10.1 Geometri Molekul

Geometri molekul adalah susunan atom tiga dimensi dalam suatu molekul. Geometri molekul mempengaruhi sifat fisika dan sifat kimia suatu molekul, seperti titik leleh, titik didih, kerapatan, dan jenis reaksi yang dialaminya. Secara umum, panjang ikatan dan sudut ikatan harus ditentukan dengan eksperimen. Namun, ada prosedur sederhana yang memungkinkan kita untuk memprediksi dengan akurasi tinggi geometri keseluruhan molekul atau ion jika kita mengetahui jumlah elektron yang mengelilingi atom pusat dalam struktur Lewis-nya. Dasar dari pendekatan ini adalah asumsi bahwa pasangan elektron di kulit valensi atom saling tolak-menolak. Kulit valensi adalah kulit atom terluar elektron terluar; kulit valensi memegang elektron yang biasanya terlibat dalam ikatan kimia. Dalam ikatan kovalen, sepasang elektron, sering disebut pasangan elektron ikatan, berperan untuk menyatukan dua atom. Namun, dalam molekul poliatomik, di mana ada dua ikatan atau lebih antara atom pusat dan atom-atom di sekitarnya, tolakan antar elektron dalam pasangan elektron ikatan yang berbeda menyebabkan mereka tetap terpisah sejauh mungkin. Geometri yang akhirnya diasumsikan oleh molekul (sebagaimana ditentukan oleh posisi semua atom) meminimalkan tolakan. Pendekatan untuk mempelajari geometri molekul ini disebut model Valensi-Shell Electron-Pair Repulsion (VSEPR), karena ini menjelaskan pengaturan geometri pasangan elektron di sekitar atom pusat dalam hal tolakan elektrostatik antara pasangan elektron.

Dua aturan umum mengatur penggunaan model VSEPR:

1. Sejauh yang berkaitan dengan tolakan pasangan elektron, ikatan rangkap dan ikatan rangkap tiga dapat diperlakukan seperti ikatan tunggal. Perkiraan ini baik untuk tujuan kualitatif. Namun, kita harus menyadari bahwa pada kenyataannya ikatan rangkap "lebih besar" daripada ikatan tunggal; yaitu, karena ada dua atau tiga ikatan antara dua atom, kerapatan elektron menempati lebih banyak ruang.
2. Jika sebuah molekul memiliki dua atau lebih struktur resonansi, kita dapat menerapkan model VSEPR ke salah satu dari mereka. Muatan formal biasanya tidak ditampilkan.

Dengan mengingat model ini, kita dapat memprediksi geometri molekul (dan ion) secara sistematis. Untuk tujuan ini, mudah untuk membagi molekul menjadi dua kategori, berdasarkan apakah atom pusat memiliki pasangan elektron bebas atau tidak.

Molekul Yang Atom Pusatnya Tidak Memiliki Pasangan Elektron Bebas

Untuk penyederhanaan kita akan mempertimbangkan molekul yang mengandung atom hanya dari dua unsur, A dan B, dimana A adalah atom pusat. Molekul-molekul ini memiliki rumus umum ABx, di mana x adalah bilangan bulat 2, 3,. . . . (Jika x = 1, kita memiliki molekul diatomik AB, yang linier sesuai definisi.) Dalam sebagian besar kasus, x adalah antara 2 sampai 6.

Tabel 10.1 menunjukkan beberapa kemungkinan pengaturan pasangan elektron di sekitar atom pusat A. Sebagai hasil dari tolakan timbal balik, pasangan elektron tinggal sejauh mungkin dari satu sama lain. Perhatikan bahwa Tabel 10.1 menunjukkan pengaturan pasangan elektron tetapi tidak pada posisi atom yang mengelilingi atom pusat. Molekul-molekul di mana atom pusat tidak memiliki pasangan elektron bebas memiliki salah satu dari lima pengaturan pasangan ikatan ini. Dengan menggunakan Tabel 10.1 sebagai referensi, mari kita perhatikan geometri molekul dengan rumus AB₂, AB₃, AB₄, AB₅, dan AB₆.

AB₂: Berilium Klorida (BeCl₂)

Struktur Lewis dari berilium klorida dalam bentuk gas adalah

Tabel 10.1 Pengaturan Pasangan Elektron Atom Pusat (A) dalam Molekul dan Geometri dari Beberapa Molekul dan Ion Sederhana di mana Atom Pusat Tidak Memiliki Pasangan Elektron Bebas

* Garis-garis berwarna hanya digunakan untuk menunjukkan bentuk keseluruhan; garis-garis bukan representasi ikatan.

Karena pasangan ikatan saling tolak, mereka harus berada di ujung yang berlawanan dari garis lurus agar mereka terpisah sejauh mungkin. Jadi, sudut Cl-Be-Cl diprediksi 180°, dan molekulnya linear (lihat Tabel 10.1). Model "ball-and-stick" BeCl₂ adalah

AB₃: Boron Trifluorida (BF₃)

Boron trifluorida mengandung tiga ikatan kovalen, atau pasangan elektron ikatan. Dalam pengaturan yang paling stabil, tiga ikatan BF menunjuk ke sudut-sudut segitiga sama sisi dengan B di tengah-tengah segitiga:

Menurut Tabel 10.1, geometri BF₃ adalah trigonal planar karena tiga atom ujungnya berada di sudut segitiga sama sisi, yaitu planar:

Dengan demikian, masing-masing dari tiga sudut F-B-F adalah 120°, dan keempat atom terletak pada bidang yang sama.

AB₄: Metana (CH₄)
Struktur Lewis dari metana adalah

Karena ada empat pasangan ikatan, geometri CH₄ adalah tetrahedral (lihat Tabel 10.1). Tetrahedral memiliki empat sisi (prefiks tetra berarti "empat"), atau muka, yang semuanya adalah segitiga sama sisi. Dalam molekul tetrahedral, atom pusat (C dalam hal ini) terletak di tengah tetrahedral dan empat atom lainnya berada di sudut-sudut. Sudut ikatan semuanya 109,5 °.

AB₅: Fosfor Pentaklorida (PCl₅)

Struktur Lewis fosfor pentaklorida (dalam fasa gas) adalah:

Satu-satunya cara untuk meminimalkan gaya tolak di antara pasangan lima ikatan adalah mengatur ikatan PCl dalam bentuk trigonal bipiramida (lihat Tabel 10.1). Trigonal bipiramida dapat dihasilkan dengan menggabungkan dua tetrahedral di bidang segitiga bersama:

Atom pusat (P dalam kasus ini) berada di tengah segitiga bersama dengan atom-atom di sekitarnya diposisikan di lima sudut trigonal bipiramida. Atom-atom yang berada di atas dan di bawah bidang segitiga dikatakan menempati posisi aksial, dan mereka yang berada di bidang segitiga dikatakan menempati posisi ekuator. Sudut antara dua ikatan ekuator adalah 120°; bahwa antara ikatan aksial dan ikatan ekuator adalah 90°, dan bahwa antara dua ikatan aksial adalah 180°.

