Ikatan Kimia

Segala sesuatu di alam ini selalu membentuk suatu kestabilan. Begitu pula halnya dengan senyawa kimia. Senyawa kimia tersusun atas molekul atau atom. Atom-atom akan saling bergabung membentuk suatu ikatan kimia untuk mencapai kestabilan. Beberapa molekul terdiri atas atom-atom yang berbeda seperti garam (NaCl). Ada juga molekul yang terdiri atas atom-atom yang sama seperti gas hidrogen (H2).Ikatan ion yaitu ikatan yang terbentuk sebagai akibat adanya gaya tarik-menarik antara ion positif dan ion negatif. Ion positif terbentuk karena unsur logam melepaskan elektronnya, sedangkan ion negatif terbentuk karena unsur nonlogam menerima elektron. Ikatan ion terjadi karena adanya serah terima elektron.Atom-atom membentuk ikatan ion karena masing-masing atom ingin mencapai keseimbangan/kestabilan seperti struktur elektron gas mulia. Ikatan ion terbentuk antara:a. ion positif dengan ion negatif,b. atom-atom berenergi potensial ionisasi kecil dengan atom-atom berafinitas elektron besar (Atom-atom unsur golongan IA, IIA denganatom-atom unsur golongan VIA, VIIA),c. atom-atom dengan keelektronegatifan kecil dengan atom-atom yang mempunyai keelektronegatifan besar.Garam dapur merupakan contoh senyawa kimia yang banyak dimanfaatkan dalam kehidupan sehari-hari. Senyawa yang memiliki rumus kimia NaCl ini terdiri atas unsur natrium (Na) dan klorin (Cl). Unsur Na bersifat reaktif, reaksinya dengan air dapat menimbulkan ledakan. Adapun, unsur klorin bersifat toksik. Akan tetapi, ketika kedua unsur ini bergabung (berikatan) maka diperoleh senyawa baru yang dapat digunakan sebagai bumbu makanan. Pernahkah terpikirkan oleh Anda bagaimana atom-atom itu dapat berikatan?Dalam keadaan bebasnya, unsur natrium cenderung bermuatan positif. Suatu atom dikatakan stabil jika semua kulitnya terisi penuh atau setengah penuh. Dengan demikian, unsur-unsur golongan gas mulia bersifat stabil. Konfigurasi elektron unsur golongan gas mulia disebut konfigurasi duplet (untuk helium) dan oktet (untuk neon, argon, xenon, kripton, dan radon). Unsur-unsur gas mulia jarang ditemukan bereaksi dengan unsur lain kecuali untuk Kr, Xe, dan Rn yang dapat bereaksi walaupun diperlukan kondisi khusus. Berikut ini konfigurasi elektron unsur-unsur gas mulia.Unsur logam dan nonlogam belum stabil. Untuk mencapai kestabilannya, unsur logam cenderung melepaskan elektron, sedangkan unsur nonlogam cenderung menerima elektron. Dengan melepaskan atau menerima elektron, konfigurasi elektron unsur logam dan nonlogam sama dengan konfigurasi elektron gas mulia yang stabil. Setelah melepaskan elektron, unsur logam bermuatan positif. Adapun unsur nonlogam akan bermuatan negatif setelah menerima elektron. Atom bermuatan positif dapat berikatan dengan atom bermuatan negatif membentuk senyawa.

Ikatan Ion

Anda tentu tidak asing lagi dengan garam dapur. Hampir setiap masakan yang Anda makan pasti mengandung garam dapur. Senyawa kimia yang memiliki rumus kimia NaCl ini berwujud padat, namun mudah rapuh. Garam dapur juga memiliki titik didih yang sangat tinggi. Tahukah Anda, mengapa garam dapur memiliki sifat seperti itu? Sifat dari suatu

senyawa kimia termasuk garam dapur dipengaruhi oleh jenis ikatan kimia dan struktur senyawa tersebut.Atom Na memiliki konfigurasi elektron 2 8 1 sehingga elektron valensinya 1. Adapun konfigurasi elektron atom Cl adalah 2 8 7 sehingga elektron valensinya adalah 7. Dalam keadaan netral, atom Na dan Cl memiliki jumlah elektron dan proton yang sama banyak. Atom Na memiliki 11 proton dan 11 elektron, sedangkan atom Cl memiliki 17 proton dan 17 elektron. Pada keadaan ini, atom Na dan Cl tidak stabil. Berdasarkan kaidah oktet, untuk mencapai kestabilannya, atom Na harus melepaskan 1 elektron, sedangkan atom Cl membutuhkan 1 elektron. Apakah yang terjadi jika atom Na melepaskan elektron dan atom Cl menerima 1 elektron? Atom Na akan bermuatan positif karena jumlah proton lebih banyak daripada jumlah elektron. Adapun atom Cl akan bermuatan negatif karena jumlah proton lebih sedikit daripada jumlah elektron. Dengan demikian, atom Na dan Cl dapat mencapai kestabilannya dengan cara serah terima elektron. Atom Na menyerahkan 1 elektron kepada atom Cl sehingga atom Cl menerima 1 elektron dari atom Na.

Karena berbeda muatan, ion Na+ dan ion Cl– akan saling tarik-menarik. Interaksi yang dinamakan interaksi elektrostatik ini berlangsung secara terus menerus. Ikatan kimia yang terbentuk dengan cara serah terima elektron, seperti pembentukan NaCl, dinamakan ikatan ion. Senyawa yang terbentuk melalui ikatan ion disebut senyawa ion. Garam dapur (NaCl) merupakan senyawa ionik yang penting dalam kehidupan sehari-hari. Petani garam memperoleh kristal NaCl secara tradisional yaitu dengan cara menguapkan air laut dengan bantuan sinar matahari. Jutaan atau bahkan miliaran ion Na+ dan ion Cl– dalam garam saling tarik-menarik sehingga membentuk struktur ion raksasa. Bagian kecil dari struktur ion raksasa NaCl dapat diamati pada gambar berikut.

