BENTUK MOLEKUL (BAHAN AJAR KIMIA UMUM I)

Ibrani Antony Aruan 

Prof. Drs. Manihar Situmorang, M.Sc. Ph.D

BENTUK MOLEKUL 

(BAHAN AJAR KIMIA UMUM I) 

Ibrani Antony Aruan 

Prof. Drs. Manihar Situmorang, M.Sc, Ph.D

TENTANG PENULIS 

Ibrani Antony Aruan (penulis) lahir di Batam/Kepulauan Riau 25 Oktober 1994. 

Menyelesaikan pendidikan dari SMA Negeri 15 Batam tahun 2012. Diterima di 

Unimed tahun 2012 di Jurusan Pendidikan Kimia FMIPA Universitas Negeri 

Medan (Unimed) dan sekarang sedang proses menyelesaikan studi sebagai Sarjana 

Pendidikan Kimia di bawah bimbingan Prof. Drs. Manihar Situmorang, M.Sc, 

Ph.D (Dosen Pembimbing Skripsi). 

Prof. Drs. Manihar Situmorang, M.Sc, Ph.D (pembimbing) lahir di 

Palipi/Tapanuli Utara 4 Agustus 1960. Menyelesaikan pendidikan dari SMA Negeri 

223 Lubuk Pakam tahun 1980, Sarjana Pendidikan Kimia dari Jurusan Pendidikan 

Kimia FKIE IKIP Medan tahun 1984, Diploma Chemical Research Techniques 

(CRT) dari School of Chemistry University of New South Wales, Sydney Australia, 

tahun 1989, Master of Science (M.Sc) dalam bidang Analytical Chemistry (Kimia 

Analitik) dari School of Chemistry University of New South Wales, Sydney 

Australia, tahun 1993, dan Doctor of Philosophy (Ph.D) dalam bidang Analytical 

Chemistry (Kimia Analitik) dari School of Chemistry University of New South 

Wales, Sydney Australia, tahun 2001. Semua studi di Luar Negeri dibiayai oleh 

Beasiswa Pemerintah Australia, yaitu IDP Program dan Ausaid-ASTAS. Pernah 

mengikuti Research Fellows untuk bidang Kimia Analitik di School of Chemistry, 

University of Cincinnati, Cincinnati, Ohio, USA tahun 1994. Di Unimed, selain 

menjadi dosen, juga pernah dipercayakan mengemban tugas tambahan sebagai 

Kepala Pusat Penelitian Ilmu-Ilmu Dasar (Ka-Puslit-IID) di Lembaga Penelitian 

Unimed periode tahun 2002-2003, menjabat Dekan FMIPA selama dua periode, 

yaitu 2003-2007 dan 2007-2011, sebagai Ketua Lembaga Penelitian (Ka-Lemlit 

Unimed) tahun 2011-2015, dan sebagai Wakil Rektor IV Unimed periode 2015- 

2019 yang membidangi perencanaan, kerjasama dan hubungan masyarakat. 

Sekarang menjadi Dosen Pembimbing Skripsi dari mahasiswa Ibrani Antony Aruan.

i 

KATA PENGANTAR 

Puji dan syukur penulis panjatkan kepada Tuhan Yang Maha Kuasa atas segala penyertaan 

dan kasihnya yang sudah memberikan kesehatan, berkat, dan hikmat kepada penulis sehingga 

penulisan Bahan Ajar “Bentuk Molekul (Bahan Ajar Kimia Umum I)” ini dapat disusun untuk 

memenuhi materi bahan kuliah kepada Mahasiswa FMIPA di Universitas Negeri Medan. 

Pengetahuan terhadap bentuk molekul sangat diperlukan oleh mahasiswa FMIPA, karena 

menyangkut kepada penguasaan kompetensi yang diperlukan bagi seorang mahasiswa FMIPA 

dalam memenuhi matakuliah Kimia Umum I. Bahan ajar ini memuat materi sub pokok bahasan 

yang terdiri dari lima seperti, bentuk molekul, bentuk molekul dengan menggunakan teori 

Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi/Valence Shell Electron Pair Repulsion-VSEPR, jenis 

orbital hibrid, bentuk molekul dengan menggunakan orbital hibrid (hibridisasi), serta kepolaran 

molekul. Bahan ajar ini selain dapat dicetak, bahan ajar ini juga dibentuk dalam bentuk e-book, 

sehingga dapat diintegrasikan dengan komponen-komponen inovatif yaitu dengan 

pengintegrasian kegiatan lab, pengintegrasian media dan metode pembelajaran, pengintegrasian 

kegiatan di luar kelas, dan lembar kerja mahasiswa. Selain itu, bahan ajar ini juga dikembangkan 

dalam sistem website yang merupakan website dari hosting UNIMED sendiri 

(www.unimed.ac.id), dimana halaman website yang akan memuat bahan ajar ini akan 

dihubungkan melalui perantara dari hyperlink (bagian dari website utama, dalam hal ini website 

UNIMED yaitu www.unimed.ac.id, menuju suatu alamat atau halaman website tertentu, dalam 

hal ini halaman website yang memuat bahan ajar ini) Wakil Rektor IV (Prof. Drs. Manihar 

Situmorang, M.Sc, Ph.D). 

Isi bahan ajar ini masih jauh dari sempurna, saran dan kritik yang membangun dari pembaca 

diharapkan sehingga dalam penulisan berikutnya akan mempunyai banyak perbaikan dalam isi 

bahan ajar ini. Kiranya bahan ajar ini bermanfaat bagi pengembangan ilmu pengetahuan bagi 

Mahasiswa FMIPA di Universitas Negeri Medan dalam mengikuti perkuliahan Kimia Umum I. 

Medan, Mei 2016 

Penulis, 

Ibrani Antony Aruan

ii 

DAFTAR ISI 

HALAMAN 

Kata Pengantar 

i 

Daftar Isi 

ii 

Daftar Tabel 

iii 

Daftar Gambar 

iv 

Deskripsi Pokok Bahasan 1 

Pengantar 2 

Peta Konsep 3 

Bentuk Molekul 4 

Bentuk Molekul Dengan Menggunakan Teori VSEPR 6 

Jenis Orbital Hibrid 29 

Bentuk Molekul Dengan Menggunakan Orbital Hibrid (Hibridisasi) 45 

Kepolaran Molekul 47 

Aplikasi 55 

Ringkasan 57 

Lembar Kerja Mahasiswa 58 

Daftar Pustaka 59 

Glosarium 61 

Kunci Jawaban 64 

Tabel Periobik Unsur 65

iii 

DAFTAR TABEL 

Tabel 2.1. 

