Bentuk Molekul – Teori VSEPR, Hibridisasi, dan Polaritas Molekul

Pendahuluan

Bentuk molekul merupakan salah satu aspek penting dalam kimia yang menentukan sifat-sifat fisik dan kimia suatu senyawa. Bentuk tiga dimensi molekul mempengaruhi berbagai sifat seperti titik didih, titik leleh, kelarutan, reaktivitas, dan sifat biologis senyawa. Pemahaman tentang bentuk molekul sangat penting untuk memprediksi sifat-sifat molekul dan interaksinya dengan molekul lain.

Bentuk molekul ditentukan oleh susunan ruang atom-atom dalam molekul tersebut. Susunan ini dipengaruhi oleh tolakan antara pasangan elektron di sekitar atom pusat, baik pasangan elektron ikatan maupun pasangan elektron bebas. Dalam bab ini, kita akan mempelajari teori yang menjelaskan bentuk molekul, konsep hibridisasi orbital, dan bagaimana bentuk molekul mempengaruhi polaritas molekul.

Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion)

Pengertian Teori VSEPR

Teori VSEPR atau Teori Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi adalah teori yang digunakan untuk meramalkan bentuk molekul berdasarkan tolakan antara pasangan elektron di sekitar atom pusat. Teori ini dikembangkan oleh Ronald Gillespie dan Ronald Nyholm pada tahun 1957.

Prinsip dasar teori VSEPR adalah:

1. Pasangan elektron di sekitar atom pusat akan saling tolak-menolak
2. Tolakan ini menyebabkan pasangan elektron mengatur diri sejauh mungkin satu sama lain
3. Susunan yang paling stabil adalah susunan dengan tolakan minimum
4. Bentuk molekul ditentukan oleh posisi atom-atom, bukan posisi elektron

Jenis Pasangan Elektron

Dalam teori VSEPR, terdapat dua jenis pasangan elektron:

1. Pasangan Elektron Ikatan (PEI) Pasangan elektron yang digunakan untuk membentuk ikatan antara atom pusat dengan atom lain. PEI dapat berupa:

• Ikatan tunggal (1 pasangan elektron)
• Ikatan rangkap dua (2 pasangan elektron, dihitung sebagai 1 domain elektron)
• Ikatan rangkap tiga (3 pasangan elektron, dihitung sebagai 1 domain elektron)

2. Pasangan Elektron Bebas (PEB) Pasangan elektron yang tidak digunakan untuk berikatan dan tetap berada di sekitar atom pusat.

Urutan Kekuatan Tolakan

Tidak semua tolakan antara pasangan elektron memiliki kekuatan yang sama. Urutan kekuatan tolakan dari yang terkuat adalah:

PEB – PEB > PEB – PEI > PEI – PEI

Alasan perbedaan kekuatan tolakan:

• Pasangan elektron bebas hanya terikat pada satu inti atom sehingga lebih menyebar dan membutuhkan ruang lebih besar
• Pasangan elektron ikatan tertarik oleh dua inti atom sehingga lebih terlokalisasi
• Tolakan yang lebih kuat akan menyebabkan penyimpangan sudut ikatan dari sudut ideal

Notasi VSEPR

Bentuk molekul dapat dinyatakan dengan notasi AXmEn, di mana:

• A = atom pusat
• X = atom yang terikat pada atom pusat
• m = jumlah atom yang terikat (jumlah PEI)
• E = pasangan elektron bebas
• n = jumlah pasangan elektron bebas

Contoh:

• H2O: AX2E2 (2 atom H terikat, 2 PEB)
• NH3: AX3E (3 atom H terikat, 1 PEB)
• CH4: AX4 (4 atom H terikat, 0 PEB)

Bentuk-Bentuk Molekul Berdasarkan Teori VSEPR

1. Molekul dengan 2 Domain Elektron (AX2)

Tipe: AX2

• Jumlah PEI: 2
• Jumlah PEB: 0
• Bentuk molekul: Linear
• Sudut ikatan: 180 derajat
• Contoh: BeH2, BeCl2, CO2

Penjelasan: Dua pasangan elektron ikatan akan mengatur diri sejauh mungkin yaitu pada posisi berlawanan (180 derajat) untuk meminimalkan tolakan.

Contoh: CO2

O = C = O

Struktur linear dengan sudut O-C-O = 180 derajat

2. Molekul dengan 3 Domain Elektron

Tipe: AX3

• Jumlah PEI: 3
• Jumlah PEB: 0
• Bentuk molekul: Segitiga planar (trigonal planar)
• Sudut ikatan: 120 derajat
• Contoh: BF3, BCl3, SO3

Penjelasan: Tiga pasangan elektron ikatan mengatur diri dalam bidang datar membentuk segitiga sama sisi dengan sudut 120 derajat.

