34 Ikatan, Struktur Lewis, VSEPR & Muatan Formal
Bentuk molekul menentukan sifatnya (polaritas, titik didih, kereaktifan), dan semuanya berawal dari struktur Lewis yang benar. Kuasai topik ini dan kamu bisa “membaca” molekul apa pun tanpa menghafal satu per satu.
34.1 Menggambar struktur Lewis (5 langkah)
- Hitung total elektron valensi semua atom (untuk ion: tambah \(e^-\) jika anion, kurangi jika kation).
- Tentukan atom pusat — biasanya yang paling sedikit/paling kurang elektronegatif (bukan H).
- Pasang 1 ikatan tunggal (2 elektron) dari pusat ke tiap atom tepi.
- Lengkapi oktet atom tepi dulu (kecuali H: cukup 2 \(e^-\)), lalu sisanya ke atom pusat.
- Kurang elektron di pusat? Geser pasangan bebas atom tepi jadi ikatan rangkap.
Aturan oktet: tiap atom (selain H) “puas” dengan 8 elektron di sekelilingnya.
34.2 Muatan formal (memilih struktur terbaik)
Bila ada beberapa struktur mungkin, pilih yang muatan formalnya paling kecil/mendekati nol.
\[ \text{MF} = (\text{e valensi}) - (\text{e bebas}) - \tfrac{1}{2}(\text{e ikatan}) \]
Aturan memilih: struktur terbaik punya (1) MF mendekati 0, dan (2) MF negatif berada pada atom paling elektronegatif. Jumlah semua MF = muatan total molekul/ion.
34.3 VSEPR: domain elektron → bentuk
Hitung domain di atom pusat = (jumlah atom terikat) + (jumlah pasangan elektron bebas/PEB). Ikatan rangkap dihitung satu domain. Pasangan bebas menekan sudut sehingga sedikit mengecil.
| Domain | PEB | Bentuk | Sudut | Contoh |
|---|---|---|---|---|
| 2 | 0 | linear | \(180^\circ\) | \(\ce{CO2}\) |
| 3 | 0 | trigonal planar | \(120^\circ\) | \(\ce{BF3}\) |
| 3 | 1 | bengkok (bent) | \(<120^\circ\) | \(\ce{SO2}\) |
| 4 | 0 | tetrahedral | \(109{,}5^\circ\) | \(\ce{CH4}\) |
| 4 | 1 | trigonal piramida | \(\sim107^\circ\) | \(\ce{NH3}\) |
| 4 | 2 | bengkok (bent) | \(\sim104{,}5^\circ\) | \(\ce{H2O}\) |
| 5 | 0 | trigonal bipiramida | \(90^\circ,120^\circ\) | \(\ce{PCl5}\) |
| 6 | 0 | oktahedral | \(90^\circ\) | \(\ce{SF6}\) |
34.4 Ikatan sigma (\(\sigma\)) vs pi (\(\pi\))
- \(\sigma\): tumpang-tindih orbital ujung-ke-ujung (head-on), kuat, bisa berputar bebas.
- \(\pi\): tumpang-tindih sisi-ke-sisi (di atas–bawah), lebih lemah, mengunci rotasi.
- Aturan praktis: ikatan tunggal = 1 \(\sigma\); rangkap dua = 1 \(\sigma\) + 1 \(\pi\); rangkap tiga = 1 \(\sigma\) + 2 \(\pi\).
34.5 Hibridisasi ringkas
Cocokkan jumlah domain dengan hibrida orbital atom pusat:
| Domain | Hibridisasi |
|---|---|
| 2 | \(sp\) |
| 3 | \(sp^2\) |
| 4 | \(sp^3\) |
| 5 | \(sp^3d\) |
| 6 | \(sp^3d^2\) |
34.6 Contoh
1. \(\ce{CO2}\) — bentuk & ikatan. Total valensi \(= 4 + 2(6) = 16\ e^-\). Struktur: \(\ce{O=C=O}\). Atom pusat C punya 2 domain, 0 PEB → linear, \(180^\circ\), hibridisasi \(sp\). Tiap ikatan rangkap = \(1\sigma+1\pi\), jadi total 2 \(\sigma\) + 2 \(\pi\). Cek MF karbon: \(4 - 0 - \tfrac{1}{2}(8) = 0\). 👍
2. \(\ce{NH3}\). N (5 valensi) mengikat 3 H + 1 PEB → 4 domain → dasar tetrahedral, tetapi bentuk molekulnya trigonal piramida (\(\sim107^\circ\)), hibridisasi \(sp^3\). PEB-lah yang menekan sudut di bawah \(109{,}5^\circ\).