Ion Na+ dan Cl– memiliki interaksi elektrostatik yang sangat kuat sehingga untuk memutuskan ikatan tersebut diperlukan energi yang cukup tinggi. Itulah sebabnya senyawa NaCl memiliki titik didih yang sangat tinggi, yaitu 1.465 °C. Selain titik didih yang sangat tinggi, NaCl juga memiliki sifat mudah rapuh. Mengapa demikian? Struktur NaCl tersusun atas beberapa lapisan.Bayangkanlah apa yang akan terjadi jika lapisan bagian atas kristal NaCl diberikan dorongan.

Lapisan bagian atas akan bergeser sehingga ion-ion pada lapisan atas dan lapisan di bawahnya yang bermuatan sama akan saling berhadapan. Anda tentu telah mengetahui bahwa ion-ion yang bermuatan sama akan tolak-menolak. Dengan demikian, ikatan akan terlepas sehingga tidak heran jika garam dapur mudah rapuh. Ujilah kerapuhan garam dapur yang masih berbentuk balok.Ikatan KovalenIkatan kovalen adalah ikatan yang terjadi antara unsur nonlogam dengan unsur nonlogam yang lain dengan cara pemakaian bersama pasangan elektron. Adakalanya dua atom dapat menggunakan lebih dari satu pasang elektron. Apabila yang digunakan bersama dua pasang atau tiga pasang maka akan terbentuk ikatan kovalen rangkap dua atau rangkap tiga. Jumlah elektron valensi yang digunakan untuk berikatan tergantung pada kebutuhan tiap atom untuk mencapai konfigurasi elektron seperti gas mulia (kaidah duplet atau oktet).Penggunaan bersama pasangan elektron digambarkan oleh Lewis menggunakan titik elektron. Rumus Lewis merupakan tanda atom yang di sekelilingnya terdapat titik, silang atau bulatan kecil yang menggambarkan elektron valensi atom yang bersangkutan.

Apabila dua atom hidrogen membentuk ikatan maka masing-masing atom menyumbangkan sebuah elektron dan membentuk sepasang elektron yang digunakan bersama. Sepasang elektron bisa digantikan dengan sebuah garis yang disebut tangan ikatan.

Jumlah tangan dapat menggambarkan jumlah ikatan dalam suatu senyawa kovalen. Pada molekul H2 di atas ikatannya disebut ikatan kovalen tunggal. Molekul O2 terjadi dari dua atom oksigen dengan ikatan kovalen rangkap, sedangkan pada molekul N2 terdapat tiga ikatan kovalen yang disebut ikatan kovalen rangkap tiga.

Contoh Pembentukan ikatan antara 1H dengan 7N membentuk NH3.konfigurasi elektron1H = 17N = 2 5Atom nitrogen memerlukan tiga elektron untuk mendapatkan susunan elektron gas mulia, sedangkan setiap atom hidrogen memerlukan sebuah elektron untuk mempunyai konfigurasi elektron seperti gas helium. Oleh karena itu, setiap atom nitrogen memerlukan tiga atom hidrogen.

Sifat-sifat senyawa kovalen sebagai berikut.

1. Pada suhu kamar umumnya berupa gas (misal H2, O2, N2, Cl2, CO2), cair (misalnya: H2O dan HCl),   ataupun berupa padatan.

2. Titik didih dan titik lelehnya rendah, karena gaya tarik-menarik antarmolekulnya lemah meskipun ikatan antaratomnya kuat.

3. Larut dalam pelarut nonpolar dan beberapa di antaranya dapat berinteraksi dengan pelarut polar.

4. Larutannya dalam air ada yang menghantar arus listrik (misal HCl) tetapi sebagian besar tidak dapat      menghantarkan arus listrik, baik padatan, leburan, atau larutannya.Anda dapat memprediksi ikatan kimia apabila mengetahui konfigurasi elektron dari atom unsur tersebut (elektron valensinya). Dari situ akan diketahui jumlah kekurangan elektron masing-masing unsur untuk mencapai kaidah oktet dan dupet (kestabilan struktur seperti struktur elektron gas mulia). Jarak antara dua inti atom yang berikatan disebut panjang ikatan. Sedangkan energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan disebut energi ikatan. Pada pasangan unsur yang sama, ikatan tunggal merupakan ikatan yang paling lemah dan paling panjang. Semakin banyak pasangan elektronmilik bersama, semakin kuat ikatan dan panjang ikatannya semakin kecil/pendek

HIBRIDISASI

 

1. I.         SEJARAH PENEMUAN HIBRIDISASI

Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling dalam menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH4). Secara historis, konsep ini dikembangkan untuk sistem-sistem kimia yang sederhana, namun pendekatan ini selanjutnya diaplikasikan lebih luas, dan sekarang ini dianggap sebagai sebuah heuristik yang efektif untuk merasionalkan struktur senyawa organik.

Teori hibridisasi tidaklah sepraktis teori orbital molekul dalam hal perhitungan kuantitatif. Masalah-masalah pada hibridisasi terlihat jelas pada ikatan yang melibatkan orbital d, seperti yang terdapat pada kimia koordinasi dan kimia organologam. Walaupun skema hibridisasi pada logam transisi dapat digunakan, ia umumnya tidak akurat.

Sangatlah penting untuk dicatat bahwa orbital adalah sebuah model representasi dari tingkah laku elektron-elektron dalam molekul. Dalam kasus hibridisasi yang sederhana, pendekatan ini didasarkan pada orbital-orbital atom hidrogen. Orbital-orbital yang terhibridisasikan diasumsikan sebagai gabungan dari orbital-orbital atom yang bertumpang tindih satu sama lainnya dengan proporsi yang bervariasi. Orbital-orbital hidrogen digunakan sebagai dasar skema hibridisasi karena ia adalah salah satu dari sedikit orbital yang persamaan Schrödingernya memiliki penyelesaian analitis yang diketahui. Orbital-orbital ini kemudian diasumsikan terdistorsi sedikit untuk atom-atom yang lebih berat seperti karbon, nitrogen, dan oksigen. Dengan asumsi-asumsi ini, teori hibridisasi barulah dapat diaplikasikan. Perlu dicatat bahwa kita tidak memerlukan hibridisasi untuk menjelaskan molekul, namun untuk molekul-molekul yang terdiri dari karbon, nitrogen, dan oksigen, teori hibridisasi menjadikan penjelasan strukturnya lebih mudah.