Geometri Molekul Sebagai Fungsi Geometri Gugus 

Elektron. 

HALAMAN 

10 

Tabel 2.2. 

Langkah-langkah dalam Menggunakan PhET Interactive 

Simulations untuk Membuat Bentuk Molekul Sendiri. 

17 

Tabel 2.3. 

Langkah-langkah dalam Menggunakan PhET Interactive 

Simulations untuk Melihat Beberapa Bentuk Molekul 

yang Sudah Ada di dalam Software. 

20 

Tabel 4.1. Bentuk molekul dari orbital hibridnya. 46

iv 

DAFTAR GAMBAR 

HALAMAN 

Gambar 1.1. 4 

Gambar 2.1. 7 

Gambar 2.2. 8 

Gambar 2.3. 9 

Gambar 2.4. 13 






Gambar 2.10. 23 

Gambar 2.11. 23 










Gambar 5.2. 51

v 

No theory ever solves all the puzzles with which 

it is confronted at a given time; nor are the 

solutions already achieved often perfect. 

---Thomas Kuhn (1922-1996)

1 

DESKRIPSI POKOK BAHASAN 

POKOK BAHASAN 

Bentuk Molekul 

STANDAR KOMPETENSI 

Mendeskripsikan peranan elektron valensi dalam pembentukan ikatan kimia dan meramalkan 

bentuk molekul senyawa kovalen berdasarkan orbital hibridasi. 

INDIKATOR 

1. Mampu menjelaskan bentuk molekul berdasarkan Teori Tolakan Pasangan Elektron 

Kulit Valensi/Valence Shell Electron Pair Repulsion-VSEPR. 

2. Mampu menuliskan jenis orbital hibrid (hibridisasi) untuk menjelaskan bentuk 

molekul. 

3. Mampu menentukan kepolaran molekul berdasarkan bentuk molekulnya. 

TUJUAN PEMBELAJARAN 

1. Mahasiswa mampu menjelaskan bentuk molekul berdasarkan Teori Tolakan Pasangan 

Elektron Kulit Valensi/Valence Shell Electron Pair Repulsion-VSEPR. 

2. Mahasiswa mampu menuliskan jenis orbital hibrid (hibridisasi) untuk menjelaskan 

bentuk molekul. 

3. Mahasiswa mampu menentukan kepolaran molekul berdasarkan bentuk molekulnya.

2 

BENTUK 

MOLEKUL 

SUB POKOK BAHASAN 

PENGANTAR 

1. Bentuk Molekul. 

2. Bentuk Molekul dengan 

Menggunakan Teori Tolakan 

Pasangan Elektron Kulit Valensi/ 

Valence Shell Electron Pair 

Repulsion-VSEPR. 

3. Jenis Orbital Hibrid 

4. Bentuk Molekul dengan 

Menggunakan Orbital Hibrid 

(Hibridisasi). 

5. Kepolaran Molekul. 

ambar di atas merupakan bentuk 

G 

molekul dari senyawa H 2 O (kiri) dan 

CH 4 (kanan). Atom-atom dari masingmasing 

molekul tersebut tersusun di 

dalam ruang yang mempengaruhi sifatsifat 

fisis dan kimia masing-masing molekul 

tersebut. 

Dalam bahan ajar ini akan dijelaskan 

bagaimana bentuk molekul dari suatu senyawa. 

Bentuk molekul tersebut dapat dijelaskan 

dengan teori Tolakan Pasangan Elektron Kulit 

Valensi/Valence Shell Electron Pair Repulsion- 

VSEPR. Selain itu, bentuk molekul juga dapat 

dijelaskan dengan menggunakan orbital hibrid 

dari hibridisasi molekul tersebut. Dalam bahan 

ajar ini juga akan dijelaskan bagaimana sifat 

kepolaran suatu molekul yang dipengaruhi oleh 

bentuk molekulnya.

3 

BENTUK MOLEKUL 

dapat 

dijelaskan 

dengan 

dapat 

dijelaskan 

dengan 

TEORI VSEPR 

ditulis dengan 

NOTASI 

VSEPR 

dapat mempengaruhi 

KEPOLARAN 

MOLEKUL 

? ? 

ORBITAL 

HIBRID 

melalui 

POLAR 

NON POLAR 

berdasarkan 

PASANGAN 

ELEKTRON 

BEBAS 

PASANGAN 

ELEKTRON 

TERIKAT 

HIBRIDISASI

4 

1. Bentuk Molekul 

Metode pembelajaran 

usulan untuk sub 

pokok bahasan 1: 

1. Discovery. 

2. Ceramah. 

3. Tanya Jawab. 

Istilah bentuk molekul, 

struktur molekul, 

geometri molekul, dan 

susunan atom adalah 

sama. Semuanya ini 

menunjukkan cara atom 

tersusun dalam 

molekul. 

Gambar 1.1. Ronald J. 

Gillespie (lahir: 21 

Agustus 1924) penemu 

teori VSEPR. 

Bentuk molekul, yang berarti cara atom tersusun di dalam ruang yang 

mempengaruhi banyak sifat-sifat fisis dan kimia molekul tersebut. Bentuk 

molekul dapat ditentukan tanpa memperhatikan apakah molekul tersebut 

polar atau tidak−fenomena ini yang akan kita pelajari lebih jauh dalam 

bahan ajar ini. Ketika dua molekul saling mendekat untuk memulai reaksi, 

kemungkinan berhasilnya reaksi tersebut bisa saja sangat bergantung pada 

bentuk tiga dimensi dan orientasi relatif molekul-molekul tersebut serta 

identitas kimianya. Bentuk molekul sangat berpengaruh khususnya dalam 

reaksi kimia dan biologi, karena harus terdapat kecocokan antara bentuk 

molekul dengan tapak pada membran atau cetakan−contohnya yang 

penting ialah obat dan aktivitas enzim. Jadi, ciri bentuk molekul 

merupakan bagian penting pada pengkajian mengenai struktur molekul. 