Contoh: BF3

    F
   /
  B - F
   \
    F

Ketiga atom F berada pada bidang yang sama dengan atom B di tengah.

Tipe: AX2E

• Jumlah PEI: 2
• Jumlah PEB: 1
• Bentuk molekul: Bengkok (bent/angular)
• Sudut ikatan: < 120 derajat (sekitar 117 derajat)
• Contoh: SO2, O3

Penjelasan: Meskipun susunan domain elektronnya segitiga planar, bentuk molekul ditentukan oleh posisi atom saja. Adanya 1 PEB menyebabkan tolakan lebih kuat sehingga sudut ikatan mengecil dari 120 derajat.

Contoh: SO2

  O
 //
S
 \\
  O

Bentuk bengkok dengan sudut O-S-O sekitar 119 derajat.

3. Molekul dengan 4 Domain Elektron

Tipe: AX4

• Jumlah PEI: 4
• Jumlah PEB: 0
• Bentuk molekul: Tetrahedral
• Sudut ikatan: 109,5 derajat
• Contoh: CH4, CCl4, SiH4

Penjelasan: Empat pasangan elektron ikatan mengatur diri membentuk tetrahedral dengan atom pusat di tengah dan keempat atom lain di sudut-sudut tetrahedral.

Contoh: CH4

      H
      |
  H - C - H
      |
      H

Bentuk tiga dimensi menyerupai piramida dengan alas segitiga.

Tipe: AX3E

• Jumlah PEI: 3
• Jumlah PEB: 1
• Bentuk molekul: Piramida trigonal (trigonal pyramidal)
• Sudut ikatan: < 109,5 derajat (sekitar 107 derajat)
• Contoh: NH3, PH3, AsH3

Penjelasan: Susunan domain elektronnya tetrahedral, tetapi karena satu posisi ditempati PEB, bentuk molekul menjadi piramida trigonal. PEB menolak lebih kuat sehingga sudut ikatan mengecil.

Contoh: NH3

    .. (PEB)
    N
   /|\
  H H H

Bentuk piramida dengan atom N di puncak dan 3 atom H di alas.

Tipe: AX2E2

• Jumlah PEI: 2
• Jumlah PEB: 2
• Bentuk molekul: Bengkok (bent/angular)
• Sudut ikatan: < 109,5 derajat (sekitar 104,5 derajat)
• Contoh: H2O, H2S

Penjelasan: Susunan domain elektronnya tetrahedral, tetapi karena dua posisi ditempati PEB, bentuk molekul menjadi bengkok. Dua PEB menolak sangat kuat sehingga sudut ikatan semakin mengecil.

Contoh: H2O

  .. ..  (2 PEB)
    O
   / \
  H   H

Bentuk bengkok dengan sudut H-O-H = 104,5 derajat (lebih kecil dari NH3 karena ada 2 PEB).

4. Molekul dengan 5 Domain Elektron

Tipe: AX5

• Jumlah PEI: 5
• Jumlah PEB: 0
• Bentuk molekul: Bipiramida trigonal (trigonal bipyramidal)
• Sudut ikatan: 90 derajat dan 120 derajat
• Contoh: PCl5, PF5

Penjelasan: Lima pasangan elektron ikatan membentuk bipiramida trigonal dengan 3 atom pada bidang ekuatorial (sudut 120 derajat) dan 2 atom pada posisi aksial (sudut 90 derajat terhadap bidang ekuatorial).

Tipe: AX4E

• Jumlah PEI: 4
• Jumlah PEB: 1
• Bentuk molekul: Jungkat-jungkit (seesaw)
• Sudut ikatan: < 120 derajat dan < 90 derajat
• Contoh: SF4

Penjelasan: PEB menempati posisi ekuatorial karena mengalami tolakan lebih sedikit di posisi tersebut.

Tipe: AX3E2

• Jumlah PEI: 3
• Jumlah PEB: 2
• Bentuk molekul: Bentuk T (T-shaped)
• Sudut ikatan: < 90 derajat
• Contoh: ClF3, BrF3

Tipe: AX2E3

• Jumlah PEI: 2
• Jumlah PEB: 3
• Bentuk molekul: Linear
• Sudut ikatan: 180 derajat
• Contoh: XeF2, I3-

Penjelasan: Ketiga PEB menempati posisi ekuatorial, sehingga dua atom terikat berada pada posisi aksial yang berlawanan, membentuk struktur linear.

5. Molekul dengan 6 Domain Elektron

Tipe: AX6

• Jumlah PEI: 6
• Jumlah PEB: 0
• Bentuk molekul: Oktahedral
• Sudut ikatan: 90 derajat
• Contoh: SF6, PCl6-

Penjelasan: Enam pasangan elektron ikatan membentuk oktahedral dengan atom pusat di tengah dan keenam atom lain di sudut-sudut oktahedral.