AB₆: Belerang Heksafluorida (SF₆)

Struktur Lewis dari belerang heksafluorida adalah

Susunan yang paling stabil dari enam pasangan ikatan SF adalah dalam bentuk oktahedral, ditunjukkan pada Tabel 10.1. Sebuah oktahedral memiliki delapan sisi (prefiks okta berarti "delapan"). Itu dapat dihasilkan dengan menggabungkan dua piramida bujur sangkar pada bidang yang sama. Atom pusat (S dalam hal ini) berada di tengah-tengah bidang persegi dan atom-atom di sekitarnya berada di enam sudut. Semua sudut ikatan adalah 90° kecuali yang dibuat oleh ikatan antara atom pusat dan pasangan atom yang secara diametris saling berhadapan. Sudut itu 180°. Karena keenam ikatan tersebut setara dalam molekul oktahedral, kita tidak dapat menggunakan istilah "aksial" dan "ekuator" seperti pada molekul trigonal bipiramida.

Molekul Yang Atom Pusatnya Memiliki Satu atau Lebih Pasangan Elektron Bebas

Menentukan geometri molekul lebih rumit jika atom pusat memiliki pasangan elektron bebas (PEB) dan pasangan elektron ikatan PEI). Dalam molekul semacam itu ada tiga jenis gaya tolak — di antara PEI, di antara PEB, dan antara PEI dan PEB. Secara umum, menurut model VSEPR, gaya tolak menurun dengan urutan sebagai berikut:

tolakan PEB vs PEB > tolakan PEB vs PEI > tolakan PEI vs PEI

Elektron dalam sebuah ikatan dipegang oleh gaya tarik menarik yang diberikan oleh inti dari dua atom yang terikat. Elektron ini memiliki lebih sedikit "distribusi spasial" daripada pasangan elektron bebas; yaitu, mereka mengambil ruang lebih sedikit daripada elektron pasangan bebas, yang berhubungan dengan hanya satu atom tertentu. Karena elektron pasangan bebas dalam molekul menempati lebih banyak ruang, mereka mengalami tolakan yang lebih besar dari pasangan elektron bebas dan pasangan ikatan. Untuk melacak jumlah total pasangan ikatan dan pasangan elektron bebas, kita menunjuk molekul dengan pasangan elektron bebas sebagai ABxEy, di mana A adalah atom pusat, B adalah atom sekitarnya, dan E adalah pasangan elektron bebas pada A. Baik x dan y adalah bilangan bulat; x = 2, 3,. . . , dan y = 1, 2,. . . . Dengan demikian, nilai x dan y masing-masing menunjukkan jumlah atom di sekitarnya dan jumlah pasangan elektron bebas pada atom pusat. Molekul yang paling sederhana seperti itu adalah molekul triatomik dengan satu pasangan elektron bebas pada atom pusat dan rumusnya adalah AB₂E.

Seperti yang ditunjukkan contoh berikut, dalam kebanyakan kasus keberadaan pasangan elektron bebas pada atom pusat membuatnya sulit untuk memprediksi sudut ikatan secara akurat.

AB₂E: Belerang Dioksida (SO₂)
Struktur Lewis belerang dioksida adalah

Karena VSEPR memperlakukan ikatan rangkap seolah-olah ikatan tunggal, molekul SO₂ dapat dilihat terdiri dari tiga pasangan elektron pada atom pusat S. Dari jumlah tersebut, dua adalah pasangan elektron ikatan dan satu adalah pasangan elektron bebas. Dalam Tabel 10.1 kita melihat bahwa susunan keseluruhan dari tiga pasangan elektron adalah trigonal planar. Tetapi karena salah satu pasangan elektron adalah pasangan elektron bebas, molekul SO₂ memiliki bentuk "bengkok".

Karena tolakan pasangan bebas versus pasangan ikatan lebih besar daripada tolakan pasangan ikatan versus pasangan ikatan, dua ikatan belerang-ke-oksigen didorong bersama sedikit dan sudut OSO kurang dari 120°.

AB₃E: Ammonia (NH₃)

Molekul amonia mengandung tiga pasangan elektron ikatan dan satu pasangan elektron bebas:

Seperti yang ditunjukkan Tabel 10.1, susunan keseluruhan empat pasangan elektron adalah tetrahedral. Tetapi dalam NH₃ salah satu pasangan elektron adalah pasangan elektron bebas, sehingga geometri NH₃ adalah piramida trigonal (disebut demikian karena terlihat seperti piramida, dengan atom N di puncak). Karena pasangan bebas menolak pasangan elektron ikatan lebih kuat, tiga pasangan ikatan NH didorong lebih dekat bersama-sama:

Dengan demikian, sudut HNH dalam amonia lebih kecil dari sudut tetrahedral ideal 109,5 ° (Gambar 10.1).

Gambar 10.1 (a) Ukuran relatif dari pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas pada CH₄, NH₃, dan H₂O. (b) sudut ikatan dalam CH₄, NH₃, dan H₂O. Perhatikan bahwa garis putus-putus mewakili sumbu ikatan di belakang bidang kertas, garis terjepit mewakili sumbu ikatan di depan bidang datar, dan garis padat tipis mewakili ikatan di bidang datar.

AB₂E₂: Air (H₂O)

Molekul air mengandung dua pasangan elektron ikatan dan dua pasangan elektron bebas:

Susunan keseluruhan dari empat pasangan elektron dalam air adalah tetrahedral, sama seperti pada amonia. Namun, tidak seperti amonia, air memiliki dua pasangan elektron bebas pada atom pusat O. Pasangan elektron bebas ini cenderung sejauh mungkin dari satu sama lain. Akibatnya, dua pasangan elektron ikatan O-H didorong ke satu sama lain, dan kita memperkirakan penyimpangan yang lebih besar dari sudut tetrahedral daripada di NH₃. Seperti ditunjukkan pada Gambar 10.1, sudut HOH adalah 104,5 °. Geometri H₂O adalah bengkok:

AB₄E: Belerang Tetrafluorida (SF₄)
Struktur Lewis dari SF₄ adalah

Atom pusat S memiliki lima pasangan elektron yang pengaturannya, menurut Tabel 10.1, adalah  trigonal bipiramida. Namun, dalam molekul SF₄, salah satu pasangan elektron adalah pasangan elektron bebas, sehingga molekul harus memiliki salah satu dari geometri berikut:

Tabel 10.2 Geometri Molekul dan Ion Sederhana di mana Atom Pusat Memiliki Satu atau Lebih Pasangan Elektron Bebas

Dalam (a) pasangan elektron bebas menempati posisi ekuator, dan pada (b) pasangan ini menempati posisi aksial. Posisi aksial memiliki tiga pasangan tetangga pada 90° dan satu pada 180°, sedangkan posisi ekuator memiliki dua pasangan tetangga pada 90° dan dua lagi pada 120°. Tolakan lebih kecil untuk (a), dan memang (a) adalah struktur yang diamati secara eksperimen. Bentuk ini kadang-kadang digambarkan sebagai tetrahedral yang terdistorsi (atau jungkat-jungkit jika kita memutar struktur 90° ke kanan untuk melihatnya). Sudut antara atom F dan S aksial adalah 173°, dan antara atom F dan S ekuator adalah 102°.