34.7 Mengapa penting di OSN-K
Struktur Lewis, muatan formal, dan VSEPR adalah blok soal tetap. Lihat Soal 33–37 (2024) untuk latihan menggambar struktur dan menebak bentuk, dan Soal 48 (2025) di bagian struktur & ikatan untuk penerapan hibridisasi/geometri. Sumber lengkap. Bacaan luar yang bagus: Compound Interest: VSEPR & Shapes of Molecules (Infografik) dan LibreTexts: VSEPR Theory – The Five Basic Shapes.
34.8 Ikatan kovalen koordinasi & asam–basa Lewis
Kadang kedua elektron suatu ikatan berasal dari satu atom saja. Ini disebut ikatan kovalen koordinasi (dativ). Begitu terbentuk, ikatannya sama saja dengan ikatan kovalen biasa.
- Basa Lewis = pemberi pasangan elektron (punya pasangan bebas, mis. \(\ce{NH3}\), \(\ce{OH-}\), \(\ce{F-}\)).
- Asam Lewis = penerima pasangan elektron (kekurangan elektron / orbital kosong, mis. \(\ce{BF3}\), \(\ce{H+}\), ion logam \(\ce{Fe^{2+}}\)).
- Ciri reaksi asam–basa Lewis: terbentuk ikatan koordinasi baru (adduct atau ion kompleks), bukan sekadar tukar ion atau serah-terima \(\ce{H+}\).
Contoh. \(\ce{BF3 + NH3 -> F3B-NH3}\). N pada \(\ce{NH3}\) menyumbang pasangan bebasnya ke B yang orbitalnya kosong → \(\ce{NH3}\) basa Lewis, \(\ce{BF3}\) asam Lewis.
34.9 Ligan, kompleks & bilangan koordinasi
Ion logam pusat bisa diikat oleh beberapa ligan (basa Lewis) lewat ikatan koordinasi.
- Bilangan koordinasi = jumlah titik ikat (atom donor) ke logam pusat, bukan jumlah molekul ligan.
- Ligan monodentat mengikat lewat 1 titik (mis. \(\ce{NH3}\), \(\ce{H2O}\), \(\ce{Cl-}\)); bidentat 2 titik (mis. en, \(\ce{NH2-CH2CH2-NH2}\)); tridentat 3 titik (dien).
- Bilangan koordinasi → geometri: 4 = tetrahedral/segiempat datar, 6 = oktahedral.
Contoh. \(\ce{[Fe(dien)2]^{2+}}\): dien tridentat, 2 dien \(= 2\times 3 = 6\) titik ikat → bilangan koordinasi 6 → oktahedral.
34.10 Teori orbital molekul (MO) & orde ikatan
Untuk molekul diatomik periode 2, gabungkan orbital atom jadi orbital bonding (energi rendah, menstabilkan) dan antibonding (\(\sigma^*,\pi^*\), energi tinggi, melemahkan). Isi dari energi terendah (aturan Aufbau, Hund).
Urutan energi (untuk \(\ce{O2}\), \(\ce{F2}\) dan ion isoelektroniknya):
\[ \sigma_{2s} < \sigma_{2s}^* < \sigma_{2p} < \pi_{2p} < \pi_{2p}^* < \sigma_{2p}^* \]
(Untuk \(\ce{N2}\) dan yang lebih ringan, \(\pi_{2p}\) di bawah \(\sigma_{2p}\).)
Rumus pokok:
\[ \text{Orde ikatan} = \tfrac{1}{2}\big(e^-_\text{bonding} - e^-_\text{antibonding}\big) \]
- Orde ikatan besar → ikatan kuat & pendek. Orde \(0\) → molekul tidak terbentuk.
- Ada elektron tak berpasangan → paramagnetik; semua berpasangan → diamagnetik.
- Isoelektronik = jumlah elektron total sama → pakai diagram MO yang sama. Contoh: \(\ce{NF}\) (\(7+9=16\ e^-\)) memakai diagram tipe \(\ce{O2}\).