Teori hibridisasi sering digunakan dalam kimia organik, biasanya digunakan untuk menjelaskan molekul yang terdiri dari atom C, N, dan O (kadang kala juga P dan S). Penjelasannya dimulai dari bagaimana sebuah ikatan terorganisasikan dalam metana.

1. II.      PENGERTIAN HIBRIDISASI

Hibridisasi adalah sebuah konsep bersatunya orbital-orbital atom membentuk orbital hibrid yang baru yang sesuai dengan penjelasan kualitatif sifat ikatan atom. Konsep orbital-orbital yang terhibridisasi sangatlah berguna dalam menjelaskan bentuk orbital molekul dari sebuah molekul. Konsep ini adalah bagian tak terpisahkan dari teori ikatan valensi. Walaupun kadang-kadang diajarkan bersamaan dengan teori VSEPR, teori ikatan valensi dan hibridisasisebenarnya tidak ada hubungannya sama sekali dengan teori VSEPR.

Hibridasi

Perhatikan  konfigurasi elektron Be, B dan C

Be   : 1s2 2s2

B     : 1s2 2s2 2p1

C     : 1s2 2s2 2p2

Berilium dapat membentuk senyawa yang bersifat kovalen seperti BeH2 dan BeCl2. Boron dapat membentuk senyawa dengan perbandingan 1:3 seperti BF3 dan BCl3.

Pada senyawa karbon yang lebih dari sejuta banyaknya dapat dijumpai atom karbon yang terikat melalui empat pasangan elektron ikatan.

Jika ditinjau dari konfigurasi elektron saja, maka dapat diduga bahwa, berilium yang orbitalnya terisi penuh tidak dapat membentuk satu ikatan kovalen, sedangkan karbon hanya dapat membentuk dua ikatan kovalen.

Kontradiksi antara pengamatan eksperimen dan ramalan berdasarkan model atom, menunjukkan bahwa model orbital atom masih jauh dari sempurna untuk menjelaskan ikatan kimia.

Oleh sebab itu, penyusunan elektron dalam orbital setiap bilangan kuantum utama perlu ditata kembali. Penyusunan kembali orbital dalam sebuah atom, untuk membentuk seperangkat orbital yang ekivalen dalam molekul disebut hibridisasi.

Hibridisasi adalah proses  pembentukan orbital-orbital hibrida dengan tingkat energi yang sama (orbital-orbital degenerat) dari orbital-orbital asli yang jenis dan tingkat energinya berbeda.

1. III.   PROSES HIBRIDISASI

Proses hibridisasi berlangsung dalam tahap-tahap berikut :

(1)     Elektron mengalami promosi ke orbital yang tingkat energinya lebih tinggi. Misalnya pada Be : dari 2s ke 2p)

(2)     Orbital-orbital bercampur atau berhibridisasi membentuk orbital hibrida yang ekivalen.

Contoh 1      :      Be mempunyai konfigurasi elektron 1s2 2s2. Satu elektron dari 2s mengalami promosi menghasilkan konfigurasi 1s2 2s1 2p1x. Orbital 2s dan 2p1x berhibridisasi membentuk dua orbital hibrida sp yang ekivalen berbentuk garis lurus.

Contoh 2      :      B mempunyai konfigurasi elektron terluar 2s2 2p1. Suatu elektron dari 2s mengalami promosi menghasilkan konfigurasi elektron 2s1 2p1x 2p1y. Orbital 2s 2px dan 2py berhibridisasi membentuk tiga orbital hibrida sp2 yang ekivalen berbentuk segitiga datar.

Contoh 3      :      C mempunyai konfigurasi elektron terluar 2s2 2p2. Satu elektron dari 2s mengalami promosi menghasilkan konfigurasi elektron 2s1 2p1x 2p1y 2p1z. Orbital 2s. 2px. 2py dan 2pz berhibridisasi membentuk 4 orbital hibrida sp3 yang ekivalen berbentuk tetrahedral.

Contoh 4      :      P mengalami konfigurasi elektron terluar 3s2 3p3. Satu elektron dari 3s mengalami promosi menghasilkan konfigurasi elektron 3s1 3p1x 3p1y 3p1z 3d1. Orbital 3s, 3px, 3py, 3pz dan 3d1z membentuk 5 orbital hibrida sp3d yang ekivalen berbentuk trigonal bipiramida.

Contoh 5      :      S mempunyai konfigurasi elektron terluar 3s2 3p4. Satu elektron dari 3s dan satu elektron dari 3p mengalami promosi menghasilkan konfigurasi elektron 3s1 3p2x 3p1y 3p1z 3d1 3d1

x2-y2. Keenam orbitak diatas berhibridisasi membentuk 6 orbital hibrida sp3d2 yang ekivalen dengan bentuk oktahedral.

Proses hibridisasi pada pembentukan BeCl2, BCl3, CH4, PCl5 dan SF6 dapat dilihat pada bagan-bagan berikut :

(1)     Proses hibridisasi pada pembentukan BeCl2

(2)     Proses hibridisasi pada pembentukan BCl3

(3)     Proses hibridisasi pada pembentukan CH4

(4)     Proses hibridisasi pada pembentukan PCl5

(5)     Proses hibridisasi pada pembentukan SF6

 

(3)   Dalam hibridisasi, yang bergabung adalah orbital bukan elektron; dan

(4)   Sebagian besar orbital hibrid bentuknya mirip tetapi tidak selalu identik.

 

1. IV.   MACAM HIBRIDISASI

Pada pembentukan ikatan kovalen, dua orbital atom overlap satu dengan yang lain membentuk orbital molekul. Tiap-tiap orbital atom harus berisi satu elektron, karena orbital molekul hanya dapat diisi oleh dua elektron yang spinnya berlawanan. Ini berarti, ikatan yang terbentuk oleh suatu atom, tergantung elektron yang tidak berpasangan. Kovalensi atom-atom biasanya sama dengan jumlah elektron yang tidak berpasangan.  Contohnya CH4 yang mempunyai struktur tetrahedral. 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Sebelum membentuk ikatan, orbital 2s dan orbital 2p yang dalam keadaan valensi tereksitasi di atas berubah menjadi orbital baru dengan energi sama. Orbital baru ini disebut orbital hibrida sp3. 

