ARTIKEL 1

INTERAKSI ATOM

DALAM BANGUNAN MOLEKUL

A. TEORI DOMAIN ELEKTRON DAN TEORI HIBRIDISASI

1. Teori Domain Elektron

Pasangan-pasangan elektron di sekitaratom pusat akan saling tolak menolak jika

berdekatan. Hal itu menyebabkan pasangan elekron akan berada pada kedudukan atau

domain tertentu sehingga teori ini disebut teori domain elektorn. Teori ini juga dikenal

dengan nama Valance Shell Electorn Pair Repultion Teory (VSEPR). Berdasarkan teori ini,

tolakan (PEB) lebih kuat dibandingkan tolakakn (VSEPR). Berdasarkan teori ini, tolakan

(PEB) lebih kuat dibandingkan tolak (PEI) sehingag dapat ditentukan urutan kekuatan

tolakan, yaitu kekuatan tolakan antara PEI vs PEI<PEI vs PEB<PEB vx PEB. PEB adalah

pasangan elektorn bebas. PEI adalah pasnagan elektron ikatan. Jika diketahui jumlah PEI

dan PEB pada suatu moelkul maka dapat diramalkan bentuk geometrinya berdasarkan

kecendrungan setiap pasangan elektron menempati domainnya sebagi akibat tolakan antara

pasangan elektron

Bentuk-bentuk Molekul

a. Molekul dengan 2,3,4,5, dan 6 pasangan PEI (tanpa PEB)

1. Senyawa dengan 2 PEI, yaitu BeCI2

Be bernomor atom 4 (1s22s2) memiliki memiliki valensi 2. Pada senyawa

BeCI2. Kedua elektron valensinya membentuk 2 PEI dengan 2 atom CI. Sesuai

dengan teori domain elektor, kedua pasang PEI akan saling tolak menolak

hingga pengaruh tolakan tersebut mnejadi lemah. Itu menyebabkan pasangan

PEIberada pada posisi yang terjauh, yaitu membentuk sudut sebesar 180o.

Jadi, bentuk geometri molekul BeCI2 dapat diramaikan, yaitu berbentuk garis

lurus (linier) dengan sudut ikatan 180o.

2. Senyawa BF3

Boron dengan nomor atom 5 (1s22s22p1) memiliki 3 elektron valensi. Ketiga

elektron valensia. Ketiga elektron tersebut membentuk 3 PEI dengan atom F.

Tolak menolak ketiga PEI tersebut sama kuatnya sehingga ketiganya

terdistribusi dengan sudut 120o terhadap atom pusat B. keberadaan ketiga titik

atom F tersebut dihubungkan sehingga berbentuk segitiga datar (trigonal

planar).

3. Senyawa CH1

Atom C yang memiliki 4 elektron yang valensi akan membentuk 4 elektron

valensi akan membentuk 4 PEI. Keempat elektron tersebut saling tolak

menolak dengan kekuatan sama sehingga terdistribusi ke empat arah yang

saling berjauhan membentuk 109,5o terhadap atom pusat C. Bentuk molekul

yang diperoleh adalah lima segitiga beraturan (tetrahedral).

4. Senyawa PCI5

Atom P yang memiliki konfigurasi elektron 1s22s22p63s23p3 dengan 5 elektron

valensi sehingga membentuk 5 PEI dengan 5 atom klor. Pengaruh tolak

menolak kelimaPEI akan mendistribusikan 2 pasang elektron ke arah vertikal

dengan sudut 180o dan susudt yang berbentukpada arah vertikla tegak lurus

dengan bidang datar sebesar 90o. Molekul yang terbentuk memiliki bangun

(trigonal piramida).