Tipe: AX5E

• Jumlah PEI: 5
• Jumlah PEB: 1
• Bentuk molekul: Piramida segiempat (square pyramidal)
• Sudut ikatan: < 90 derajat
• Contoh: BrF5, IF5

Tipe: AX4E2

• Jumlah PEI: 4
• Jumlah PEB: 2
• Bentuk molekul: Segiempat planar (square planar)
• Sudut ikatan: 90 derajat
• Contoh: XeF4, ICl4-

Cara Menentukan Bentuk Molekul

Langkah-langkah menentukan bentuk molekul menggunakan teori VSEPR:

Langkah 1: Tentukan atom pusat Atom pusat biasanya adalah atom yang jumlahnya paling sedikit atau atom yang keelektronegatifannya lebih kecil (kecuali hidrogen).

Langkah 2: Hitung elektron valensi total Jumlahkan elektron valensi dari semua atom dalam molekul. Untuk ion, tambahkan atau kurangi sesuai dengan muatan ion.

Langkah 3: Gambar struktur Lewis Hubungkan atom pusat dengan atom-atom di sekitarnya menggunakan ikatan tunggal, kemudian lengkapi elektron untuk mencapai oktet.

Langkah 4: Tentukan jumlah PEI dan PEB pada atom pusat

• PEI = jumlah atom yang terikat pada atom pusat
• PEB = (elektron valensi atom pusat – jumlah elektron yang digunakan untuk ikatan) / 2

Langkah 5: Tentukan jumlah domain elektron Jumlah domain elektron = PEI + PEB Ikatan rangkap dihitung sebagai 1 domain elektron.

Langkah 6: Tentukan bentuk molekul Gunakan tabel VSEPR berdasarkan jumlah domain elektron dan tipe molekul (AXmEn).

Contoh 1: Menentukan bentuk molekul H2O

Langkah 1: Atom pusat = O Langkah 2: Elektron valensi total = 6 (dari O) + 2 × 1 (dari H) = 8 elektron Langkah 3: Struktur Lewis

  .. ..
    O
   / \
  H   H

Langkah 4:

• PEI = 2 (dua ikatan O-H)
• PEB = 2 (empat elektron bebas = 2 pasangan) Langkah 5: Domain elektron = 2 + 2 = 4 Langkah 6: Tipe AX2E2, bentuk molekul = bengkok, sudut ikatan ≈ 104,5 derajat

Contoh 2: Menentukan bentuk molekul NH3

Langkah 1: Atom pusat = N Langkah 2: Elektron valensi total = 5 (dari N) + 3 × 1 (dari H) = 8 elektron Langkah 3: Struktur Lewis

    ..
    N
   /|\
  H H H

Langkah 4:

• PEI = 3 (tiga ikatan N-H)
• PEB = 1 (dua elektron bebas = 1 pasangan) Langkah 5: Domain elektron = 3 + 1 = 4 Langkah 6: Tipe AX3E, bentuk molekul = piramida trigonal, sudut ikatan ≈ 107 derajat

Contoh 3: Menentukan bentuk molekul CO2

Langkah 1: Atom pusat = C Langkah 2: Elektron valensi total = 4 (dari C) + 2 × 6 (dari O) = 16 elektron Langkah 3: Struktur Lewis

O = C = O

Langkah 4:

• PEI = 2 (dua ikatan rangkap C=O, tetapi dihitung sebagai 2 domain)
• PEB = 0 Langkah 5: Domain elektron = 2 + 0 = 2 Langkah 6: Tipe AX2, bentuk molekul = linear, sudut ikatan = 180 derajat

Hibridisasi Orbital

Pengertian Hibridisasi

Hibridisasi adalah proses pencampuran orbital-orbital atom untuk membentuk orbital hibrida yang baru dan setara. Teori hibridisasi dikembangkan oleh Linus Pauling untuk menjelaskan bentuk molekul dan ikatan kimia yang tidak dapat dijelaskan oleh teori orbital atom sederhana.

Orbital hibrida memiliki karakteristik:

1. Jumlah orbital hibrida = jumlah orbital atom yang bercampur
2. Energi orbital hibrida berada di antara energi orbital atom asalnya
3. Bentuk orbital hibrida lebih terarah sehingga dapat membentuk ikatan yang lebih kuat
4. Orbital hibrida digunakan untuk membentuk ikatan sigma dan menampung PEB

Tipe-Tipe Hibridisasi

1. Hibridisasi sp (Linear)

Pencampuran: 1 orbital s + 1 orbital p → 2 orbital sp

• Geometri: Linear
• Sudut: 180 derajat
• Jumlah domain elektron: 2
• Contoh molekul: BeH2, BeCl2, CO2

