Resume Materi Kimia

Menentukan Orde Ikatan

 

Istilah orde ikatan (bonding order) ini digunakan dalam teori orbital molekul (molecule orbital theory). Menurut teori orbital molekul bahwa semua elektron dalam tiap atom dalam molekul turut terlibat dalam pembentukan ikatan dengan mengisi orbital-orbital, yaitu orbital molekul ikatan (bonding molecule orbital) dan orbital molekul antiikatan (antibonding molecule orbital). Berbeda dengan teori ikatan valensi bahwa dalam pembentukan ikatan antaratom hanya elektron valensi saja. Bagaimana menentukan orde ikatan suatu molekul atau ion?


Biasanya menentukan orde ikatan suatu molekul atau ion menggunakan rumus ½  dari selisih jumlah elektron dalam orbital molekul ikatan dengan jumlah elektron dalam orbital molekul antiikatan (ditandai dengan *). Tentu saja perlu kecermatan untuk menghitung jumlah elektron pada orbital-orbital molekul itu.

Untuk menjawab soal-soal berupa pilihan berganda (mutiple choice question) diperlukan trik sehingga lebih cepat menjawab pertanyaan yang biasanya menyediakan 4 hingga 5 opsi.

Misal seperti soal berikut:
Ion yang memiliki orde ikatan paling kecil adalah...
A. N₂⁺
B. O₂⁺
C. N₂^–
D. O₂^–
E. F₂^–

Untuk menjawab soal tadi gunakan grafik berikut. Tidak perlu dihafal semua cukup diingat poin skalanya saja, sehingga pada saat menghadapi ujian tinggal dibuat diagram sederhana seperti di bawah ini :) Puncak pertama 2 elektron dan puncak kedua 6 elektron dengan orde 1, puncak ketiga 14 elektron dengan orde 3. buat skala untuk orde ikatan 0,5.


Cara penggunaan:
Hitung jumlah elektron pada molekul, lihat pada sumbu jumlah elektron kemudian ekstrapolasi ke sumbu orde ikatan. 
N₂⁺
nomor atom N = 7, 2 atom N = 2 x 7 = 14 – 1 (elektron lepas hingga bermuatan +) = 13, jadi ordenya adalah 2,5

O₂⁺
Nomor atom O = 8, 2 atom N = 2 x 8 = 16 – 1 (elektron lepas hingga bermuatan +) = 15, jadi ordenya adalah 2,5

N₂^–
Nomor atom N = 7, 2 atom N = 2 x 7 = 14 + 1 (elektron lepas hingga bermuatan +) = 15, jadi ordenya adalah 2,5

O₂^–
Nomor atom O = 8, 2 atom N = 2 x 8 = 16 + 1 (elektron lepas hingga bermuatan +) = 17, jadi ordenya adalah 1,5

F₂^–
Nomor atom F = 9, 2 atom F = 2 x 9 = 18 + 1 (menerima elektron sehingga bermuatan –) = 19, jadi ordenya adalah 0,5

Jadi orde ikatan paling kecil dimiliki oleh F₂^–.

---

Cara lain lagi namun hasil sama dan akurat tanpa menggunakan diagram adalah sebagai berikut:

Molekul atau ion yang memiliki total jumlah elektron rentang 8 sampai 14 orde ikatannya dapat diselesaikan dengan cara mengurangi total jumlah elektron dengan 8 dan membagi hasilnya dengan angka 2.
Contoh:
N₂⁺  ⇒ Total jumlah elektron = 13, ⇒ 13 – 8 = 5, ⇒ 5/2 = 2,5

Molekul atau ion yang memiliki total jumlah elektron rentang 15 sampai 20 orde ikatannya dapat diselesaikan dengan cara menghitung selisih antara total jumlah elektron dengan 20 dan membagi hasilnya dengan angka 2.
Contoh:
F₂^–  ⇒ Total jumlah elektron = 19, ⇒ 20 – 19 = 1, ⇒ 1/2 = 0,5