Perubahan beberapa jenis orbital menjadi orbital baru yang energinya sama disebut hibridisasi. Dapat juga dikatakan, hibridisasi ialah penggabungan orbital-orbital s, p, dan d dengan jalan menambah atau mengurangi fungsi gelombangnya membentuk fungsi gelombang baru yang menyatakan orbital hibrida.

Hibridasisasi ini dapat terjadi antara orbital s dan p atau s, p dan d. Contohnya pembentukan orbital hibrida untuk atom C

Atom 1s 2s 2px 2py 2pz Orbital hibrida

C sp3

 Dapat pula digambarkan sebagai berikut :

 

 

       2p                        2p                    

 

 

 

       2s                      Promosi                hibridisasi

                                           2s                                sp3                       

 

 

1s                                1s                                 1s                      

 

1. 1.        Hibridisasi sp atau linear

Gabungan orbital s dan p, membentuk orbital baru yaitu orbital hibrida sp yang co-linear. Orbital yang besar diperoleh dengan penambahan, yang kecil dengan pengurangan dari fungsi gelombangnya. Berikut ini adalah pembentukan orbital hibrida sp

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Sebagai contoh dari pembentukan orbital hibrida sp, yaitu

1. berilium klorida, BeCl2

Dalam keadan padat zat ini terdapat sebagai (BeCl2)2 tetapi dalam larutan dan dalam keadaan uap terdapat sebagai molekul BeCl2. Orbital sp dari Be overlap dengan orbital 3px dari atom Cl membentuk orbital molekul. Ikatannya adalah ikatan σ. Berikut ini adalah pembentukan orbital molekul BeCl2.

 

 

2.    Molekul hidrogen halida, HX

Hidrogen halida terbentuk dari overlap orbital 1s dari atom H dengan orbital px dari halogen. Karena ikatan dari orbital sp lebih kuat daripada ikatan s dan p sendiri, ikatan dalam HX biasanya juga dijelaskan dengan mula-mula membentuk orbital hibrida sp bagi halogennya. Contoh hidrogen halida adalah molekul HF yang terbentuk seperti pada gambar berikut

 

1. 3.        Hibridisasi sp2 atau trigonal planar

Kombinasi satu orbital s dan dua orbital p membentuk orbital hibrida sp2 yang bentuknya trigonal planar dengan sudut antara 1200. Ikatan dengan orbital sp2 lebih kuat daripada ikatan dengan orbital s atau orbital p. Berikut ini adalah pembentukan orbital hibrida sp2

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Sebagai contoh dari orbital hibrida sp2 sebagai berikut

1. Bor-triklorida, BCl3

Di dalam molekul BCl3, orbital hibrida sp2 dari atom B membentuk ikatan σ dengan orbital 3px dari atom Cl.

1.  

 

 

 

 

 

 

 

Senyawa lain yang mempunyai struktur sama, yaitu B(CH3)3, B(C6H5)3, dan BO33-

 

1. 4.        Hibridisasi sp3 atau tetrahedral

Hibridisasi satu orbital s dan tiga orbital p, membentuk orbital hibrida sp3 yang strukturnya tetrahedral. Sudut ikatan dengan orbital ini mendekati 109028’.

 

 

Senyawa-senyawa dengan orbital hibrida sp3, seperti :

CH4, SiH4, SnCl4, SnBr4, Pb(C2H5)4, SO42-, ClO4

-, NH4+, BH4

-, dan BF4-.

Pembentukan molekul-molekul NH3 dan H2O serta HF, juga dapat dijelaskan dengan pembentukan orbital hibrida sp3, hanya dalam hal ini ada orbital-orbital yang tidak dipakai untuk membentuk ikatan. Berikut gambar orbital molekul H2O sudut ikatan 104031’, NH3 sudut ikatan 10703’, HF, dan CH4.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Penggantian atom H dalam metana dengan atom atau gugusan atom lain, menyebabkan asimetri dalam molekul, hingga sudut ikatan berubah, misalnya

CH2Cl2, sudut ikatan Cl—C—Cl : 1110

CHCl3, sudut ikatan Cl—C—Cl : 1120

 

1. 5.        Hibridisasi d2sp3 dan sp3d2 atau oktahedral

Kombinasi satu orbital s, tiga orbital p dan dua orbital d, membentuk orbital d2sp3 atau sp3d2 yang disebut hibridisasi oktahedral karena strukturnya oktahedral.

Hibridisasi ini misalnya terjadi pada senyawa SF6, suatu senyawa yang berbentuk gas dan tidak berwarna.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

1. 6.        Hibridisasi sp3d atau trigonal bipiramidal

Orbital hibrida sp3d mempunyai bentuk trigonal bipiramidal. Tiga orbital planar dengan sudut-sudut 1200 dan orbital sisanya tegak lurus pada orbital yang lain.

 

Orbital hibrida sp3d

 

Molekul PCl5 terbentuk dengan orbital hibrida sp3d masing-masing orbital overlap dengan orbital 3px dari atom Cl membentuk orbital molekul σ.

Pembentukan orbital hibrida pada fosfor dan orbital molekul pada PCl5 digambarkan sebagai berikut :

1.  2.  3.  

4.  5.  

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

1. V.                HIBRIDISASI DAN BENTUK MOLEKUL

Penggunaan orbital hibrida untuk menerangkan dan mengaitkan struktur tidak begitu lazim lagi pada tahun-tahun ini, untuk memberikan jalan bagi penggunaan yang umum dari teori orbital molekul. Alasan-alasan utamanya adalah bahwa pendekatan orbital molekul lebih mudah diterapkan untuk perhitungan kuantitatif yang menggunakan komputer digital, dan karena dengan perhitungan semacam itu dimungkinkan untuk menerangkan spektra molekul secara lebih mudah. Bagaimanapun konsep orbital hibrida tetap memiliki kelebihan tertentu karena kesederhanaanya, dan dalam banyak hal memberikan cara yang sangat mudah untuk mengaitkan dan “menerangkan” struktur molekul.