Penjelasan untuk BeH2:

• Be memiliki konfigurasi: 1s² 2s²
• Promosi elektron: 1 elektron dari 2s ke 2p
• Hibridisasi: 2s + 2p → 2 orbital sp
• Kedua orbital sp membentuk ikatan dengan 2 atom H

2. Hibridisasi sp² (Trigonal Planar)

Pencampuran: 1 orbital s + 2 orbital p → 3 orbital sp²

• Geometri: Segitiga planar
• Sudut: 120 derajat
• Jumlah domain elektron: 3
• Contoh molekul: BF3, BCl3, C2H4 (atom C)

Penjelasan untuk BF3:

• B memiliki konfigurasi: 1s² 2s² 2p¹
• Promosi elektron: 1 elektron dari 2s ke 2p
• Hibridisasi: 2s + 2px + 2py → 3 orbital sp²
• Ketiga orbital sp² membentuk ikatan dengan 3 atom F
• 1 orbital p (2pz) tidak terhibridisasi

3. Hibridisasi sp³ (Tetrahedral)

Pencampuran: 1 orbital s + 3 orbital p → 4 orbital sp³

• Geometri: Tetrahedral
• Sudut: 109,5 derajat
• Jumlah domain elektron: 4
• Contoh molekul: CH4, NH3, H2O

Penjelasan untuk CH4:

• C memiliki konfigurasi: 1s² 2s² 2p²
• Promosi elektron: 1 elektron dari 2s ke 2p
• Hibridisasi: 2s + 2px + 2py + 2pz → 4 orbital sp³
• Keempat orbital sp³ membentuk ikatan dengan 4 atom H

Penjelasan untuk NH3:

• N memiliki konfigurasi: 1s² 2s² 2p³
• Hibridisasi: 2s + 2px + 2py + 2pz → 4 orbital sp³
• 3 orbital sp³ membentuk ikatan dengan 3 atom H
• 1 orbital sp³ menampung pasangan elektron bebas

Penjelasan untuk H2O:

• O memiliki konfigurasi: 1s² 2s² 2p⁴
• Hibridisasi: 2s + 2px + 2py + 2pz → 4 orbital sp³
• 2 orbital sp³ membentuk ikatan dengan 2 atom H
• 2 orbital sp³ menampung 2 pasangan elektron bebas

4. Hibridisasi sp³d (Trigonal Bipyramidal)

Pencampuran: 1 orbital s + 3 orbital p + 1 orbital d → 5 orbital sp³d

• Geometri: Bipiramida trigonal
• Sudut: 90 derajat dan 120 derajat
• Jumlah domain elektron: 5
• Contoh molekul: PCl5, PF5

Penjelasan untuk PCl5:

• P memiliki konfigurasi: [Ne] 3s² 3p³
• Promosi elektron: menggunakan orbital 3d yang kosong
• Hibridisasi: 3s + 3px + 3py + 3pz + 3d → 5 orbital sp³d
• Kelima orbital sp³d membentuk ikatan dengan 5 atom Cl

5. Hibridisasi sp³d² (Oktahedral)

Pencampuran: 1 orbital s + 3 orbital p + 2 orbital d → 6 orbital sp³d²

• Geometri: Oktahedral
• Sudut: 90 derajat
• Jumlah domain elektron: 6
• Contoh molekul: SF6

Penjelasan untuk SF6:

• S memiliki konfigurasi: [Ne] 3s² 3p⁴
• Promosi elektron: menggunakan orbital 3d yang kosong
• Hibridisasi: 3s + 3px + 3py + 3pz + 3d₁ + 3d₂ → 6 orbital sp³d²
• Keenam orbital sp³d² membentuk ikatan dengan 6 atom F

Hubungan Hibridisasi dengan Bentuk Molekul

Ikatan Sigma dan Pi dalam Hibridisasi

Ikatan Sigma (σ)

• Terbentuk dari tumpang tindih orbital secara langsung (head-to-head)
• Dapat terbentuk dari orbital hibrida atau orbital atom
• Lebih kuat dan tidak mudah putus
• Memungkinkan rotasi bebas

Ikatan Pi (π)

• Terbentuk dari tumpang tindih orbital p secara lateral (side-to-side)
• Hanya terbentuk dari orbital p yang tidak terhibridisasi
• Lebih lemah dan mudah putus
• Mencegah rotasi bebas

Dalam ikatan rangkap:

• Ikatan tunggal: 1 ikatan σ
• Ikatan rangkap dua: 1 ikatan σ + 1 ikatan π
• Ikatan rangkap tiga: 1 ikatan σ + 2 ikatan π

Contoh: Etena (C2H4)

