Ikatan Kimia & Struktur Molekul

Kestabilan Unsur

Ikatan kimia adalah penggabungan antara atom-atom tertentu yang membentuk molekul atau gabungan antara ion-ion sehingga keadaannya menjadi lebih stabil. Konsep ini pertama kali dikemukakan pada tahun 1916 oleh Gilbert Newton Lewis (1875–1946) dari Amerika dan Albrecht Kossel (1853–1927) dari Jerman. Konsep dasar tersebut meliputi hal-hal berikut:

• Gas-gas mulia (He, Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn) sulit membentuk senyawa. Hal ini menjadi bukti bahwa gas-gas mulia memiliki susunan elektron yang stabil.

• Setiap atom memiliki kecenderungan untuk mencapai susunan elektron yang stabil seperti gas mulia, baik dengan melepaskan maupun menangkap elektron.

• Untuk memperoleh susunan elektron yang stabil, atom harus berikatan dengan atom lain, melalui cara: melepaskan elektron, menangkap elektron, atau menggunakan elektron secara bersama-sama (berikatan kovalen). Elektron yang berperan dalam pembentukan ikatan kimia adalah elektron valensi dari suatu atom atau unsur yang terlibat. 

Salah satu petunjuk dalam pembentukan ikatan kimia adalah adanya satu golongan unsur yang stabil, yaitu golongan VIII A atau golongan gas mulia. Oleh karena itu, dalam pembentukan ikatan kimia, atom-atom akan membentuk konfigurasi elektron seperti pada unsur gas mulia (Tabel A.1). Ikatan kimia juga memiliki aturan, yaitu aturan duplet (memiliki dua elektron valensi) dan aturan oktet (memiliki delapan elektron valensi).

Unsur-unsur lain dapat mencapai konfigurasi oktet dengan membentuk ikatan agar dapat menyamakan konfigurasi elektronnya dengan konfigurasi elektron gas mulia terdekat. Kecenderungan ini disebut aturan oktet. Konfigurasi oktet (konfigurasi stabil gas mulia) dapat dicapai dengan melepaskan, menangkap, atau memasangkan elektron.

Dalam mempelajari materi ikatan kimia ini, kita juga perlu memahami terlebih dahulu mengenai lambang Lewis. Lambang Lewis adalah lambang atom yang disertai dengan elektron valensinya. Elektron dalam lambang Lewis dapat dinyatakan dalam bentuk titik atau silang kecil (Tabel A.2).

Ikatan Ion

Ikatan ion dapat terjadi akibat gaya tarik-menarik antara ion positif (kation) dan ion negatif (anion). Ikatan ini umumnya terbentuk antara unsur logam dan nonlogam, serta terjadi karena adanya serah terima elektron. Senyawa ionik memiliki beberapa sifat khas, antara lain:

• Memiliki titik didih dan titik leleh yang tinggi.

• Merupakan penghantar listrik yang baik dalam bentuk larutan maupun lelehan (leburan). Sifat ini disebabkan oleh adanya gerakan ion-ion bebas dalam larutan atau leburan senyawa tersebut.

• Umumnya mudah larut dalam air (pelarut polar), tetapi tidak larut dalam pelarut organik (pelarut nonpolar).

• Pada suhu kamar, senyawa ionik berwujud padat.

• Membentuk struktur kristal raksasa yang teratur, contohnya struktur kristal NaCl yang berbentuk kubus (Jamilah Sitti, 2018).
  
  

Ikatan ion dapat terbentuk antara unsur atau atom dengan ketentuan berikut:

1. Antara ion positif (kation) dan ion negatif (anion).

2. Antara atom-atom yang memiliki energi ionisasi kecil dengan atom-atom yang memiliki afinitas elektron besar.

3. Antara atom-atom dengan keelektronegatifan rendah dan atom-atom dengan keelektronegatifan tinggi.

Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen adalah ikatan kimia yang sangat kuat, di mana gaya antaratomnya ditimbulkan oleh pemakaian bersama pasangan elektron (Gambar A.3 & A.4). Dalam ikatan kovalen, atom-atom yang berikatan hanya melibatkan elektron valensi. Pasangan elektron yang dipakai bersama disebut pasangan elektron ikatan (PEI), sedangkan pasangan elektron valensi yang tidak terlibat dalam pembentukan ikatan disebut pasangan elektron bebas (PEB). Ikatan kovalen terjadi antara unsur nonlogam dengan unsur nonlogam, serta umumnya terbentuk ketika kedua unsur memiliki perbedaan keelektronegatifan yang kecil.