Bentuk molekul dapat kita prediksikan dengan menggunakan orbital 

hibridnya (hibridisasi) dan teori Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi 

(VSEPR). Konsep hibridisasi muncul sebelum formulasi teori VSEPR. 

Pada tahun 1931, Linus Pauling mengenalkan konsep hibridisasi orbital 

untuk menjelaskan geometri CH 4 (metana), H 2 O (hidrogen oksida), dan 

NH 3 (ammonia). N. V. Sidgwick dan H. E. Powell adalah yang pertama 

kali menyarankan pada tahun 1940 bahwa geometri molekul ditentukan 

oleh susunan pasangan elektron dalam kulit valensi, dan saran ini 

selanjutnya dikembangkan ke dalam seperangkat aturan yang dikenal 

dengan VSEPR oleh Ronald J. Gillespie dan Ronald Nyholm pada tahun 

1957. 

Keuntungan VSEPR adalah bahwa teori ini memiliki kemampuan 

prediksi berdasarkan struktur Lewis, sementara skema hibridisasi, 

memerlukan pengetahuan awal mengenai geometri molekul. Jadi, 

bagaimana kita selanjutnya mendeskripsikan pengikatan dalam molekul? 

Kita dapat memilih skema hibridisasi yang mungkin untuk atom pusat 

dalam struktur, dalam metode ikatan valensi dengan menuliskan struktur 

Lewis yang masuk akal untuk spesies yang diminati, lalu menggunakan 

teori VSEPR untuk memprediksikan geometri gugus elektron atom pusat

5 

yang mungkin, baru menyeleksi skema hibridisasi yang berhubungan 

dengan geometri gugus elektron. 

TENTANG ILMUWAN 

Lahir di Portland, Oregon, Amerika Serikat, Linus Carl Pauling merupakan salah seorang ahli Kimia 

paling berpengaruh dalam sejarah. Sejak kecil, Pauling s udah senang membaca sekaligus memiliki rasa 

keingintahuan sangat besar terhadap segala hal. Namun, ketertarikan pada kimia muncul sejak Pauling 

terkesima menyaksikan percobaan salah seorang temannya dengan menggunakan peralatan sederhana milik 

sekolah. Ketertarikan yang sama membawa Pauling belajar pada Oregon Agricultural College, atau yang 

sekarang dikenal sebagai Oregon State University, menekuni rekayasa kimia. Besarnya minat terhadap ilmu 

membawa ilmuwan modern kelahiran 1901 ini meneruskan pendidikan di California Institute of Technology 

(Caltech) dan berhasil lulus dengan predikat tertinggi, summa cum laude, untuk gelar doktoral bidang kimia. Di 

kemudian hari, Doktor lulusan Caltech ini juga dikenal sebagai salah satu dari pencetus kimia kuantum dan 

biologi molekular. 

Namun, kimia dan ilmu pengetahuan bukan hanya menjadi minat dasar langganan penerima 

penghargaan bidang ilmiah ini. Urusan kemanusiaan dan lingkungan, khususnya terkait dampak nuklir, juga 

menjadi perhatian utama kimiawan jenius ini. Sedemikian besar kepeduliannya, Linus Pauling sampai rela 

menggalang tanda tangan 11.000 ilmuwan dari seluruh penjuru dunia hanya untuk membuat petisi yang 

diserahkan pada Sekjen PBB (masa itu), Dag Hammarskjöld, demi penghentian percobaan senjata nuklir. 

Terkait hadiah Nobel, belum ada seorang pun yang mampu menyaingi rekor Pauling, setidaknya 

hingga profil diunggah. Namanya tercatat dalam sejarah sebagai satu-satunya orang di dunia yang pernah 

dianugerahi dua kali hadiah Nobel tunggal (tidak dibagi bersama pemenang lain dalam satu kategori). Pauling 

juga menjadi satu dari empat orang di dunia yang berhasil memenangi lebih dari satu penghargaan Nobel (tiga 

nama lain adalah Marie Sklodowska-Curie, John Bardeen dan Frederick Sanger).

6 




1. Discovery. 

2. Ceramah. 


4. Demonstrasi. 

Simulasi percobaan 

menggunakan software 

“hyperchem” dapat 

didownload pada: 

http://downloads.ziddu. 

com/download/6703329 

/HyperChem7.5crack.ra 

r.html 

Sedangkan untuk 

tutorial penggunaan 

software tersebut dalam 

menentukan panjang 

ikatan dan sudut ikatan 

suatu molekul dapat 

dilihat pada: 

https://www.youtube.co 

m/watch?v=35yXWPhx 

uto 

2. Bentuk Molekul dengan Menggunakan Teori 

VSEPR 

Bentuk molekul merupakan susunan tiga dimensi dari atom-atom 

dalam suatu molekul. Bentuk molekul mempengaruhi sifat-sifat kimia dan 

fisisnya, seperti titik leleh, titik didih, kerapatan, dan jenis reaksi yang 

dialaminya. Bentuk molekul ditetapkan melalui percobaan atau dengan 

perhitungan mekanika kuantum yang dikonfirmasi dengan percobaan. Dari 

percobaan itu kita dapat mengetahui panjang ikatan dan sudut ikatan dari 

suatu molekul. Untuk mengetahui panjang ikatan dan sudut ikatan dari 

suatu molekul kita dapat mensimulasikan percobaan tersebut 

menggunakan software “hyperchem”. 

Tetapi, terdapat cara sederhana yang memungkinkan kita untuk 

meramalkan geometri molekul atau ion dengan tinggkat keberhasilan yang 

cukup tinggi jika kita mengetahui jumlah elektron di sekitar atom pusat 

dalam struktur Lewis-nya. Dasar pendekatan ini adalah asumsi bahwa 

pasangan elektron di kulit valensi suatu atom saling bertolakan satu sama 

lain. Kulit valensi (valence shell) adalah kulit terluar yang ditempati 

elektron dalam suatu atom yang biasanya terlibat dalam ikatan. Dalam 

ikatan kovalen, sepasang elektron, yang sering disebut pasangan ikatan, 

berperan dalam mengikat dua atom. Tetapi, dalam molekul poliatomik, 

dimana terdapat dua atau lebih ikatan antara atom pusat dan atom 

sekitarnya, tolak menolak antara elektron-elektron dalam pasangan ikatan 

yang berbeda menyebabkan pasangan itu berada sejauh mungkin satu 

sama lain. Bentuk yang dipilih suatu molekul meminimalkan tolakan 

(seperti terlihat dari posisi seluruh atom). Pendekatan untuk kajian bentuk 

molekul ini disebut teori Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi 

(Valence Shell Electron Pair Repulsion-VSEPR), karena pendekatan teori 

ini menjelaskan susunan geometrik dari pasangan elektron di sekitar atom 

pusat sebagai akibat tolak menolak antara pasangan elektron. 

