9.9 Pengecualian Aturan Oktet

Seperti yang disebutkan sebelumnya, aturan oktet berlaku terutama untuk unsur periode kedua. Pengecualian terhadap aturan oktet dibagi ke dalam tiga kategori yang ditandai dengan oktet tidak lengkap, jumlah elektron ganjil, atau lebih dari delapan elektron valensi di sekitar atom pusat.

Oktet Tidak Lengkap

Dalam beberapa senyawa, jumlah elektron yang mengelilingi atom pusat dalam molekul stabil kurang dari delapan. Perhatikan, misalnya, berilium, yang merupakan unsur Golongan 2A (dan periode kedua). Konfigurasi elektron berilium adalah 1s²2s²; Be memiliki dua elektron valensi di orbital 2s. Dalam fase gas, berilium hidrida (BeH₂) berada sebagai molekul diskrit. Sturktu Lewis BeH₂ adalah

H-Be-H

Seperti yang Anda lihat, hanya empat elektron yang mengelilingi atom Be, dan tidak ada cara untuk memenuhi aturan oktet untuk berilium dalam molekul ini.

Unsur-unsur dalam Golongan 3A, khususnya boron dan aluminium, juga cenderung membentuk senyawa yang dikelilingi oleh kurang dari delapan elektron. Ambil boron sebagai contoh. Karena konfigurasi elektronnya adalah 1s²2s²2p¹, boron memiliki total tiga elektron valensi. Boron bereaksi dengan halogen membentuk kelas senyawa yang memiliki rumus umum BX₃, di mana X adalah atom halogen. Dengan demikian, dalam boron trifluorida hanya ada enam elektron di sekitar atom boron:

Struktur resonansi berikut semuanya mengandung ikatan rangkap antara B dan F dan memenuhi aturan oktet untuk boron:

Fakta bahwa panjang ikatan B-F dalam BF₃ (130,9 pm) lebih pendek dari ikatan tunggal (137,3 pm) memberikan dukungan kepada struktur resonansi meskipun dalam setiap kasus muatan formal negatif ditempatkan pada atom B dan muatan formal positif pada atom F yang lebih elektronegatif.

Meskipun boron trifluorida stabil, B mudah bereaksi dengan amonia. Reaksi ini lebih baik diwakili dengan menggunakan struktur Lewis di mana boron hanya memiliki enam elektron valensi di sekitarnya:

Tampaknya sifat-sifat BF₃ paling baik dijelaskan oleh keempat struktur resonansi.

Ikatan B-N dalam senyawa pada bagian atas tadi berbeda dari ikatan kovalen yang dibahas sejauh ini dalam arti bahwa kedua elektron disumbangkan oleh atom N. Jenis ikatan ini disebut ikatan kovalen koordinasi (juga disebut sebagai ikatan datif), yang didefinisikan sebagai ikatan kovalen di mana salah satu atom menyumbangkan kedua elektron. Meskipun sifat-sifat ikatan kovalen koordinasi tidak berbeda dari ikatan kovalen normal (karena semua elektron sama tidak peduli apa pun sumbernya), perbedaannya berguna untuk melacak elektron valensi dan menetapkan muatan formal.

Molekul Mengandung Jumlah Elektron Ganjil

Beberapa molekul mengandung jumlah elektron ganjil. Diantaranya adalah nitrogen oksida (NO) dan nitrogen dioksida (NO₂):

Karena kita membutuhkan jumlah elektron genap untuk pasangan sempurna (untuk mencapai delapan), aturan oktet jelas tidak dapat dipenuhi untuk semua atom dalam molekul ini.

Molekul elektron ganjil kadang-kadang disebut radikal. Banyak radikal sangat reaktif. Alasannya adalah bahwa ada kecenderungan elektron yang tidak berpasangan untuk membentuk ikatan kovalen dengan elektron yang tidak berpasangan pada molekul lain. Misalnya, ketika dua molekul nitrogen dioksida bertabrakan, mereka membentuk dinitrogen tetroksida di mana aturan oktet dipenuhi untuk atom N dan O:

Oktet yang Diperluas (Lebih Dari Delapan Elektron Valensi Di Sekitar Atom Pusat)

Atom-atom dari unsur-unsur periode kedua tidak dapat memiliki lebih dari delapan elektron valensi di sekitar atom pusat, tetapi atom-atom unsur di dalam dan di luar periode ketiga tabel periodik membentuk beberapa senyawa di mana lebih dari delapan elektron mengelilingi atom pusat. Selain orbital 3s dan 3p, unsur pada periode ketiga juga memiliki orbital 3d yang dapat digunakan dalam ikatan. Orbital ini memungkinkan atom untuk membentuk oktet yang diperluas. Salah satu senyawa di mana ada oktet diperluas adalah sulfur hexafluorida, senyawa yang sangat stabil. Konfigurasi elektron sulfur adalah [Ne] 3s²3p⁴. Dalam SF₆, masing-masing dari enam elektron valensi sulfur membentuk ikatan kovalen dengan atom fluor, jadi ada 12 elektron di sekitar atom sulfur pusat:

Dalam Bab 10 kita akan melihat bahwa 12 elektron ini, atau enam pasangan ikatan, ditampung dalam enam orbital yang berasal dari satu 3s, tiga 3p, dan dua dari lima orbital 3d. Belerang juga membentuk banyak senyawa di mana ia mematuhi aturan oktet. Dalam sulfur diklorida, misalnya, S dikelilingi oleh hanya delapan elektron:

Contoh 9.9–9.11 menyangkut senyawa yang tidak mematuhi aturan oktet.

Contoh 9.9

Gambarkan struktur Lewis untuk aluminium triiodida (AlI₃).

Strategi

Kita mengikuti prosedur yang digunakan dalam Contoh 9.5 dan 9.6 untuk menggambar struktur Lewis dan menghitung muatan formal. 

Penyelesaian 

Konfigurasi elektron terluar dari Al dan I masing-masing adalah 3s²3p¹ dan 5s²5p⁵. Jumlah total elektron valensi adalah 3 + 3 x 7 atau 24. Karena Al kurang elektronegatif daripada I, ia menempati posisi sentral dan membentuk tiga ikatan dengan atom I:

Perhatikan bahwa tidak ada muatan formal pada atom Al dan I.

Periksa

Meskipun aturan oktet dipenuhi untuk atom I, hanya ada enam elektron valensi di sekitar atom Al. Jadi, AlI₃ adalah contoh oktet yang tidak lengkap.

Latihan

Gambarkan struktur Lewis untuk BeF₂.

Contoh 9.10

Gambarkan struktur Lewis untuk fosfor pentafluorida (PF₅), di mana kelima atom F terikat pada atom P pusat.