Sebagai contoh, molekul HCl (Gambar A.5) terdiri atas satu atom hidrogen yang memiliki satu elektron valensi, dan satu atom klorin yang memiliki tujuh elektron valensi. Dalam hal ini, terbentuk ikatan kovalen tunggal antara atom hidrogen dan atom klorin dengan berbagi satu pasangan elektron (masing-masing menyumbangkan satu elektron). Ikatan ini membuat kedua atom mencapai konfigurasi elektron yang stabil, menyerupai konfigurasi gas mulia terdekat. 

Molekul karbon dioksida (CO₂) (Gambar A.6) terdiri atas satu atom karbon yang memiliki enam elektron valensi, dan dua atom oksigen yang masing-masing memiliki empat elektron valensi. Dalam pembentukannya, atom karbon membentuk dua ikatan kovalen rangkap dua, masing-masing dengan satu atom oksigen, sehingga keseluruhan atom dalam molekul CO₂ mencapai konfigurasi elektron yang stabil.

Sementara itu, dalam pembentukan molekul nitrogen (N₂) (Gambar A.7), setiap atom nitrogen memiliki lima elektron valensi. Masing-masing atom nitrogen menyediakan tiga elektron untuk membentuk tiga pasangan elektron bersama. Dengan demikian, antara kedua atom nitrogen terbentuk ikatan kovalen rangkap tiga, yang merupakan jenis ikatan kovalen paling kuat dan paling pendek di antara ikatan tunggal dan rangkap dua.

Dalam molekul H₂, kedudukan pasangan elektron ikatan bersifat simetris, karena kedua atom H memiliki keelektronegatifan yang sama. Elektron tersebar secara merata, sehingga tidak terjadi pergeseran muatan. Jenis ikatan ini disebut ikatan kovalen nonpolar.

Dalam molekul HCl, pasangan elektron ikatan tertarik lebih dekat ke atom Cl, karena keelektronegatifan Cl lebih besar dibandingkan H. Hal ini menyebabkan terbentuknya kutub muatan : atom Cl memiliki muatan parsial negatif (δ⁻), sedangkan atom H memiliki muatan parsial positif (δ⁺). Ikatan semacam ini disebut ikatan kovalen polar.

Kepolaran suatu molekul dinyatakan dengan momen dipol (μ), yaitu hasil kali antara muatan (Q) dan jarak antar muatan (r). Nilai momen dipol memberikan gambaran seberapa besar kepolaran suatu molekul. Semakin besar nilai μ, semakin polar ikatannya.

μ = Q × r

Satuan momen dipol adalah debye (D), di mana: 1 D = 3,33 × 10−30

Pola dan karakteristik ini adalah hal yang dapat kita harapkan berdasarkan pengetahuan kita tentang energi ionisasi dan afinitas elektron. Tidak ada batas yang tegas antara ikatan kovalen polar dan ikatan ion, tetapi aturan berikut dapat digunakan sebagai panduan kasar:

• Suatu ikatan ion terbentuk jika perbedaan keelektronegatifan antara dua atom yang berikatan adalah 2,0 atau lebih. Aturan ini berlaku untuk sebagian besar, tetapi tidak semua, senyawa ion.

• Suatu ikatan kovalen polar terbentuk jika perbedaan keelektronegatifan antara dua atom berada dalam rentang 0,5 hingga 1,6.

• Jika perbedaan keelektronegatifan kurang dari 0,3, maka ikatan tersebut umumnya diklasifikasikan sebagai ikatan kovalen nonpolar, yaitu ikatan dengan sifat polaritas yang sangat kecil atau bahkan tidak ada.

Muatan Formal

Dengan membandingkan jumlah elektron dalam atom bebas dengan jumlah elektron yang diasosiasikan dengan atom yang sama dalam struktur Lewis, kita dapat menentukan distribusi elektron dalam molekul dan menggambarkan struktur Lewis yang paling masuk akal. 