---

Orde ikatan untuk ion sisa asam yang mengandung oksigen dihitung menggunakan cara berikut:
Orde ikatan =  [(2 x jumlah O) – muatan] / jumlah O
NO₃^–  ⇒ [(2 x 3) – 1] / 3 = 1,66
ClO₄^– ⇒ [(2 x 4) – 1] / 4 = 1,75
SO₄^–2 ⇒ [(2 x 4) – 2] / 4 = 1,50
NO₂^–  ⇒ [(2 x 2) – 1] / 2 = 1,50
PO₄^–3 ⇒ [(2 x 4) – 3] / 4 = 1,25

---

Selain cara tadi untuk menentukan orde ikatan dapat juga dengan menggambar struktur Lewis terlebih dahulu untuk tiap molekul atau ion kemudian orde ikatan dihitung dengan cara:
Orde ikatan = jumlah ikatan antaratom dibagi dengan jumlah atom yang ada disekitar atom pusat.
Contoh CO₂

O=C=O
Orde ikatan = 4 / 2 = 2

---

Manfaat yang dapat diambil dengan mengetahui orde ikatan antara lain:

• Orde ikatan sebanding dengan ukuran stabilitas termal.
• Orde ikatan sebanding dengan besarnya energi disosiasi ikatan.
• Orde ikatan sebanding dengan kekuatan ikatan.
• Orde ikatan sebanding dengan 1/jarak ikatan
• Orde ikatan sebanding dengan 1/reaktifitas

Diadaptasi dari berbagai sumber.

TEORI PASANGAN ELEKTRON (VSEPR)

Semua zat pada dasarnya terdiri atas atom-atom. Atom-atom sejenis akan berikatan membentuk molekul unsur, sedangkan atom-atom yang berbeda jenis akan berikatan membentuk molekul senyawa. Pada tiap molekul tersebut terdapat gaya tarik menarik antar atom yang disebut dengan ikatan kimia.

Pada saat atom-atom berikatan membentuk molekul maka atom-atom tersebut akan menempatkan dirinya dalam posisi tertentu. Cara atom-atom saling berikatan, jenis ikatan antar atom dan gaya-gaya yang terjadi antar atom mempengaruhi penempatan atom-atom tersebut dalam ruang sehingga menghasilkan bentuk-bentuk molekul tertentu. Para pakar kimia telah menggolongkan bentuk molekul ke dalam beberapa bentuk ruang tiga dimensi atau disebut dengan geometri molekul.      

Ada 2 cara dalam menentukan geometri molekul senyawa kovalen sederhana, yaitu dengan teori jumlah pasangan elektron di sekitar kulit atom yang dikenal dengan nama teori VSEPR (Valence Shell Elektron Pairs Repolsion) dan dengan teori hibridisasi.

Teori VSEPR

Dalam suatu molekul, atom diikat oleh atom yang lainnya dengan menggunakan pasangan elektron yang berada dalam kulit terluar atom pusat. Pasangan-pasangan elektron ini akan berusaha saling menjauhi sehingga gaya tolak menolak pasangan elektron menjadi minimum. Hal ini menjadi dasar Teori VSEPR yang dikemukakan oleh Sidgwick Powell dan Nylholm Gillespie. Teori VSEPR disebut juga teori domain elektron atau teori tolakan pasangan elektron kulit terluar atom.

Teori VSEPR menerangkan beberapa hal, diantaranya adalah sebagai berikut;

1.    Pasangan-pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat baik pasangan elektron bebas (PEB) maupun pasangan elektron terikat (PEI) akan tolak menolak satu sama lain sejauh mungkin sehingga gaya tolakannya menjadi minimum.