Hibridisasi, bersama dengan teori VSEPR, membantu kita dalam menjelaskan bentuk molekul:

§   AX1 (contoh: LiH)         :      tidak ada hibridisasi; berbentuk linear

§   AX2 (contoh: BeCl

2)      :      hibridisasi sp; berbentuk Linear atau diagonal; sudut ikat cos−1(−1) = 180°

§   AX2E (contoh: GeF

2)    :      berbentuk V, < 120°

§   AX3 (contoh: BCl

3)       :      hibridisasi sp2; berbentuk datar trigonal; sudut ikat cos−1(−1/2) = 120°

§   AX3E (contoh: NH

3)     :      piramida trigonal, 107°

§   AX4 (contoh: CCl

4)       :      hibridisasi sp3; berbentuk tetrahedral; sudut ikat cos−1(−1/3) ≈ 109.5°

§   AX5 (contoh: PCl

5)        :      hibridisasi sp3d; berbentuk Bipiramida trigonal

§   AX6 (contoh: SF

6)         :      hibridisasi sp3d2; berbentuk oktahedral (atau bipiramida persegi)

Hal ini berlaku apabila tidak terdapat pasangan elektron menyendiri (lone pair electron) pada atom pusat. Jika terdapat pasangan elektron menyendiri, maka

elektron tersebut harus dihitung pada bagian Xi, namun sudut ikat akan menjadi lebih kecil karena gaya tolak menolak. Sebagai contoh, air (H

2O) memiliki

atom oksigen yang berikatan dengan dua H dan dua pasangan elektron menyendiri, hal ini berarti terdapat 4 ‘elemen’ pada O. Sehingga termasuk dalam kategori

AX4 dan terdapat hibridisasi sp3.

Orbital hibrida Jumlah PEI dan PEB

Bentuk molekul Sudut ikatan Contoh

sp 2 Garis lurus, diagonal

180⁰ BeCl2

sp2 3 Trigonal 120⁰ C2H2

sp3 4 Bujur sangkar 90⁰ Ni(CN)42-

sp3d 5 Bipiramida trigonal

120⁰ dan 90⁰ PCl5

d2sp3 6 Oktahedral 90⁰ Fe(CN)63-

sp3d2 6 Oktahedral 90⁰ SF6

FeF63-

 

Tabel susunan pasangan elektron, bentuk molekul dan hibridisasi

No. senyawa PE Ikatan PE Non-ikatan

Jumlah Susunan elektron

Bentuk molekul

Hibridisasi atom pusat

1 BeCl2 2 0 2 linier linier Sp2 BCl3 3 0 3 Segitiga Segitiga Sp23 CH4 4 0 4 Tetrahedra

lTetrahedral

Sp3

4 NH3 3 1 4 tetrahedral Piramida Sp35 PCl5 5 0 5 Trigonal

bipiramidaTrigonal bipiramida

Sp3d

6 AlCl3 3 0 3 Segitiga datar

Segitiga datar

Sp2

7 KrF2 2 3 5 Trigonal bipiramida

Linier Sp3d

8 BrF3 3 2 5 Trigonal bipiramida

Bentuk T Sp3d

9 PH4+ 4 0 4 Tetrahedra

lTetrahedral

Sp3d

10 PCl6- 6 0 6 Oktahedral Oktahedral Sp3

11 XeF4 4 2 6 Oktahedral Bujur sangkar

Sp3d3

12 OCl2 2 2 4 Tetrahedral

Sudut Sp3d2

13 BrF4- 4 2 6 Oktahedral Bujur

sangkarSp3d2

14 ICl3 3 2 5 Trigonal Bentuk T sp3d15 SiF5

- 5 0 5 Trigonal bipiramida

Trigonal bipiramida

sp3d

 

1. VI.        TEORI HIBRIDISASI VS TEORI ORBITAL MOLEKUL

Teori hibridisasi adalah bagian yang tak terpisahkan dari kimia organik dan secara umum didiskusikan bersama dengan teori orbital molekul dalam buku

pelajaran kimia organik tingkat lanjut. Walaupun teori ini masih digunakan secara luas dalam kimia organik, teori hibridisasi secara luas telah ditinggalkan pada

kebanyakan cabang kimia lainnya. Masalah dengan teori hibridisasi ini adalah kegagalan teori ini dalam memprediksikan spektra fotoelektron dari kebanyakan

molekul, meliputi senyawa yang paling dasar seperti air dan metana. Dari sudut pandang pedagogi, pendekatan hibridisasi ini cenderung terlalu menekankan

lokalisasi elektron-elektron ikatan dan tidak secara efektif mencakup simetri molekul seperti yang ada pada teori orbital molekul.

1. VII.     RINGKASAN ATURAN PENGHIBRIDAAN

Berikut adalah ringkasan aturan dalam proses hibridisasi :                              

1. Penghibridan adalah proses orbital pada satu atom (atau ion). Sebaliknya, pembentukan orbital molekul memerlukan pencampuran orbital yang semula berpusat pada atom yang berbeda (atom sejenis atau tidak sejenis).

2. Hanya orbital yang energinya berdekatan yang dicampur membentuk hibrida yang baik. Untuk tujuan ini, orbital yang dimaksudkan ialah yang tergolong ke dalam ‘golongan energi’ yang sama.

3. Banyaknya orbital yang dicampurkan selalu sama dengan banyaknya hibrida yang diperoleh.

4. Dalam penghibridaan, kita mencampur sejumlah orbital, bukan sejumlah elektron. Misalnya, jika kita ingin membentuk hibrida dwigonal (sp) pada atom dengan konfigurasi tiga-elektron, 2s2 2p1, maka kita campurkan orbital s dan p untuk mendapatkan dua hibrida ф1 ф2 dan kemudian menata elektron kedalamnya, mungkin menjadi ф12 ф21.

5. Segera setelah orbital digunakan untuk membangun hibrida, orbital ini tidak lagi tersedia untuk ditempati elektron dalam bentuk ‘murni’, karena orbital 2s tidak lagi dalam keadaan itu.

6. Kebanyakan hibrida bersifat sama, tetapi tidak selalu sama; perbedaannya satu sama lain terutama pada orientasinya dalam ruang. Gambaran yang benar untuk hibrida sp dalam penampang lintangnya disajaikan pada gambar 4.12.bentuk tiga dimensi dibuat diruang dengan memutar sumbu z tanpa tranlasi, jadi cukup memutarnya dengan jari.