Strategi

Perhatikan bahwa P adalah unsur periode ketiga. Kita mengikuti prosedur yang diberikan dalam Contoh 9.5 dan 9.6 untuk menggambar struktur Lewis dan menghitung muatan formal.

Penyelesaian

Konfigurasi elektron kulit terluar untuk P dan F masing-masing adalah 3s²3p³ dan 2s²2p⁵, sehingga jumlah total elektron valensi adalah 5 + (5 x 7), atau 40. Fosfor, seperti belerang adalah unsur periode-ketiga, dan karena itu dapat memiliki oktet diperluas. Struktur Lewis dari PF₅ adalah

Perhatikan bahwa tidak ada muatan formal pada atom P dan F.

Periksa

Meskipun aturan oktet dipenuhi untuk atom F, ada 10 elektron valensi di sekitar atom P, sehingga memberikan oktet yang diperluas.

Latihan

Gambarkan struktur Lewis untuk arsenik pentafluorida (AsF₅).

Contoh 9.11

Gambarlah struktur Lewis untuk ion sulfat (SO₄²⁻) di mana keempat atom O terikat pada atom S pusat.

Strategi

Perhatikan bahwa S adalah unsur periode ketiga. Kita mengikuti prosedur yang diberikan dalam Contoh 9.5 dan 9.6 untuk menggambar struktur Lewis dan menghitung muatan formal.

Penyelesaian

Konfigurasi elektron terluar dari S dan O masing-masing adalah 3s²3p⁴ dan 2s²2p⁴. 

Langkah 1: Struktur rangka (SO₄²⁻) adalah

Langkah 2: Baik O dan S adalah unsur golongan 6A dan masing-masing memiliki enam elektron valensi. Termasuk dua muatan negatif, oleh karena itu kita harus memperhitungkan total 6 + (4 x 6) + 2, atau 32, elektron valensi dalam SO₄²⁻.

Langkah 3: Kami menggambar ikatan kovalen tunggal antara semua atom ikatan:

Berikutnya kita menunjukkan muatan formal pada atom S dan O:

Periksa 

Salah satu dari enam struktur setara lainnya untuk SO₄²⁻ adalah sebagai berikut:

Struktur ini melibatkan oktet diperluas pada S tetapi dapat dianggap lebih masuk akal karena menanggung lebih sedikit muatan formal. Namun, perhitungan teoritis terperinci menunjukkan bahwa struktur yang paling mungkin adalah struktur yang memenuhi aturan oktet, meskipun memiliki pemisahan muatan formal yang lebih besar. Aturan umum untuk unsur dalam periode ketiga dan seterusnya adalah bahwa struktur resonansi yang mematuhi aturan oktet lebih disukai daripada yang melibatkan oktet diperluas tetapi menanggung lebih sedikit muatan formal.

Latihan

Gambar struktur asam sulfat Lewis (H₂SO₄).

Catatan terakhir tentang oktet yang diperluas: 

Dalam menggambar struktur senyawa Lewis yang mengandung atom pusat dari periode ketiga dan seterusnya, kadang-kadang kita menemukan bahwa aturan oktet dipenuhi untuk semua atom tetapi masih ada elektron valensi yang dibiarkan menempel. Dalam kasus seperti itu, elektron ekstra harus ditempatkan sebagai pasangan elektron bebas pada atom pusat. Contoh 9.12 menunjukkan pendekatan ini.

Contoh 9.12

Gambarlah struktur Lewis dari senyawa gas mulia xenon tetrafluorida (XeF₄) di mana semua atom F terikat pada atom Xe pusat.

Strategi

Perhatikan bahwa Xe adalah unsur periode kelima. Kita mengikuti prosedur dalam Contoh 9.5 dan 9.6 untuk menggambar struktur Lewis dan menghitung muatan formal.

Penyelesaian

Langkah 1: Struktur kerangka XeF₄ adalah 

Kita melihat bahwa atom Xe memiliki oktet yang diperluas. Tidak ada muatan formal pada atom Xe dan F.

Latihan

Tulis struktur Lewis belerang tetrafluorida (SF₄).

9.8 Konsep Resonansi

Gambar struktur Lewis untuk ozon (O₃) kita mematuhi aturan oktet untuk atom pusat karena kita menempatkan ikatan rangkap di antara itu dan salah satu dari dua atom O ujung. Faktanya, kita dapat menempatkan ikatan rangkap di kedua ujung molekul, seperti yang ditunjukkan oleh dua struktur Lewis yang setara ini:

Namun, tidak satu pun dari kedua struktur Lewis ini menjelaskan panjang ikatan yang diketahui pada O₃.

Kita berharap ikatan O-O dalam O₃ lebih panjang dari pada ikatan O=O karena ikatan rangkap diketahui lebih pendek dari pada ikatan tunggal. Namun bukti eksperimental menunjukkan bahwa kedua ikatan oksigen-ke-oksigen memiliki panjang yang sama (128 pm). Kita menyelesaikan perbedaan ini dengan menggunakan kedua struktur Lewis untuk mewakili molekul ozon:

Masing-masing struktur ini disebut struktur resonansi. Maka, struktur resonansi adalah salah satu dari dua atau lebih struktur Lewis untuk satu molekul tunggal yang tidak dapat diwakili secara akurat oleh hanya satu struktur Lewis. Panah berkepala dua menunjukkan bahwa struktur yang ditampilkan adalah struktur resonansi.

Istilah resonansi itu sendiri berarti penggunaan dua atau lebih struktur Lewis untuk mewakili molekul tertentu. Seperti pelancong Eropa abad pertengahan ke Afrika yang menggambarkan badak sebagai persilangan antara griffi dan unicorn, dua hewan yang akrab tetapi imajiner, kita menggambarkan ozon, sebuah molekul nyata, dalam hal dua struktur yang akrab tetapi tidak ada.

Kesalahpahaman umum tentang resonansi adalah gagasan bahwa molekul seperti ozon entah bagaimana bergeser bolak-balik dengan cepat dari satu struktur resonansi ke yang lain. Perlu diingat bahwa tidak ada struktur resonansi yang cukup mewakili molekul aktual, yang memiliki struktur unik dan stabil sendiri. "Resonansi" adalah penemuan manusia, yang dirancang untuk mengatasi keterbatasan dalam model ikatan sederhana ini. Untuk memperluas analogi hewan, badak adalah makhluk yang berbeda, bukan osilasi antara mitos griffi dan unicorn!

