1.
Pembentukan
Ikatan Kovalen dan Struktur Molekul
Ikatan
kovalen biasanya terjadi antar unsur nonlogam
yakni antar unsur yang mempunyai keelektronegatifan relatif besar. Ikata
kovalen juga terbentuk karena proses serah
terima elektron tidak mungkin terjadi.
Hidrogen klorida merupakan
contoh lazim pembentukan ikatan kovalen
dari atom hidrogen dan atom klorin.
Hidrogen dan klorin merupakan
unsur nonlogam dengan harga
keelektronegatifan masing-masing 2,1 dan 3,0.
Konfigurasi elektron atom hidrogen dan atom klorin adalah
H
: 1
Cl
: 2 8 7
Berdasarkan
aturan oktet yang telah diketahui maka atom hidrogen kekurangan 1 elektron dan
atom klorin memerlukan 1 elektron untuk membentuk konfigurasi stabil golongan
gas mulia. Apabila dilihat dari segi keelektronegatifan, klorin mempunyai harga
keelektronegatifan yang lebih besar dari hidrogen
tetapi hal ini tidak serta merta membuat klorin
mampu menarik elektron hidrogen karena hidrogen juga mempunyai
harga keelektronegatifan yang tidak kecil.
Konfigurasi stabil dapat
tercapai dengan pemakaian elektron
bersama. Atom hidrogen dan atom klorin
masing-masing menyumbangkan satu elektron untuk membentuk pasangan elektron
milik bersama.
2.
Bentuk
Molekul
Bentuk
molekul adalah gambaran tentang susunan
atom-atom dalam molekul berdasarkan susunan ruang pasangan elektron dalam atom
atau molekul, baik pasangan elektron yang bebas maupun yang berikatan.Bentuk
suatu molekul dapat diperkirakan berdasarkan teori tolakan pasangan elektron
maupun teori hibridisasi.
Teori tolakan
pasangan elektron
Cara Menentukan Bentuk Molekul
Berdasarkan Teori VSEPR
1.
Tentukan
atom pusatnya.
2.
Cari
tahu nomor atomnya dan buat konfigurasi elektronnya.
3.
Tentukan
jumlah elektron valensinya.
4.
Tentukan
jumlah domain elektron dari atom lain yang berikatan (ligan).
5.
Jumlahkan
elektron dari semua atom.
6.
Bagilah
dua untuk mendapatkan jumlah pasangan elektron.
7.
Tentukan
PEI berdasarkan jumlah atom yang terikat pada atom pusat, sisanya merupakan
PEB.
8.
Tentukan
notasi VSEPR dan bentuk molekul berdasarkan jumlah PEB dan PEI (lihat tabel 1.
sebagai acuan).
2. Teori Domain
Elektron
Teori domain
elektron merupakan penyempurnaan dari
teori VSEPR. Domain elektron berarti kedudukan elektron atau
daerah keberadaan elektron, dengan jumlah domain ditentukan sebagai berikut
(Ralph H. Petrucci, 1985).
1.
Setiap
elektron ikatan (baik itu ikatan tunggal, rangkap, atau rangkap tiga) berarti 1
domain.
2.
Setiap
pasangan elektron bebas berarti 1 domain.
Prinsip-prinsip
Dasar Teori Domain Elektron
Teori domain elektron mempunyai
prinsip-prinsip dasar sebagai berikut (Ralph H. Petrucci, 1985):
1. Antardomain elektron pada kulit
luar atom pusat saling tolak-menolak sehingga domain elektron akan
mengatur diri (mengambil formasi) sedemikian rupa, sehingga tolak-menolak
di antaranya menjadi minimum. Susunan ruang domain elektron yang berjumlah
2 hingga 6 domain yang memberi tolakan minimum, dapat dilihat pada tabel
di bawah.
Urutan kekuatan tolak-menolak di
antara domain elektron adalah:
tolakan
antardomain elektron bebas > tolakan antara domain
elektron bebas dengan domain elektron ikatan > tolakan
antardomain elektron ikatan.