5. Senyawa SF6

Atom S memiliki 6 elektron valensi dapat membentuk 6 PEI dengan 6

elektron dari atom F. semua PEI tersebut akan terdistribusi merata membentuk

sudut ikatan sebesar 90o molekulnya berbentuk 8 bidang beraturan

(oktahedral).

b. Molekul dengan 4 pasang elektron valensi.

c. Molekul dengan 5 pasangan elektron

Elektron valensi danjumlah pasangan elektron

Senyawa Atom PusatJumlah Elektron

ValensiJumlah

PEIJumlah

EPBJumlah

PEI + PEBSF4 S 6 4 1 5

ICI3

XeF2

I

Xe

7

8

3

2

2

3

5

5

Ramalan ketiga bentuk molekul tersebut dapat dimulai dengan struktur trigonal

bipiramida, seperti PCI5.

SF4 memiliki bentuk molekul persekutujuan dua limas segitiga (trigonal

bipiramida) dengan alas segitiga yang besarnya hanya seperti dari bentuk molekul

PCI5.

Bentuk molekul ICI3 menyerupai huruf T. Bentuk alternatif lainnya adlaah

segitiga datar dengan kedu PEB berada pada posisi vertikal. Geometri molekul

XeF2 dengan adanya DENGAN ADANYA 3 PEB akan berbentuk garis (linier).

2. Teori Hibridisasi

Bentuk molekul dapat juga diramalkan dengan meninjau adanya ikatan yang

terjadi pada orbital-orbital elektron terluarnya, yaitu s, p, dan d. Konsep orbital hibridia

merupakan penggabungan dari orbital-orbital yang memiliki energi setingkat. Proses ini

dikenal dengan istilah hibridisasi.

Perhatikan contoh-contoh berikut ini:

a. BCI3 (segitiga sama sisi)

b. CH4 (tetrahedral), sudut ikatan 109o28’

c. NH3 (trigonal piramida) sudut ikatan 107o

d. Molekul H2O (Huruf V)

HibridisasiJumlah Ikatan Total

Jumlah Pasangan Elektron

Ikat

Jumlah Pasangan Elektron Bebas

Bentuk Molekul Contoh

spsp2

sp3

sp3dsp3d2

2344456

2343256

0001200

LinierTigonal (segitiga)TetrahedralTrigonal piramidaHuruf VTrigonal bipiramidaOktahedral

BeCI2, C2H2

BCI3, C2H4, BP33

CH2, CCI4,SnCI4

NH3,PH3,PCI3,AgH3,SbH3

H2O, H2S, H2Se,H2TePCI5,SbCI5, VF5

SF6,SeF6,FeF6

B. Gaya Tarik-Marik Antarmolekul

Pada molekul –molekul senyawa kovalen terjadi gaya tarik antar molekulnya.

Semakin kuat gaya tarik yang terjadi antar molekul yang satu dengan yang lainnya maka

semkain rapat susunan moelkulnya. Pengubahan fase zat dari padat ke cair atau dari cair ke

gas diperlukan untuk membebaskan gaya tarik menari antar molekul tersebut.

a. Gaya London (Gaya Dispersi)

Frits London (1930), fisikawan Jerman, menerangkan terjadnya gaya tarik menari

antarmolekul yang bersifat nonpolar. Suatu molekul nonpolar, seperti gas H2, N2, O2, CO2

dan CH4 yang tidak memiliki ujung-ujung kutub listrik, tertapi dapat saling tarik menarik

sehingga gas-gas tersebut dapat dicairkan dan dipadatklan pada keadaan suhu dan tekann

yang tepat. Gaya yang bekerja pada molekul nonpolar itu disebut gaya london atau gaya

dispersi.

Frist London menjelaskan bahwa pad suatu saat elektorn-elektron yang senantiasa

bergerak dan bergeser dalm sebuah molekul akan menimbulkan dipol sesaat (ujung-ujung

listirk yantg terjadi sesaat). Dipol sesaat tersebut akan mengimbas atau menginduksi

molekul sebelahnya sehingga terjadi dipol terinduksi atu imbasan dipol sesaat dan dipol

imbasan tersebut menimbulkan tarik menarik yang menghasilkan gaya london.