2.    Kekuatan tolakan antar pasangan elektron berbeda-beda. Tolakan PEB-PEB > tolakan PEB-PEI > PEI-PEI. Hal ini terjadi karena PEB hanya terdapat pada satu atom saja, sehingga dapat bergerak bebas dan menempati ruang lebih besar dibandingkan PEI. Akibat dari tolakan dari PEB tersebut maka sudut ikatan PEI menjadi lebih kecil.

3.    Teori ini tidak menggunakan orbital atom, yang penting kita mengetahui banyaknya pasangan elektron terluar di sekitar atom pusat, baik PEB maupun PEI dengan menggunakan struktur titik elektronnya (struktur lewis) kemudian menentukan posisi PEI untuk meramalkan geometri molekulnya.

 

Beberapa geometri suatu molekul yang dapat diramalkan dengan menggunakan teori VSEPR adalah sebagai berikut;

1.    Geometri linier

Geometri linier adalah bangun ruang molekul yang atom-atom penyusun molekulnya berada dalam suatu garis lurus. Contoh geometri linier misalnya pada berilium Florida (BeF₂). Berilium (Be) mempunyai nomor atom 4. Konfigurasi Be = [He] 2s² jadi elektron terluarnya = 2.  Dua elektron ini digunakan Be untuk berikatan dengan F, sehingga Be menjadi atom pusat yang memiliki dua pasang elektron ikatan pada kulit terluarnya. Struktur lewis BeF₂ adalah sebagai berikut;

 

 Kedua pasangan elektron ikatan tersebut akan menempati posisi yang berlawanan untuk meminimalkan tolakan. Sudut F-Be-F yang terbentuk sebesar 180⁰ atau membentuk garis lurus. Geometri molekulnya adalah linier seperti tampak pada gambar 2.1.

           Gambar 2.1 geometri molekul BeF₂

2.    Geometri trigonal planar

Geometri trigonal planar merupakan bangun ruang suatu molekul dimana atom pusatnya dikelilingi oleh tiga atom lainnya. Ketiga atom tersebut menempati sudut-sudut segitiga datar. Contoh geometri trigonal planar misalnya pada boron triflorida (BF₃). Boron (B) mempunyai nomor atom 5. Konfigurasi elektron B = [He] 2s² 2p¹. Jumlah elektron terluar = 3. Ketiga elektron ini digunakan untuk berikatan dengan F, sehingga B sebagai atom pusat memiliki tiga pasang elektron ikatan pada kulit terluarnya. Struktur lewis BF₃ sebagai berikut;

 

  Untuk meminimalkan tolakan maka ketiga pasangan elektron tersebut masing-masing akan menempati sudut pada segitiga sama sisi pada bidang datar. Sudut yang terbentuk sebesar 120⁰. Geometri molekulnya adalah segitiga datar atau trigonal planar seperti yang terdapat pada gambar 2.2.

 

Gambar 2.2. geometri BF₃   

3.    Geometri tetrahedral

Geometri tetrahedral adalah bangun ruang limas empat sisi dengan muka segitiga equilateral. Contoh geometri tetrahedral misalnya pada molekul metana (CH₄)_. Atom karbon (C) dengan nomor atom 6, mempunyai konfigurasi elektron [He] 2s² 2p². elektron terluarnya adalah empat. Keempat elektron tersebut digunakan untuk melakukan ikatan dengan H, sehinggga atom C sebagai atom pusat memiliki empat pasang elektron ikatan di sekitar kulit terluarnya. Keempat pasang elektron tersebut meminimalkan tolakan dengan menempatkan dirinya pada sudut-sudut tetrahedral. Semua sudut ikatan H-C-H sebesar 109,5⁰. Geometri molekulnya adalah tetrahedral.