Perbedaan daya tolak ini terjadi
karena pasangan elektron bebas hanya terikat pada satu atom saja, sehingga
bergerak lebih leluasa dan menempati ruang lebih besar daripada pasangan
elektron ikatan. Akibat dari perbedaan daya tolak tersebut adalah
mengecilnya sudut ikatan karena desakan dari pasangan elektron bebas. Hal
ini juga terjadi dengan domain yang mempunyai ikatan rangkap atau rangkap
tiga, yang pasti mempunyai daya tolak lebih besar daripada domain yang
hanya terdiri dari sepasang elektron.
Bentuk molekul hanya ditentukan oleh
pasangan elektron terikat.
Jumlah domain (pasangan elektron)
dalam suatu molekul dapat dinyatakan sebagai berikut.
- Atom pusat dinyatakan dengan lambang A.
- Domain elektron ikatan dinyatakan dengan
X.
- Domain elektron bebas dinyatakan dengan E.
Tipe molekul dapat dinyatakan dengan
menggunakan langkah-langkah sebagai berikut.
1.
Menentukan
jumlah elektron valensi atom pusat (EV).
2.
Menentukan
jumlah domain elektron ikatan (X).
3.
Menentukan
jumlah domain elektron bebas (E).
Contoh
Soal Teori Domain Elektron
Tentukan tipe molekul dari
senyawa-senyawa biner berikut ini:
a. BF3
b. PCl3
c. ClF3
Jawab:
a. Jumlah elektron valensi atom
pusat (boron) = 3
Jumlah domain elektron ikatan (X) =
3
Jumlah domain elektron bebas
Tipe molekul: AX3.
Cara penetapan tipe molekul dengan
menggunakan langkah-langkah di atas hanya berlaku untuk senyawa biner berikatan
tunggal. Untuk senyawa biner yang berikatan rangkap atau ikatan kovalen
koordinasi, maka jumlah elektron yang digunakan untuk membentuk pasangan
terikat menjadi dua kali jumlah ikatan.
3.
Kepolaran
Molekul dan Struktur Molekul
Suatu
molekul bersifat nonpolar apabila.
Tersusun atas atom-atom yang sama seperti P4, S8, dan C60 (fulerena)
dengan ikatan-ikatan yang ada merupakan ikatan kovalen nonpolar.
Tersusun atas atom-atom yang berbeda dengan ikatan-ikatan yang ada
merupakan ikatan kovalen polar, namun karena bentuknya maka ia bersifat
nonpolar seperti molekul-molekul CO2, CH4, PCL5,
SF6. Suatu molekul bersifat
polar apabila tersusun atas atom-atom yang
berbeda dan bentuknya tidak menyebabkan ia bersifat
nonpolar seperti H2O dan NH3. Suatu molekul
yang tersusun atas atom-atom yang sama dapat
juga bersifat polar, misalnya ozon (O3.
Senyawa
polar adalah senyawa yang terbentuk dari
atom-atom yang mempunyai perbedaan keellektronegatifan besar. Pada
senyawa polar, elektron yang digunakan bersama tertarik lebih kuat ke salah
satu atom. Akibatnya salah satu atom akan menjadi lebih
bermuatan negatif dan atom lain bermuatan positif. Untuk atom
bermuatan negatif di beri tanda parsial negatif dan yang positif diberi tanda
parsial positif. Suatu senyawa dikatan polar apabila memilki elektron bebas,
perbedaan keelektronegatifan serta bentuk molekul tidak simetris.
Kepolaran
molekul ditentukan oleh harga momen dipolnya ( ). Suatu molekul bersifat
polar bila > 0 atau 0. Adanya perbedaan
keelektronegatifan antara dua atam yang membentuk ikatan
kovalen menyebabkan atom yang lebih
elektronegatif kekurangan rapatan elektron, sebaliknya
atom yang lebih elektronegatif kelebihan rapatan
elektron. Akibatnya pada atom yang lebih elektronegatif terjadi
muatan parsial positif ( +), sedangkan pada atom yang lebih elektronegatif terjadi
muatan parsial ( -), seperti yang terdapat pada molekul HF.