Muatan Formal (Formal Charge/FC) adalah muatan yang diberikan pada suatu atom berdasarkan asumsi bahwa semua elektron dalam ikatan dibagi secara merata antara atom-atom yang terlibat. Ini adalah ukuran hipotetis, bukan representasi nyata dari muatan yang sebenarnya dimiliki oleh atom, karena dalam kenyataannya, elektron tidak selalu dibagi secara setara dalam suatu ikatan. Cara Menghitung Muatan Formal:

Muatan Formal (FC) = (jumlah elektron valensi) − ½ (jumlah elektron yang berikatan) − (jumlah elektron tak berikatan)

Perbandingan Sifat Senyawa Berdasarkan Jenis Ikatan

Geometri Molekular

Struktur Lewis dapat digunakan untuk menggambarkan ikatan kovalen dalam suatu molekul berdasarkan jumlah elektron valensi. Namun, pendekatan ini belum mampu menjelaskan geometri ruang molekul secara menyeluruh. Untuk itu, kita dapat menggunakan teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) yang kemudian disempurnakan dengan teori domain elektron. Teori ini memungkinkan kita memprediksi susunan spasial atom-atom yang berikatan kovalen dalam molekul poliatomik.

Pada awal perkembangan teori VSEPR, ilmuwan Sidgwick dan Powell (1940) mengklasifikasikan bentuk-bentuk geometri molekul dengan rumus umum AXₙ, di mana struktur molekulnya sudah diketahui saat itu. Hasil penelitian menunjukkan bahwa sebagian besar bentuk molekul tersebut dapat dijelaskan dengan asumsi bahwa geometri molekul hanya ditentukan oleh jumlah pasangan elektron pada atom pusat (A). Terdapat dua jenis pasangan elektron yang memengaruhi geometri molekul:

• Pasangan Elektron Ikatan (PEI) — pasangan elektron yang digunakan untuk membentuk ikatan dengan atom lain.

• Pasangan Elektron Bebas (PEB) — pasangan elektron yang tidak digunakan untuk membentuk ikatan.

Tolakan antara pasangan-pasangan elektron ini menyebabkan mereka menempati posisi yang saling berjauhan untuk meminimalkan gaya tolak-menolak. Dalam teori ini, perbedaan energi antara orbital-orbital s, p, dan d dalam satu kulit atom diabaikan. Ikatan kimia dianggap hanya melibatkan elektron valensi dari atom pusat.

Molekul yang Atom Pusatnya Tidak Memiliki Pasangan Elektron Bebas

1. Dua Pasangan Elektron Ikatan
Jika atom pusat memiliki dua pasangan elektron ikatan, pasangan-pasangan elektron tersebut akan menempati posisi sejauh mungkin satu sama lain, yaitu pada sudut 180°. Susunan ini meminimalkan gaya tolak-menolak antar pasangan elektron. Oleh karena itu, geometri molekulnya adalah linear (linier).
Contoh molekul dengan geometri linear antara lain Berilium klorida (BeCl₂), Merkuri(II) klorida (HgCl₂), dan Karbon dioksida (CO₂)

2. Tiga Pasangan Elektron Ikatan
Pada atom pusat dengan tiga pasangan elektron ikatan, susunan pasangan elektron akan membentuk geometri trigonal planar (segitiga datar) dengan sudut antar ikatan sebesar 120°. Dalam hal ini, geometri molekul identik dengan geometri pasangan elektron.
Contoh senyawa dengan geometri trigonal planar adalah Boron trifluorida (BF₃), di mana tiga atom F berikatan dengan atom pusat B. Serta, Ion nitrat (NO₃⁻), dengan tiga atom O yang terikat pada atom pusat N.

3. Empat Pasangan Elektron Ikatan
Jika atom pusat memiliki empat pasangan elektron ikatan, pasangan-pasangan elektron akan menata diri membentuk geometri tetrahedral, dengan sudut antar ikatan sekitar 109,5°. Geometri molekul pada konfigurasi ini sama dengan geometri pasangan elektronnya, yaitu tetrahedral.
Contoh molekul dengan bentuk tetrahedral yakni Metana (CH₄), dan Ion amonium (NH₄⁺).