Seperti yang telah dijelaskan sebelumnya bahwa bentuk molekul 

ditetapkan melalui percobaan atau dengan perhitungan mekanika

7 

kuantum yang dikonfirmasi dengan percobaan. Hasil dari percobaan 

dan perhitungan ini biasanya cocok dengan teori Tolakan Pasangan 

Elektron Kulit Valensi (Valence Shell Electron Pair Repulsion- 

VSEPR). Dalam teori VSEPR, kita berfokus pada pasangan elektron 

dalam kulit elektron valensi atom pusat dalam suatu struktur. 

Akhirnya, akan dihasilkan bentuk molekul tertentu untuk molekul. 

Aspek lain dari teori VSEPR adalah fokus tidak saja pada 

pasangan elektron, tetapi juga pada gugus elektron. Satu gugus 

elektron dapat berupa pasangan, baik pasangan bebas maupun 

pasangan ikatan, atau dapat pula sebagai elektron tunggal yang tidak 

berpasangan pada atom dengan oktet terlengkap, seperti pada NO. 

Terdapat dua aturan umum dalam model teori Tolakan Pasangan 

Elektron Kulit Valensi (Valence Shell Electron Pair Repulsion- 

VSEPR), yaitu: 

Dalam kaitannya dengan tolak-menolak pasangan elektron, ikatan 

rangkap dua dan ikatan rangkap tiga dapat diperlakukan seperti 

ikatan tunggal. Pendekatan ini sesuai untuk tujuan kualitatif. 

Tetapi, Anda harus menyadari bahwa dalam kenyataannya ikatan 

rang dua/tiga “lebih besar” dibanding ikatan tunggal, karena 

kerapatan yang lebih tinggi dari ikatan rangkap dua atau ikatan 

rangkap tiga di antara dua atom, akan membutuhkan ruang yang 

lebih besar. 

Jika suatu molekul memiliki dua atom atau lebih struktur 

resonansi, kita dapat menerapkan model teori VSEPR setiap 

struktur tersebut. Muatan formal biasanya tidak ditunjukkan. 

Gambar 2.1. Pasangan 

elektron akan saling 

menolak, baik ketika 

elektron-elektron tersebut 

berada dalam ikatan 

kimia (pasangan ikatan) 

ataupun tidak digunakan 

bersama (pasangan 

bebas). Pasangan elektron 

mengambil orientasi di 

seputar atom untuk 

meminimumkan tolakan. 

Untuk menentukan jumlah gugus elektron, geometri gugus 

elektron, dan Notasi VSEPR, maka kita harus menentukan angka 

sterik (Steric Number/SN) dari atom pusatnya. Dari jumlah gugus 

elektronnya kita dapat mengetahui geometri gugus elektronnya. 

Adapun angka sterik (Steric Number/SN) dari atom pusat suatu 

molekul didefinisikan

8 

Teori VSEPR sangat 

berhasil untuk unsurunsur 

periode kedua. 

SN = 

JUMLAH PASANGAN 

ATOM YANG 

TERIKAT PADA 

ATOM PUSAT 

+ 

JUMLAH PASANGAN 

ATOM YANG 

BEBAS PADA 

ATOM PUSAT 

Sudut ikatan H 2 O yang 

diprediksikan sebesar 

109,5 o hampir 

mendekati sudut ikatan 

Notasi VSEPR 

AX n E n 

hasil percobaan yaitu 

104,5 o . Namun untuk 

Jumlah Gugus 

Elektronnya 

Geometri Gugus 

Elektronnya 

H 2 S, nilai prediksi 

109,5 o berbeda jauh 

dengan nilai percobaan 

yaitu 92 o . 

Jumlah gugus elektron dari angka steriknya menggambarkan geometri 

gugus elektronnya, seperti berikut ini: 

Dua gugus elektron: linear. 

Tiga gugus elektron: planar trigonal. 

Empat gugus elektron: tetrahedral. 

Lima gugus elektron: bipiramida trigonal. 

Enam gugus elektron: oktahedral. 

Notasi VSEPR ditulis dalam bentuk notasi , dimana A adalah 

atom pusatnya, X adalah jumlah pasangan (n) atom yang terikat pada atom 

pusat, E jumlah pasangan (n) atom yang bebas pada atom pusat. 

CONTOH 2.1 

Gambar 2.2. Bentuk 

molekul CH 4 , dimana 

terdapat empat pasangan 

elektron ikatan. 

Tentukanlah jumlah gugus elektron dari angka steriknya, geometri 

gugus elektronya, serta notasi VSEPR dari molekul CH 4 . 

Penyelesaian 

Atom pusat dari molekul CH 4 adalah atom C. Pusat C mempunyai 

empat elektron valensi. Setiap atom H mempunyai satu elektron valensi

9 

dari atom itu sendiri dan perlu menggunakan bersama satu elektron 

dari C untuk mencapai konfigurasi duplet. Jadi, empat elektron valensi 

berperan dalam ikatan kovalen, dan tidak menyisakan elektron valensi 

bebas. angka steriknya ialah 

SN = 4 (pasangan atom terikat) + 0 (pasangan atom bebas) = 4 

Jadi, jumlah gugus elektron dari angka steriknya adalah empat, 

sehingga geometri gugus elektronya adalah tetrahedral. Notasi VSEPR 

dari molekul CH 4 adalah atau , dimana terdapat empat 

elektron valensi berperan dalam ikatan kovalen, dan nol elektron 

valensi bebas (tidak ada elektron valensi bebas). 

CONTOH 2.2 

Tentukanlah jumlah gugus elektron dari angka steriknya, 

geometri gugus elektronya, serta notasi VSEPR dari molekul NH 3 . 