Tabel 10.2 menunjukkan geometri molekul sederhana di mana atom pusat memiliki satu atau lebih pasangan elektron bebas, termasuk beberapa yang belum kita diskusikan.

Geometri Molekul dengan Lebih dari Satu Atom Pusat

Sejauh ini kita telah membahas geometri molekul yang hanya memiliki satu atom pusat. Secara keseluruhan geometri molekul dengan lebih dari satu atom pusat sulit untuk didefinisikan dalam banyak kasus. Seringkali kita hanya dapat menggambarkan bentuk di sekitar masing-masing atom pusat. Sebagai contoh, pertimbangkan metanol, CH₃OH, yang struktur Lewis-nya ditunjukkan di bawah ini:

Dua atom pusat (nonterminal) dalam metanol adalah C dan O. Kita dapat mengatakan bahwa tiga pasangan elektron ikatan CH dan CO diatur secara tetrahedral dari atom C. Sudut ikatan HCH dan OCH adalah sekitar 109°. Atom O di sini seperti yang ada pada molekul air karena memiliki dua pasangan elektron bebas dan dua pasangan elektron ikatan. Oleh karena itu, bagian HOC dari molekul bengkok, dan sudut HOC kira-kira sama dengan 105° (Gambar 10.2).

Pedoman untuk Menerapkan Model VSEPR

Setelah mempelajari geometri molekul dalam dua kategori (atom pusat dengan dan tanpa pasangan elektron bebas), mari kita perhatikan beberapa aturan untuk menerapkan model VSEPR pada semua jenis molekul:

1. Tulis struktur molekul Lewis, dengan mempertimbangkan hanya pasangan elektron di sekitar atom pusat (yaitu, atom yang terikat pada lebih dari satu atom lainnya).
2. Hitung jumlah pasangan elektron di sekitar atom pusat (pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas). Perlakukan ikatan rangkap dua dan rangkap tiga seolah-olah itu ikatan tunggal. Lihat Tabel 10.1 untuk memprediksi pengaturan keseluruhan pasangan elektron.
3. Gunakan Tabel 10.1 dan 10.2 untuk memprediksi geometri molekul.
4. Dalam memprediksi sudut ikatan, perhatikan bahwa pasangan bebas menolak pasangan bebas lain atau pasangan ikatan lebih kuat dari pasangan ikatan menolak pasangan ikatan lainnya. Ingatlah bahwa secara umum tidak ada cara mudah untuk memprediksi sudut ikatan secara akurat ketika atom pusat memiliki satu atau lebih pasangan elektron bebas.

Model VSEPR menghasilkan prediksi geometri berbagai struktur molekul yang andal. Kimiawan menggunakan pendekatan VSEPR karena kesederhanaannya. Meskipun ada beberapa kekhawatiran teoritis tentang apakah "tolakan pasangan elektron" benar-benar menentukan bentuk molekul, asumsi bahwa hal itu mengarah pada prediksi yang berguna (dan umumnya dapat diandalkan). Kita tidak perlu bertanya lebih banyak tentang model apa pun pada tahap ini dalam studi ikatan kimia. Contoh 10.1 menggambarkan penerapan VSEPR.

Contoh 10.1

Gunakan model VSEPR untuk memprediksi geometri molekul dan ion berikut:

(a) AsH₃, (b) OF₂, (c) AlCl₄⁻, (d) I₃⁻, (e) C₂H₄.

Strategi

Urutan langkah-langkah dalam menentukan geometri molekul adalah sebagai berikut: 

gambar struktur Lewis → temukan susunan pasangan elektron → temukan susunan pasangan ikatan → tentukan geometri berdasarkan pasangan ikatan

Larutan

(a) Struktur Lewis dari AsH₃ adalah

Ada empat pasangan elektron di sekitar atom pusat; oleh karena itu, pengaturan pasangan elektron adalah tetrahedral (lihat Tabel 10.1). Ingat bahwa geometri molekul hanya ditentukan oleh susunan atom (dalam hal ini atom As dan H). Dengan demikian, jika kita menghapus pasangan elektron bebas maka ada tiga pasangan elektron ikatan dengan geometri piramida trigonal, seperti NH₃. Kita tidak dapat memprediksi sudut HAsH secara akurat, tetapi kita tahu bahwa sudutnya kurang dari 109,5° karena tolakan pasangan elektron ikatan dalam ikatan As-H oleh pasangan elektron bebas pada As lebih besar daripada tolakan antara pasangan ikatan.

(b) Struktur Lewis OF₂ adalah

Ada empat pasangan elektron di sekitar atom pusat; oleh karena itu, pengaturan pasangan elektron adalah tetrahedral (lihat Tabel 10.1). Ingat bahwa geometri molekul hanya ditentukan oleh susunan atom (dalam hal ini atom O dan F). Dengan demikian, Jika kita menghapus dua pasangan elektron bebas maka ada dua pasangan elektron ikatan dengan geometri bengkok, seperti H₂O. Kita tidak dapat memprediksi sudut FOF secara akurat, tetapi kita tahu bahwa sudutnya harus kurang dari 109,5° karena tolakan pasangan elektron ikatan dalam ikatan OOF oleh pasangan elektron bebas pada O lebih besar daripada tolakan antara pasangan ikatan.

(c) Struktur Lewis dari AlCl₄⁻ adalah

Ada empat pasangan elektron di sekitar atom pusat; oleh karena itu, pengaturan pasangan elektron adalah tetrahedral. Karena tidak ada pasangan elektron bebas, pengaturan pasangan elektron ikatan adalah sama untuk semua pengaturan pasangan elektron. Oleh karena itu, AlCl₄⁻ memiliki geometri tetrahedral dan sudut ClAlCl semuanya 109,5°.

(d) Struktur Lewis I₃⁻ adalah

Ada lima pasangan elektron di sekitar atom pusat I; oleh karena itu, pengaturan pasangan elektron adalah trigonal bipiramida. Dari lima pasangan elektron, tiga pasangan elektron bebas dan dua pasangan elektron ikatan. Ingatlah bahwa pasangan elektron bebas secara istimewa menempati posisi ekuator dalam trigonal bipiramida (lihat Tabel 10.2). Dengan demikian, jika kita melepaskan pasangan elektron bebas maka ada dua pasangan elektron ikatan dengan geometri linier untuk I₃⁻, yaitu, ketiga atom I terletak pada garis lurus.