4. Lima Pasangan Elektron Ikatan
Jika atom pusat memiliki lima pasangan elektron ikatan, maka pasangan-pasangan elektron tersebut akan menata diri membentuk geometri trigonal bipiramida (trigonal bipyramidal). Dalam konfigurasi ini, tiga pasangan elektron terletak pada bidang datar membentuk sudut 120°, sedangkan dua pasangan lainnya berada di atas dan di bawah bidang tersebut, membentuk sudut 90° terhadap pasangan elektron dalam bidang.
Geometri molekulnya pun berbentuk trigonal bipiramidal, seperti yang terdapat pada molekul Fosfor pentaklorida (PCl₅)

5. Enam Pasangan Elektron Ikatan
Untuk atom pusat yang memiliki enam pasangan elektron ikatan, susunan elektron akan membentuk geometri oktahedral dengan sudut antar ikatan sebesar 90°.  Contoh molekul yang memiliki struktur ini adalah Sulfur heksafluorida (SF₆). Meskipun istilah oktahedral secara harfiah berarti "memiliki delapan sisi", dalam konteks geometri molekul, istilah ini mengacu pada bangun ruang dengan enam posisi ikatan yang simetris di sekitar atom pusat, membentuk struktur tiga dimensi yang menyerupai oktahedron.

Molekul yang Atom Pusatnya Memiliki Satu atau Lebih Pasangan Elektron Bebas 

Menentukan geometri molekul menjadi lebih rumit apabila atom pusat memiliki pasangan elektron bebas dan pasangan elektron ikatan.
Dalam molekul seperti ini, terdapat tiga jenis gaya tolak-menolak yaitu 1) Tolak-menolak antar pasangan elektron ikatan, 2) Tolak-menolak antar pasangan elektron bebas, dan 3) Tolak-menolak antara pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas. Secara umum, menurut model VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion), urutan kekuatan gaya tolak-menolak dari yang paling kuat hingga yang paling lemah adalah sebagai berikut:

Pasangan bebas vs. pasangan bebas > Pasangan bebas vs. pasangan ikatan > Pasangan ikatan vs. pasangan ikatan

Elektron dalam suatu ikatan ditahan oleh gaya tarik inti dari kedua atom yang terikat, sehingga penyebaran ruangnya lebih kecil dibandingkan dengan elektron pada pasangan bebas, yang hanya berasosiasi dengan satu atom tertentu. Karena pasangan elektron bebas menempati lebih banyak ruang, mereka mengalami gaya tolak-menolak yang lebih besar baik terhadap pasangan bebas lainnya maupun terhadap pasangan ikatan. Untuk mempermudah pencatatan jumlah pasangan ikatan dan pasangan bebas, kita gunakan notasi ABₓEᵧ, di mana:

• A adalah atom pusat,

• B adalah atom di sekelilingnya, dan

• E adalah pasangan elektron bebas pada atom pusat A.

• Nilai x dan y masing-masing menyatakan jumlah atom di sekeliling dan jumlah pasangan elektron bebas pada atom pusat. Misalnya, molekul triatomik yang memiliki satu pasangan bebas pada atom pusat dituliskan dengan rumus AB₂E.

Seperti yang ditunjukkan pada contoh-contoh berikutnya, dalam banyak kasus, keberadaan pasangan bebas membuat prediksi sudut ikatan secara akurat menjadi sulit.

1. AB₂E: Sulfur Dioksida (SO₂) 

Karena model VSEPR memperlakukan ikatan rangkap seolah-olah merupakan ikatan tunggal, maka molekul SO₂ dapat dipandang sebagai memiliki tiga pasangan elektron di sekitar atom pusat S. Dari ketiga pasangan elektron tersebut, dua merupakan pasangan ikatan dan satu merupakan pasangan bebas. Dalam Gambar B.1, terlihat bahwa susunan keseluruhan tiga pasangan elektron ini membentuk geometri trigonal planar. Namun, karena salah satu pasangan elektron adalah pasangan bebas, maka molekul SO₂ memiliki bentuk “bengkok” (bent). Karena gaya tolak-menolak antara pasangan bebas dan pasangan ikatan lebih besar daripada gaya tolak-menolak antar pasangan ikatan, maka dua ikatan S–O terdorong sedikit lebih dekat satu sama lain, sehingga sudut OSO menjadi kurang dari 120°.