Penyelesaian 

Atom pusat dari molekul NH 3 adalah atom N. Pusat N 

mempunyai lima elektron valensi. Setiap atom H mempunyai satu 

elektron valensi dari atom itu sendiri dan perlu menggunakan bersama 

satu elektron dari N untuk mencapai konfigurasi duplet. Jadi, tiga 

elektron valensi berperan dalam ikatan kovalen, dan menyisakan satu 

pasang elektron valensi bebas. Angka steriknya ialah 


molekul NH 3 , dimana 

terdapat tiga pasangan 

elektron ikatan dan satu 

pasang elektron bebas. 

SN = 3 (pasangan atom terikat) + 1 (pasangan atom bebas) = 4 

Jadi, jumlah gugus elektron dari angka steriknya adalah empat, 

sehingga geometri gugus elektronya adalah tetrahedral. Notasi VSEPR 

dari molekul NH 3 adalah atau , dimana terdapat tiga

10 

elektron valensi berperan dalam ikatan kovalen, dan satu pasang elektron 

valensi bebas. 

Ingatlah bahwa bentuk 

molekul / geometri 

molekul / susunan atom 

dalam molekul memang 

bisa kita prediksikan 

dan dapat dibuktikan 

berdasarkan percobaan, 

namun geometri / 

susunan elektronnya 

hanya bisa kita 

prediksikan saja tetapi 

tidak dapat kita tentukan 

benrdasarkan 

percobaan,. 

Berikut ini akan disajikan tabel beberapa geometri molekul sebagai 

fungsi geometri gugus elektron. Namun kita perlu dua gagasan untuk 

memahami tabel beberapa geometri molekul sebagai fungsi geometri 

gugus elektron tersebut, yaitu 

Semakin dekat dua gugus elektron dipaksakan, semakin kuat tolakan 

di antaranya. Tolakan di antara dua gugus elektron jauh lebih kuat 

pada sudut 90 o dibandingkan pada sudut 120 o atau 180 o . 

Elektron pasangan bebas menyebar lebih luas dibandingkan elektron 

ikatan. Akibatnya, tolakan satu pasangan bebas dengan pasangan 

bebas lainnya lebih besar dibandingkan, katakanlah, antara dua 

pasangan ikatan. Urutan gaya tolak, dari yang terkuat ke yang 

terlemah, adalah pasangan bebas-pasangan bebas, pasangan bebaspasangan 

ikatan, pasangan ikatan-pasangan ikatan. 

Tabel 2.1. Geometri Molekul Sebagai Fungsi Geometri Gugus Elektron. 

Jumlah Geometri Jumlah 

Notasi 

Gugus Gugus Pasangan 

VSEPR 

Elektron Elektron Bebas 

Geometri 

Molekul 

Sudut 

Ikatan 

Ideal 

2 Linear 0 AX 2 180 O 

(berlanjut)

11 

0 AX 3 120 o 

3 

Planartrigonal 

1 AX 2 E 120 o 

0 AX 4 109,5 o 

4 Tetrahedral 

1 AX 3 E 109,5 o 

2 AX 2 E 2 109,5 o 

(berlanjut)

12 

0 AX 5 90 o , 120 o 

1 AX 4 E 90 o , 120 o 

5 

Bipiramidatrigonal 

2 AX 3 E 2 90 o 

3 AX 2 E 3 180 o 

6 Oktahedral 

0 

AX 6 

90 o 

(berlanjut)

13 

1 AX 5 E 90 o 

6 Oktahedral 

2 AX 4 E 2 90 o 

AX 2 

Struktur Lewis berilium klorida dalam wujud gas adalah 

Karena pasangan ikatan saling tolak menolak satu sama lain, 

pasangan-pasangan tersebut harus berada pada ujung yang berlawanan 

dalam satu garis lurus agar keduanya berada sejauh mungkin satu 

sama lain. Jadi, sudut berilium klorida diramalkan 180 o , dan 

molekulnya berbentuk linear. 


molekul dari berilium 

klorida. 

AX 3 

Boron triflorida mengandung tiga ikatan kovalen, atau pasangan 

ikatan. Dalam susunan yang paling stabil, ketiga ikatan boron 

triflorida mengarah pada titik sudut segitiga sama sisi dengan boron 

sebagai titik pusat segitiga.

14 


molekul dari boron 

triflorida. 

Geometri boron triflorida adalah segitiga datar karena ketiga atom 

ujung berada pada titik sudut segitiga sama sisi datar. Jadi, setiap sudut 

boron triflorida adalah 120 o , dan keempat atom terletak pada bidang yang 

sama. 

AX 4 

Struktur lewis dari metana adalah 


molekul dari metana. 

Karena terdapat empat pasangan ikatan, geometri metana adalah 

tetrahedral, yang memiliki empat sisi atau muka (awalan tetra berarti 

“empat”), yang semuanya berupa segitiga sama sisi, dimana sudut 

ikatannya adalah 109,5 o . 

AX 5 

Satu-satunya cara untuk meminimalkan gaya tolak di antara kelima 

pasangan ikatan dari fosfor pentaklorida adalah dengan menyusun ikatanikata 

tersebut ke dalam bentuk segitiga bipiramida seperti gambar di 

bawah ini.

15 

Gambar 2.7. Bentuk molekul dari fosfor pentaklorida, kiri (tampak atas) dan 

kanan (tampak samping). 

Atom-atom yang terletak di atas dan di bawah bidang segitiga 

disebut menempati posisi aksial, dan yang terletak pada bidang 

segitiga disebut menempati posisi ekuatorial sudut antara dua ikatan 

ekuatorial adalah 120 o dan sudut antara ikatan aksial dengan ikatan 

ekuatorial adalah 90 o , sedangkan sudut anatara ikatan aksial adalah 

180 o . 

AX 6 

Bentuk molekul yang paling stabil dari balerang heksaflorida 

adalah oktahedral. Semua sudut ikatan adalah 90 o kecuali sudut yang 

dibentuk oleh ikatan-ikatan antara atom pusat dengan pasangan atom 

yang letaknya berlawanan secara diametrik. Sudut ikatan ini adalah 

180 o . Karena keenam ikatan setara dalam molekul oktahedral, kita 

tidak dapat menggunakan istilah “ekuatorial” dan “aksial”. 

Berikut ini disajikan sebuah video pengajaran kepada anda, 

sebuah penjelasan mengenai teori Tolakan Pasangan Elektron Kulit 

Valensi/Valence Shell Electron Pair Repulsion-VSEPR seperti yang 

telah dijelaskan sebelumnya. 


molekul dari balerang 

heksaflorida.