Ion karbonat memberikan contoh resonansi yang lain:

Menurut bukti eksperimental, semua ikatan karbon-ke-oksigen dalam CO₃²⁻ adalah setara. Oleh karena itu, sifat-sifat ion karbonat paling baik dijelaskan dengan mempertimbangkan struktur resonansinya bersama-sama.

Konsep resonansi berlaku sama baiknya untuk sistem organik. Contoh yang baik adalah molekul benzena (C₆H₆):

Jika salah satu dari struktur resonansi ini bersesuaian dengan struktur benzena yang sebenarnya, akan ada dua panjang ikatan yang berbeda antara atom C yang berdekatan, satu karakteristik ikatan tunggal dan yang lainnya dari ikatan rangkap. Faktanya, jarak antara semua atom C yang berdekatan dalam benzena adalah 140 pm, yang lebih pendek dari ikatan C-C (154 pm) dan lebih panjang dari ikatan C=C (133 pm).

Cara yang lebih sederhana untuk menggambar struktur molekul benzena dan senyawa lain yang mengandung "cincin benzena" adalah dengan hanya menunjukkan kerangka dan bukan atom karbon dan hidrogen. Dengan konvensi ini struktur resonansi diwakili oleh

Perhatikan bahwa atom C di sudut-sudut segi enam dan atom H semuanya dihilangkan, meskipun mereka dipahami ada. Hanya ikatan antara atom C yang ditampilkan.

Ingat aturan penting ini untuk menggambar struktur resonansi: Posisi elektron, tetapi tidak pada atom, dapat disusun ulang dalam struktur resonansi yang berbeda. Dengan kata lain, atom yang sama harus terikat satu sama lain dalam semua struktur resonansi untuk spesi tertentu.

Sejauh ini, struktur resonansi yang diperlihatkan dalam contoh-contoh semuanya berkontribusi sama terhadap struktur molekul dan ion yang sebenarnya. Ini tidak selalu terjadi seperti yang akan kita lihat dalam Contoh 9.8.

Contoh 9.8

Gambarlah tiga struktur resonansi untuk molekul dinitogen oksida, N₂O (susunan atomnya adalah NNO). Tunjukkan muatan formal. Urutkan struktur dalam kepentingan relatifnya terhadap sifat keseluruhan molekul.

Strategi

Struktur kerangka untuk N₂O adalah

N N O

Kita mengikuti prosedur yang digunakan untuk menggambar struktur Lewis dan menghitung muatan formal dalam Contoh 9.5 dan 9.6.

Penyelesaian

Tiga struktur resonansi adalah

Kita melihat bahwa ketiga struktur menunjukkan muatan formal. Struktur (b) adalah yang paling penting karena muatan negatifnya ada pada atom oksigen yang lebih elektronegatif. Struktur (c) adalah yang paling tidak penting karena memiliki pemisahan muatan formal yang lebih besar. Juga, muatan positif ada pada atom oksigen yang lebih elektronegatif.

Periksa

Pastikan tidak ada perubahan posisi atom dalam struktur. Karena N memiliki lima elektron valensi dan O memiliki enam elektron valensi, jumlah total elektron valensi adalah 5 x 2 + 6 = 16. Jumlah muatan formal adalah nol pada setiap struktur.

Latihan

Gambarkan tiga struktur resonansi untuk ion tiosianat, SCN⁻. Buat peringkat struktur dalam urutan kepentingan yang menurun.

Ulasan Konsep

Model molekul yang ditunjukkan di sini mewakili asetamida, yang digunakan sebagai pelarut organik. Hanya koneksi antar atom yang ditampilkan dalam model ini. Gambarlah dua struktur resonansi untuk molekul, yang menunjukkan posisi ikatan rangkap dan muatan formal. 

9.7 Muatan Formal dan Struktur Lewis

Membandingkan jumlah elektron dalam atom yang terisolasi dengan jumlah elektron yang digunakan untuk ikatan dengan atom yang sama dalam struktur Lewis, kita dapat menentukan distribusi elektron dalam molekul dan menggambar struktur Lewis yang paling masuk akal. Prosedur penulisan adalah sebagai berikut: Dalam atom yang terisolasi, jumlah elektron yang terkait dengan atom hanyalah jumlah elektron valensi. (Seperti biasa, kita tidak perlu khawatir dengan elektron bagian dalam.) Dalam sebuah molekul, elektron yang terkait dengan atom adalah elektron yang tidak terikat ditambah elektron dalam pasangan ikatan antara atom dan atom lainnya. Namun, karena elektron terbagi dalam suatu ikatan, kita harus membagi elektron dalam pasangan ikatan secara merata antara atom-atom yang membentuk ikatan. Muatan formal atom adalah perbedaan muatan listrik antara elektron valensi dalam atom yang diisolasi dan jumlah elektron yang ditugaskan pada atom itu dalam struktur Lewis.

Untuk menetapkan jumlah elektron pada atom dalam struktur Lewis, kita melanjutkan sebagai berikut:

• Semua elektron yang tidak terikat atom ditugaskan pada atom.
• Kita memutus ikatan antara atom dan atom lainnya dan menetapkan setengah dari elektron ikatan pada atom.

Mari kita ilustrasikan konsep muatan formal menggunakan molekul ozon (O₃). Melanjutkan dengan langkah-langkah, seperti yang kita lakukan dalam Contoh 9.3 dan 9.4, kita menggambar struktur kerangka O₃ dan kemudian menambahkan ikatan dan elektron untuk memenuhi aturan oktet untuk dua atom ujung:

Kita dapat melihat bahwa meskipun semua elektron yang tersedia digunakan, aturan oktet tidak memuaskan untuk atom pusat. Untuk mengatasinya, kita mengkonversi pasangan elektron bebas di salah satu atom ujung menjadi ikatan kedua antara atom ujung itu dan atom pusat, sebagai berikut:

Muatan formal pada setiap atom dalam O₃ sekarang dapat dihitung sesuai dengan skema berikut:

di mana garis merah bergelombang menunjukkan pemutusan ikatan. Perhatikan bahwa pemutusan ikatan tunggal menghasilkan transfer elektron, pemutusan ikatan ganda menghasilkan transfer dua elektron ke masing-masing atom ikatan, dan seterusnya. Dengan demikian, muatan formal atom dalam O₃ adalah

Untuk muatan positif dan negatif tunggal, kita biasanya menghilangkan angka 1. Saat kita menulis muatan formal, aturan ini sangat membantu:

1. Untuk molekul, jumlah muatan harus bertambah sampai nol karena molekul adalah spesi yang netral secara listrik. (Aturan ini berlaku, misalnya, untuk molekul O₃.)
2. Untuk kation, jumlah muatan formal harus sama dengan muatan positif. Untuk anion, jumlah tuntutan formal harus sama dengan muatan negatif.