+ -
Adanya
perbedaan muatan parsial ini menyebabkan timbulnya momen ikatan
yang arahnya dari atom dengan muatan parsial positif ke atom
dengan muatan parsial negatif atau dari atom yang
lebih elektropositif ke atom yang lebih elektronegatif. Arah momen
katan ditunjukkan dengan tanda .
Tanda ini menunjukkan ke atom mana pasangan elektron ikatan kovalen
atau rapatan elektron ikatan kovalen lebih tertarik.
Momen
ikatan timbul bila ikatan kovalen yang terjadi antara dua atom merupakan ikatan
kovalen polar. Ikatan kovalen polar terjadi antara dua atom yang memilki
keelektronegatifan berbeda.
4.
Orbital
yang Tumpang Tindih dan Ikatan Kovalen
Tumpang
tindih orbital akan menyebabkan interaksi dan pencampuran orbital, yang
menghasilkan pembentukan orbital baru. Di bagian ini, mekanisme yang terlibat
dalam pembentukan orbital baru yang berkiatan dengan tumpang tindih orbital
dibahas dengan menggunakan metoda orbital molekul Huckel.
Orbital
atom bertumpang tindih menghasilkan orbital molekul dalam pembentukan molekul,
yaitu fungsi gelombang elektron dalam molekul. Setiap baris dalam diagram
orbital molekul menggambarkan sebuah orbital molekul yang terisi oleh elektron.
Orbital molekul ini mencakup seluruh molekul, sehingga dapat diasumsikan bahwa
elektron akan terisi pada orbital molekul sama seperti elektron terisi pada
orbital atom dengan mengikuti aturan aufbau, kaidah Hund, serta larangan Pauli.
Salah satu pendekatan yang digunakan untuk menggambarkan diagram orbital
molekul untuk molekul diatomik adalah Linear Combination of Atomic Orbitals
approach (LCAO/Pendekatan Kombinasi Linear Orbital Atom). Pendekatan diatas
meliputi hal-hal sebagai berikut:
1.
Orbital
molekul terbentuk dari overlap atau tumpang tindih orbital atom.
2.
Orbital-orbital
atom dengan energi yang sama dapat berinteraksi pada tingkat enegi yang sama.
3.
Dua
orbital yang saling tumpang tindih saling berinteraksi membentuk dua orbital
molekul, yaitu Bonding Molecular Orbital (Orbital Molekul Ikatan) dan
Anti-bonding Molecular Orbital (Orbital Molekul Anti-ikatan).
Kasus
paling sederhana misalnya pada orbital molekul yang dibentuk dari orbital atom
A dan B. Orbital molekul ikatan dibentuk antara A dan B apabila syarat-syarat
berikut ini terpenuhi, yaitu:
1.
Cuping
orbital atom penyusunnya cocok untuk tumpang tindih.
2.
Tanda
positif atau negatif cuping yang bertumpang tindih sama.
3.
Tingkat
energi orbital-orbital atomnya dekat.
5.
Orbital
Hibrida dan Struktur Molekul
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.
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.
Pembentukan ikatan dalam senyawa harus sesuai dengan aturan hibridisasi yaitu :
Pembentukan ikatan dalam senyawa harus sesuai dengan aturan hibridisasi yaitu :
1.
Orbital
yang bergabung harus mempunyai tingkat energi sama atau hampir sama
2.
Orbital
hybrid yang terbentuk sama banyaknya dengan orbital yang bergabung.
3.
Dalam
hibridisasi yang bergabung adalah orbital bukan electron
Pembentukan orbital hybrid melalui
proses ibridisasi adalah sebagai berikut :
1.
Salah
satu electron yang berpasangan berpromosi ke orbital yang lebih tinggi tingkat
energinya sehingga jumlah electron yang tidak berpasangan sama dengan jumlah
ikatan yang akan terbentuk. Atom yang sedemikian disebut dalam keadaan
tereksitasi. Promosi yang mungkin adalah dari ns ken p dan ns ke ns ke nd atau
(n-1)d
2.