Struktur: H2C=CH2

• Setiap atom C mengalami hibridisasi sp²
• 3 orbital sp² pada setiap C membentuk:
  • 2 ikatan σ dengan 2 atom H
  • 1 ikatan σ dengan atom C lainnya
• 1 orbital p yang tidak terhibridisasi membentuk ikatan π dengan orbital p dari atom C lainnya
• Total: 5 ikatan σ + 1 ikatan π

Contoh: Etuna (C2H2)

Struktur: HC≡CH

• Setiap atom C mengalami hibridisasi sp
• 2 orbital sp pada setiap C membentuk:
  • 1 ikatan σ dengan 1 atom H
  • 1 ikatan σ dengan atom C lainnya
• 2 orbital p yang tidak terhibridisasi membentuk 2 ikatan π
• Total: 3 ikatan σ + 2 ikatan π

Polaritas Molekul

Pengertian Polaritas Molekul

Polaritas molekul adalah sifat molekul yang menunjukkan adanya pemisahan muatan dalam molekul tersebut. Molekul polar memiliki ujung yang bermuatan parsial positif dan ujung yang bermuatan parsial negatif, sedangkan molekul non-polar tidak memiliki pemisahan muatan.

Polaritas molekul dipengaruhi oleh:

1. Perbedaan keelektronegatifan antara atom-atom yang berikatan
2. Bentuk geometri molekul

Keelektronegatifan

Keelektronegatifan adalah kemampuan suatu atom untuk menarik elektron ikatan dalam molekul. Skala keelektronegatifan yang umum digunakan adalah skala Pauling.

Urutan keelektronegatifan beberapa unsur (dari yang terbesar): F (4,0) > O (3,5) > N (3,0) > Cl (3,0) > Br (2,8) > C (2,5) > S (2,5) > I (2,5) > H (2,1)

Perbedaan Keelektronegatifan dan Jenis Ikatan:

• Perbedaan < 0,5: Ikatan kovalen non-polar
• Perbedaan 0,5 – 1,7: Ikatan kovalen polar
• Perbedaan > 1,7: Ikatan ion

Momen Dipol

Momen dipol (μ) adalah ukuran kuantitatif polaritas suatu ikatan atau molekul. Momen dipol merupakan hasil kali muatan (q) dengan jarak pemisahan muatan (d):

μ = q × d

Satuan momen dipol adalah Debye (D), di mana 1 D = 3,34 × 10⁻³⁰ C·m

Dalam molekul poliatomik, momen dipol total adalah penjumlahan vektor dari semua momen dipol ikatan.

Penentuan Polaritas Molekul

Molekul Polar Molekul dikatakan polar jika:

1. Memiliki ikatan polar (perbedaan keelektronegatifan)
2. Bentuk molekul tidak simetris sehingga momen dipol tidak saling meniadakan
3. Momen dipol total ≠ 0

Contoh molekul polar:

• H2O (bengkok)
• NH3 (piramida trigonal)
• HCl (diatomik dengan perbedaan keelektronegatifan)
• SO2 (bengkok)
• CH3Cl (tetrahedral tidak simetris)

Molekul Non-Polar Molekul dikatakan non-polar jika:

1. Tidak memiliki ikatan polar (atom sejenis), atau
2. Memiliki ikatan polar tetapi bentuk molekul simetris sehingga momen dipol saling meniadakan
3. Momen dipol total = 0

Contoh molekul non-polar:

• H2, O2, N2, Cl2 (molekul diatomik sejenis)
• CO2 (linear, momen dipol berlawanan arah)
• CH4 (tetrahedral simetris)
• CCl4 (tetrahedral simetris)
• BF3 (trigonal planar simetris)
• SF6 (oktahedral simetris)

Contoh Analisis Polaritas

Contoh 1: H2O (Polar)

Analisis:

• Ikatan O-H adalah ikatan polar (perbedaan keelektronegatifan = 1,4)
• Bentuk molekul: bengkok (AX2E2)
• Dua momen dipol ikatan O-H tidak berlawanan arah
• Penjumlahan vektor momen dipol menghasilkan momen dipol total yang tidak nol
• Kesimpulan: H2O adalah molekul polar

  δ- O δ+
     / \
    H   H

Arah momen dipol keseluruhan: dari atom H menuju atom O

Contoh 2: CO2 (Non-Polar)

Analisis:

• Ikatan C=O adalah ikatan polar (perbedaan keelektronegatifan = 1,0)
• Bentuk molekul: linear (AX2)
• Dua momen dipol ikatan C=O berlawanan arah dengan besar sama
• Penjumlahan vektor momen dipol saling meniadakan (resultan = 0)
• Kesimpulan: CO2 adalah molekul non-polar

O ← C → O

Kedua momen dipol saling meniadakan

Contoh 3: NH3 (Polar)

Analisis:

• Ikatan N-H adalah ikatan polar (perbedaan keelektronegatifan = 0,9)
• Bentuk molekul: piramida trigonal (AX3E)
• Tiga momen dipol ikatan N-H tidak simetris karena adanya PEB
• Penjumlahan vektor momen dipol menghasilkan momen dipol total yang tidak nol
• Kesimpulan: NH3 adalah molekul polar

Contoh 4: CCl4 (Non-Polar)

Analisis:

• Ikatan C-Cl adalah ikatan polar (perbedaan keelektronegatifan = 0,5)
• Bentuk molekul: tetrahedral (AX4)
• Empat momen dipol ikatan C-Cl tersusun simetris
• Penjumlahan vektor momen dipol saling meniadakan (resultan = 0)
• Kesimpulan: CCl4 adalah molekul non-polar

Contoh 5: CH3Cl (Polar)

Analisis:

• Ikatan C-H relatif non-polar, ikatan C-Cl polar
• Bentuk molekul: tetrahedral tetapi tidak simetris (1 Cl, 3 H)
• Momen dipol ikatan tidak saling meniadakan sempurna
• Kesimpulan: CH3Cl adalah molekul polar

Pengaruh Polaritas terhadap Sifat Molekul

1. Titik Didih dan Titik Leleh

• Molekul polar memiliki titik didih dan titik leleh lebih tinggi daripada molekul non-polar dengan massa molekul relatif yang sama
• Hal ini disebabkan adanya gaya tarik dipol-dipol yang lebih kuat antarmolekul polar
• Contoh: H2O (polar, titik didih 100°C) vs H2S (kurang polar, titik didih -60°C)

2. Kelarutan

• Prinsip “like dissolves like” – molekul polar larut dalam pelarut polar, molekul non-polar larut dalam pelarut non-polar
• Molekul polar seperti gula (C12H22O11) larut dalam air (polar)
• Molekul non-polar seperti minyak (hidrokarbon) larut dalam benzen (non-polar)

3. Daya Hantar Listrik

• Molekul polar dapat membentuk ion dalam larutan sehingga dapat menghantarkan listrik
• Molekul non-polar tidak dapat menghantarkan listrik karena tidak membentuk ion

4. Reaktivitas

• Molekul polar cenderung lebih reaktif karena adanya muatan parsial
• Bagian bermuatan parsial positif dapat diserang oleh nukleofil
• Bagian bermuatan parsial negatif dapat diserang oleh elektrofil

Gaya Antarmolekul

Meskipun bukan termasuk ikatan kimia, gaya antarmolekul sangat berkaitan dengan bentuk dan polaritas molekul. Gaya antarmolekul mempengaruhi sifat fisik zat.

Jenis-Jenis Gaya Antarmolekul

1. Gaya London (Gaya Dispersi)

• Gaya antarmolekul terlemah
• Terjadi pada semua molekul (polar maupun non-polar)
• Disebabkan oleh dipol sesaat yang terbentuk karena pergerakan elektron
• Kekuatan meningkat dengan meningkatnya massa molekul relatif
• Contoh: gaya antarmolekul pada Cl2, CH4, CCl4

2. Gaya Dipol-Dipol

• Terjadi antara molekul polar
• Ujung positif satu molekul tertarik ke ujung negatif molekul lain
• Lebih kuat daripada gaya London
• Contoh: gaya antarmolekul pada HCl, SO2, CH3Cl

3. Ikatan Hidrogen

• Gaya antarmolekul terkuat
• Terjadi antara atom H yang terikat pada atom F, O, atau N dengan pasangan elektron bebas pada atom F, O, atau N dari molekul lain
• Kekuatan: 5-10% dari ikatan kovalen
• Contoh: gaya antarmolekul pada H2O, NH3, HF

Syarat terjadinya ikatan hidrogen:

• Ada atom H yang terikat pada atom F, O, atau N
• Ada atom F, O, atau N yang memiliki pasangan elektron bebas

Contoh ikatan hidrogen pada air:

H-O-H ... H-O-H ... H-O-H
   |         |         |
  H-O-H    H-O-H    H-O-H

Ikatan hidrogen menjelaskan mengapa:

• Air memiliki titik didih yang sangat tinggi (100°C) dibanding H2S (-60°C)
• Es mengapung di atas air (ikatan hidrogen membuat struktur es lebih renggang)
• DNA memiliki struktur heliks ganda (ikatan hidrogen antara basa nitrogen)

Urutan Kekuatan Gaya Antarmolekul

Ikatan Hidrogen > Gaya Dipol-Dipol > Gaya London

Perbandingan:

• Ikatan hidrogen: 10-40 kJ/mol
• Gaya dipol-dipol: 5-25 kJ/mol
• Gaya London: 0,05-40 kJ/mol (tergantung massa molekul)
• Untuk perbandingan, ikatan kovalen: 150-1000 kJ/mol