Perhatikan bahwa muatan formal membantu kita melacak elektron valensi dan mendapatkan gambaran kualitatif distribusi muatan dalam molekul. Kita seharusnya tidak menafsirkan muatan formal sebagai transfer elektron yang aktual dan lengkap. Dalam molekul O₃, misalnya, studi eksperimental menunjukkan bahwa atom O pusat membawa muatan positif parsial sedangkan atom O akhir membawa muatan negatif parsial, tetapi tidak ada bukti bahwa ada transfer elektron yang lengkap dari satu atom ke atom lainnya.

Latihan 9.6

Tulis muatan formal untuk ion karbonat.

Strategi

Struktur Lewis untuk ion karbonat dikembangkan dalam Contoh 9.5:

Muatan formal pada atom dapat dihitung menggunakan prosedur yang diberikan.

Penyelesaian

Kita mengurangi jumlah elektron tidak terikat dan setengah elektron ikatan dari elektron valensi masing-masing atom.

Atom C: Atom C memiliki empat elektron valensi dan tidak ada elektron yang tidak terikat pada atom dalam struktur Lewis. Pemutusan ikatan rangkap dan dua ikatan tunggal menghasilkan transfer empat elektron ke atom C. Oleh karena itu, muatan formal adalah 4 - 4 = 0.

Atom O dalam C=O: Atom O memiliki enam elektron valensi dan ada empat elektron yang tidak terikat pada atom. Pemutusan ikatan rangkap menghasilkan transfer dua elektron ke atom O. Di sini muatan formal adalah 6 - 4 - 2 = 0.

Atom O dalam C-O: Atom ini memiliki enam elektron nonbonding dan pemutusan ikatan tunggal mentransfer elektron lain ke dalamnya. Oleh karena itu, muatan formal adalah 6 - 6 - 1 = -1.

Dengan demikian, struktur Lewis untuk CO₃²⁻ dengan muatan formal adalah

Periksa

Perhatikan bahwa jumlah muatan formal adalah -2, sama dengan muatan pada ion karbonat.

Latihan

Tulis muatan formal untuk ion nitrit (NO₂⁻).

Terkadang ada lebih dari satu struktur Lewis yang dapat diterima untuk spesi tertentu. Dalam kasus seperti itu, kita sering dapat memilih struktur Lewis yang paling masuk akal dengan menggunakan muatan formal dan pedoman berikut:

• Untuk molekul, struktur Lewis yang tidak memiliki muatan formal lebih disukai daripada struktur yang memuat muatan formal.
• Struktur Lewis dengan muatan formal yang besar (+2, =3, dan / atau -2, -3, dan seterusnya) kurang masuk akal dibandingkan dengan struktur dengan muatan formal kecil.
• Di antara struktur Lewis yang memiliki distribusi muatan formal yang serupa, struktur yang paling masuk akal adalah struktur di mana muatan formal negatif ditempatkan pada atom yang lebih elektronegatif.

Contoh 9.7 menunjukkan bagaimana muatan formal memfasilitasi pemilihan struktur Lewis yang tepat untuk suatu molekul.

Latihan 9.7

Formaldehid (CH₂O), cairan dengan bau yang tidak sedap, secara tradisional telah digunakan untuk mengawetkan spesimen laboratorium. Gambarkan struktur Lewis yang paling mungkin untuk senyawa tersebut.

Strategi

Struktur Lewis yang masuk akal harus memenuhi aturan oktet untuk semua unsur, kecuali H, dan memiliki muatan formal (jika ada) yang didistribusikan sesuai dengan pedoman elektronegativitas.

Penyelesaian

Dua struktur kerangka yang mungkin adalah

Pertama-tama kita menggambar struktur Lewis untuk setiap kemungkinan ini

Untuk menunjukkan muatan formal, kita mengikuti prosedur yang diberikan dalam Contoh 9.6. Dalam (a) atom C memiliki total lima elektron (satu pasangan elektron ditambah tiga elektron dari putusnya ikatan tunggal dan ganda). Karena C memiliki empat elektron valensi, muatan formal pada atom adalah 4 - 5 = -1. Atom O memiliki total lima elektron (satu pasangan elektron bebas dan tiga elektron dari pemutusan ikatan tunggal dan ganda). Karena O memiliki enam elektron valensi, muatan formal pada atom adalah 6 - 5 = +1. Dalam (b) atom C memiliki total empat elektron dari pemutusan dua ikatan tunggal dan ikatan ganda, sehingga muatan formalnya adalah 4 - 4 = 0. Atom O memiliki total enam elektron (dua pasangan elektron bebas dan dua elektron dari pemutusan ikatan rangkap). Oleh karena itu, muatan formal pada atom adalah 6 - 6 = 0. Meskipun kedua struktur memenuhi aturan oktet, (b) adalah struktur yang lebih mungkin karena tidak membawa muatan formal.

Periksa

Dalam setiap kasus pastikan bahwa jumlah total elektron valensi adalah 12. Dapatkah Anda menyarankan dua alasan lain mengapa (a) kurang masuk akal? 

Latihan

Gambarlah struktur Lewis yang paling masuk akal dari molekul yang mengandung atom N, atom C, dan atom H.

9.6 Menulis Struktur Lewis

Meskipun aturan oktet dan struktur Lewis tidak memberikan gambaran lengkap tentang ikatan kovalen, tetapi gambaran ini sangat membantu menjelaskan skema ikatan dalam banyak senyawa dan menjelaskan sifat dan reaksi molekul pada pokok bahasan bab berikutnya. Untuk alasan ini, kita harus berlatih cara menulis struktur Lewis senyawa. Langkah-langkah dasar cara menulis struktur Lewis adalah sebagai berikut:

1. Tulis struktur rangka senyawa, menggunakan simbol-simbol kimia dan menempatkan atom-atom berdekatan satu sama lain. Untuk senyawa sederhana, tugas ini cukup mudah. Untuk senyawa yang lebih kompleks, kita harus diberi informasi atau membuat tebakan cerdas tentang hal itu. Secara umum, atom yang paling elektronegatif menempati posisi pusat. Hidrogen dan florin biasanya menempati posisi terminal (ujung) dalam struktur Lewis.
2. Hitung jumlah total elektron valensi yang ada, merujuk, jika perlu, pada Gambar 9.1. Untuk anion poliatomik, tambahkan jumlah muatan negatif ke total elektron valensi itu. (Misalnya, untuk ion CO₃²⁻ kita menambahkan dua elektron karena muatan -2 menunjukkan bahwa ada dua elektron lebih banyak daripada yang disediakan oleh atom.) Untuk kation poliatomik, kita mengurangi jumlah muatan positif dari total jumlah ini. (Jadi, untuk NH₄⁺ kita kurangi satu elektron karena muatan +1 mengindikasikan lepasnya satu elektron dari kelompok atom.)
3. Gambarlah ikatan kovalen tunggal antara atom pusat dan masing-masing atom di sekitarnya. Lengkapi oktet dari atom yang terikat pada atom pusat. (Ingat bahwa kulit valensi atom hidrogen lengkap hanya dengan dua elektron.) Elektron yang dimiliki atom pusat atau sekitarnya harus ditunjukkan sebagai pasangan elektron bebas jika pasangan elektronnya tidak terlibat dalam ikatan. Jumlah total elektron yang akan digunakan adalah yang ditentukan pada langkah 2.
4. Setelah menyelesaikan langkah 1-3, jika atom pusat memiliki kurang dari delapan elektron, coba tambahkan ikatan rangkap atau rangkap tiga antara atom-atom di sekitarnya dan atom pusat, menggunakan pasangan elektron bebas dari atom-atom sekitarnya untuk melengkapi oktet dari atom pusat.

Contoh 9.3, 9.4, dan 9.5 mengilustrasikan prosedur empat langkah diatas untuk menulis struktur senyawa Lewis dan suatu ion.

Contoh 9.3

Tulis struktur Lewis untuk nitrogen trifluorida (NF₃) di mana ketiga atom F terikat pada atom N.

Penyelesaian

Kita mengikuti prosedur sebelumnya untuk menulis struktur Lewis.

Langkah 1: Atom N kurang elektronegatif daripada F, sehingga struktur kerangka NF₃ adalah

Langkah 2: Konfigurasi elektron terluar dari N dan F masing-masing adalah 2s²2p³ dan 2s²2p⁵. Dengan demikian, ada 5 + (3 x 7), atau 26, elektron valensi untuk diperhitungkan dalam NF₃.

Langkah 3: Kita menggambar ikatan kovalen tunggal antara N dan setiap F, dan menyelesaikan oktet untuk atom F. Kita menempatkan dua elektron yang tersisa pada N:

Karena struktur ini memenuhi aturan oktet untuk semua atom, langkah 4 tidak diperlukan.

Periksa

Hitung elektron valensi dalam NF₃ (dalam ikatan dan pasangan elektron bebas). Hasilnya adalah 26, sama dengan jumlah total elektron valensi pada tiga atom F (3 x 7 = 21) dan satu atom N (5).

Latihan 
Tuliskan struktur Lewis untuk karbon disulfida (CS₂).

Tulis struktur Lewis untuk asam nitrat (HNO₃) di mana tiga atom O terikat pada atom pusat N dan atom H yang terionisasi terikat pada salah satu atom O.

Penyelesaian

Kita mengikuti prosedur yang sudah diuraikan untuk menulis struktur Lewis

Langkah 1: Struktur rangka HNO₃ adalah

Langkah 2: Konfigurasi elektron terluar N, O, dan H masing-masing adalah 2s²2p³, 2s²2p⁴, dan 1s¹. Dengan demikian, ada 5 + (3 x 6) + 1, atau 24, elektron valensi yang diperhitungkan dalam HNO₃.

Langkah 3: Kita menarik ikatan kovalen tunggal antara N dengan masing-masing dari tiga atom O dan antara satu atom O dengan atom H. Lalu kita akan mengisi elektron untuk mematuhi aturan oktet untuk atom O:

Langkah 4: Kita melihat bahwa struktur ini memenuhi aturan oktet untuk semua atom O tetapi tidak untuk atom N. Atom N hanya memiliki enam elektron. Oleh karena itu, kita memindahkan pasangan elektron bebas dari salah satu atom O ujung untuk membentuk ikatan lain dengan N. Sekarang aturan oktet juga terpenuhi untuk atom N:

Periksa

Pastikan bahwa semua atom (kecuali H) memenuhi aturan oktet. Hitung elektron valensi dalam HNO₃ (dalam ikatan dan pasangan elektron bebas). Hasilnya adalah 24, sama dengan jumlah total elektron valensi pada tiga atom O (3 x 6 = 18), satu atom N (5), dan satu atom H (1).

Latihan

Tulis struktur Lewis untuk asam formiat (HCOOH).

Contoh 9.5

Tulis struktur Lewis untuk ion karbonat (CO₃²⁻).

Penyelesaian

Kita mengikuti prosedur sebelumnya untuk menulis struktur Lewis dan mencatat bahwa ini adalah anion dengan dua muatan negatif.

Langkah 1: Kita dapat menyimpulkan struktur kerangka ion karbonat dengan mengakui bahwa C kurang elektronegatif daripada O. Oleh karena itu, hanya kemungkinan atom C menempati posisi pusat sebagai berikut:

Langkah 2: Konfigurasi elektron kulit terluar C dan O masing-masing adalah 2s²2p² dan 2s²2p⁴, dan ion itu sendiri memiliki dua muatan negatif. Dengan demikian, jumlah total elektron adalah 4 + (3 x 6) + 2, atau 24.

Langkah 3: Kita menarik ikatan kovalen tunggal antara C dengan masing-masing O dan mematuhi aturan oktet untuk atom O:

Struktur ini menunjukkan semua ada 24 elektron.

Langkah 4: Meskipun aturan oktet terpenuhi untuk atom O, tetapi tidak untuk atom C. Oleh karena itu, kita memindahkan pasangan elektron bebas dari salah satu atom O untuk membentuk ikatan lain dengan C. Sekarang aturan oktet juga terpenuhi untuk atom C:

Periksa

Pastikan bahwa semua atom memenuhi aturan oktet. Hitung elektron valensi dalam CO₃²⁻ (dalam ikatan kimia dan pasangan elektron bebas). Hasilnya adalah 24, sama dengan jumlah total elektron valensi pada tiga atom O (3 x 6 = 18), satu atom C (4), dan dua muatan negatif (2).

Latihan
Tuliskan struktur Lewis untuk ion nitrit (NO₂⁻).

Ulasan Konsep

Model molekul yang ditunjukkan di sini merepresentasi guanin, komponen molekul DNA. Hanya ikatan antar atom yang ditampilkan dalam model ini. Gambarkan struktur molekul Lewis yang lengkap, yang menunjukkan semua ikatan rangkap dan pasangan elektron bebas.

Atom hitam mewakili karbon; biru-nitrogen; merah-oksigen; dan abu-abu-hidrogen.