Titik didih gas-gas mulia semkainbertambah besar dari atas ke bawah dalam satu

golongan sesuai dengan bertambahnya massa atom relatifnya.

Besarnya gaya London dapat dilihat dari besar kecilnya Mr molekulnya dna

bentuk molekul atau partikelnya.

1. Gas metana (CH4) dengan Mr=16 mempunyai titik didih jauh lebih tinggi

daripada gas Neon (Ne) dengan Mr = 20.

Itu dissaebabkan unsur Ne monoatomik sehinga partikellnya lebih komapk,

simetris, dan kecil (ringkas). Pada metana terdapat empat ikatan C – H yang

simetris, tetapi terdapat jarak anatr aatom C dan keempat atom H. hal tersebut

menyebabkan molekul dan dipol sesaat (dipol imbasn) yang dihasilkan lebih

besar.

2. molekul dengan Mr yang sama, seperti normal pentana (C5H12) dibadningkan

dengan isomernya, yaitu neopentana (2,2 dimetilpropana).

Gaya London termasuk gaya antarmolekul yang relatif lemah. Pada umumnya,

molekul-molekul kecil berwujud gas pad asuhu kamr, seperti hidrogen, oksigen, nitrogen,

metana, dan karbon dioksida.

b. Interaksi Antar Molekul Polad

Kepolaran molekul yang permanen disebabkan sebaran muatan yang tidak

sistemetris karena adanya perbedaan elektronegativitas atom-atom menyusun molekul

geometri molekul yang tidak simetris.

c. Gaya Van Der Waals

Jumlah kolektif gaya London dan gaya dipol permanen dinamakan gaya Van der

Waals. Pada molekul nonpolar yang tidka terdapat gay dipol permanen maka gaya Van Der

Walls akan sama dengan gaya dispersinya. Pad amolekul polar yang terdapat gaya london

dan gaya dipol akan menghasilkan gaya Van der Waals yang sam dnegan faya dispersinya.

Secara kolektif kedua gaya yang bekerja, yaitu Gaya Van Der Waals pada HI

lebih besar dari pada HCI.

Perhatik skema di samping grafik!

Gaya dipol HCI > Gaya dipol HI,

tetapi gaya London HCI < gaya

Lonco HI

Gaya (dipol + London) HCI <

Gaya (dipol + London) HI

Gaya Van der Waals HCI < Gaya

Van der Waals HI

Titk didih HCI < titik didih HI

Perhatikan grafik didih senyawa hidrida segolongan diatas. Pada hibrida golongan

IVA, titik didih hibridanya meningkatkan secara teratur berdasarkan bertambahnya massa

molekul relatif sehingga diperoleh urutan titik didih CH4 < CiH4 < GeH4 <SnH4. Hal ini

sesaui dengankenaikan gaya Van der Waals yang teratur. Pada hidrida golongan VA, VIA,

VIIA terjadi penyimpangan urutan titik ddiih pada NH3.H2O. dan HF. Hal ini menunjukkan

kuatnya ikatan antarmolekul pad aketiga senyawa tersebut. Gaya yang sangat kuat itu

disebabkan perbedaan elektronegatifitas yang sangta tinggi antara atom N, O, dan F

terhadap H sehingga ikatan N – H, O – H, F – H menjadi sangat polar, ikatan antara atom

hidrogen pada satu molekul terhadap atom yang sangat elektornegatif pada molekulnya

lainnya, disebtu ikatan hidrogen. Contohnya, senyawa yang molekul-molekulnya

mengandung ikatan N – H, O – H atau F – H.

ARTIKEL 2

Dalam tulisan ini, kita akan mempelajari dua jenis utama ikatan kimia, interaksi yang terjadi sesama molekul, proses pembentukan ikatan kimia melalui penggabungan orbital-orbitan atom pusat (hibridisasi), serta meramalkan bentuk suatu molekul berdasarkan jumlah pasangan elektron yang mengelilingi atom pusat molekul tersebut.