16 

VIDEO 1 

Gambar 2.9. Software 

untuk simulasi praktikum. 

Sekarang mari kita coba praktekkan dengan cara mensimulasikan apa 

yang telah kita pelajari dari teori Tolakan Pasangan Elektron Kulit 

Valensi/Valence Shell Electron Pair Repulsion-VSEPR sebelumnya. Dari 

simulasi ini, anda akan melihat berbagai macam bentuk molekul baik yang 

sudah ada (dalam software tersebut) ataupun membuat bentuk molekul 

sendiri (membuat bentuk molekul sendiri dengan menggunakan software 

tersebut). Pada simulasi ini anda akan menggunakan “PhET Interactive 

Simulations” untuk membuat macam-macam bentuk molekul berdasarkan 

teori VSEPR. Simulasi ini dapat dilakukan secara “online (terhubung ke 

internet)” yaitu dengan mengunjungi langsung halaman websitenya yaitu, 

https://phet.colorado.edu/sims/html/molecule-shapes/latest/moleculeshapes_en.html, 

atau anda dapat melakukannya dengan cara “offline 

(tidak terhubung ke internet)” yaitu dengan dengan cara mendownloadnya 

terlebih dahulu dari halaman websitenya yaitu, 

https://phet.colorado.edu/sims/html/molecule-shapes/latest/moleculeshapes_en.html?download, 

dimana besar file yang didownload hanya 

sebesar 1,5 MB. Untuk lebih lanjutnya, marilah kita ikuti langkah-langkah 

berikut ini untuk mensimulasikan macam-macam bentuk molekul tersebut.

17 

Tabel 2.2. Langkah-langkah dalam Menggunakan PhET Interactive Simulations untuk Membuat 

Bentuk Molekul Sendiri. 

No. 

Langkah-langkah 

1. Kunjungilah halaman websitenya jika anda ingin menggunakannya secara online 

dengan alamat webnya dengan menggunakan web browser yang anda miliki yaitu, 

https://phet.colorado.edu/sims/html/molecule-shapes/latest/molecule-shapes_en.html, maka 

akan muncul tampilan awal berikut ini: 

Atau anda dapat juga menggunakannya secara offline dengan mendownload filenya pada 

link halaman website https://phet.colorado.edu/sims/html/molecule-shapes/latest/moleculeshapes_en.html?download, 

maka akan muncul tampilan link download berikut ini.

18 

Klik tombol save file lalu tekan tombol ok. File akan tersimpan di 

laptop/komputer/ponsel anda, jalankan software tersebut dengan cara klik dua kali file 

download tersebut, maka akan terbuka pada web browser anda (misal: Mozilla Firefox, 

Internet Explorer, dll) dan akan muncul tampilan awal seperti pada langkah mengaksesnya 

secara online (gambar di awal, terbuka pada web bowser Mozilla Firefox). 

2. Sekarang kita akan membuat bentuk molekul sendiri, maka klik dua kali pada model 

seperti yang muncul pada tampilan awal pada langkah pertama, maka akan muncul tampilan 

berikut ini.

19 

3. Keterangan nomor pada gambar di atas: 

1. Untuk menambah jumlah ikatan tunggal pada molekul. 

2. Untuk mengurangi jumlah ikatan tunggal pada molekul. 

3. Untuk menambah jumlah ikatan rangkap dua pada molekul. 

4. Untuk mengurangi jumlah ikatan rangkap dua pada molekul. 

5. Untuk menambah jumlah ikatan rangkap tiga pada molekul. 

6. Untuk mengurangi jumlah ikatan rangkap tiga pada molekul. 

7. Untuk menambah jumlah pasangan elektron bebas pada molekul. 

8. Untuk mengurangi jumlah pasangan elektron bebas pada molekul. 

9. Untuk menghapus semua bentuk molekul yang telah dibuat. 

10. Untuk menampilkan pasangan elektron bebas pada molekul. 

11. Untuk menampilkan sudut pada molekul 

12. Untuk kembali ke bentuk sebelumnya. 

13. Untuk menampilkan nama geometri molekul/bentuk molekulnya. 

14. Untuk menampilkan nama geometri elektron molekulnya.

20 

15. Nama geometri molekul/bentuk molekulnya. 

16. Nama geometri elektron molekulnya. 

17. Kembali ke tampilan awal. 

18. Menu yang terhubung ke halaman website (online). 

Anda juga dapat memutar-mutarkan posisi dari bentuk molekul tersebut kearah mana 

saja dengan cara mendekatkan pointer mouse ke molekulnya sampai muncul simbol tangan, 

lalu klik dan tahan, kemudian putar ke arah mana saja yang anda inginkan untuk melihat 

bentuk molekul tersebut secara keseluruhan. Sekarang buatlah beberapa bentuk molekul yang 

telah anda ketahui sebelumnya berdasarkan teori VSEPR yang telah kita pelajari sebelumnya. 

Tabel 2.3. Langkah-langkah dalam Menggunakan PhET Interactive Simulations untuk Melihat 

Beberapa Bentuk Molekul yang Sudah Ada di dalam Software. 

No. 

Langkah-langkah 

1. Pada langkah No. 1 ini sama dengan langkah No. 1 sebelumnya, tetapi kalo anda sudah 

mendownloadnya, maka tidak perlu didownload lagi, anda sekarang tinggal memilih pilihan 

real molecules bukan pilihan model lagi karena sekarang anda akan melihat beberapa 

bentuk molekul yang telah tersedia pada software tersebut, sekarang anda hanya tinggal 

mengklik dua kali pada real molecules pada tampilan awalnya seperti pada gambar di 

bawah ini.

21 

Setelah anda mengklik pilihan real molecules pada tampilan awalnya, maka akan muncul 

tampilan berikut ini. 