Penggabungan
orbital mengakibatkan kerapatan electron lebih besar di daera orbital hybrid.
3.
Terjadi
tumpang tindih orbital hybrid dengan orbital atom lain sehingga membentuk
ikatan kovalen atau kovalen koordinasi.
Beberapa jenis hibridisasi orbital
Disini akan dijelaskan hibridisasi
SP, SP2,SP3
Hibridisai SP
Salah satu contoh
orbital sp terjadi pada Berilium diklorida. Berilium mempunyai 4 orbital dan 2
elektron pada kulit terluar. Pada hibridisasi Berilium dijelaskan bahwa orbital
2s dan satu orbital 2p pada Be terhibridisasi menjadi 2 orbital hibrida sp dan
orbital 2p yang tidak tribridisasi. Hibridisasi sp membentuk geometri
linear dengan sudut 180.
Hibridisasi sp2
Salah
satu contoh orbital hirbid sp2 diasumsikan terjadi pada Boron trifluorida.
Boron mempunyai 4 orbital tapi hanya 3 eletron pada kulit terluar. Hibridisasi
boron mengkombinasikan 2s dan 2 orbital 2p menjadi 3 orbital hybrid sp2 dan 1
orbital yang tidak mengalami hibridisasi. Orbital hybrid sp2 menjadi bentuk
trigonal planar dengan sudut ikatan120.
Hibridisasi sp3
Hibridisasi
satu orbital s dan tiga orbital p, membentuk orbital hibrida sp3 yang
strukturnya tetrahedral. Sudut ikatan dengan orbital ini mendekati 109028’
6.
Ikatan
Rangkap
Ikatan
kovalen rangkap adalah ikatan kimia yang terbentuk dari penggunaan bersama dua atau tiga
pasang elektron (setiap atom yang berikatan memberikan dua atau tiga elektron
valensi untuk digunakan secara bersama-sama). Dengan demikian jumlah PEI adalah
dua atau tiga.
Proses pembentukan ikatan kovalen rangkap :
Proses
Pembentukan Ikatan Kovalen Rangkap 2 pada Molekul O2
Molekul O2 tersusun
atas dua atom O dengan konfigurasi elektron sebagai
berikut:
|
8O
|
=
|
2, 6
|
(memerlukan 2 elektron untuk mencapai kaidah oktet)
|
Berdasarkan konfigurasi elektron atom O di atas, maka atom O akan
stabil jika konfigurasi elektronnya serupa dengan 10Ne = 2, 8
sehingga mencapai kaidah oktet. Agar stabil maka atom
O memerlukan 2 elektron tambahan. Kedua elektron tambahan tersebut dapat
diperoleh dengan cara patungan 2 elektron valensi dari masing-masing atom O
membentuk ikatan kovalen rangkap dua.
Jika digambarkan dengan struktur lewis maka proses pembentukan
ikatan kovalen rangkap dua pada molekul O2 adalah sebagai
berikut
Coba kalian perhatikan gambar struktur lewis pada proses
pembentukan molekul O2 di atas. Jumlah pasangan elektron yang
digunakan bersama (PEI) antara dua atom O adalah 2 pasang (4 elektron) yang
digambarkan dalam bentuk dua garis rumus bangun lewis dimana dua garis mewakili
dua pasang elektron. Karena jumlah PEI adalah dua maka molekul O2 dikatakan
berikatan secara kovalen rangkap dua.
Proses
Pembentukan Ikatan Kovalen Rangkap 2 pada Senyawa CO2
Senyawa CO2 tersusun atas satu atom C dan
dua atom O dengan konfigurasi elektron sebagai berikut:
|
6C
|
=
|
2, 4
|
(memerlukan 4 elektron untuk mencapai kaidah oktet)
|
|
8O
|
=
|
2, 6
|
(memerlukan 2 elektron untuk mencapai kaidah oktet)
|
Untuk mencapai kestabilannya, atom C cenderung menerima 4
elektron, sedangkan atom O cenderung menerima 2 elektron. Jika atom C dan O
saling berikatan, 1 atom C harus menyumbangkan 4 elektron untuk digunakan
bersama. Adapun atom O harus menyumbangkan 2 elektron.
