingkan keadaan padatnya.

Perubahan bentuk molekul padatan menjadi cair memerlukan energi yang besar untuk mengimbangi gaya tarik-menarik tersebut. Energi ini ditunjukkan dengan titik cair (titik leleh) molekul. Begitu pula untuk menguapkan molekul yang berupa cairan, diharapkan energi yang ditunjukkan dengan titik didih. Maka, apabila gaya tarik antarmolekul besar, semakin besar pula titik didihnya. Titik beku memperlihatkan besarnya energi yang dibutuhkan molekul untuk berikatan. Besarnya titik beku sebanding dengan gaya yang terjadi antar molekulnya. Perhatikan pola soal berikut supaya kalian lebih paham.

Contoh Soal Gaya Antar Molekul :

Tentukan wujud molekul di bawah ini dengan melihat sifat fisisnya.

Molekul	H2	N2	O2	Cl2
Mr	2	28	32	71
Titik didih	-235	-196	-183	-35

Penyelesaian :

Wujud molekulnya

Molekul	H2	N2	O2	Cl2
Mr	2	28	32	71
Titik didih	-235	-196	-183	-35
Wujud molekul	Gas	Gas	Gas	Gas

Anda kini sudah mengetahui Gaya London dan Gaya Tarik Dipol-dipol. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Premono, S. A. Wardani, dan N. Hidayati. 2009. Kimia : SMA/ MA Kelas XI. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 282.

Pintar Pelajaran Bentuk Molekul, Teori Domain Elektron, Tolakan Pasangan, Notasi Vsepr, Hibridisasi, Teladan Soal, Pembahasan, Kimia

Domain berarti wilayah atau daerah. Domain elektron berarti suatu wilayah yang ditempati oleh elektron. Adapun elektron yang dimaksud di sini yakni elektron dari atom-atom pembentuk molekul, mencakup pasangan elektron bebas (PEB) dan pasangan elektron ikatan (PEI). Sebuah molekul mempunyai bentuk atau struktur yang berbeda dengan struktur molekul lain. Bentuk molekul berarti cara atom tersusun di dalam ruang. Bentuk molekul ini banyak memengaruhi sifat-sifat fisis dan kimia dari molekul tersebut, khususnya dalam reaksi kimia. Ketika dua molekul dicampurkan untuk bereaksi, ada kemungkinan reaksi tidak berhasil dikarenakan struktur tiga dimensi dan orientasi relatif molekul-molekul tersebut tidak tepat. Dalam reaksi biologi, terutama pada obat dan acara enzim, struktur molekul sangat penting untuk mengetahui kecocokan antara bentuk molekul dengan tapak atau membran yang dipakai. (Baca juga : Gaya Antar Molekul)

Bentuk molekul yakni citra wacana susunan atom-atom dalam molekul menurut susunan ruang pasangan elektron dalam atom atau molekul, baik pasangan elektron yang bebas maupun yang berikatan.

Bentuk suatu molekul sanggup diperkirakan menurut teori tolakan pasangan elektron maupun teori hibridisasi. Bagaimanakah bentuk suatu molekul menurut teori tersebut? Perhatikan uraian berikut.

1. Teori Tolakan Pasangan Elektron

Konsep yang sanggup menjelaskan bentuk geometri (struktur ruang) molekul dengan pendekatan yang sempurna yakni Teori Tolakan Pasangan Elektron Valensi (Valence Shell Electron Pair Repulsion = VSEPR). Teori ini disebut juga sebagai Teori Domain Elektron. Teori Domain sanggup menjelaskan ikatan antar atom dari PEB dan PEI yang kemudian sanggup mempengaruhi bentuk molekul. Dalam teori ini dinyatakan bahwa "pasangan elektron terikat dan pasangan elektron bebas, yang secara kovalen digunakan bantu-membantu di antara atom akan saling menolak, sehingga pasangan itu akan menempatkan diri sejauh-jauhnya untuk meminimalkan tolakan". Teori VSEPR pertama kali dikembangkan oleh andal kimia dari Kanada, R.J. Gillespie (1957). Bentuk molekul dan strukturnya sanggup diramalkan dengan sempurna melalui Struktur Lewis. Struktur ini sanggup menggambarkan bagaimana elektron tersusun pada suatu atom yang berikatan. Sebagat contoh yakni ikatan kovalen pada molekul HC1 (Gambar 1). Struktur Lewis juga sanggup menggambarkan jumlah pasangan elektron bebas dan jumlah pas-angan elektron ikatan yang berada di sekitar atom pusat.

Gambar 1. PEI dan PEB pada ikatan kovalen molekul HCl.

Teori VSEPR tidak memakai orbital atom dalam meramalkan bentuk molekul, tetapi memakai titik elektron suatu atom. Jika suatu atom bereaksi, maka elektron pada kulit terluar (elektron valensi) akan bcrhubungan pribadi terlebih dahulu. Elektron valensi akan menentu-kan bagaimana suatu ikatan sanggup terjadi.

Teori VSEPR menjelaskan terjadinya gaya tolak-menolak antara pasangan-pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat.