7. Karena orbital s tidak mempunyai arah dalam bidang xyz, maka orbital ini tidak mnambah arah dalam pembentukan hibrida. Orbital s hanya menanmbah ‘gemuk’.

8. Orbital lain yang arahnya jelas di ruang (px, pz, dxy, dyz, dan lain-lain) menentukan arah hibrida. Mencampur orbital dekat-x dan dekat-y dengan orbital s menghasilkan hibrida mendekati bidang xy, mencampur orbital dekat-x dengan orbital s menghasilkan hibrida yang mendekati arah sumbu x.

9. Untuk hibrida yang setara, orientasinya diruang ditentukan oleh (a) banyaknya orbital yang dicampur, karna itu sesuai pula dengan banyaknya hibrida yang diperoleh, (b) arah x, y, dan z hanya terjadi jika orbital ‘murni’ (tidak dicampur),(c) anggapan bahwa jika elektron menempati hibrida, elektron akan berusaha saling menjauhi dengan batas b. Misalnya, kita ingin membentuk tiga hibrida setara dengan mencampur orbital 2s,2px dan 2py pada sebuah atom. Buti b mensyaratkan bahwa arah utama terletak pada bidang xy; butir c mensyaratkan bahwa sudut 360⁰ pada bidang xy dibagi menjadi tiga bagian, sehingga sudut di antara hibrida adalah 120⁰.

10. Jenis hibrida pada strukrur tertentu ditentukan melalui penelitian geometrti molekul (tetapi jika belum ada penelitian, kita masih dapat menduga bentuknya melalui pembandingan dengan molekul yang serupa). Sudut ikatan 120⁰ menyiratkan hibrida

sp2, sistem linear menyiratkan hibrida sp3 dan bentuk tetrahedral atau sudut ikatan 109⁰ menyiratkan hibrida sp3.

 

1. VIII.  SOAL DAN PENYELESAIAN

SOAL :

1. Sebutkan aturan hibridisasi dalam pembentukan ikatan senyawa !2. Tentukan struktur molekul dari PCl5 !

 

PENYELESAIAN :

1. Aturan hibridisasi dalam pembentukan ikatan senyawa, yaitu sebagai berikut :

a)        Orbital yang bergabung harus mempunyai tingkat energi yang sama atau hampir sama;

b)        Orbital hibrid yang terbentuk sama banyaknya dengan orbital yang bergabung;

c)        Dalam hibridisasi, yang bergabung adalah orbital bukan elektron; dan

d)       Sebagian besar orbital hibrid bentuknya mirip tetapi tidak selalu identik.

 

1. PCl5

 

  .  .  .  .  .

P (atom) 

                                  3s                   3p                                       3d

P (tereksitasi)

                                                    

                                  Cl       Cl        Cl      Cl       Cl

P (dalam PCl5)         

                                              sp3d 

Orbital hibrid P adalah sp3d, maka PCl5 berstruktur trigonal bipiramid

                  Cl

   Cl             

                  P                Cl

         Cl   

                             Cl

1. IX.    DAFTAR PUSTAKA

 

Achmad, Hiskia. 1986. Kimia I. Jakarta : Karunia, Universitas Terbuka

Companion, Audrey L. 1991. Ikatan Kimia. Bandung : ITB.

Cotton dan Wilkinson. 2009. Kimia Anorganik Dasar. Jakarta : Universitas Indonesia (UI-Press).

Effendy. 2008. Teori VSEPR, Kepolaran dan Gaya Antar Molekul Edisi 2. Malang : Bayumedia Publishing.

Fessenden dan Fessenden. 1982. Kimia Organik Edisi Ketiga Jilid 1. Jakarta : Erlangga.

Rosenberg, Jeromel L dan E. Jasifi. 1992. Kimia Dasar Edisi Keenam. Jakarta : Erlangga.

S. Syukri. 1999.  Kimia Dasar 1. Bandung : ITB.

1. .Ikatan Kimia. Bandung : Bina Aksara.

Syarifuddin, Nuraini. 1994. Ikatan Kimia. Yogyakarta : Gadjah Mada University Press.

 

Situs Internet :

Dwi S, Bardiana. 2009. Hibridisasi sp3. http//kimiadahsyat.blogspot.com/2009/06/hibridisasi-sp3.html. (Online). Diakses pada hari Kamis tanggal 06 Oktober 2001.

Faisal, Muhammad. 2011. Hibridisasi. http//emprorerfaisal.blogspot.com/2011/09/hibridisasi.html. (Online). Diakses pada hari Kamis tanggal 06 Oktober 2011.

 

Peta Konsep

Peta Konsep Asam Basa Garam

 

A. Sifat-Sifat Asam, Basa, dan Garam

Istilah asam (acid) berasal dari bahasa Latin acetum yang berarti cuka. Seperti diketahui, zat utama dalam cuka adalah asam asetat. Basa (alkali) berasal dari bahasa Arab yang berarti abu.

Seperti halnya dengan sabun, basa bersifat kaustik (licin), selain itu basa juga bersifat alkali (bereaksi dengan protein di dalam kulit sehingga sel-sel kulit akan mengalami pergantian). Rasa pahit merupakan salah satu sifat zat yang bersifat basa.

Kita dapat mengenali asam dan basa dari rasanya. Namun, kita dilarang mengenali asam dan basa dengan cara mencicipi karena cara tersebut bukan merupakan cara yang aman. Untuk mengidentifikasi asam dan basa yang baik dan aman dapat dengan menggunakan indikator. Indikator yaitu suatu bahan yang dapat bereaksi dengan asam, basa, atau garam sehingga akan menimbulkan perubahan warna.

1. Asam

Asam merupakan salah satu penyusun dari berbagai bahan makanan dan minuman, misalnya cuka, keju, dan buah-buahan. Menurut Arrhenius, asam adalah zat yang dalam air akan  melepaskan ion H+. Jadi, pembawa sifat asam adalah ion H+ (ion hidrogen), sehingga rumus kimia asam selalu mengandung atom hidrogen. Ion adalah atom atau sekelompok atom yang bermuatan listrik. Kation adalah ion yang bermuatan listrik positif. Adapun anion adalah ion yang bermuatan listrik negatif.