Penyusunan tabel periodik dan konsep konfigurasi elektron telah membantu para ahli kimia menjelaskan  proses pembentukan molekul dan ikatan yang terdapat dalam suatu molekul. Gilbert Lewis, seorang kimiawan berkebangsaan Amerika, mengajukan teori bahwa atom akan bergabung dengan sesama atom lainnya membentuk molekul dengan tujuan untuk mencapai konfigurasi elektron yang lebih stabil. Kestabilan dicapai saat atom-atom memiliki konfigurasi elektron seperti gas mulia (semua kulit dan subkulit terisi penuh oleh elektron serta memiliki 8 elektron valensi).

Saat atom-atom berinteraksi, hanya elektron valensi yang terlibat dalam proses pembentukan ikatan kimia. Untuk menunjukkan elektron valensi yang terlibat dalam pembentukan ikatan, para ahli kimia menggunakan simbol Lewis dot, yaitu simbol suatu unsur dan satu dot untuk mewakili tiap elektron valensi unsur bersangkutan. Jumlah elektron valensi suatu unsur sama dengan golongan unsur bersangkutan. Sebagai contoh, unsur Mg terletak pada golongan IIA, sehingga memiliki 2 elektron valensi (2 dot). Sementara, unsur S yang terletak pada golongan VIA, akan memiliki 6 elektron valensi (6 dot). Unsur yang terletak pada golongan yang sama akan memiliki struktur Lewis dot yang serupa.

Natrium termasuk unsur logam yang cukup umum. Unsur ini berkilau, lunak, dan merupakan konduktor yang baik, selain itu juga sangat reaktif. Umumnya, natrium disimpan di dalam minyak untuk mencegahnya bereaksi dengan air yang berasal dari udara. Jika kita melelehkan sepotong logam natrium dan meletakannya ke dalam beaker glass yang terisi penuh oleh gas klorin yang berwarna kuning kehijauan, sesuatu yang sangat menakjubkan akan terjadi. Natrium mulai memancarkan cahaya putih yang semakin terang dan gas klorin mulai bercampur, yang disertai dengan hilangnya warna. Beberapa saat kemudian, reaksi selesai, dan kita akan mendapatkan garam meja atau NaCl yang terendapkan di dasar beaker glass.

Natrium adalah logam alkali, golongan IA pada tabel periodik. Natrium memiliki 1 elektron valensi. Sebaliknya, klorin adalah unsur nonlogam, unsur golongan halogen (VIIA) pada tabel periodik. Unsur ini memiliki 7 elektron valensi.  Unsur-unsur di golongan A pada tabel periodik akan mendapatkan, kehilangan, atau berbagi elektron valensi untuk mengisi tingkat energi valensinya dan menjadi sempurna (meniru konfigurasi gas mulia). Pada

umumnya, proses ini melibatkan pengisian orbital s dan p terluar yang disebut sebagai aturan oktet, yaitu unsur akan mendapatkan atau kehilangan elektron untuk mencapai keadaan penuh delapan elektron valensi (oktet).

Natrium memiliki satu elektron valensi. Menurut hukum oktet, unsur ini akan bersifat stabil ketika memiliki 8 elektron valensi. Dengan demikian, natrium akan kehilangan elektron 3s-nya. Dengan demikian, atom natrium akan berubah menjadi ion natrium dengan muatan positif satu (Na+). Ion tersebut isoelektronik dengan neon (gas mulia) sehingga ion Na+ bersifat stabil.

Sementara, untuk memenuhi aturan oktet, unsur klorin membutuhkan satu elektron untuk melengkapi pengisian elektron pada 3p. Setelah menerima satu elektron tambahan, unsur ini berubah menjadi ion dengan muatan negatif satu (Cl-). Ion Cl- isoelektronik dengan argon (gas mulia) sehingga bersifat stabil.