Aplikasi Konsep Bentuk Molekul

1. Dalam Biokimia

Struktur Protein

• Bentuk tiga dimensi protein menentukan fungsinya
• Ikatan hidrogen mempertahankan struktur sekunder (heliks alfa, lembaran beta)
• Bentuk molekul asam amino mempengaruhi cara mereka berinteraksi

Struktur DNA

• Heliks ganda DNA distabilkan oleh ikatan hidrogen antara basa nitrogen
• Adenin berpasangan dengan Timin (2 ikatan hidrogen)
• Guanin berpasangan dengan Sitosin (3 ikatan hidrogen)

Enzim dan Substrat

• Bentuk molekul enzim harus cocok dengan substrat (lock and key model)
• Situs aktif enzim memiliki bentuk spesifik untuk mengikat substrat

2. Dalam Farmasi

Desain Obat

• Bentuk molekul obat harus cocok dengan reseptor di tubuh
• Polaritas molekul obat mempengaruhi kemampuannya menembus membran sel
• Obat polar sulit menembus membran lipid (non-polar)
• Obat non-polar mudah menembus membran tetapi sulit larut dalam darah

3. Dalam Industri

Detergen

• Molekul detergen memiliki dua bagian: kepala polar dan ekor non-polar
• Kepala polar berinteraksi dengan air
• Ekor non-polar berinteraksi dengan minyak/lemak
• Struktur ini memungkinkan detergen membersihkan kotoran berminyak

Plastik dan Polimer

• Bentuk molekul monomer menentukan sifat polimer yang dihasilkan
• Polimer linear lebih fleksibel
• Polimer bercabang lebih kaku

4. Dalam Lingkungan

Gas Rumah Kaca

• Molekul seperti CO2, CH4, dan H2O dapat menyerap radiasi inframerah
• Bentuk molekul dan polaritas menentukan kemampuan menyerap radiasi
• CO2 (linear) menyerap radiasi dengan cara berbeda dari H2O (bengkok)

Perbandingan Bentuk Molekul

Tabel Ringkasan Bentuk Molekul

Tabel Hubungan Hibridisasi dan Bentuk

Kesalahan Umum dalam Menentukan Bentuk Molekul

Kesalahan 1: Mengabaikan Pasangan Elektron Bebas

Contoh yang Salah: Mengatakan H2O memiliki bentuk linear karena ada 2 atom H.

Penjelasan yang Benar: H2O memiliki 2 PEI dan 2 PEB pada atom O. Bentuk molekulnya bengkok, bukan linear. PEB mempengaruhi bentuk molekul meskipun tidak terlihat.

Kesalahan 2: Menghitung Ikatan Rangkap sebagai Dua Domain

Contoh yang Salah: Mengatakan CO2 memiliki 4 domain elektron karena ada 2 ikatan rangkap dua.

Penjelasan yang Benar: Setiap ikatan rangkap (dua atau tiga) dihitung sebagai 1 domain elektron. CO2 memiliki 2 domain elektron dan bentuk linear.

Kesalahan 3: Mengabaikan Bentuk Geometri dalam Menentukan Polaritas

Contoh yang Salah: Mengatakan CO2 adalah molekul polar karena ikatan C=O adalah polar.

Penjelasan yang Benar: Meskipun ikatan C=O polar, CO2 adalah molekul non-polar karena bentuk linear menyebabkan kedua momen dipol saling meniadakan.

Kesalahan 4: Salah Menentukan Atom Pusat

Contoh yang Salah: Dalam HCN, menentukan H sebagai atom pusat.

Penjelasan yang Benar: Hidrogen tidak pernah menjadi atom pusat karena hanya dapat membentuk 1 ikatan. Dalam HCN, atom pusat adalah C.

Latihan Soal Konsep

Soal 1: Tentukan bentuk molekul dari PCl3.

Pembahasan:

• P memiliki 5 elektron valensi
• 3 elektron digunakan berikatan dengan 3 atom Cl
• Sisa 2 elektron membentuk 1 PEB
• PEI = 3, PEB = 1
• Domain elektron = 4
• Tipe AX3E
• Bentuk: Piramida trigonal
• Hibridisasi: sp³

Soal 2: Apakah molekul BF3 polar atau non-polar?

Pembahasan:

• Ikatan B-F adalah polar (perbedaan keelektronegatifan besar)
• Bentuk molekul: trigonal planar (AX3)
• Ketiga momen dipol tersusun simetris dengan sudut 120°
• Resultan momen dipol = 0
• Kesimpulan: BF3 adalah molekul non-polar

Soal 3: Tentukan hibridisasi atom C dalam molekul CO2.