Adapun keterangan nomor pada gambar di atas ini adalah sebagai berikut: 

1. Untuk menampilkan bentuk molekul yang nyata. 

2. Untuk menampilkan bentuk molekul yang tidak nyata. 

3. Menu untuk memilih beberapa bentuk molekul yang tersedia pada software. 

4. Untuk menampilkan pasangan elektron bebas pada molekul. 

5. Untuk menampilkan sudut pada molekul. 

6. Untuk menampilkan nama geometri molekul/bentuk molekulnya. 

7. Nama geometri molekul/bentuk molekulnya. 

8. Untuk menampilkan nama geometri elektron molekulnya. 

9. Nama geometri elektron molekulnya. 

10. Kembali ke tampilan awal. 

11. Untuk kembali ke bentuk sebelumnya 

12. Menu yang terhubung ke halaman website (online). 

Sekarang anda telah melihat beberapa bentuk molekul yang telah tersedia pada 

software tersebut, bandingkanlah bentuk molekul tersebut, yang nyata (real) dan yang tidak 

nyata (model) dari suatu molekul yang tersedia pada software tersebut, serta dengan bentuk 

molekul sejenis yang telah anda buat sendiri sebelumnya pada pembuatan molekul sendiri. 

Untuk menggeser molekul tersebut ke segala arah, sama caranya dengan cara sebelumnya.

Jumlah Gugus Elektron 

Gemometri Gugus 

Elektron 

Notasi VSEPR 

22 

Strategi Untuk Memprediksikan Bentuk Molekul Berdasarkan Teori VSEPR 

SN 

Sebelumnya telah dijelaskan bahwa untuk menentukan jumlah gugus 

elektron, geometri gugus elektron dan notasi VSEPR menggunakan Angka 

Sterik / Steric Number (SN) seperti gambar disamping ini. Jumlah gugus 

elektron akan menggambarkan geometri gugus elektronnya, sedangkan 

notasi VSEPR yang didapat dari angka steriknya dapat ditentukan bentuk 

molekul/geometri molekulnya berdasarkan tabel 2.1. yaitu tabel geometri 

molekul sebagai fungsi geometri gugus elektron, Hal tersebut akan coba 

dijelaskan dalam video pengajaran berikut ini yang berupa strategi-strategi 

untuk memprediksikan bentuk molekul berdasarkan Teori VSEPR dengan 

benar. 

VIDEO 2

23 

Seperti video pengajaran yang telah kita saksikan sebelumnya 

tentang strategi-strategi untuk memprediksikan bentuk molekul 

berdasarkan Teori VSEPR dengan benar, jelaslah bahwa peranan 

elektron bebas sangat penting dalam memprediksikan bentuk molekul. 

Seperti contoh lagi yaitu, molekul SF 4 dengan notasi VSEPR AX 4 E. 

Dua kemungkinan strukturnya disajikan di bawah ini, tetapi hanya 

satu yang benar. Struktur yang benar (kanan) menempatkan sepasang 

elektron pasangan bebas pada bidang pusat dari bipiramida. 

Akibatnya, dua interaksi pasangan bebas-pasangan ikatan adalah 90 o . 

Pada struktur yang salah (kiri), pasangan elektron bebas ini berada di 

atas alas bipiramida dan menghasilkan tiga interaksi pasangan bebas – 

pasangan ikatan sebesar 90 o . Ini adalah susunan yang kurang 

menguntungkan. 


Molekul NH 3 yang nyata 

terjadi. Sudut nyatanya 

107 o yang diakibatkan 

karena adanya pasangan 

elektron bebasnya, dari 

sudut yang diprediksikan 

sekitar 109,5 o . 

Namun, dalam memprediksikan bentuk molekul dengan 

menggunakan teori VSEPR, sering sekali kita jumpai kesalahan yang 

sering terjadi, hal itu karena kita kurang memperhatikan efek dari 

pasangan elektron bebas dari suatu molekul, sehingga ini akan 

berakibat fatal sekali dalam memprediksikan bentuk molekul. Oleh 

karena itu, video berikut ini akan memberikan solusi terhadap 

kesalahan-kesalahn yang sering terjadi dalam memprediksikan suatu 

bentuk molekul dengan teori VSEPR. 


Molekul H 2 O yang nyata 

terjadi. Sudut nyatanya 

104,5 o yang diakibatkan 

karena adanya pasangan 

elektron bebasnya, dari 

sudut yang diprediksikan 

sekitar 109,5 o .

24 

VIDEO 3 

Menggambarkan Bentuk Molekul Tiga Dimensi Pada Kertas 

Sejak bentuk molekul berbentuk tiga dimensi, sering kali sulit untuk 

menggambarkannya pada kertas. Maka dari itu, ahli kimia sepakat untuk 

mengikuti notasi struktur tiga dimensi pada kertas yang berdimensi dua 

seperti berikut ini. 

(1) (2) (3) 

Pada gambar nomor (1), notasi tersebut adalah notasi straight line 

atau garis lurus, menyatakan ikatan dalam bidang kertas. Sedangkan, pada 

gambar nomor (2), notasi tersebut adalah notasi hatched wedge atau baji 

yang patah-patah, menyatakan ikatan yang menunjuk ke belakang kertas, 

atau menjauihi pengamat/di belakang. Kemudian, pada gambar nomor (3), 

notasi tersebut adalah notasi solid wedge atau baji padat, menyatakan 

ikatan yang keluar dari kertas menuju ke pengamat atau menghadap ke 

pengamat/ke muka. Mari kita lihat notasi struktur

25 

tiga dimensi pada kertas yang berdimensi dua untuk beberapa bentuk 

molekul dari notasi VSEPR (AX n E n ) seperti berikut ini. 

(Linear) 

(Tetrahedral) 

(Planar Trigonal) 

(Bipiramida Trigonal) 

(Oktahedral) 

Sebagai contoh, mari kita lihat notasi struktur tiga dimensi pada 

kertas yang berdimensi dua untuk bentuk molekul dari ammonia 

(NH 3 ) dibawah ini. 

Sekarang kita telah mengetahui bagaimana teori VSEPR dalam 

memprediksikan bentuk molekul. Namun, bagaimana dengan bentuk 

molekul-molekul yang besar seperti, asam amino, contohnya glisin? 

Hal ini akan dibahas di bagian selanjutnya, mari kita pelajari bersama.

26 

Memprediksi Bentuk Molekul Dari Molekul Yang Besar 

Molekul-molekul yang berukuran besar kemungkinan memiliki dua 

atau lebih bentuk molekulnya. Ketika kita memprediksikan bentuk 

molekul yang berukuran besar ini, prinsip yang diterapkan adalah sama 

dengan cara kita waktu memprediksikan bentuk molekul sebelumnya. 