Pasangan elektron bebas di sekitar kulit terluar atom pusat dapat mempengaruhi geometri molekulnya, misalnya pada molekul amoniak (NH₃). Pada molekul amoniak, nitrogen (N) mempunyai lima elektron pada kulit terluarnya. tiga elektron digunakan untuk berikatan dengan H sedangkan dua elektron membentuk pasangan elektron bebas. Jadi N sebagai atom pusat tiga pasangan elektron ikatan dan satu pasang elektron bebas. Tolakan minimal dicapai jika tiga pasang elektron ikatan berada pada sudut segitiga equilateral dan atom pusat N berada di bagian atas segitiga equilateral. Geometri molekulnya adalah trigonal piramida atau limas segitiga. Karena tolakan PEB-PEI > PEI-PEI maka PEB membutuhkan ruang lebih besar daripada PEI sehingga sudut ikatan H-N-H mengecil menjadi 107⁰.

    Pada molekul air (H₂O), pasangan elektron ikatannya hanya dua pasang, dua pasang lainnya adalah pasangan elektron bebas. Adanya dua pasang elektron bebas ini akan semakin membuat kecil sudut ikatan H-O-H menjadi 105,3⁰. Geometri molekul H₂O adalah V atau bengkok. Geometri molekul CH₄, NH₃ dan H₂O dapat dilihat pada gambar 2.3.

        Gambar 2.3 geometri molekul CH₄ , NH₃ dan H₂O      

4.    Geometri trigonal bipiramida

Geometri trigonal bipiramida merupakan bangun ruang yang tersusun atas dua buah limas segitiga dengan bagian mukanya dipersekutukan. Contoh molekulnya adalah pospor pentaklorida (PCl₅). Pospor (P) memiliki lima elektron terluar yang seluruhnya digunakan untuk berikatan dengan Cl membentuk lima pasang elektron ikatan. Kelima pasang elektron tersebut menempati dua posisi yang tidak ekivalen untuk meminimalkan tolak menolak antara pasangan elektron. Tiga pasang elektron masing-masing akan menempati posisi di puncak segitiga equilateral dengan sudut Cl-P-Cl sebesar 120⁰ sedangkan dua pasang ikatan lainnya masing-masing menempati puncak aksial dengan sudut Cl-P-Cl sebesar 90⁰.

Jika suatu molekul mempunyai pasangan elektron bebas diantara kelima pasangan elektronnya, maka pasangan elektron bebas akan menempati posisi equatorial. Hal ini dikarenakan pasangan elektron bebas selalu ingin menempati daerah yang lebih luas. Semakin banyak pasangan elektron bebasnya maka sudut ikatannya semakin kecil. Sebagai contoh pada molekul SF₄, akibat adanya satu pasang elektron bebas, sudut ikatan F-S-F pada posisi aksial mengecil menjadi 86.8⁰ dan pada posisi equatorial menjadi 101,5⁰. Beberapa contoh adanya pengaruh pasangan elektron bebas pada bentuk geometri dapat dilihat pada gambar 2.4.

     Gambar 2.4. geometri untuk PCl₅, SF₄, ClF₃ dan I₃^-

 5.    Geometri oktahedral

Geometri oktahedral merupakan suatu bangun ruang yang mempunyai delapan muka segitiga, dibentuk dari dua buah limas dengan alas segiempat yang dipersekutukan. Contoh molekul dengan geometri oktahedral adalah belerang heksaflorida (SF₆). Dalam molekul ini, terdapat enam pasang elektron kulit terluar pada atom pusat belerang (S). Tolakan antar pasangan elektron akan minimal jika keenam pasang elektron itu berada pada sudut-sudut oktahedral. Geometri oktahedral memiliki enam puncak dan delapan muka berupa segitiga equilateral yang identik. Semua sudut F-S-Fnya sama yaitu sebesar 90⁰. Perubahan geometri akibat adanya pasangan elektron bebas dapat dilihat pada gambar 2.5.

 

                                    Gambar 2.5 geometri molekul SF₆, ClF₅ dan XeF₄

6.    Geometri molekul yang memiliki ikatan rangkap menurut model VSEPR dianggap sebagai satu gugusan elektron seperti ikatan tunggal. Contohnya molekul CO₂. Geometrinya linier seperti pada gambar 2.6.