(e) Struktur Lewis dari C₂H₄ adalah

Ikatan C=C diperlakukan seolah-olah itu adalah ikatan tunggal dalam model VSEPR. Karena ada tiga pasangan elektron ikatan di sekitar masing-masing atom C dan tidak ada pasangan elektron bebas, susunan di sekitar setiap atom C memiliki bentuk trigonal planar seperti BF₃, yang dibahas sebelumnya. Dengan demikian, sudut ikatan yang diprediksi dalam C₂H₄ semuanya 120°.

Komentar (1) Ion  I₃⁻ adalah salah satu dari beberapa struktur di mana sudut ikatan (180°) dapat diprediksi secara akurat meskipun atom pusat mengandung pasangan elektron bebas. (2) Dalam C₂H₄, keenam atom terletak pada bidang yang sama. Geometri planar keseluruhan tidak diprediksi oleh model VSEPR, tetapi kita akan melihat mengapa molekul lebih suka bentuk planar ada dibagian bab selanjutnya. Pada kenyataannya, sudutnya mendekati, tetapi tidak sama, dengan 120° karena ikatan tidak semuanya setara.

Latihan. 

Gunakan model VSEPR untuk memprediksi geometri (a) SiBr₄, (b) CS₂, dan (c) NO₃⁻

Ulasan Konsep

Manakah dari geometri berikut memiliki stabilitas yang lebih besar untuk timah (IV) hidrida (SnH₄)?

10. Ikatan Kimia II: Geometri Molekul dan Hibridisasi Orbital Atom

Konsep Penting

• Kita pertama-tama mempelajari peran elektron ikatan dan pasangan elektron bebas pada geometri molekul dengan pendekatan sederhana yang disebut model VSEPR. (10.1)
• Kita mempelajari faktor-faktor yang menentukan apakah suatu molekul memiliki momen dipol dan bagaimana pengukurannya sehingga dapat membantu dalam memahami geometri molekul. (10.2)
• Kita mempelajari pendekatan mekanika kuantum, yang disebut teori Valence Bond (VB), dalam studi ikatan kimia. Teori VB menjelaskan mengapa dan bagaimana ikatan kimia terbentuk dari orbital atom yang tumpang tindih. (10.3)
• Kita mempelajari bahwa pendekatan VB, dalam hal konsep pencampuran atau hibridisasi orbital atom, bertanggung jawab atas pembentukan ikatan kimia dan geometri molekul. (10.4 dan 10.5)
• Kita mempelajari pendekatan mekanika kuantum yang lain dari ikatan kimia, yang disebut teori Orbital Molekul (MO). Teori MO menganggap pembentukan orbital molekul sebagai hasil dari tumpang tindih orbital atom, dan mampu menjelaskan paramagnetisme molekul oksigen. (10.6)
• Kita mempelajari bahwa menulis konfigurasi orbital molekul adalah analog dengan menulis konfigurasi elektron untuk atom di mana baik prinsip ekslusi Pauli dan aturan Hund berlaku. Dengan menggunakan molekul diatomik homonuklir sebagai contoh, kita dapat belajar tentang kekuatan ikatan serta sifat magnetik umum dari konfigurasi orbital molekul. (10.7)
• Konsep pembentukan orbital molekul diperluas hingga orbital molekul yang terdelokalisasi, yang mencakup tiga atau lebih atom. Kita melihat bahwa orbital yang terdelokalisasi ini memberikan stabilitas ekstra pada molekul seperti benzena. (10.8)

Dalam Bab 9, kita telah membahas ikatan kimia dengan teori Lewis. Di sini kita akan mempelajari bentuk, atau geometri, molekul. Geometri memiliki pengaruh penting pada sifat fisik dan sifat kimia molekul, seperti kerapatan, titik leleh, titik didih, dan reaktivitas. Kita akan mempelajari bahwa bentuk molekul dapat diprediksi dengan akurasi yang cukup tinggi menggunakan metode sederhana berdasarkan struktur Lewis.

Teori Lewis tentang ikatan kimia, meskipun bermanfaat dan mudah diterapkan, tetapi tidak dapat menjelaskan bagaimana dan mengapa ikatan kimia terbentuk. Pemahaman yang tepat tentang ikatan kimia berasal dari mekanika kuantum. Oleh karena itu, pada bagian kedua bab ini kita akan menerapkan mekanika kuantum untuk mempelajari geometri dan stabilitas molekul.

Tugas 9

9.1 Ikatan ionik terbentuk antara kation A⁺ dan anion B⁻. Bagaimana energi ikatan ion [lihat Persamaan (9.2)] akan terpengaruh oleh perubahan berikut? (a) menggandakan jari-jari A⁺, (b) melipat-tigakan muatan pada A⁺, (c) menggandakan muatan pada A⁺ dan B⁻, (d) mengurangi jari-jari A⁺ dan B⁻ hingga setengah dari nilai awalnya.

9.2 Gunakan simbol titik Lewis untuk menunjukkan transfer elektron antara atom-atom berikut untuk membentuk kation dan anion: (a) Na dan F, (b) K dan S, (c) Ba dan O, (d) Al dan N

9.3 Untuk masing-masing pasangan unsur berikut, sebutkan apakah senyawa biner yang terbentuk cenderung ionik atau kovalen. Tuliskan rumus empiris dan nama senyawa: (a) I dan Cl, (b) Mg dan F.

9.4 Gunakan siklus Born-Haber yang diuraikan dalam Bagian 9.3 untuk LiF untuk menghitung energi kisi NaCl. [Kalor dari sublimasi Na adalah 108 kJ/mol dan 𝛥H°f (NaCl) = 2411 kJ / mol. Energi yang dibutuhkan untuk memisahkan ½ mol Cl₂ menjadi atom Cl = 121,4 kJ.]

9.5 Urutkan ikatan berikut ini berdasarkan peningkatan karakter ionik: ikatan litium-ke-florin dalam LiF, ikatan kalium-ke-oksigen dalam K₂O, ikatan nitrogen-ke-nitrogen dalam N₂, ikatan sulfur-ke-oksigen dalam SO₂ , ikatan klorin-ke-florin dalam ClF₃.

Latihan 9

9.1 Apa makna simbol titik Lewis? Untuk unsur apa simbol titik Lewis terutama berlaku?

9.2 Gunakan anggota kedua dari setiap golongan dari Golongan 1A sampai golongan 7A untuk menunjukkan bahwa jumlah elektron valensi pada atom unsur sama dengan nomor golongannya.