Jika natrium dicampurkan dengan klorin, jumlah elektron natrium yang hilang akan sama dengan jumlah elektron yang diperoleh klorin. Satu elektron 3s pada natrium akan dipindahkan ke orbital 3p pada klorin. Peristiwa serah-terima elektron terjadi dalam proses pembentukan senyawa NaCl. Ini merupakan contoh dari ikatan ionik, yaitu ikatan kimia (gaya tarik-menarik yang kuat yang tetap menyatukan dua unsur kimia) yang berasal dari gaya tarik elektrostatik (gaya tarik-menarik dari muatan-muatan yang berlawanan) antara ion positif (kation) dan ion negatif (anion). Ikatan ionik terbentuk saat unsur logam bereaksi dengan unsur nonlogam.

Di sisi lain, tidak semua ikatan kimia terbentuk melalui mekanisme serah-terima elektron. Atom-atom juga dapat mencapai kestabilan melalui mekanisme pemakaian bersama pasangan elektron. Ikatan yang terbentuk dikenal dengan istilah ikatan kovelen. Senyawa kovelen adalah senyawa yang hanya memiliki ikatan kovelen.

Sebagai contoh, atom hidrogen memiliki satu elektron valensi. Untuk mencapai kestabilan (isoelektronik dengan helium), atom hidrogen membutuhkan satu elektron tambahan. Saat dua atom hidrogen membentuk ikatan kimia, tidak terjadi peristiwa serah-terima elektron. Yang akan terjadi adalah kedua atom akan menggunakan elektronnya secara bersama-sama. Kedua elektron (satu dari masing-masing hidrogen) menjadi milik kedua atom tersebut. Dengan demikian, molekul H2 terbentuk melalui pembentukan ikatan kovelen, yaitu ikatan kimia yang berasal dari penggunaan bersama satu atau lebih pasangan elektron antara dua atom. Ikatan ini terjadi di antara dua unsur nonlogam.

Ikatan kovalen dapat dinyatakan dalam bentuk Struktur Lewis, yaitu representasi ikatan kovelen, dimana elektron yang digunakan bersama digambarkan sebagai garis atau sepasang dot antara dua atom; sementara pasangan elektron yang tidak digunakan bersama (lone pair) digambarkan sebagai pasangan dot pada atom bersangkutan. Pada umumnya, proses ini melibatkan pengisian orbital s dan p (bahkan orbital d) terluar yang disebut

sebagai aturan oktet, yaitu unsur akan berbagi elektron untuk mencapai keadaan penuh delapan elektron valensi (oktet), kecuali hidrogen dengan dua elektron valensi (duplet).

Atom-atom dapat membentuk berbagai jenis ikatan kovelen. Ikatan tunggal terjadi saat dua atom menggunakan sepasang elektron bersama. Ikatan rangkap dua (ganda) terjadi saat dua atom menggunakan menggunakan dua pasangan elektron bersama. Sementara, ikatan rangkap tiga terjadi saat dua atom menggunakan tiga pasangan elektron bersama.

Senyawa ionik memiliki sifat yang berbeda dari senyawa kovalen. Senyawa ionik, pada suhu kamar, umumnya berbentuk padat, dengan titik didih dan titik leleh tinggi, serta bersifat elektrolit. Sebaliknya, senyawa kovelen, pada suhu kamar, dapat berbentuk padat, cair, maupun gas. Selain itu, senyawa kovalen memiliki titik didih dan titik leleh yang relatif rendah bila dibandingkan dengan senyawa ionik serta cenderung bersifat nonelektrolit.

Ketika atom klorin berikatan secara kovalen dengan atom klorin lainnya, pasangan elektron akan digunakan bersama secara seimbang. Kerapatan elektron yang mengandung ikatan kovalen terletak di tengah-tengah di antara kedua atom. Setiap atom menarik kedua elektron yang berikatan secara sama. Ikatan seperti ini dikenal dengan istilah ikatan kovalen nonpolar.