Berapakah jumlah atom O yang harus diikat oleh atom C? jika hanya
1 atom O, atom O telah memenuhi kaidah oktet. Akan tetapi, atom C masih
kekurangan 2 elektron. Agar memenuhi kaidah oktet, atom C harus mengikat 1 atom
O lagi sehingga jumlah atom O yang diikat berjumlah 2 buah.
Pada keadaan ini, atom C dan O sama-sama memenuhi kaidah oktet
(mencapai kestabilan). Dengan menggunakan struktur lewis, proses pembentukan
ikatan kovalen rangkap dua pada senyawa CO2 adalah sebagai
berikut
Pada gambar struktur lewis dalam proses pembentukan senyawa CO2 di
atas, 2 atom O masing-masing berikatan dengan atom C dengan menggunakan 2
pasang elektron ikatan (PEI) secara bersama-sama. Dua pasang PEI digambarkan
dalam bentuk 2 garis pada masing-masing ikatan antara C dengan O.
Dua garis tersebut mewakili 2 pasang elektron ikatan (4 elektron),
karena jumlah pasangan elektron yang digunakan bersama ada 2 pasang maka
senyawa karbon dioksida (CO2) berikatan secara kovalen rangkap dua.
Proses
Pembentukan Ikatan Kovalen Rangkap 3 pada Molekul N2
Molekul N2 tersusun
atas dua atom N dengan konfigurasi elektron sebagai berikut:
|
7N
|
=
|
2, 5
|
(memerlukan 3 elektron untuk mencapai kaidah oktet)
|
Berdasarkan konfigurasi elektron atom N di atas, maka atom N akan
stabil jika konfigurasi elektronnya serupa dengan 10Ne = 2, 8.
Agar stabil maka atom N memerlukan 3 elektron tambahan. Kedua elektron tambahan
tersebut dapat diperoleh jika dua atom N saling berikatan dimana setiap atom N
menyumbangkan 3 elektron untuk digunakan bersama sehingga masing-masing atom N
mencapai kaidah oktet.
Proses pembentukan ikatan kovalen rangkap tiga pada molekul N2 dapat
digambarkan dalam struktur lewis sebagai berikut
Perhatikan gambar struktur lewis pada proses pembentukan molekul N2 di
atas. Jumlah pasangan elektron yang digunakan bersama (PEI) antara dua atom N
adalah 3 pasang (6 elektron) yang digambarkan dalam bentuk tiga garis rumus
bangun lewis dimana tiga garis mewakili tiga pasang elektron. Karena jumlah PEI
adalah tiga maka molekul N2dikatakan berikatan secara kovalen
rangkap tiga.
7.
Struktur
Resonansi
Ada beberapa petunjuk penting untuk menuliskan struktur
resonansi (biasa disebut struktur kanonik) dan untuk prakiraan secara
kualitatif tentang pentingnya.
i. Struktur resonansi adalah
perubahan bolak-balik oleh satu atau sederet pergeseran
elektron.
Biasanya satu senyawa dapat dituliskan dengan satu struktur yang baik
untuknya, dan beberapa struktur yang lain diturunkan dari struktur pertama
tersebut untuk keperluan konsistensi dengan semua sifat-sifatnya yang teramati.
Sebagai ilustrasi, kovalensi unsur-unsur di dalam vinil klorida, rumus molekul
dan prinsip-prinsip kimia organik klasik mengarah pada struktur 10a sebagai
rumus struktur yang baik untuk senyawa tersebut. Akan tetapi bila dikaitkan
dengan hasil penghitungan panjang ikatan C-Cl, ikatan tersebut jauh lebih
pendek daripada ikatan C-Cl dalam alkil klorida sederhana (1,78 Å), momen
dipole-nya lebih kecil (1,44 D) daripada etil klorida (2,05 D), dan lebih inert
terhadap nukleofil; maka bentuk struktur 10bdipandang memberi
kontribusi yang penting kepada struktur hibrida resonansi vinil klorida.