9.3 Tanpa mengacu pada Gambar 9.1, tulis simbol titik Lewis untuk atom unsur-unsur berikut: (a) Be (b) K, (c) Ca, (d) Ga, (e) O, (f) Br, (g) ) N, (h) I, (i) As, (j) F.

9.4 Tuliskan simbol titik Lewis untuk ion-ion berikut: (a) Li⁺, (b) Cl⁻, (c) S²⁻, (d) Sr²⁺, (e) N³⁻.

9.5 Tuliskan simbol titik Lewis untuk atom dan ion berikut: (a) I, (b) I⁻, (c) S, (d) S²⁻, (e) P, (f) P³⁻, (g) Na, (h) Na⁺, (i) Mg, (j) Mg²⁺, (k) Al, (l) Al³⁺, (m) Pb, (n) Pb²⁺.

9.6 Jelaskan apa ikatan ionik itu!

9.7 Jelaskan bagaimana energi ionisasi dan afinitas elektron menentukan apakah atom unsur akan bergabung membentuk senyawa ionik.

9.8 Sebutkan lima logam dan lima non logam yang sangat mungkin membentuk senyawa ionik. Tulis rumus untuk senyawa yang mungkin dihasilkan dari kombinasi logam dan non logam ini. Beri nama senyawa ini!

9.9 Sebutkan satu senyawa ionik yang hanya mengandung unsur non logam.

9.10 Sebutkan satu senyawa ionik yang mengandung kation poliatomik dan anion poliatomik (lihat Tabel 2.3).

9.11 Jelaskan mengapa ion dengan muatan lebih dari 3 jarang ditemukan dalam senyawa ionik.

9.12 Istilah "massa molar" diperkenalkan pada Bab 3. Apa keuntungan menggunakan istilah "massa molar" ketika kita membahas senyawa ionik?

9.13 Dalam kondisi manakah berikut ini NaCl menghantarkan arus listrik? (a) padat, (b) cair (yaitu, meleleh), (c) dilarutkan dalam air. Jelaskan jawaban Anda!

9.14 Berilium membentuk senyawa dengan klorin yang memiliki rumus empiris BeCl₂. Bagaimana Anda menentukan apakah itu senyawa ionik? (Senyawa ini tidak larut dalam air.)

9.15 Apakah energi kisi dan peran apa yang dimainkannya dalam stabilitas senyawa ionik?

9.16 Jelaskan bagaimana energi kisi senyawa ionik seperti KCl dapat ditentukan dengan menggunakan siklus Born-Haber. Berdasarkan hukum apa prosedur ini didasarkan?

9.17 Tentukan senyawa mana dalam pasangan senyawa ionik berikut yang memiliki energi kisi lebih tinggi: (a) KCl atau MgO, (b) LiF atau LiBr, (c) Mg₃N₂ atau NaCl. Jelaskan pilihan Anda.


9.18 Bandingkan stabilitas (dalam keadaan padat) dari pasangan senyawa berikut: (a) LiF dan LiF₂ (mengandung ion Li²⁺), (b) Cs₂O dan CsO (mengandung ion O⁻), (c) CaBr₂ dan CaBr₃ ( mengandung ion Ca³⁺).

9.19 Apa kontribusi Lewis terhadap pemahaman kita tentang ikatan kovalen? 

9.20 Gunakan contoh untuk menggambarkan masing-masing istilah berikut: pasangan bebas, struktur Lewis, aturan oktet, panjang ikatan.

9.21 Apa perbedaan antara simbol titik Lewis dan struktur Lewis?

9.22 Berapa banyak pasangan elektron bebas yang berada pada atom yang digarisbawahi dalam senyawa ini? HBr, H₂S, CH₄

9.23 Bandingkan ikatan tunggal, rangkap, dan rangkap tiga dalam molekul, dan berikan masing-masing contoh. Untuk atom ikatan yang sama, bagaimana panjang ikatan berubah dari ikatan tunggal menjadi ikatan rangkap tiga?


9.24 Bandingkan sifat-sifat senyawa ionik dan senyawa kovalen.

9.25 Definisikan elektronegativitas, dan jelaskan perbedaan antara elektronegativitas dan afinitas elektron. Jelaskan secara umum bagaimana elektronegativitas unsur berubah sesuai dengan posisinya dalam tabel periodik.


9.26 Apa itu ikatan kovalen polar? Sebutkan dua senyawa yang mengandung satu atau lebih ikatan kovalen polar.

9.27 Ringkas kata-kata penting dari aturan oktet Lewis. Aturan oktet berlaku terutama untuk unsur periode kedua. Jelaskan!


9.28 Jelaskan konsep muatan formal. Apakah muatan formal merupakan representasi sebenarnya dari muatan?

9.29 Jelaskan panjang ikatan, resonansi, dan struktur resonansi. Apa aturan untuk menulis struktur resonansi?

9.30 Apakah mungkin untuk "mendapatkan" struktur resonansi suatu senyawa untuk dipelajari? Jelaskan!

9.31 Mengapa aturan oktet tidak berlaku untuk kebanyakan senyawa yang mengandung unsur-unsur pada periode ketiga dan seterusnya pada tabel periodik?

9.32 Berikan tiga contoh senyawa yang tidak memenuhi aturan oktet. Tuliskan struktur Lewis untuk masing-masing senyawa.

9.33 Karena florin memiliki tujuh elektron valensi (2s²2p⁵), tujuh ikatan kovalen pada prinsipnya dapat terbentuk di sekitar atom. Senyawa seperti itu mungkin FH₇ atau FCl₇. Senyawa ini belum pernah dibuat. Mengapa?


9.34 Apa yang dimaksud dengan ikatan kovalen koordinasi? Apakah ini berbeda dari ikatan kovalen normal?

9.35 Apa itu entalpi ikatan? Entalpi ikatan molekul poliatomik adalah nilai rata-rata, sedangkan molekul diatomik dapat ditentukan secara akurat. Mengapa?


9.36 Jelaskan mengapa ikatan entalpi suatu molekul biasanya didefinisikan dalam istilah reaksi fasa gas. Mengapa proses pemutusan ikatan selalu bersifat endotermik dan proses pembentukan ikatan selalu bersifat eksotermik?