Sifat khas lain dari asam adalah dapat bereaksi dengan berbagai bahan seperti logam, marmer, dan keramik. Reaksi antara asam dengan logam bersifat korosif. Contohnya, logam besi dapat bereaksi cepat dengan asam klorida (HCl) membentuk Besi (II) klorida (FeCl2).

Tabel beberapa contoh asam

Tabel Asam Kehidupan Sehari-hari

Berdasarkan asalnya, asam dikelompokkan dalam 2 golongan, yaitu asam organik dan asam anorganik. Asam organik umumnya bersifat asam lemah, korosif, dan banyak terdapat di alam. Asam anorganik umumnya bersifat asam kuat dan korosif. Karena sifat-sifatnya itulah, maka asam-asam anorganik banyak digunakan di berbagai kebutuhan manusia.

Buah yang bersifat Asam

2.Basa

Dalam keadaan murni, basa umumnya berupa kristal padat dan bersifat kaustik. Beberapa produk rumah tangga seperti deodoran, obat maag (antacid) dan sabun serta deterjen mengandung basa.

Basa adalah suatu senyawa yang jika dilarutkan dalam air (larutan) dapat melepaskan ion hidroksida (OH-). Oleh karena itu, semua rumus kimia basa umumnya mengandung gugus OH.

Jika diketahui rumus kimia suatu basa, maka untuk memberi nama basa, cukup dengan menyebut nama logam dan diikuti kata hidroksida.

Tabel beberapa contoh Basa

Tabel Basa Kehidupan Sehari-hari

Perbedaan Sifat Asam dan Basa

Perbedaan Sifat Asam Basa

3. Garam

Orang mengalami sakit perut disebabkan asam lambung yang meningkat. Untuk menetralkan asam lambung (HCl) digunakan antacid. Antacid mengandung basa yang dapat menetralkan kelebihan asam lambung (HCl).

Umumnya zat-zat dengan sifat yang berlawanan, seperti asam dan basa cenderung bereaksi membentuk zat baru. Bila larutan asam direaksikan dengan larutan basa, maka ion H+ dari asam akan bereaksi dengan ion OH- dari basa membentuk molekul air.

H+ (aq) + OH- (aq) —> H2O (ℓ)

Asam       Basa               Air

Karena air bersifat netral, maka reaksi asam dengan basa disebut reaksi penetralan.

Ion-ion ini akan bergabung membentuk senyawa ion yang disebut garam. Bila garam yang terbentuk ini mudah larut dalam air, maka ion-ionnya akan tetap ada di dalam larutan. Tetapi jika garam itu sukar larut dalam air, maka ion-ionnya akan bergabung membentuk suatu endapan. Jadi, reaksi asam dengan basa disebut juga reaksi penggaraman karena membentuk senyawa garam.Mari kita simak contoh reaksi pembentukan garam berikut!

Asam + Basa —> Garam + Air

Asam klorida + Natrium hidroksida —> Natrium klorida + air

HCl (aq) + Na OH (aq) —> Na Cl (aq) + H2O (ℓ)

Asam             Basa                 Garam             Air

Walaupun reaksi asam dengan basa disebut reaksi penetralan, tetapi hasil reaksi (garam) tidak selalu bersifat netral. Sifat asam basa dari larutan garam bergantung pada kekuatan asam dan basa penyusunnya.

Garam yang berasal dari asam kuat dan basa kuat bersifat netral, disebut garam normal, contohnya NaCl dan KNO3. Garam yang berasal dari asam kuat dan basa lemah bersifat asam dan disebut garam asam, contohnya adalah NH4 Cl. Garam yang berasal dari asam lemah dan basa kuat bersifat basa dan disebut garam basa, contohnya adalah CH3COONa.Contoh asam kuat adalah HCl, HNO3, H2SO4. Adapun KOH, NaOH,Ca(OH)2 termasuk basa kuat.

Tabel beberapa contoh garam

Tabel Garam Kehidupan Sehari-hari

4. Larutan Asam, Basa, dan Garam Bersifat Elektrolit

Ketika seseorang mencari ikan dengan  menggunakan ”setrum” atau aliran listrik yang berasal dari aki,  apa yang terjadi setelah beberapa saat ujung alat yang telah dialiri arus listrik itu dicelupkan ke dalam air sungai? Ternyata ikan yang berada di sekitar ujung alat itu terkena aliran listrik dan pingsan atau mati.

Apakah air dapat menghantarkan listrik?

Sebenarnya air murni adalah penghantar listrik yang buruk. Akan  tetapi bila dilarutkan asam, basa, atau garam ke dalam air maka larutan ini dapat menghantarkan arus listrik. Zat-zat yang larut dalam air dan dapat membentuk suatu larutan yang menghantarkan arus listrik dinamakan larutan elektrolit. Contohnya adalah larutan garam dapur dan larutan asam klorida. Zat yang tidak menghantarkan arus listrik dinamakan larutan nonelektrolit. Contohnya adalah larutan gula dan larutan urea.

Untuk mengetahui suatu larutan dapat menghantarkan arus listrik atau tidak, dapat diuji dengan alat penguji elektrolit. Alat penguji elektrolit sederhana terdiri dari dua elektroda yang dihubungkan dengan sumber arus listrik searah dan dilengkapi dengan lampu, serta bejana yang berisi larutan yang akan diuji. Mari kita lakukan kegiatan berikut untuk mengetahui apakah asam, basa, dan garam dapat menghantarkan arus listrik.

 

B. Identifikasi Asam, Basa, dan Garam

Banyak sekali larutan di sekitar kita, baik yang bersifat asam, basa, maupun netral. Cara menentukan sifat asam dan basa larutan secara tepat yaitu menggunakan indikator. Indikator yang dapat digunakan adalah indikator asam basa. Indikator adalah zat-zat yang menunjukkan indikasi berbeda dalam larutan asam, basa, dan garam. Cara menentukan senyawa bersifat asam, basa, atau netral dapat menggunakan kertas lakmus dan larutan indikator atau indikator alami.

Berikut adalah beberapa cara menguji sifat larutan.