9.5 Elektronegatifitas

Ikatan kovalen, seperti yang telah kita pelajari, adalah pemakaian pasangan elektron bersama oleh dua atom. Dalam molekul seperti H₂, di mana atom-atomnya identik, kita harapkan elektron-elektronnya dibagi rata — yaitu, elektron menghabiskan jumlah waktu yang sama di sekitar masing-masing inti atom. Namun, dalam molekul HF yang terikat secara kovalen, atom H dan F tidak memiliki elektron ikatan yang sama karena H dan F adalah atom yang berbeda.

Ikatan dalam HF disebut ikatan kovalen polar, atau ikatan polar, karena elektron menghabiskan lebih banyak waktu di sekitar satu atom daripada yang lain. Bukti eksperimen menunjukkan bahwa dalam molekul HF elektron menghabiskan lebih banyak waktu di dekat inti atom F. Kita dapat menganggap pembagian elektron yang tidak merata ini sebagai transfer elektron parsial atau pergeseran densitas elektron, seperti yang lebih umum dijelaskan, dari H ke F (Gambar 9.4). Pemakaian bersama ini "berbagi tidak merata" dari pasangan elektron ikatan menghasilkan kerapatan elektron yang relatif lebih besar di dekat inti atom fluor dan lebih rendah kepadatan elektronnya didekat inti hidrogen. Ikatan HF dan ikatan polar lainnya dapat dianggap sebagai perantara antara ikatan kovalen (nonpolar), di mana pembagian elektron persis sama, dan ikatan ionik, di mana transfer elektron hampir penuh.

Gambar 9.4 Peta potensial elektrostatik dari molekul HF. Variasi distribusi sesuai dengan warna pelangi. Wilayah yang paling kaya elektron adalah merah; wilayah yang paling miskin elektron adalah biru.

Suatu sifat yang membantu kita membedakan ikatan kovalen nonpolar dari ikatan kovalen polar adalah keelektronegatifan, yaitu kemampuan atom untuk menarik elektron ke arahnya dalam ikatan kimia. Unsur dengan elektronegatifitas tinggi memiliki kecenderungan lebih besar untuk menarik elektron daripada unsur dengan elektronegatifitas rendah. Seperti yang kita duga, elektronegatifitas terkait dengan afinitas elektron dan energi ionisasi. Dengan demikian, atom seperti florin, yang memiliki afinitas elektron yang tinggi (cenderung untuk mengambil elektron dengan mudah) dan energi ionisasi yang tinggi (tidak mudah melepas elektron), juga memiliki keelektronegatifan yang tinggi. Di sisi lain, natrium memiliki afinitas elektron yang rendah, energi ionisasi yang rendah, dan elektronegatifitas yang rendah dibanding florin.

Keelektronegatifan adalah konsep relatif, yang berarti bahwa keelektronegatifan suatu unsur hanya dapat diukur dalam kaitannya dengan keelektronegatifan unsur lain. Linus Pauling menemukan metode untuk menghitung elektronegatifitas relatif dari sebagian besar unsur. Nilai-nilai ini ditunjukkan pada Gambar 9.5. Pemeriksaan yang cermat terhadap grafik ini mengungkapkan kecenderungan dan hubungan antara nilai-nilai keelektronegatifan dari berbagai unsur. Secara umum, elektronegatifitas meningkat dari kiri ke kanan dalam satu periode dalam tabel periodik, karena karakter logam unsur-unsur menurun. Dalam satu golongan, elektronegatifitas menurun dengan meningkatnya nomor atom, dan peningkatan karakter logam. Perhatikan bahwa logam transisi tidak mengikuti kecenderungan ini. Unsur yang paling elektronegatif — halogen, oksigen, nitrogen, dan belerang — ditemukan di sudut kanan atas tabel periodik, dan unsur yang paling tidak elektronegatif (logam alkali dan logam alkali tanah) berkumpul di dekat sisi kiri bawah sudut. Kecenderungan ini mudah terlihat pada grafik, seperti yang ditunjukkan pada Gambar 9.6.

Gambar 9.5. Keelektronegatifan unsur-unsur yang umum.

Gambar 9.6 Variasi keelektronegatifan berdasarkan nomor atom. Halogen memiliki keelektronegatifan tertinggi, dan logam-logam alkali paling rendah.

Atom unsur dengan keelektronegatifan yang sangat berbeda cenderung membentuk ikatan ionik (contohnya senyawa NaCl dan CaO) antara satu sama lain karena atom unsur yang kurang elektronegatif melepaskan elektronnya untuk atom unsur yang lebih elektronegatif. Ikatan ionik umumnya gabungan antara atom unsur logam dan atom unsur nonlogam. Atom unsur dengan elektronegatifitas yang sebanding cenderung membentuk ikatan kovalen polar antara satu sama lain karena pergeseran kerapatan elektron biasanya kecil. Sebagian besar ikatan kovalen melibatkan atom-atom unsur nonlogam. Hanya atom dari unsur yang sama, yang memiliki elektronegatifitas yang sama, dapat bergabung dengan ikatan kovalen. Kecenderungan dan karakteristik ini adalah apa yang kita harapkan, dengan mengingat pengetahuan kita tentang energi ionisasi dan afinitas elektron.

Tidak ada perbedaan tajam antara ikatan polar dan ikatan ion, tetapi aturan umum berikut ini membantu dalam membedakan di antara keduanya. Ikatan ionik terbentuk ketika perbedaan keelektronegatifan antara kedua atom ikatan adalah 2,0 atau lebih. Aturan ini berlaku untuk sebagian besar tetapi tidak semua senyawa ionik. Terkadang ahli kimia menggunakan kuantitas karakter ionik untuk menggambarkan sifat ikatan. Ikatan ionik murni akan memiliki karakter ionik 100 persen, tetapi tidak ada ikatan ionik seperti itu yang dijumpai, sedangkan ikatan nonpolar atau kovalen murni memiliki karakter ionik 0 persen. Seperti yang ditunjukkan Gambar 9.7, ada korelasi antara persen karakter ionik dari ikatan dan perbedaan elektronegatifitas antara atom-atom ikatan.

Gambar 9.7 Hubungan antara persen karakter ionik dan perbedaan keelektronegatifan.

Keelektronegatifan dan afinitas elektron terkait tetapi berbeda konsep. Keduanya menunjukkan kecenderungan atom untuk menarik elektron. Perbedaannya, afinitas elektron mengacu pada tarikan suatu atom yang terisolasi bagi elektron tambahan, sedangkan elektronegatifitas menandakan kemampuan sebuah atom dalam ikatan kimia (dengan atom lain) untuk menarik elektron yang dipakai bersama. Selain itu, afinitas elektron adalah kuantitas yang dapat diukur secara eksperimen, sedangkan elektronegatifitas adalah kuantitas yang diperkirakan karena tidak dapat diukur secara eksperimen.