Struktur 10bditurunkan dari struktur 10a melalui
dua pergeseran elektron yang melibatkan pasangan elektron bebas dan
elektron π.
ii. Struktur-struktur
resonansi harus mempunyai elektron tak berpasangan dalam jumlah yang sama.
Apabila kedua struktur mempunyai total elektron yang berbeda maka
strukturstruktur tersebut menyatakan spesies molekul yang berbeda dan tidak
dapat menjadi kontributor resonansi kepada hidrida resonansi yang sama. Akan
tetapi ada kemungkinan struktur-struktur mempunyai elektron yang sama tapi
berbeda jumlah elektron tak berpasangannya.
Jika elektron tak berpasangan dalam 12 mempunyai spin
antiparalel maka elektronelektron tersebut akan bergabung membentuk ikatan dan
akan ekuivalen dengan 11. Jika spin antiparalel dalam 13 kemudian
bergeser lagi sampai membentuk pasangan elektron menghasilkan 11 maka
pastilah 13 ekuivalen dengan11. Akan tetapi jika
elektron tak berpasngan dalam 12 dan 13 mempunyai
spin yang paralel maka struktur-struktur tersebut mempunyai multiplisitas yang
berbeda, maka struktur-struktur tersebut bukan kontributor kepada spesiaes
molekul yang sama seperti struktur 11.
iii. Struktur resonansi yang mengikuti
aturan (ii) adalah struktur yang paling stabil.
Sistem ikatan kovalen dengan dua, empat, atau enam elektron adalah lebih
stabil daripada sistem ikatan satu atau tiga elektron. Panjang ikatan C-C dan
kekuatan ikatan dalam benzena semuanya sama, dan berada di antara nilai ikatan
dalam etana dan etilena. Hal yang perlu dipikirkan adalah ikatan dalam benzena
adalah sistem ikatan tiga elektron. Meskipun demikian, sistem ikatan tiga
elektron jauh lebih lemah (±60 kkal/mol) dibanding dengan ikatan yang ada dalam
benzena. Struktur di mana hidrogen mempunyai lebih dari dua elektron dalam kulit
valensinya (1s) atau atom unsur-unsur periode kedua mempunyai lebih dari
delapan elektron dalam kulit valensinya adalah jauh lebih tidak stabil untuk
menjadi kontributor dalam resonansi suatu molekul dalam kondisi normal. Telah
menjadi kenyataan bahwa unsur-unsur berusaha untuk mempunyai delapan elektron
valensi, dan prinsip ini disebut aturan oktet Lewis. Unsurunsur
dalam periode ketiga dapat menggunakan orbital 3s, 3p, atau 3d dan
bukanlah hal yang tidak umum bagi unsur-unsur periode tersebut untuk menampun
lebih dari delapan elektron dalam kulit valensinya. Sebagai contoh adalah
senyawa belerang dan fosfor.
iv. Semakin kovalen
ikatan-ikatan yang ada dalam suatu struktur ikatan kovalen, semakin tinggi
kestabilannya.
Ketika atom-atom saling mendekati satu sama lain di dalam jarak ikatan
kovalen, masing-masing orbital valensinya akan berganbung membentuk orbital
molekul ikatan atau atom-atom tersebut saling tolak-menolak dengan kuat sampai
berpisah. Setiap ikatan akan menambah sekitar 50-100 kkal/mol kepada kestabilan
sistem, sedangkan perbedaan kestabilan bentuk resonansi hanyalah satu bagian
dari jumlah tersebut, struktur resonansi dengan jumlah ikatan yang lebih besar
biasanya akan lebih stabil.
v. Struktur ikatan
kovalen dipolar umumnya lebih kurang stabil daripada struktur nonpolar.