Kata Kunci

Aturan oktet

Elektronegativitas

Entalpi ikatan

Hukum Coulomb,

Ikatan ionik

Ikatan kovalen

Ikatan kovalen koordinasi

Ikatan kovalen polar

Ikatan rangkap

Ikatan rangkap

Ikatan rangkap tiga

Ikatan tunggal

Muatan formal

Panjang ikatan

Pasangan mandiri

Resonansi

Senyawa kovalen

Siklus Born-Haber

Simbol Lewis dot

Struktur Lewis

Struktur resonansi

Ringkasan Pengetahuan Faktual dan Konseptual

1. Simbol Lewis dot menunjukkan jumlah elektron valensi yang dimiliki oleh atom unsur tertentu. Simbol Lewis dot berguna terutama untuk unsur representatif.
2. Unsur-unsur yang paling mungkin membentuk senyawa ionik memiliki energi ionisasi yang rendah (seperti logam alkali dan logam alkali tanah, yang membentuk kation) atau afinitas elektron yang tinggi (seperti halogen dan oksigen, yang membentuk anion).
3. Ikatan ionik adalah produk dari gaya tarik elektrostatik antara ion positif dan ion negatif. Senyawa ionik terdiri dari jaringan besar ion di mana muatan positif dan negatif seimbang. Struktur senyawa ion padat memaksimalkan gaya tarik bersih di antara ion-ion.
4. Energi kisi adalah ukuran stabilitas padatan ion. Ini dapat dihitung melalui siklus Born-Haber, yang didasarkan pada hukum Hess.
5. Dalam ikatan kovalen, dua elektron (satu pasangan) dibagi oleh dua atom. Dalam ikatan kovalen ganda, dua atau tiga pasang elektron dibagi oleh dua atom. Beberapa atom yang terikat secara kovalen juga memiliki pasangan elektron bebas, yaitu pasangan elektron valensi yang tidak terlibat dalam ikatan. Susunan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas dalam molekul diwakili oleh struktur Lewis.
6. Elektronegativitas adalah ukuran kemampuan atom untuk menarik elektron dalam ikatan kimia.
7. Aturan oktet memprediksi bahwa atom membentuk ikatan kovalen yang cukup untuk mengelilingi diri mereka masing-masing dengan delapan elektron. Ketika satu atom dalam pasangan yang terikat secara kovalen menyumbangkan dua elektron ke ikatan, struktur Lewis dapat memasukkan muatan formal pada setiap atom sebagai alat untuk melacak elektron valensi. Ada pengecualian untuk aturan oktet, terutama untuk senyawa berilium kovalen, unsur-unsur dalam Golongan 3A, molekul elektron ganjil, dan unsur-unsur pada periode ketiga dan seterusnya dalam tabel periodik.
8. Untuk beberapa molekul atau ion poliatomik, dua atau lebih struktur Lewis berdasarkan struktur kerangka yang sama memenuhi aturan oktet dan tampak masuk akal secara kimia. Secara bersama-sama, struktur resonansi seperti itu mewakili molekul atau ion lebih akurat daripada struktur tunggal Lewis.
9. Kekuatan ikatan kovalen diukur berdasarkan entalpi ikatannya. Entalpi ikatan dapat digunakan untuk memperkirakan entalpi reaksi.

Rumus Penting

∆Hº = 𝛴Entalpi Ikatan (reaktan) - 𝛴Entalpi Ikatan (produk) (9.3) 

untuk Menghitung perubahan entalpi reaksi dari entalpi ikatan.

NO (Nitrogen Oksida)

Nitrogen Oksida (NO), nitrogen oksida paling sederhana, adalah molekul elektron ganjil, dan karena itu bersifat paramagnetik. Gas tidak berwarna (titik didih: -152°C), NO dapat disiapkan di laboratorium dengan mereaksikan natrium nitrit (NaNO₂) dengan zat pereduksi seperti Fe²⁺ dalam media asam.

NO₂⁻(aq) + Fe²⁺(aq) + 2H⁺ ⟶ NO(g) + Fe³⁺(aq) + H₂O(l) 

Sumber lingkungan nitogen oksida termasuk pembakaran bahan bakar fosil yang mengandung senyawa nitrogen dan reaksi antara nitrogen dan oksigen di dalam mesin mobil pada suhu tinggi.

N₂(g) + O₂(g) ⟶ 2NO(g)

Petir juga berkontribusi pada konsentrasi atmosfer NO. Terkena udara, nitrogen oksida dengan cepat membentuk gas nitrogen dioksida coklat:

2NO(g) + O₂(g) ⟶ 2NO₂(g)

Nitrogen dioksida adalah komponen utama kabut asap.

Sekitar 30 tahun yang lalu para ilmuwan yang mempelajari relaksasi otot menemukan bahwa tubuh kita memproduksi nitrogen oksida untuk digunakan sebagai neurotransmitter. (Neurotransmitter adalah molekul kecil yang berfungsi untuk memfasilitasi komunikasi sel-ke-sel.) Sejak itu, telah terdeteksi dalam setidaknya selusin jenis sel di berbagai bagian tubuh. Sel-sel di otak, hati, pankreas, saluran pencernaan, dan pembuluh darah dapat mensintesis nitrogen oksida. Molekul ini juga berfungsi sebagai racun seluler untuk membunuh bakteri berbahaya. Dan itu belum semuanya: Pada tahun 1996 dilaporkan bahwa NO mengikat hemoglobin, protein pembawa oksigen dalam darah. Tidak diragukan lagi itu membantu mengatur tekanan darah.

Penemuan peran biologis oksida nitrat telah menjelaskan bagaimana nitrogliserin (C₃H₅N₃O₉) bekerja sebagai obat. Selama bertahun-tahun, tablet nitrogliserin telah diresepkan untuk pasien jantung untuk menghilangkan rasa sakit (angina pectoris) yang disebabkan oleh gangguan singkat dalam aliran darah ke jantung, meskipun cara kerjanya tidak dipahami. Kita sekarang tahu bahwa nitrogliserin menghasilkan oksida nitrat, yang menyebabkan otot rileks dan memungkinkan pembuluh darah melebar. Dalam hal ini, menarik untuk dicatat bahwa Alfred Nobel, penemu dinamit (campuran nitrogliserin dan tanah liat yang menstabilkan bahan peledak sebelum digunakan), yang menetapkan hadiah bertuliskan namanya, memiliki masalah jantung. Tetapi dia menolak rekomendasi dokternya untuk menelan sedikit nitrogliserin untuk mengurangi rasa sakit.

Bahwa NO berevolusi sebagai molekul kurir sepenuhnya tepat. Oksida nitrat berukuran kecil sehingga dapat berdifusi dengan cepat dari sel ke sel. Ini adalah molekul yang stabil, tetapi dalam keadaan tertentu itu sangat reaktif, yang menyumbang fungsi pelindungnya. Enzim yang menyebabkan relaksasi otot mengandung zat besi yang nitrat oksida memiliki afinitas tinggi. Ini adalah pengikatan NO pada zat besi yang mengaktifkan enzim. Namun demikian, di dalam sel, di mana efektor biologis adalah molekul yang sangat besar, efek meresap dari salah satu molekul terkecil yang diketahui belum pernah terjadi sebelumnya.

Natrium Klorida - Senyawa Ionik Yang Penting dan Akrab

Kita semua akrab dengan natrium klorida sebagai garam dapur. Ini adalah senyawa ionik yang khas, padatan rapuh dengan titik leleh tinggi (801°C) yang menghantarkan listrik dalam keadaan cair dan dalam larutan berair. Struktur NaCl padat ditunjukkan pada Gambar 2.13.