Masih ingatkah kalian dcngan jumlah elektron yang mcncmpati suatu orbital? Apakah yang dimaksud dengan rumus duplet dan rumus oktet?

Pada setiap orbital terdapat sejumlah elektron. Ikatan antar atom terjadi alasannya yakni kecenderungan atom untuk memenuhi rumus duplet dan rumus oktet. Duplet berarti mcmiliki 2 elektron, scdangkan oktrt membuktikan suatu atom mempunyai 8 elektron. Bagaimana cara meramalkan bentuk molekul dengan titik elektron? Pengaturan pasangan elektron di sekitar atom sedemikian rupa sehingga tolakan di antara pasangan elektron itu minimum. Tolakan minimum tcrjadi bila elektron terletak pada bab yang saling bcrlawanan terhadap inti. Perhatikan molekul BeC1₂ pada Gambar 2. 

Gambar 2. Bentuk molekul BeC1₂ berupa linear.

Terdapat 2 elektron yang terletak berlawanan pada orbital berupa balon terpilin. Molekul BeC1₂ berbentuk linear dengan sudut 1800. Bagaimana dengan bentuk molekul lain, semisal SO₂ dan BC1₃? Perhatikan Gambar 3. dan 4.

Gambar 3. Bentuk molekul SO₂ berupa V.

lkatan kovalen yakni ikatan yang terjadi alasannya yakni pemilikan bersama pasangan elektron berikatan yang merupakan sum-bangan dari kedua atom atau salah satunya.

Gambar 4. Bentuk molekul BC1₃ berupa segitiga datar.

Teori VSEPR berhasil menjelaskan bentuk molekul. Ketepatan daya prediksi teori VSEPR relatif sangat tinggi, khususnya untuk molekul-molekul yang pusatnya atom non-logam. (www.unibookstore.stie-mce.ac.id)

Mengapa struktur SO₂ berbeda dengan struktur BeC1₂? Mengapa pula berbeda dengan struktur BC1₃. Penjelasan berikut akan menawarkan jawabannya.

Tolakan minimum didapat dengan meletakkan elektron pada bab yang berlawanan. Tolakan minimum pada mulekul BC1₃ dengan atom B sebagai atom sentra didapat dengan bentuk segitiga. Adapun pada molekul SO₂ terdapat 3 kelompok elektron, yang salah satunya yakni PEB dari atom S. Adanya elektron bebas ini akan mendesak atau mendorong elekron ikatan untuk saling berdesakan, sehingga bentuk molekul menjadi bentuk V.

Urutan tolak-menolak antara pasangan elektron pada atom sentra sanggup diurutkan sebagai: PEB-PEB > PEI-PEB > PEI-PEI. 

PEB mempunyai gaya tolak-menolak sejauh mungkin sehingga tolakannya minimum. Perbedaan kekuatan tolakan PEB dan PEI menyebabkan penyimpangan dalam susunan ruang elektron dari bentuk molekul yang seharusnya.

Apabila pada molekul BC1₂ atom sentra B dinotasikan dengan M, sedangkan ikatan dengan Cl yang terjadi dengan 2 pasang elektron ikatan dinotasikan dengan X₂, maka molekul BC1₂ dan molekul sejenis dinotasikan dengan MX₂. SO₂ dinotasikan dengan MX₂E, dengan E memperlihatkan jumlah pasangan pa sangan elektron bebas. Notasi semacam ini disebut sebagai notasi VSEPR. Perhatikan notasi VSEPR dan bentuk molekul beberapa senyawa pada Tabel 1.

Tabel 1. Notasi VSEPR Molekul

Jumlah Domain	Jumlah PEI	Jumlah PEB	Notasi VSEPR	Contoh Molekul
2	2	-	AX2	BeCl2
3	3	-	AX3	BCl3
3	2	1	AX2E	SO2
4	4	0	AX4	CH4
4	3	1	AX3E	NH3
4	4	2	AX2E3	H2O
5	5	0	AX5	PCl5
5	4	1	AX4E	TeCl4
5	3	2	AX3E2	ClF3
5	2	3	AX2E3	XeF2
6	6	0	AX6	SF6
6	5	1	AX5E	IF5
6	4	2	AX4E2	XeF4

Tabel 2. Bentuk Molekul

Contoh Molekul	Bentuk Molekul
BeCl2
BCl3
SO2
CH4
NH3
H2O
PCl5
TeCl4
ClF3
XeF2
SF6
IF5
XeF4

Penentuan bentuk molekul dari beberapa molekul sanggup lebih terang kalau kalian perhatikan contoh soal berikut.