Dua struktur resonansi asam karboksilat (16a dan 16b)
mempunyai jumlah ikatan yang sama tetapi 16bkurang stabil karena
adanya pemisahan muatan. 35 Semakin jauh terpisah muatan yang tak sejenis,
semakin tidak stabil bentuk resonansi tersebut.
Oleh karena itu, bentuk resonansi ionik butadiena 17d ialah
yang paling tidak stabil, dan 17b yang paling stabil. Tentu
saja bentuk non polar 17a yang paling stabil di antara
semuanya dan memberikan kontribusi yang paling tinggi kepada hibrida resonansi.
Dapat dikatakan bahwa struktur molekul normal adalah yang paling
menyerupai 17a.
vi. Struktur yang melibatkan
muatan formal akan lebih stabil apabila muatan negatif berada pada atom yang
paling elektronegatif dan muatan positif pada atom yang paling kurang
elektronegatif.
Aturan ini menunjukkan bahwa bagi keton, bentuk ionik 18b lebih
stabil daripada 18c, dan hal ini diperkuat secara eksperimen dengan
momen dipole dan sifat-sifat kimia keton. Jadi jika pereaksi karbonil mengadisi
ke ikatan rangkap dua suatu keton, bagian positif pengadisi selalu masuk kepada
atom oksigen.
vii. Semakin berdekatan derajat kestabilan
struktur-struktur resonansi semakin tinggi derajat resonansinya.
Sistem yang melibatkan struktur-struktur ikatan valensi yang ekuivalen
mempunyai derajat resonansi yang tinggi. Spesies-spesies tersebut boleh
bermuatan atau tidak bermuatan. Beberapa contoh sebagai berikut:
Di dalam hal tersebut di atas, muatan berpindah-pindah sehingga memberikan
efek penyebaran muatan dan menghindari akumulasi muatan
berlebih pada satu atom. Prinsip elektronetralitas Pauling
ini diketahui mempunyai efek penstabil. Resonansi
struktur-struktur yang mempunyai jumlah ikatan yang sama (disebut resonansi
isovalen) memberikatn kontribusi beberapa kali lipat daripada jika struktur kontributor
mempunyai jumlah ikatan yang berbeda.
viii. Resonansi hanya dapat terjadi antara struktur yang
hubungannya sangat dekat di mana posisi semua inti atom relatif sama.
Hal ini harus karena berguna untuk membatasi antara resonansi dengan
isomerisomer. Isomer adalah kenyataan sedangkan struktur resonansi adalah
hipotetik dan hanya pendekatan kepada struktur nyata.
Contoh resonansi :
+ ..
- ..
- +
· H2C
= CH – CH = CH2 ↔ CH2 – CH =
CH – CH2 ↔ CH2 – CH = CH – CH2
- +
· CH2
= CH – Cl ↔ :CH2 – CH = Cl
8.
Ikatan
Tunggal dibandingkan Ikatan Rangkap
Ikatan
kovalen tunggal adalah ikatan
dengan satu pasang elektron milik bersama.Di gambarkan dengan tanda satu garis
ikatan.Contoh : ikatan antara atom H (non logam) dan atom Cl (non logam). ikatan kovalen rangkap dua,adalah
ikatan dengan dua pasang elektron milik bersama.Di gambarkan dengan tanda dua
garis ikatan.Contoh : ikatan antar atom O (non logam). Ikatan kovalen
rangkap 3 yaitu ikatan kovalen yang memiliki
3 pasang PEI. Contoh: N2 (Konfigurasi elektron N = 2, 5) .
9.
Molekul
Unsur Nonlogam
Unsur
nonlogam adalah unsur yang tidak memiliki
sifat seperti logam. Pada umumnya, unsur-unsur nonlogam berwujud gas dan padat
pada suhu dan tekanan normal. Contoh unsur nonlogam yang berwujud gas adalah
oksigen, nitrogen, dan helium. Contoh unsur nonlogam yang berwujud padat adalah
belerang, karbon, fosfor, dan iodin. Zat padat nonlogam biasanya keras dan
getas. Unsur nonlogam yang berwujud cair adalah bromin
0 komentar:
Posting Komentar