Sementara, apa yang akan terjadi bila kedua atom yang terlibat dalam ikatan kimia tidak sama? Kedua inti yang bermuatan positif yang mempunyai gaya tarik berbeda akan menarik pasangan elektron dengan derajat (kekuatan) yang berbeda. Hasilnya adalah pasangan elektron cenderung ditarik dan bergeser ke salah satu atom yang lebih elektronegatif. Ikatan semacam ini dikenal dengan istilah ikatan kovalen polar.

Sifat yang digunakan untuk membedakan ikatan kovalen polar dengan ikatan kovalen nonpolar adalah elektronegativitas (keelektronegatifan), yaitu kekuatan (kemampuan) suatu atom untuk menarik pasangan elektron yang berikatan. Semakin besar nilai elektronegativitas, semakin besar pula kekuatan atom untuk menarik pasangan elektron pada ikatan. Dalam tabel periodik, pada satu periode, elektronegativitas akan naik dari kiri ke kanan. Sebaliknya, dalam satu golongan, akan turun dari atas ke bawah.

Ikatan kovelen nonpolar terbentuk bila dua atom yang terlibat dalam ikatan adalah sama atau bila beda elektronegativitas dari atom-atom yang terlibat pada ikatan sangat kecil. Sementara, pada ikatan kovelen polar, atom yang menarik pasangan elektron pengikat dengan lebih kuat akan sedikit lebih bermuatan negatif; sedangkan atom lainnya akan menjadi sedikit lebih bermuatan positif. Ikatan ini terbentuk bila atom-atom yang terlibat dalam ikatan adalah berbeda. Semakin besar beda elektronegativitas, semakin polar pula ikatan yang bersangkutan. Sebagai tambahan, apabila beda elektronegativitas atom-atom sangat besar, maka yang akan terbentuk justru adalah ikatan ionik. Dengan demikian, beda elektronegativitas merupakan salah satu cara untuk meramalkan jenis ikatan yang akan terbentuk di antara dua unsur yang berikatan.

Perbedaan Elektronegativitas Jenis Ikatan yang Terbentuk

0,0 sampai 0,2 Kovalen nonpolar

0,3 sampai 1,4 Kovalen polar

> 1,5 Ionik

Seperti yang telah kita ketahui sebelumnya, aturan oktet berlaku pada unsur-unsur periode 2 dalam tabel periodik. Akan tetapi, terdapat pula sejumlah penyimpangan aturan oktet yang terjadi dalam proses pembentukan ikatan. Ada tiga tipe penyimpangan aturan oktet, antara lain:

1. The incomplete octet

Contoh : BeH2, BeCl2, BF3, dan BCl3 (catatan: BF3maupun BCl3 dapat berikatan dengan molekul lain yang memiliki lone pair (seperti NH3) membentuk ikatan kovalen koordinasi (datif) untuk mencapai konfigurasi oktet)

2. Odd electron molecules

Contoh : NO dan NO2 (disebut sebagai radikal karena memiliki sebuah elektron yang tidak berpasangan)

3. The expanded octet

Contoh : PCl5 dan SF6 (atom pusat dikelilingi oleh lebih dari 8 elektron valensi dengan memanfaatkan orbital d yang kosong)

Molekul-molekul umumnya berinteraksi satu sama lainnya. Gaya tarik-menarik antarmolekul ini terjadi dan merupakan jenis interaksi antarmolekul (gaya antar molekul-molekul yang berbeda). Interaksi ini bertanggung jawab terhadap sifat fisik suatu zat, seperti titik didih, titik leleh, serta fasa (wujud) zat. Berbeda dengan interaksi antarmolekul, interaksi intramolekul (ikatan kimia) merupakan ikatan yang terbentuk saat atom-atom bergabung membentuk molekul. Ikatan kimia berperan dalam menjaga kestabilan molekul sekaligus dapat digunakan dalam meramalkan bentuk suatu molekul. Interaksi antarmolekul lebih lemah dibandingkan ikatan kimia.