Contoh. \(\ce{O2}\) (16 \(e^-\)): bonding \(=10\), antibonding \(=6\) → orde \(=\tfrac12(10-6)=2\). Dua elektron di \(\pi_{2p}^*\) tidak berpasangan → paramagnetik.
34.11 Energi kisi (hukum Coulomb)
Energi kisi \(U\) (kuatnya tarikan dalam padatan ionik) mengikuti hukum Coulomb:
\[ U \propto \frac{|z_+ \cdot z_-|}{r_+ + r_-} \]
- \(U\) makin besar bila muatan ion makin besar dan jarak antar-ion (\(r_+ + r_-\)) makin kecil.
- Yang paling menentukan adalah hasil kali muatan \(|z_+ z_-|\), karena masuk sebagai pengali langsung. Maka \(\ce{MgO}\) (\(2\times2=4\)) jauh lebih besar daripada \(\ce{NaCl}\) (\(1\times1=1\)).
Contoh. Bandingkan \(\ce{NaF}\), \(\ce{MgO}\), \(\ce{CaO}\). Hasil kali muatan: \(\ce{NaF}=1\), \(\ce{MgO}=\ce{CaO}=4\). Maka \(\ce{NaF}\) paling kecil; antara \(\ce{MgO}\) dan \(\ce{CaO}\), \(\ce{Mg^{2+}}\) lebih kecil dari \(\ce{Ca^{2+}}\) sehingga \(r\) lebih kecil → \(\ce{MgO}\) terbesar.
34.12 Kekuatan ikatan, tumpang-tindih orbital & energi ikat
- Kekuatan ikatan turun golongan. Makin ke bawah satu golongan, atom pusat makin besar sehingga tumpang-tindih orbitalnya dengan orbital kecil atom H makin buruk → ikatan X–H makin lemah. Karena itu kestabilan termal hidrida \(\ce{XH4}\) golongan 14 turun: \(\ce{CH4} > \ce{SiH4} > \ce{GeH4} > \ce{SnH4} > \ce{PbH4}\).
- Energi ikat (R-Energi ikat) adalah energi untuk memutus 1 mol ikatan dalam fasa gas, dan nilainya rata-rata (bisa beda antar molekul). Karena itu hasil hitungan entalpi dari energi ikat bersifat perkiraan, dan hanya akurat bila semua zat berfasa gas.
\[ \Delta H_\text{reaksi} \approx \sum E_\text{ikat putus (reaktan)} - \sum E_\text{ikat terbentuk (produk)} \]
Contoh. \(\ce{CH3CH2NH2(g) -> CH2=CH2(g) + NH3(g)}\). Reaktan punya 1 C–C, 5 C–H, 1 C–N, 2 N–H; produk punya 1 C=C, 4 C–H, 3 N–H. Hitung \(\Delta H = (\text{jumlah } E_\text{ikat reaktan}) - (\text{jumlah } E_\text{ikat produk})\) memakai nilai dari tabel energi ikat.
34.13 Gaya antarmolekul → titik didih
Sifat fisik (titik didih, kelarutan) ditentukan gaya antarmolekul, bukan kekuatan ikatan dalam molekul. Urutan kekuatan:
\[ \text{London (dispersi)} < \text{dipol–dipol} < \text{ikatan hidrogen} \]
- London ada di semua molekul; satu-satunya gaya pada nonpolar. Makin besar/berat molekul, makin kuat London.
- Dipol–dipol pada molekul polar.
- Ikatan hidrogen kuat: muncul bila H terikat langsung ke N, O, atau F.
- Makin kuat gaya antarmolekul → titik didih makin tinggi (perlu energi lebih besar memisahkan molekul).
Contoh. Urutkan titik didih \(\ce{C3H8}\) (London saja), \(\ce{CH3OCH3}\) (dipol–dipol), \(\ce{CH3CH2OH}\) (ikatan hidrogen via O–H). Urutan naik: \(\ce{C3H8} < \ce{CH3OCH3} < \ce{CH3CH2OH}\).
- Berapa total elektron valensi \(\ce{H2O}\), dan bentuknya apa? (8 e⁻; bengkok/bent ~104,5°)
- Ikatan rangkap tiga (\(\ce{N#N}\)) terdiri dari berapa \(\sigma\) dan \(\pi\)? (1 σ + 2 π)
- Atom pusat dengan 4 domain elektron memiliki hibridisasi apa? (sp³)