2. AB₃E: Amonia (NH₃)

Molekul amonia mengandung tiga pasangan elektron ikatan dan satu pasangan elektron bebas. Seperti yang ditunjukkan dalam Gambar B.1, susunan keseluruhan dari keempat pasangan elektron tersebut adalah tetrahedral. Namun, pada NH₃, salah satu pasangan elektronnya merupakan pasangan bebas, sehingga bentuk geometrinya menjadi trigonal piramidal (disebut demikian karena menyerupai piramida, dengan atom N berada di puncaknya).

Karena pasangan elektron bebas menolak pasangan elektron ikatan dengan gaya yang lebih kuat, tiga pasangan ikatan N-H terdorong lebih rapat, akibatnya, sudut ikatan H–N–H dalam molekul amonia lebih kecil dari 109,5° (sudut ideal tetrahedral).

3. AB₂E₂: Air (H₂O)
Molekul air mengandung dua pasangan elektron ikatan dan dua pasangan elektron bebas. Susunan keseluruhan dari keempat pasangan elektron dalam molekul air adalah tetrahedral, sama seperti pada amonia. Namun, berbeda dengan amonia, molekul air memiliki dua pasangan elektron bebas pada atom O (oksigen) pusat. Kedua pasangan bebas ini cenderung saling menjauh sejauh mungkin. Akibatnya, dua pasangan ikatan O–H terdorong lebih dekat satu sama lain, sehingga menghasilkan penyimpangan sudut ikatan yang lebih besar dari sudut tetrahedral dibandingkan dengan NH₃. Seperti yang ditunjukkan dalam Gambar 10.1, sudut ikatan H–O–H adalah 104,5°. Dengan demikian, geometri molekul H₂O adalah bengkok (bent).

4. AB₄E: Sulfur Tetrafluorida (SF₄)
Struktur Lewis dari SF₄ menunjukkan bahwa atom pusat, yaitu sulfur (S), memiliki lima pasangan elektron. Berdasarkan Tabel 10.1, susunan kelima pasangan elektron ini adalah trigonal bipiramidal. Namun, dalam molekul SF₄, satu dari lima pasangan elektron tersebut merupakan pasangan bebas, sehingga geometri molekulnya harus salah satu dari dua kemungkinan berikut:

• Pada gambar (a), pasangan bebas menempati posisi ekuatorial

• Pada gambar (b), pasangan bebas menempati posisi aksial

Posisi aksial memiliki tiga pasangan tetangga dengan sudut 90° dan satu dengan sudut 180°, sedangkan posisi ekuatorial memiliki dua pasangan tetangga dengan sudut 90° dan dua lagi dengan sudut 120°. Tingkat tolak-menolak antar pasangan elektron lebih kecil jika pasangan bebas berada di posisi ekuatorial, sehingga struktur (a) yang diamati secara eksperimental. Bentuk ini sering digambarkan sebagai "seesaw" (jungkat-jungkit), terutama jika strukturnya diputar 90° searah jarum jam. Sudut antara atom F aksial dan atom S adalah 173°, sedangkan sudut antara atom F ekuatorial dan atom S adalah 102°. Gambar 1, menunjukkan geometri molekul-molekul sederhana lain yang memiliki satu atau lebih pasangan elektron bebas pada atom pusat, termasuk beberapa yang belum dibahas.

Teori Domain Elektron

Dari pemaparan di atas, terlihat bahwa bentuk geometri molekul tidak membedakan antara ikatan tunggal maupun ikatan rangkap. Hal ini dapat dijelaskan melalui Teori Domain Elektron yang dikembangkan oleh Gillespie dan Hargitai, sebagai pelengkap dari teori VSEPR. Domain elektron adalah suatu daerah tertentu dalam ruang pada kulit valensi atom yang ditempati oleh awan muatan elektron. Jika kulit valensi atom ditempati oleh pasangan elektron, maka daerah ini disebut domain pasangan elektron (electron pair domain), yang dibagi menjadi dua jenis:

1. Domain Elektron Ikatan (DEI): pasangan elektron yang digunakan untuk membentuk ikatan (baik tunggal, rangkap dua, maupun rangkap tiga),