Salah satu sumber natrium klorida adalah garam batu, yang ditemukan dalam endapan bawah tanah setebal ratusan meter. Garam itu juga diperoleh dari air laut atau air garam (larutan NaCl pekat) dengan penguapan matahari. Natrium klorida juga terjadi di alam sebagai mineral halit.

Natrium klorida lebih sering digunakan daripada bahan lain dalam pembuatan bahan kimia anorganik. Konsumsi zat ini di dunia sekitar 150 juta ton per tahun. Penggunaan utama natrium klorida adalah dalam produksi bahan kimia anorganik penting lainnya seperti gas klor, natrium hidroksida, logam natrium, gas hidrogen, dan natrium karbonat. Ini juga digunakan untuk mencairkan es dan salju di jalan raya dan jalan. Namun, karena natrium klorida berbahaya bagi kehidupan tanaman dan meningkatkan korosi mobil, penggunaannya untuk tujuan ini menjadi perhatian lingkungan yang cukup besar.

9.10 Entalpi Ikatan

Ukuran stabilitas suatu molekul adalah entalpi ikatannya, yang merupakan perubahan entalpi yang diperlukan untuk memutus ikatan tertentu dalam 1 mol molekul gas. (Entalpi ikatan dalam padatan dan cairan dipengaruhi oleh molekul tetangga.) Entalpi ikatan yang ditentukan secara eksperimental dari molekul hidrogen diatomik, misalnya, adalah

H₂(g) → H(g) + H(g) 𝛥H° = 436,4 kJ/mol

Persamaan ini memberi tahu kita bahwa memutus ikatan kovalen dalam 1 mol molekul H₂ gas membutuhkan 436,4 kJ energi. Untuk molekul klorin yang kurang stabil,

Cl₂(g) → Cl(g) + Cl(g) 𝛥H° = 242,7 kJ/mol

Entalpi ikatan juga dapat diukur secara langsung untuk molekul diatomik yang mengandung unsur-unsur yang tidak sama, seperti HCl,

HCl(g) → H(g) + Cl(g) 𝛥H° = 431,9 kJ/mol

serta untuk molekul yang mengandung ikatan rangkap dan rangkap tiga:

O₂(g) → O(g) + O(g) 𝛥H° = 498,7 kJ/mol

N₂(g) → N(g) + N(g) 𝛥H° = 941,4 kJ/mol

Mengukur kekuatan ikatan kovalen dalam molekul poliatomik lebih rumit. Misalnya, pengukuran menunjukkan bahwa energi yang diperlukan untuk memutus ikatan O-H pertama dalam H₂O berbeda dari yang diperlukan untuk memutus ikatan O-H kedua:

H₂O(g) → H(g) + OH(g) 𝛥H° = 502 kJ/mol

OH(g) → H(g) + O(g) 𝛥H° = 427 kJ/mol

Dalam setiap kasus, ikatan O-H terputus, tetapi langkah pertama lebih endotermik daripada yang kedua. Perbedaan antara dua nilai 𝛥H° menunjukkan bahwa ikatan O-H kedua itu sendiri telah mengalami perubahan, karena perubahan dalam lingkungan kimia.

Sekarang kita dapat memahami mengapa entalpi ikatan dari ikatan O-H yang sama dalam dua molekul berbeda seperti metanol (CH₃OH) dan air (H₂O) tidak akan sama: Lingkungan mereka berbeda. Jadi, untuk molekul poliatomik kita berbicara tentang entalpi ikatan rata-rata dari ikatan tertentu. Sebagai contoh, kita dapat mengukur energi ikatan O₋H dalam 10 molekul poliatomik yang berbeda dan memperoleh entalpi ikatan O₋H rata-rata dengan membagi jumlah entalpi ikatan dengan 10. Tabel 9.4 mencantumkan entalpi ikatan rata-rata dari sejumlah molekul diatomik dan poliatomik . Seperti yang dinyatakan sebelumnya, ikatan rangkap tiga lebih kuat dari ikatan rangkap dua, yang, pada gilirannya, lebih kuat dari ikatan tunggal.

Tabel 9.4 Beberapa Entalpi Ikatan Molekul Diatomik* dan Entalpi Ikatan Rata-rata untuk Ikatan dalam Molekul Poliatomik

* Entalpi ikatan untuk molekul diatomik (berwarna) memiliki angka yang lebih signifikan daripada entalpi ikatan untuk ikatan dalam molekul poliatomik karena entalpi ikatan molekul diatomik adalah jumlah yang dapat diukur secara langsung dan tidak dirata-rata pada banyak senyawa. 

† Entalpi ikatan C=O dalam CO₂ adalah 799 kJ/mol.

Penggunaan Entalpi Ikatan dalam Termokimia

Perbandingan perubahan termokimia yang terjadi selama sejumlah reaksi (Bab 6) mengungkapkan variasi yang sangat luas dalam entalpi reaksi yang berbeda. Misalnya, pembakaran gas hidrogen dalam gas oksigen cukup eksotermik:

H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(l) 𝛥H° = 2285,8 kJ/mol

Di sisi lain, pembentukan glukosa (C₆H₁₂O₆) dari air dan karbon dioksida, paling baik dicapai oleh fotosintesis, sangat endotermik:

6CO₂(g) + 6H₂O(l) → C₆H₁₂O₆(s) + 6O₂(g) 𝛥H° = 2801 kJ/mol

Kita dapat menjelaskan variasi tersebut dengan melihat stabilitas reaktan individu dan molekul produk. Bagaimanapun, sebagian besar reaksi kimia melibatkan pembentukan dan pemutusan ikatan. Oleh karena itu, mengetahui entalpi ikatan dan karenanya stabilitas molekul memberi tahu kita sesuatu tentang sifat termokimia dari reaksi yang dialami molekul.

Dalam banyak kasus, dimungkinkan untuk memperkirakan entalpi reaksi dengan menggunakan entalpi ikatan rata-rata. Karena energi selalu diperlukan untuk memutus ikatan kimia dan pembentukan ikatan kimia selalu disertai dengan pelepasan energi, kita dapat memperkirakan entalpi suatu reaksi dengan menghitung jumlah total ikatan yang putus dan terbentuk dalam reaksi dan mencatat semua perubahan energi yang sesuai. Entalpi reaksi dalam fase gas diberikan oleh

𝛥H° = 𝛴BE(reaktan) - 𝛴BE(produk)

= total energi diserap - total energi dilepas

di mana BE berarti entalpi ikatan rata-rata dan 𝛴 adalah tanda penjumlahan. Seperti ditulis, Persamaan (9.3) menangani konvensi tanda untuk 𝛥H°. Jadi, jika total energi diserap lebih besar dari total energi yang dilepaskan, 𝛥H° positif dan reaksinya adalah endotermik. Di sisi lain, jika lebih banyak energi dilepaskan dari yang diserap, 𝛥H° negatif dan reaksinya eksotermik (Gambar 9.8). Jika reaktan dan produk semua molekul diatomik, maka Persamaan (9.3) akan menghasilkan hasil yang akurat karena ikatan entalpi dari molekul diatomik diketahui secara akurat. Jika beberapa atau semua reaktan dan produk adalah molekul poliatomik, Persamaan (9.3) hanya akan menghasilkan hasil perkiraan karena entalpi ikatan yang digunakan adalah rata-rata.