Contoh 9.2 menunjukkan bagaimana pengetahuan tentang elektronegatifitas dapat membantu kita menentukan apakah suatu ikatan kimia bersifat kovalen atau ion.

Contoh 9.2

Klasifikasikan ikatan kimia berikut sebagai ikatan ion, kovalen polar, atau kovalen murni: (a) ikatan dalam HCl, (b) ikatan dalam KF, dan (c) ikatan C-C dalam H₃CCH₃.

Strategi

Kita mengikuti aturan perbedaan elektronegatifitas 2,0 dan mencari nilai-nilai berdasarkan pada Gambar 9.5.

Penyelesaian

(a) Perbedaan keelektronegatifan antara H dan Cl adalah 0,9, yang cukup besar, tetapi tidak cukup besar (berdasarkan aturan 2,0) untuk memenuhi syarat HCl sebagai senyawa ionik. Oleh karena itu, ikatan antara H dan Cl adalah ikatan kovalen polar. (b) Perbedaan elektronegatifitas antara K dan F adalah 3,2, yang jauh di atas aturan 2,0; oleh karena itu, ikatan antara K dan F adalah ikatan ion. (c) Kedua atom C identik dalam segala hal — keduanya terikat satu sama lain dan masing-masing terikat pada tiga atom H lainnya. Oleh karena itu, ikatan di antara mereka ikatan kovalen murni.

Latihan

Manakah dari ikatan berikut ini yang kovalen, mana yang kovalen polar, dan mana yang ionik? (a) ikatan dalam CsCl, (b) ikatan dalam H₂S, (c) ikatan N-N dalam H₂NNH₂.

Ulasan Konsep

Tulis rumus hidrida senyawa biner untuk unsur periode kedua (dari LiH sampai HF). Gambarkan perubahan dari karakter ionik menjadi kovalen dari senyawa-senyawa ini. Perhatikan bahwa berilium berperilaku berbeda dari logam Golongan 2A.

Keelektronegatifan dan Bilangan Oksidasi

Dalam Bab 4 kita mempelajari aturan untuk menetapkan bilangan oksidasi unsur dalam senyawanya. Konsep elektronegatifitas adalah dasar untuk aturan-aturan ini. Pada intinya, bilangan oksidasi mengacu pada jumlah muatan yang dimiliki sebuah atom jika elektron ditransfer sepenuhnya ke atom elektronegatif yang terikat dalam suatu molekul.

Perhatikan molekul NH₃, di mana atom N membentuk tiga ikatan tunggal dengan atom H. Karena N lebih elektronegatif daripada H, kerapatan elektron akan bergeser dari H ke N. Jika transfer selesai, setiap H akan menyumbangkan satu elektron untuk N, yang akan memiliki muatan total -3 sedangkan setiap H akan memiliki muatan +1 Jadi, kita menetapkan bilangan oksidasi -3 untuk N dan bilangan oksidasi +1 untuk H dalam NH₃.

Oksigen biasanya memiliki bilangan oksidasi -2 dalam senyawanya, kecuali dalam hidrogen peroksida (H₂O₂), yang struktur Lewisnya adalah

Ikatan antara atom-atom yang identik tidak memberikan kontribusi pada bilangan oksidasi atom-atom itu karena pasangan elektron dari ikatan itu dibagi rata. Karena H memiliki bilangan oksidasi +1, setiap atom O memiliki bilangan oksidasi -1.

Dapatkah kita mengetahui sekarang mengapa fluorin selalu memiliki bilangan oksidasi -1? Ini adalah unsur paling elektronegatif yang dikenal, dan selalu membentuk ikatan tunggal dalam senyawanya. Oleh karena itu, akan dikenakan muatan -1 jika transfer elektron selesai.

Ulasan Konsep

Identifikasi peta potensial elektrostatik yang ditunjukkan di sini dengan HCl dan LiH. Di kedua gambar, atom H ada di sebelah kiri.

9.4 Ikatan Kovalen

Meskipun konsep molekul telah dimulai pada abad ketujuh belas, baru pada awal abad kedua puluh ahli kimia mulai memahami bagaimana dan mengapa molekul terbentuk. Terobosan utama dan pertama adalah usulan Gilbert Lewis bahwa ikatan kimia melibatkan penggunaan bersama pasangan elektron oleh atom-atom. Dia menggambarkan pembentukan ikatan kimia dalam H₂ sebagai

Jenis pasangan elektron ini adalah contoh dari ikatan kovalen, yaitu ikatan yang terbentuk dari dua elektron yang dipakai bersama oleh kedua atom H. Senyawa kovalen adalah senyawa yang hanya mengandung ikatan kovalen. Untuk penyederhanaan, pasangan elektron yang dipakai bersama sering direpresentasikan oleh satu garis. Dengan demikian, ikatan kovalen dalam molekul hidrogen dapat ditulis sebagai H-H. Dalam ikatan kovalen, setiap elektron dalam pasangan yang dipakai bersama tertarik ke inti kedua atom. Daya tarik ini menyatukan kedua atom dalam H₂ dan daya tarik ini berperan dalam pembentukan ikatan kovalen pada molekul lain.

Ikatan kovalen diantara atom berelektron banyak hanya melibatkan elektron valensi. Perhatikan molekul florin (F₂). Konfigurasi elektron F adalah 1s²2s²2p⁵. Elektron 1s berenergi paling rendah dan tinggal di dekat inti sepanjang waktu. Karena alasan ini elektron dekat inti F tidak berpartisipasi dalam pembentukan ikatan. Jadi, setiap atom F memiliki tujuh elektron valensi (elektron 2s dan 2p). Menurut Gambar 9.1, hanya ada satu elektron tidak berpasangan pada F, sehingga pembentukan molekul F₂ dapat direpresentasikan sebagai berikut:

Perhatikan bahwa hanya dua elektron valensi yang berperan dalam pembentukan F₂, masing-masing satu elektron dari setiap atom. Yang lainnya, elektron yang tidak berpasangan, disebut pasangan elektron bebas (PEB) — pasangan elektron valensi yang tidak terlibat dalam pembentukan ikatan kovalen. Jadi, setiap F dalam F₂ memiliki tiga pasangan elektron bebas:

Struktur yang kita gunakan ini untuk mereprsentasikan senyawa kovalen, seperti H₂ dan F₂, disebut struktur Lewis. Struktur Lewis adalah representasi ikatan kovalen di mana pasangan elektron yang dipakai bersama ditampilkan sebagai garis atau sebagai pasangan titik-titik diantara kedua atom, dan pasangan elektron bebas ditampilkan sebagai pasangan titik pada masing-masing atom. Hanya elektron valensi yang diperlihatkan dalam struktur Lewis.