1. Identifikasi dengan Kertas Lakmus

Warna kertas lakmus dalam larutan asam, larutan basa dan larutan bersifat netral berbeda. Ada dua macam kertas lakmus, yaitu lakmus merah dan lakmus biru. Sifat dari masing-masing kertas lakmus tersebut adalah sebagai berikut.

a. Lakmus merah dalam larutan asam berwarna merah dan dalam larutan basa berwarna biru.b. Lakmus biru dalam larutan asam berwarna merah dan dalam larutan basa berwarna biru.c. Lakmus merah maupun biru dalam larutan netral tidak berubah warna.

Identifikasi Kertas Lakmus

2. Identifikasi Larutan Asam dan Basa Menggunakan Indikator Alami

Cara lain untuk mengidentifikasi sifat asam atau basa suatu zat dapat menggunakan indikator alami. Berbagai bunga yang berwarna atau tumbuhan, seperti daun, mahkota bunga, kunyit, kulit manggis, dan kubis ungu dapat digunakan sebagai indikator asam basa.  Ekstrak atau sari dari bahan-bahan ini dapat menunjukkan warna yang berbeda dalam larutan asam basa.

Indikator Alami

Sebagai contoh, ambillah kulit manggis, tumbuklah sampai halus dan campur dengan sedikit air. Warna kulit manggis adalah ungu (dalam keadaan netral). Jika ekstrak kulit manggis dibagi dua dan masing-masing diteteskan larutan asam dan basa, maka dalam larutan asam terjadi perubahan warna dari ungu menjadi cokelat kemerahan. Larutan basa yang diteteskan akan mengubah warna dari ungu menjadi biru kehitaman.

C. Penentuan Skala Keasaman dan Kebasaan

1. Kekuatan Asam dan Basa

Kekuatan suatu asam atau basa tergantung bagaimana senyawa tersebut dapat diuraikan menjadi ion-ion dalam air. Peristiwa terurainya suatu zat menjadi ion-ionnya dalam air disebut ionisasi. Asam atau basa yang terionisasi secara sempurna dalam larutan merupakan asam kuat atau basa kuat. Sebaliknya asam atau basa yang hanya terionisasi sebagian merupakan asam lemah atau basa lemah.

Jika ingin mengetahui kekuatan asam dan basa maka dapat dilakukan percobaan sederhana. Perhatikan nyala lampu saat mengadakan percobaan uji larutan elektrolit. Bila nyala lampu redup berarti larutan tergolong asam atau basa lemah, sebaliknya apabila nyala lampu terang berarti larutan tersebut tergolong asam atau basa kuat.

Uji Kekuatan Asam Basa

Asam kuat atau asam lemah pada konsentrasi yang sama menghantarkan listrik yang berbeda. Nyala lampu pada Gambar (a) tampak redup. Ini berarti larutan yang diuji berupa asam lemah

atau basa lemah. Adapun pada Gambar (b) lampu menyala terang, menandakan bahwa larutan yang diuji berupa asam kuat atau basa kuat.

2. Derajat Keasaman dan Kebasaan (pH dan pOH)

Pada dasarnya derajat/tingkat keasaman suatu larutan (pH = potenz Hydrogen)) bergantung pada konsentrasi ion H+ dalam larutan. Semakin besar konsentrasi ion H+ semakin asam larutan tersebut.

Umumnya konsentrasi ion H+ pada larutan sangat kecil, maka untuk menyederhanakan penulisan digunakan konsep pH untuk menyatakan konsentrasi ion H+. Nilai pH sama dengan negatif logaritma konsentrasi ion H+ dan secara matematika dinyatakan dengan persamaan

pH = – log (H+)

Analog dengan pH, konsentrasi ion OH– juga dapat dinyatakan dengan cara yang sama, yaitu pOH (Potenz Hydroxide) dinyatakan dengan persamaan berikut.

pOH = – log (OH-)

Derajat keasaman suatu zat (pH) ditunjukkan dengan skala 0—14.

a. Larutan dengan pH < 7 bersifat asam.

b. Larutan dengan pH = 7 bersifat netral.

c. Larutan dengan pH > 7 bersifat basa.

Jumlah harga pH dan pOH = 14. Misalnya, suatu larutan memiliki pOH = 5, maka harga pH = 14 – 5 = 9. Harga pH untuk beberapa jenis zat yang dapat kita temukan di lingkungan sehari-hari dinyatakan dalam Tabel.

Tabel Harga pH untuk Beberapa Jenis Zat

Tabel pH

3. Menentukan pH Suatu Larutan

Derajat keasaman (pH) suatu larutan dapat ditentukan menggunakan indikator universal, indikator stick, larutan indiaktor, dan pH meter.

a. Indikator Universal.

Indikator universal merupakan campuran dari bermacam-macam indikator yang dapat menunjukkan pH suatu larutan dari perubahan warnanya. Indikator universal ada dua macam yaitu indikator yang berupa kertas dan larutan.

b. Indikator Kertas (Indikator Stick)

Indikator kertas berupa kertas serap dan tiap kotak kemasan indikator jenis ini dilengkapi dengan peta warna. Penggunaannya sangat sederhana, sehelai indikator dicelupkan ke dalam larutan yang akan diukur pH-nya. Kemudian dibandingkan dengan peta warna yang tersedia.

Indikator Universal

c. Larutan Indikator

Salah satu contoh indikator universal jenis larutan adalah  larutan metil jingga (Metil Orange = MO). Pada pH kurang dari 6 larutan ini berwarna jingga, sedangkan pada pH lebih dari 7 warnanya menjadi kuning.

Larutan Asam Basa

Larutan Indikator

Contoh indikator cair lainnya adalah indikator fenolftalin (Phenolphtalein = pp). pH di bawah 8, fenolftalin tidak berwarna, dan akan berwarna merah anggur apabila pH larutan di atas 10.

d. pH Meter

Pengujian sifat larutan asam basa dapat juga menggunakan pH meter. Penggunaan alat ini dengan cara dicelupkan pada larutan yang akan diuji, pada pH meter akan muncul angka skala yang menunjukkan pH larutan.

pH meter digital

PH meter elektronik

REFERENSI:

Any Winarsih, dkk. 2008. IPA Terpadu untuk SMP/ MTS Kelas VII. Jakarta: Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional

Teguh Sugiyarto. 2008. Ilmu Pengetahuan Alam 1 untuk SMP/ MTs Kelas VII. Jakarta: Pusat Perbukuan Departemen Pendidikan Nasional.