 Gambar 2.6. geometri molekul CO₂

7.     Pada Senyawa ion, kedudukan muatan ion dalam geometri tidak dapat ditunjukkan sebab muatan ion bukan milik salah satu spesi dalam molekul itu, tetapi menjadi satu kesatuan dengan spesi yang terdapat pada ion itu, sehingga untuk menunjukkan  bahwa  geometri itu adalah ion, hanya dapat ditunjukkan pada struktur lewisnya saja. Contoh pada molekul H₃O⁺, 

 

struktur lewisnya adalah    

  geometrinya segitiga piramida seperti pada gambar 2.7.  

Gambar 2.7. geometri molekul ion H₃O⁺

Geometri suatu molekul menurut teori VSEPR dapat pula diramalkan dengan menghitung jumlah pasangan elektron yang terlibat dalam pembentukan ikatan.

Perumusan umum yang dapat digunakan adalah 

 Keterangan :

A = Atom pusat

          X = atom yang terikat pada atom pusat

          m = jumlah pasangan elektron yang terikat (PEI)

E = pasangan elektron bebas yang berpengaruh pada bentuk molekul karena akan mendorong pasangan elektron ikatan untuk lebih saling mendekat satu sama lain sehingga membentuk suatu struktur tidak sesuai dengan bentuk molekul dasar.

n = jumlah pasangan elektron bebas (PEB). n = (EV – X)/2 jika ikatannya tunggal dan n =(EV – 2X)/2 jika ikatannya rangkap.

EV = jumlah elektron valensi atom pusat

Contoh soal:

Tentukan tipe molekul dan geometri molekul dari senyawa-senyawa biner berikut ini;

a.    BF₃               b. XeO₄

   

Jawab.

a.    Atom pusat pada BF₃ = B, Konfigurasi ₅B = [He] 2s² 2p¹  dan ₉F = [He] 2s² 2p⁵ maka BF₃ ikatannya kovalen tunggal, jadi Jumlah elektron valensi B (EV) = 3, Jumlah pasangan elektron ikatan (m) = 3

Jumlah pasangan elektron bebas (n) = (3-3)/2 = 0

Jadi tipe molekul = AX₃  Geometri molekulnya = segitiga datar

a.    Atom pusat pada XeO₄ = Xe_,  konfigurasi elektron ₅₄Xe = [Kr] 5s² 4d¹⁰ 3p⁶ dan ₈O =[He] 2s² 2p⁴ maka XeO₄ ikatannya rangkap, jadi Jumlah elektron valensi Xe (EV) = 8, jumlah pasangan elektron ikatan (m) = 4

Jumlah pasangan elektron bebas (n) = (8-2x4)/2 = 0

Jadi tipe molekul = AX₄   Geometri molekulnya = tetrahedral

Secara umum, hasil perumusan dengan teori VSEPR untuk meramalkan geometri molekul sederhana ditunjukkan pada tabel 2.1.

Pasangan elektron			Struktur pasangan elektron	Geometri molekul	Tipe molekul	Contoh senyawa
Ikatan	Bebas	Total
2	0	2	Linier	Linier	AX2	BeCl2
3 2	0 1	3	Segitiga datar	Segitiga datar Bengkok atau V	AX3 AX2E	BCl3 SnCl2
4 3 2	0 1 2	4	tetrahedral	Tetrahedral Segitiga piramida Bengkok atau V	AX4 AX3E AX2E2	CCl4 & SiH4 NH3 & PCl3 H2O & SCl2
5 4 3 2	0 1 2 3	5	Segitiga bipiramida	Segitiga bipiramida Jungkat-jungkit Bentuk T linier	AX5 AX4E AX3E2 AX2E2	PCl5 & PF5 SF4 ClF3 XeF2
6 5 4	0 1 2	6	oktahedral	Oktahedral Segiempat piramida Segiempat datar	AX6 AX5E AX4E2	SF6 ClF5 XeF4