Mari kita perhatikan struktur Lewis molekul air. Gambar 9.1 menunjukkan simbol titik Lewis untuk oksigen dengan dua titik tidak berpasangan atau dua elektron tidak berpasangan, jadi kita harapkan bahwa O dapat membentuk dua ikatan kovalen. Karena hidrogen hanya memiliki satu elektron, hidrogen hanya dapat membentuk satu ikatan kovalen. Jadi, struktur Lewis untuk air adalah

Dalam hal ini, atom O memiliki dua pasangan elektron bebas. Atom hidrogen tidak memiliki pasangan elektron bebas karena hanya ada satu elektronnya dan digunakan untuk membentuk ikatan kovalen.

Dalam molekul F₂ dan H₂O, atom F dan O mencapai konfigurasi gas mulia dengan pemakaian bersama sepasang elektron:

Pembentukan molekul-molekul ini menggambarkan aturan oktet, yang diformulasikan oleh Lewis: Sebuah atom selain hidrogen cenderung membentuk ikatan sampai dikelilingi oleh delapan elektron valensi. Dengan kata lain, ikatan kovalen terbentuk ketika tidak ada cukup elektron untuk setiap atom individu memiliki oktet lengkap. Dengan pemakaian bersama pasangan elektron dalam ikatan kovalen, masing-masing atom dapat mencapai oktetnya. Pengecualian untuk hidrogen yang mencapai konfigurasi elektron gas mulia helium, cukup dengan dua elektron yang disebut duplet.

Aturan oktet dan duplet berfungsi terutama untuk unsur di periode kedua (Li dan Be duplet; B, C, O, N dan F oktet) dalam tabel periodik. Unsur-unsur ini hanya memiliki subkulit 2s dan 2p, yang dapat menampung total delapan elektron. Ketika sebuah atom dari salah satu unsur ini membentuk senyawa kovalen, atom ini dapat mencapai konfigurasi elektron gas mulia [Ne] dengan pemakaian bersama pasangan elektron dengan atom lain dalam senyawa yang sama. Kemudian, kita akan membahas sejumlah pengecualian penting terhadap aturan oktet yang memberi kita wawasan lebih lanjut tentang sifat ikatan kovalen.

Atom dapat membentuk berbagai jenis ikatan kovalen. Dalam satu ikatan, dua atom disatukan oleh satu pasangan elektron. Banyak senyawa disatukan oleh ikatan rangkap, yaitu ikatan yang terbentuk ketika dua atom memakai bersama dua atau lebih pasangan elektron. Jika dua atom memiliki dua pasangan elektron, ikatan kovalen disebut ikatan rangkap dua. Ikatan rangkap dua ditemukan dalam molekul karbon dioksida (CO₂) dan etilena (C₂H₄):

Ikatan rangkap tiga muncul ketika dua atom memakai bersama tiga pasang elektron, seperti pada molekul nitrogen (N₂):

Molekul asetilena (C₂H₂) juga mengandung ikatan rangkap tiga, ikatan ini antara dua atom karbon:

Perhatikan bahwa dalam senyawa etilena dan asetilena semua elektron valensi digunakan dalam pembentukan ikatan; tidak ada pasangan elektron bebas pada kedua atom karbon. Faktanya, dengan pengecualian karbon monoksida, molekul stabil yang mengandung karbon tidak memiliki pasangan elektron bebas pada atom karbon.

Panjang ikatan rangkap lebih pendek daripada ikatan kovalen tunggal. Panjang ikatan didefinisikan sebagai jarak antara inti kedua atom yang terikat secara kovalen dalam suatu molekul (Gambar 9.3). Tabel 9.2 menunjukkan beberapa panjang ikatan yang ditentukan secara eksperimen. Untuk pasangan atom tertentu, seperti karbon dan nitrogen, ikatan rangkap tiga lebih pendek dari ikatan rangkap dua, ikatan rangkap dua lebih pendek dari ikatan tunggal. Ikatan rangkap yang lebih pendek juga lebih stabil daripada ikatan tunggal, penjelasannya akan kita pelajari di bagian bab berikutnya.

Gambar 9.3 Panjang ikatan (dalam pm) dalam H₂ dan HI.

Tabel 9.2 Panjang Ikatan Rata-Rata untuk Beberapa Ikatan Tunggal, Rangkap Dua, dan Rangkap Tiga

Perbandingan Sifat-sifat Senyawa Kovalen dan Ionik

Senyawa ionik dan kovalen berbeda nyata dalam sifat fisika umumnya karena perbedaan sifat ikatan antara keduanya. Ada dua jenis kekuatan menarik dalam senyawa kovalen. Jenis pertama adalah gaya yang menyatukan atom-atom dalam sebuah molekul. Ukuran kuantitatif dari daya tarik ini diberikan oleh entalpi ikatan, yang dibahas dalam Bagian 9.10. Jenis kedua dari gaya tarik menarik yang beroperasi di antara molekul-molekul yang disebut gaya antar molekul. Karena gaya antarmolekul biasanya sangat lemah dibandingkan dengan gaya ikatan kovalen dalam suatu molekul, tetapi molekul-molekul senyawa kovalen tidak terikat bersama. Akibatnya senyawa kovalen biasanya berupa gas, cairan, atau padatan dengan titik leleh rendah. Di sisi lain, gaya elektrostatik yang mengikat ion bersama dalam senyawa ionik biasanya sangat kuat, sehingga senyawa ionik umumnya berbentuk padat pada suhu kamar dan memiliki titik leleh yang tinggi. Banyak dari senyawa ionik ini larut dalam air, dan larutan encer yang dihasilkan dapat menghantarkan arus listrik, karena senyawa ionik umumnya adalah elektrolit yang kuat. Sebagian besar senyawa kovalen tidak larut dalam air, atau jika larut, larutan encernya umumnya tidak menghantarkan listrik, karena senyawanya nonelektrolit. Larutan senyawa ionik menghantarkan listrik karena mengandung kation dan anion yang dapat bergerak; senyawa kovalen cair atau molten tidak menghantarkan listrik karena tidak ada ion. Tabel 9.3 membandingkan beberapa sifat umum senyawa ionik yang khas, natrium klorida (NaCl), dengan senyawa kovalen, karbon tetraklorida (CCl₄).

Tabel 9.3 Perbandingan Beberapa Sifat Umum dari Senyawa Ionik dan Senyawa kovalen

* Kalor molar fusi dan kalor molar penguapan adalah jumlah kalor yang dibutuhkan untuk melelehkan 1 mol padatan dan untuk menguapkan 1 mol cairan.