Contoh Soal :

Tentukan PEB, PEI, serta notasi VSEPR dan bentuk molekul dari:

a. CH₄ 

b. NH₃

Jawaban :

a. CH₄ 

Atom sentra C mempunyai nomor atom 6, dengan konfigurasi elektron: 1s², 2s², 2p², sehingga mempunyai 4 elektron valensi. Atom C mengikat 4 atom H yang masing-masing mempunyai 1 elektron tunggal, sehingga:

Jumlah atom	:	C = 4 x 1 = 4 elektron
		H = 4 x 1 = 4 elektron	+
		8 elektron

Dari 8 elektron (4 pasang elektron) tersebut, keempatnya merupakan PEI (Pasangan Elektron Ikatan) dengan 1 elekton atom C berikatan dengan 1 elektron atom H. Berdasarkan data pada Tabel 1, kita sanggup menyimpulkan bahwa molekul CH₄ dengan notasi VSEPR AX₄, memiliki bentuk molekul tetrahedron (tetrahedral).

Gambar 5. Bentuk molekul CH₄.

b. NH₃

Atom sentra N mempunyai nomor atom 7, dengan konfigurasi elektron: 1s², 2s², 2p³, sehingga mempunyai 5 elektron valensi. Atom C mengikat 3 atom H yang masing-masing mempunyai 1 elektron tunggal, sehingga:

Jumlah atom	:	N = 5 x 1 = 4 elektron
		H = 3 x 1 = 4 elektron	+
		8 elektron

Dari 8 elektron (4 pasang elektron) tersebut, 3 pasang merupakan PEI (3 elekton atom N berikatan dengan 3 elektron atom H), dan sepasang elektron merupakan PEB (Pasangan Elektron Bebas). Berdasarkan data pada Tabel 1, kita sanggup menyimpulkan bahwa molekul NH₃ dengan notasi VSEPR AX₃E memiliki bentuk molekul piramida trigonal.

Cara Menentukan Bentuk Molekul Berdasarkan Teori VSEPR

1. Tentukan atom pusatnya.
2. Cari tahu nomor atomnya dan buat konfigurasi elektronnya.
3. Tentukan jumlah elektron valensinya.
4. Tentukan jumlah domain elektron dari atom lain yang berikatan (ligan).
5. Jumlahkan elektron dari semua atom.
6. Bagilah dua untuk mendapat jumlah pasangan elektron.
7. Tentukan PEI menurut jumlah atom yang terikat pada atom pusat, sisanya merupakan PEB.
8. Tentukan notasi VSEPR dan bentuk molekul menurut jumlah PEB dan PEI (lihat tabel 1. sebagai acuan).

2. Bentuk Molekul Berdasarkan Teori Hibridisasi 

Orbital bibit unggul yakni orbital yang terbentuk sebagai hasil penggabungan (hibridisasi) 2 atau lebih orbital atom. Sebagai contoh, sebuah atom C yang pada kulit valensinya mempunyai 3 orbital, yaitu 2s², 2p_x¹, 2p_y^l, dan sebuah orbital kosong, 2pz°. Keempat orbital ini sanggup berhibridisasi membentuk empat orbital hibrida sp³. Masing-masing orbital hibrid dari atom C inilah yang digunakan untuk berikatan dengan 4 orbital s dari 4 atom H membentuk sebuah molekul CH₄ Keempat ikatan ini saling mem-bentuk sudut tetrahedron. Lebih jelasnya, lihatlah Gambar 6.

Gambar 6. Bentuk molekul CH₄ berdasarkan teori hibridisasi.

Dalam molekul C₂H₄, 1 orbital s dan 2 orbital p dalam scbuah atom C sanggup membentuk 2 orbital hibrida sp² dengan sudut 120°, sedangkan dalam molekul C₂H₂, 1 orbital s dan 2 orbital p sanggup membentuk 1 orbital hibrid sp (linear). Perhatikan contoh molekul NH₃ pada Gambar 7. 

Gambar 7. Molekul NH₃.

Bila bentuk molekul didasarkan pada tolakan pasangan elektron, NH₃ dengan notasi VSEPR AX₃ memiliki bentuk molekul piramida trigonal. Bagaimana bentuk molekulnya menurut hibridisasi orbital? 

Atom N mempunyai nomor atom 7 dan konfigurasi elektronnya 1s², 2s², 2p_x¹, 2p_y¹, dan 2p_z¹. Karena mempunyai 3 atom tunggal pada orbital 2p, maka atom N sanggup membentuk 3 ikatan kovalen dengan atom H secara ekuivalen, sehingga sudut N-H-N sebesar 107 C. Mengingat sudut ikatan mendekati sudut tetrahedron (sp³), maka untuk menambahkan 1 orbital lagi digunakan orbital 2s². Akhirnya, atom N memakai 4 orbital atom untuk berikatan, 1 orbital dengan elektron berpasangan dan 3 orbital lain dengan elektron tunggal. Perhatikan Gambar 8. semoga lebih jelas.

Gambar 8. Bentuk molekul menurut hibridisasi dari NH₃.

Anda kini sudah mengetahui Bentuk Molekul dan Teori Domain Elektron. Terima kasih anda sudah berkunjung ke Perpustakaan Cyber.

Referensi :

Premono, S. A. Wardani, dan N. Hidayati. 2009. Kimia : SMA/ MA Kelas XI. Pusat Perbukuan, Departemen Pendidikan Nasional, Jakarta, p. 282.