2. Domain Elektron Bebas (DEB): pasangan elektron yang tidak digunakan untuk membentuk ikatan.

Meskipun ikatan rangkap memiliki lebih banyak elektron dibandingkan ikatan tunggal, setiap ikatan (baik tunggal maupun rangkap) tetap dihitung sebagai satu domain elektron. Demikian pula, setiap pasangan elektron bebas dihitung sebagai satu domain. Contohnya sebagai berikut:

Teori Hibridisasi dan Bentuk Molekul

Pada tahun 1927, Heitler dan London mengembangkan teori ikatan valensi, yang kemudian disempurnakan oleh Pauling dan Slater. Teori ini berfungsi untuk menjelaskan arah ikatan serta orientasi orbital dalam ruang, sehingga mampu menggambarkan bentuk molekul dengan lebih akurat. Dari pengembangan ini, lahirlah teori hibridisasi. Hibridisasi adalah proses penggabungan dua atau lebih orbital yang memiliki tingkat energi berbeda menjadi orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama (tergenerate). Penting untuk diingat bahwa jumlah orbital hasil hibridisasi sama dengan jumlah orbital yang terlibat dalam proses tersebut.

Tujuan utama hibridisasi adalah menyiapkan elektron agar dapat berpasangan dengan elektron dari atom lain dalam ikatan kimia. Berdasarkan teori ini, elektron yang berperan dalam ikatan kimia adalah elektron valensi, yaitu elektron pada kulit terluar atom. Selain itu, orbital yang mengalami hibridisasi adalah orbital dengan bilangan kuantum utama (n) terbesar. 

Pada Unit Pembelajaran ini, akan disajikan contoh proses hibridisasi pada molekul CH₄. Atom karbon (C) memiliki konfigurasi elektron: 1s² 2s² 2pₓ¹ 2py¹. Konfigurasi ini menunjukkan bahwa kulit terluar karbon terdiri dari satu orbital 2s penuh (2s²) dan dua orbital 2p yang setengah penuh (2pₓ¹ dan 2py¹). Jika diasumsikan bahwa orbital yang berperan dalam tumpang-tindih untuk menampung pasangan elektron ikatan dari atom hidrogen (H), dengan konfigurasi 1s¹, hanya orbital 2pₓ¹ dan 2p_y¹ yang aktif, maka molekul yang terbentuk adalah CH₂. Namun, kenyataannya, molekul CH₂ ini sangat jarang ditemukan dalam keadaan stabil. Sebaliknya, yang umum dijumpai adalah molekul CH₄. Molekul CH₄ memiliki bentuk tetrahedral dengan keempat sudut ikatan H–C–H yang sama besar, yaitu 109,5°. Hal ini menunjukkan bahwa atom karbon menggunakan orbital-orbital ekuivalen yang masing-masing berisi satu elektron untuk membentuk ikatan tumpang-tindih dengan orbital 1s dari keempat atom hidrogen. Orbital-orbital ini merupakan "orbital baru" yang terbentuk dari campuran satu orbital 2s dan tiga orbital 2p, membentuk empat orbital hibrida sp³, yang masing-masing mengandung satu elektron. Secara skematik, proses hibridisasi pada atom karbon untuk membentuk molekul CH₄ dapat digambarkan sebagai berikut:

Dalam hal ini, konsep hibridisasi menjelaskan bahwa salah satu elektron dalam orbital 2s² mengalami promosi ke orbital 2pz yang kosong, sehingga terbentuk konfigurasi elektronik baru, yaitu 1s² 2s¹ 2pₓ¹ 2py¹ 2pz¹ (A). Kemudian, keempat orbital terluar tersebut bercampur membentuk empat orbital baru yang disebut orbital hibrida sp³ (B). Keempat orbital sp³ ini memiliki energi di antara energi orbital-orbital atomik yang bergabung, yaitu orbital 2s dan 2p. Selain itu, orbital-orbital hibrida ini berorientasi dalam ruang membentuk geometri tetrahedral agar tolakan antar elektron menjadi minimum (C). Keempat orbital hibrida sp³ ini masing-masing bertumpang-tindih dengan orbital 1s dari keempat atom hidrogen, sehingga terbentuklah molekul kovalen CH₄ yang stabil.