Terdapat lima jenis interaksi antarmolekul, yang disusun berdasarkan kekuatan, dari yang terlemah hingga yang terkuat, yaitu:

1. Gaya London atau Gaya Dispersi

Jenis gaya tarik yang sangat lemah ini umumnya terjadi di antara molekul-molekul kovalen nonpolar, seperti N2, H2, atau CH4. Ini dihasilkan oleh menyurut dan mengalirnya orbital-orbital elektron, sehingga memberikan pemisahan muatan yang sangat lemah dan sangat singkat di sekitar ikatan. Gaya London meningkat  seiiring bertambahnya jumlah elektron. Gaya London juga meningkat seiiring bertambahnya massa molar zat, sebab molekul yang memiliki massa molar besar cenderung memiliki lebih banyak elektron. Adanya percabangan pada molekul akan menurunkan kekuatan Gaya London, sebab adanya percabangan akan memperkecil area kontak antarmolekul. Titik didih senyawa sebanding sekaligus mencerminkan kekuatan Gaya London.

2. Interaksi Dipol Terimbas (Dipol Terinduksi)

Gaya antarmolekul ini terjadi saat molekul polar mengimbas (menginduksi) molekul nonpolar. Sebagai contoh, molekul air (H2O) yang bersifat polar dapat menginduksi molekul oksigen (O2) yang bersifat nonpolar. Dipol terimbas inilah yang menyebabkan gas oksigen larut dalam air.

3. Interaksi Dipol-Dipol

Gaya antarmolekul ini terjadi bila ujung positif dari salah satu molekul dipol ditarik ke ujung negatif dari dipol molekul lainnya. Gaya ini lebih kuat dari Gaya London, namun tetap saja sangat lemah. Interaksi ini terjadi pada senyawa kovelen polar, seperti HCl dan HBr.

4. Interaksi Ion-Dipol

Gaya antarmolekul  ini terjadi saat ion (kation maupun anion) berinteraksi dengan molekul polar. Kekuatan interaksi ini bergantung pada muatan dan ukuran ion serta kepolaran dan ukuran molekul polar. Kation memiliki interaksi yang lebih kuat dengan molekul polar dibandingkan anion.  Salah satu contoh interaksi ini adalah hidrasi senyawa NaCl dalam air (proses ion-ion dikelilingi oleh molekul air).

5. Ikatan Hidrogen

Interaksi dipol-dipol yang sangat kuat, yang terjadi bila atom hidrogen terikat pada salah satu dari ketiga unsur yang sangat elektronegatif, yaitu F, O, dan N. Ketiga unsur ini memiliki tarikan yang sangat kuat pada pasangan elektron yang berikatan sehingga atom yang terlibat pada ikatan mendapatkan muatan parsial yang sangat besar. Ikatan ini sangat polar, sehingga interaksi antarmolekul menjadi sangat kuat. Akibatnya, titik didih senyawa yang memiliki ikatan hidrogen relatif tinggi (walapun massa molarnya paling rendah) bila dibandingkan senyawa lain pada golongan yang sama.

Bentuk molekul (geometri molekul) dari suatu molekul adalah cara atom-atom tersusun dalam ruang tiga dimensi. Hal ini penting untuk diketahui oleh para ahli kimia, sebab hal

ini sering menjelaskan mengapa reaksi-reaksi tertentu dapat terjadi, sedangkan yang lain tidak. Sebagai contoh, dalam ilmu farmasi, geometri molekul dari suatu obat dapat mengakibatkan reaksi-reaksi samping. Selain itu, geometri molekul juga menjelaskan mengapa air mempunyai dwikutub (ujung positif pada atom H dan ujung negatif pada atom O), sementara karbondioksida tidak.

Teori VSEPR (Valence Shell Electron-Pair Repulsion) atau Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi memungkinkan para ahli kimia untuk meramalkan geometri molekul dari molekul-molekul. Teori ini mengasumsikan bahwa pasangan elektron di sekitar atom, baik itu bonding pair maupun lone pair (nonbonding pair), akan berada dalam jarak sejauh mungkin untuk meminimalkan gaya tolakan di antara elektron tersebut.  Geometri pasangan elektron (domain elektron) adalah susunan pasangan elektron, baik bonding pair maupun lone pair di sekitar atom pusat. Berdasarkan jumlah domain elektron, kita dapat meramalkan bentuk molekul.