Gambar 9.8 Perubahan entalpi ikatan pada (a) reaksi endotermik dan (b) reaksi eksotermik.

Untuk molekul diatomik, Persamaan (9.3) setara dengan Persamaan (6.18), sehingga hasil yang diperoleh dari dua persamaan ini harus sesuai, seperti digambarkan Contoh 9.13.

Contoh 9.13

Gunakan Persamaan (9.3) untuk menghitung entalpi reaksi untuk proses berikut:

H₂(g) + Cl₂(g) ⟶ 2HCl(g)

Bandingkan hasil Anda dengan yang diperoleh menggunakan Persamaan (6.18).

Strategi

Perlu diingat bahwa pemutusan ikatan adalah proses penyerapan energi (endotermik) dan pembentukan ikatan adalah proses pelepasan energi (eksotermik). Oleh karena itu, perubahan energi secara keseluruhan adalah perbedaan antara dua proses yang berlawanan ini, seperti yang dijelaskan oleh Persamaan (9.3).

Penyelesaian

Kita mulai dengan menghitung jumlah ikatan yang putus dan jumlah ikatan yang terbentuk serta perubahan energi yang terkait. Ini paling baik dilakukan dengan membuat tabel:

Jenis Pemutusan Ikatan	Jumlah Pemutusan Ikatan	Entalpi Ikatan (kJ/mol)	Perubahan Energi (kJ/mol)
H-H (H2)	1	436,4	436,4
Cl-Cl (Cl2)	1	242,7	242,7

Jenis Pembentukan Ikatan	Jumlah Pembentukan Ikatan	Entalpi Ikatan (kJ/mol)	Perubahan Energi (kJ/mol)
H-Cl (HCl)	2	431,9	863,8

Selanjutnya, kita memperoleh energi total yang diterima dan energi total yang dilepaskan:

Energi total yang diterima = 436,4 kJ/mol + 242,7 kJ/mol = 679,1 kJ/mol

Energi total yang dilepas   = 863,8 kJ/mol

Kita menggunakan Persamaan (9.3) untuk menulis

∆Hº= 679,1 kJ/mol − 863,8 kJ/mol = -184,7 kJ/mol

Atau, kita dapat menggunakan Persamaan (6.18) dan data dalam Lampiran 3 untuk menghitung entalpi reaksi:

∆Hº = 2∆H_f^o (HCl) - [∆H_f^o (H₂) + ∆H_f^o (Cl₂)]

       = (2) (92,3 kJ/mol) - (0+0)

       = - 184,6 kJ/mol 

Periksa

Karena reaktan dan produk semuanya adalah molekul diatomik, kita mengharapkan hasil Persamaan (9.3) dan (6.18) sama. Perbedaan kecil di sini disebabkan oleh cara pembulatan.

Latihan
Hitung entalpi reaksi berikut:

H₂(g) + F₂(g) ⟶ 2HF(g)

(a) menggunakan Persamaan (9.3)
(b) menggunakan Persamaan (6.18)

Contoh 9.14 menggunakan Persamaan (9.3) untuk memperkirakan entalpi suatu reaksi yang melibatkan molekul poliatomik.

Contoh 9.14

Perkirakan perubahan entalpi untuk pembakaran gas hidrogen.

2H₂(g) + O₂(g) ⟶ 2H₂O(g)

Strategi

Kita pada dasarnya mengikuti prosedur yang sama seperti pada Contoh 9.13. Namun, perlu diketahui bahwa H₂O adalah molekul poliatomik, jadi kita perlu menggunakan nilai entalpi ikatan rata-rata untuk ikatan O-H.

Penyelesaian
Kita membuat tabel berikut:

Jenis Pemutusan Ikatan	Jumlah Pemutusan Ikatan	Entalpi Ikatan (kJ/mol)	Perubahan Energi (kJ/mol)
H-H (H2)	2	436,4	872,8
O=O (O2)	1	498,7	498,7

Jenis Pembentukan Ikatan	Jumlah Pembentukan Ikatan	Entalpi Ikatan (kJ/mol)	Perubahan Energi (kJ/mol)
O-H (H2O)	4	460	1840

Selanjutnya, kita memperoleh energi total yang diterima dan energi total yang dilepaskan:

Energi total yang diterima = 872,8 kJ/mol + 498,7 kJ/mol = 1371,5 kJ/mol

Energi total yang dilepas   = 1840 kJ/mol

Kita menggunakan Persamaan 9.3 untuk menuliskan

∆Hº= 1371,5 kJ/mol − 1840 kJ/mol = -469 kJ/mol

Hasil ini hanya perkiraan karena entalpi ikatan O-H adalah jumlah rata-rata. Atau, kita dapat menggunakan Persamaan (6.18) dan data dalam Lampiran 3 untuk menghitung entalpi reaksi:

∆Hº = 2∆H_f^o (H₂O) - [2∆H_f^o (H₂) + ∆H_f^o (O₂)]

       = (2) (241,8 kJ/mol) - (0+0)

       = - 483,6 kJ/mol 

Periksa

Perhatikan bahwa nilai estimasi berdasarkan entalpi ikatan rata-rata cukup dekat dengan nilai yang dihitung menggunakan data ∆Hf°. Secara umum, Persamaan (9.3) bekerja paling baik untuk reaksi yang cukup endoterm atau cukup eksoterm, yaitu, reaksi yang ∆H°rxn >100 kJ/mol atau yang ∆H°rxn < -100 kJ/mol.

Latihan
Untuk reaksi berikut:

H₂(g) + C₂H₄(g) ⟶ C₂H₆(g)

(a) Perkirakan entalpi reaksi, dengan menggunakan nilai ikatan entalpi pada Tabel 9.4.

(b) Hitung entalpi reaksi, menggunakan entalpi pembentukan standar. (∆Hf° untuk H₂, C₂H₄, dan C₂H₆ masing-masing adalah 0; 52,3 kJ/mol; dan 284,7 kJ/mol.)

Ulasan Konsep

Berdasarkan pertimbangan entalpi ikatan, menjelaskan fakta bahwa reaksi pembentukan umumnya eksotermik dan reaksi penguraian umumnya endotermik.