Pembahasan:

• C membentuk 2 ikatan rangkap dua dengan 2 atom O
• Domain elektron = 2
• Geometri: Linear
• Hibridisasi: sp
• 1 orbital s + 1 orbital p → 2 orbital sp
• 2 orbital p lainnya digunakan untuk ikatan π

Soal 4: Mengapa H2O memiliki titik didih lebih tinggi dari H2S?

Pembahasan:

• H2O dapat membentuk ikatan hidrogen (H terikat pada O)
• H2S tidak dapat membentuk ikatan hidrogen yang kuat
• Ikatan hidrogen adalah gaya antarmolekul yang sangat kuat
• Diperlukan energi lebih besar untuk memutuskan ikatan hidrogen
• Akibatnya, H2O memiliki titik didih lebih tinggi (100°C vs -60°C)

Soal 5: Bandingkan sudut ikatan pada CH4, NH3, dan H2O. Jelaskan perbedaannya.

Pembahasan:

• CH4: sudut ikatan 109,5° (AX4, tetrahedral sempurna, tidak ada PEB)
• NH3: sudut ikatan ~107° (AX3E, 1 PEB menolak lebih kuat, sudut mengecil)
• H2O: sudut ikatan ~104,5° (AX2E2, 2 PEB menolak sangat kuat, sudut semakin mengecil)

Urutan sudut: CH4 > NH3 > H2O Penjelasan: Semakin banyak PEB, semakin kuat tolakan, semakin kecil sudut ikatan

Rangkuman

Teori VSEPR

• Bentuk molekul ditentukan oleh tolakan minimum antara pasangan elektron
• PEB menolak lebih kuat dari PEI
• Bentuk molekul ditentukan oleh posisi atom, bukan elektron

Hibridisasi

• Pencampuran orbital atom membentuk orbital hibrida
• Jumlah orbital hibrida = jumlah domain elektron
• Tipe hibridisasi: sp, sp², sp³, sp³d, sp³d²
• Orbital hibrida membentuk ikatan sigma
• Orbital p tidak terhibridisasi membentuk ikatan pi

Polaritas Molekul

• Ditentukan oleh perbedaan keelektronegatifan dan bentuk molekul
• Molekul polar: momen dipol total ≠ 0
• Molekul non-polar: momen dipol total = 0
• Polaritas mempengaruhi sifat fisik dan kimia

Gaya Antarmolekul

• Urutan kekuatan: Ikatan hidrogen > Dipol-dipol > Gaya London
• Mempengaruhi titik didih, titik leleh, dan kelarutan
• Ikatan hidrogen hanya terjadi pada molekul dengan H-F, H-O, atau H-N

Aplikasi

• Penting dalam biokimia, farmasi, industri, dan lingkungan
• Menentukan sifat dan fungsi molekul
• Dasar untuk memahami interaksi molekuler

Penutup

Pemahaman tentang bentuk molekul sangat penting dalam kimia karena bentuk molekul menentukan sifat-sifat zat. Teori VSEPR memberikan cara sederhana untuk meramalkan bentuk molekul, sementara teori hibridisasi menjelaskan bagaimana orbital atom bergabung untuk membentuk ikatan. Konsep polaritas molekul menghubungkan struktur molekul dengan sifat-sifat fisik dan kimia.

Dalam aplikasi praktis, pengetahuan tentang bentuk molekul digunakan dalam berbagai bidang, mulai dari desain obat-obatan, pembuatan material baru, hingga pemahaman proses biologis. Dengan memahami konsep-konsep dalam bab ini, kita dapat memprediksi dan menjelaskan berbagai fenomena kimia dan alam.

Penguasaan materi bentuk molekul juga menjadi dasar untuk mempelajari topik-topik lanjutan dalam kimia organik, biokimia, dan kimia fisik. Oleh karena itu, penting untuk memahami dengan baik konsep-konsep dasar yang telah dibahas dalam bab ini.

• Author
• Recent Posts

Krisna Dwi Wardhana

Lahir di Padang pada tahun 1991, saya telah tinggal di berbagai wilayah di Indonesia sejak TK hingga kuliah, termasuk Aceh, Palembang, dan Bogor. Saya meraih gelar Sarjana Sains dari FMIPA Universitas Indonesia. Saat ini, saya bekerja sebagai Pendidik di sebuah sekolah swasta di Bogor, Tutor privat sambil tetap fokus mengembangkan Bisakimia.

Latest posts by Krisna Dwi Wardhana (see all)

• Cara Update Data GTK 2026 agar Tunjangan Sertifikasi Cepat Cair - January 19, 2026
• Bentuk Molekul – Teori VSEPR, Hibridisasi, dan Polaritas Molekul - January 19, 2026
• Perbedaan GTK 2025 dan GTK 2026: Perubahan Sistem, Data, dan Dampaknya bagi Guru - January 19, 2026