Untuk menentukan geometri molekul atau bentuk molekul dengan menggunakan teori VSEPR, kita dapat mengikuti langkah-langkah sebagai berikut:

1. Tentukan struktur Lewis molekul tersebut2. Tentukan jumlah keseluruhan pasangan elektron total (domain elektron) yang

berada di sekitar atom pusat (ikatan rangkap dua dan rangkap tiga masing-masing dianggap satu domain)

3. Dengan menggunakan tabel di bawah ini, tentukanlah geometri pasangan elektron (domain elektron)

Dengan menggunakan tabel di bawah ini, tentukan pula bentuk molekulnya.

Class of Molecule

Number of Electron Pairs

Arrangement (Geometry) of Electron Pairs

Molecular Shape Examples

AB2 2 Linear Linear BeCl2

AB3 3 Trigonal Planar Trigonal Planar BF3

AB4 4 Tetrahedral Tetrahedral CH4

AB5 5 Trigonal Bipyramidal

Trigonal Bipyramidal

PCl5

AB6 6 Octahedral Octahedral SF6

Class of Molecule

Number of

Bonding Pairs

Number of Lone

Pairs

Number of Electron

Pairs

Arrangement (Geometry) of Electron Pairs

Molecular Shape

Examples

AB2E 2 1 3 Trigonal Planar

Bent SO2

AB3E 3 1 4 Tetrahedral Trigonal Pyramidal

NH3

AB2E2 2 2 4 Tetrahedral Bent H2O

AB4E 4 1 5 Trigonal Bipyramidal

Seesaw SF4

AB3E2 3 2 5 Trigonal Bipyramidal

T-shaped ClF3

AB2E3 2 3 5 Trigonal Bipyramidal

Linear I3-

AB5E 5 1 6 Octahedral Square Pyramidal

BrF5

AB4E2 4 2 6 Octahedral Square Planar

XeF4

Selain menggunakan teori  VSEPR, bentuk molekul juga dapat diramalkan melalui pembentukan orbital hibrida, yaitu orbital-orbital suatu atom yang diperoleh saat dua atau lebih orbital atom bersangkutan yang memiliki tingkat energi yang berbeda, bergabung membentuk orbital-orbital baru dengan tingkat energi sama (terjadi pada proses pembentukan ikatan kovalen). Hibridisasi adalah proses penggabungan orbital-orbital atom (biasanya pada atom pusat) untuk mendapatkan orbital hibrida.

Hubungan antara jumlah dan jenis orbital atom pusat yang digunakan pada proses hibridisasi terhadap geometri molekul senyawa bersangkutan dapat dilihat pada tabel berikut ini:

Pure Atomic

Orbitals of the

Central Atom

Hybridization of the Central

Atom

Number of Hybrid Orbitals

Shape of Hybrid Orbitals

(Geometry Arrangement)

Examples

s,psp 2 Linear BeCl2

s, p, psp2 3 Trigonal Planar BF3

s, p, p, psp3 4 Tetrahedral CH4

s, p, p, p, dsp3d 5 Trigonal

BipyramidalPCl5

s, p, p, p, d, d sp3d2 6 Octahedral SF6

Dengan mengetahui jenis dan jumlah orbital atom pusat yang terlibat dalam proses pembentukan ikatan, kita hanya dapat menentukan bentuk geometri (domain elektron) molekul bersangkutan. Sementara untuk menentukan bentuk molekul, kita dapat menggunakan teori VSEPR. Dengan demikian, teori hibridisasi merupakan bagian yang tidak terpisahkan dari teori VSEPR. Melalui kombinasi kedua teori tersebut, kita dapat mempelajari jenis dan jumlah orbital yang terlibat dalam pembentukan ikatan sekaligus meramalkan bentuk molekulnya.