Tetapi yang menjadi perhatian kita bersama yaitu, tiap atom pusat dari 

molekul yang berukuran besar tersebut tidak dinamakan sebagai satu 

bentuk molekul saja namun untuk tiap atom pusat dalam molekul besar 

tersebut memiliki bentuk molekulnya masing-masing. Seperti contohnya, 

glisin, sebuah asam amino yang ditemukan pada banyak protein, dengan 

menggunakan tabel 2.1, berdasarkan jumlah pasangan elektron ikatan dan 

jumlah pasangan elektron bebasnya, maka struktur tiga dimensinya berikut 

ini. 

Bentuk Molekul Glisin : 

Bengkok 

(Lp) 

Lone Pair 

atau 

Pasangan 

Elektron 

Bebas 

Bipiramida 

Trigonal 

Tetrahedral 

Planar 

Trigonal

27 

CONTOH 2.3 

Prediksikanlah bentuk-bentuk molekul apa saja yang terdapat pada 

molekul metanol (CH 3 OH) dan buat sketsa gambar bentuk 

molekulnya. 

Penyelesaian 

Dengan menggambarkan struktur lewis molekulnya, kita dapat 

menentukan bentuk-bentuk molekul apa saja yang terdapat pada 

molekul metanol tersebut berdasarkan jumlah pasangan elektron 

terikat dan jumlah pasangan elektron bebasnya pada atom C dan O, 

lalu cocokkan dengan tabel 2.1, baru dari situ kita dapat 

menggambarkan sketsa gambar bentuk molekulnya. 

Struktur Lewisnya: 

Metanol: 

(Lp) 

Lone Pair 

atau 

Pasangan 

Elektron 

Bebas 

Tetrahedral 

Bengkok

28 

MEMBUAT BENTUK MOLEKUL 

Pada kegiatan ini, anda diharapkan dapat membuat bentuk molekul sendiri di luar dari jam 

pengajaran. Tujuan dari kegiatan ini adalah dapat membuat bentuk-bentuk molekul berdasarkan teori 

VSEPR yang dapat digunakan untuk media pembelajaran. Adapun alat dan bahan yang digunakan 

adalah sebagai berikut ini: 

Alat: 

Gunting 

Bahan: 

Balon 

Benang 

Langkah kerja pada kegiatan ini sangatlah mudah dan simpel, anda hanya perlu mengisi balonbalon 

tersebut dengan udara, kemudian merangkai balon-balon tersebut menjadi bentuk-bentuk 

molekul yang telah kita pelajari sebelumnya dengan bantuan benang dan gunting. Adapun contoh dari 

beberapa bentuk molekul yang dirangkai dari balon tersebut yang dapat dijadikan contoh adalah 

sebagai berikut ini:

29 

3. Jenis Orbital Hibrid 

Teori VSEPR yang sebagian besar didasarkan pada teori Lewis 

yaitu struktur Lewis, menyediakan metode yang relatif sederhana 

untuk meramalkan geometri molekul, tetapi masih belum menjawab 

pertanyaan dasar bagaimana atom membagi elektron dalam ikatan 

kimianya? Mengaitkan pembentukan ikatan kovalen dengan pasangan 

elektron merupakan satu langkah yang benar, tetapi tidak cukup untuk 

menjelaskan hal yang dimaksud. 

Ada beberapa pendekatan untuk memahami hal tersebut. 

Pendekatan yang digunakan bergantung pada situasi, sebab berbagai 

teori memiliki kekuatan dan kelemahan. Kekuatan teori Lewis terletak 

pada kemudahannya dalam aplikasinya (struktur Lewis dapat ditulis 

agak cepat). Teori VSEPR memungkinkan kita mengajukan bentuk 

molekul yang biasanya cocok dengan hasil percobaan. Namun, tidak 

satu pun teori ini menghasilkan informasi kuantitatif mengenai energi 

ikatan dan panjang ikatan, dan teori Lewis mempunyai masalah 

dengan molekul berelektron ganjil dan situasi yang tidak 

memungkinkan untuk menggambarkan molekul dengan satu struktur 

saja (resonansi). Sebagai contoh, teori Lewis menggambarkan ikatan 

tunggal antar atom H dalam H 2 dan antar atom F dalam F 2 dengan 

cara yang pada dasarnya sama. Tetapi kedua molekul ini memiliki 

energi ikatan dan panjang ikatan yang berbeda (-436,4 kJ/mol dan 74 

pm untuk H 2 dan 150,6 kJ/mol dan 142 pm untuk F 2 ). Hal ini dan 

berbagai fakta lainnya tidak dapat dijelaskan dengan teori Lewis. 

Untuk penjelasan yang lebih lengkap tentang pembentukan ikatan 

kimia, kita menggunakan mekanika kuantum. 

Pada saat ini, ada dua teori mekanika kuantum digunakan untuk 

menggambarkan pembentukan ikatan kovalen dan struktur elektron 

dari molekul. Teori tersebut adalah teori ikatan valensi dan teori 

orbital molekul. Teroi ikatan valensi atau Valence Bond Theory meng- 




1. Discovery. 

2. Ceramah. 


Pada kenyataannya, 

kajian mekanika 

kuantum tentang ikatan 

kimia juga menyediakan 

cara untuk memahami 

geometri molekul.

TARIKAN 

(-) 

TOLAKAN 

(+) 

ENERGI POTENSIAL 

30 

asumsikan bahwa elektron-elektron dalam molekul menempati orbitalorbital 

atom dari masing-masing atom. Ini memungkinkan kita untuk 

mempertahankan gambaran masing-masing atom yang mengambil peranan 

dalam pembentukan ikatan. Teori kedua dari mekanika kuantum untuk 

menejelasakan ikatan kimia yaitu, teori orbital molekul atau molecular 

orbital theory yang mengasumsikan bahwa pembentukan orbital molekul 

dari orbital-orbital atom. Kedua teori di atas tidak menjelaskan secara 

sempurna semua aspek ikatan, tetapi masing-masig telah menyumbang 

sesuatu terhadap pemahaman kita tetang berbagai sifat molekul yang 

teramati. 

0 

= Atom H 

Jarak Antar inti 

74 pm 

-436, 4 kJ/mol 

Gambar 3.1. Energi interaksi dua atom hidrogen 

Ingatlah bahwa 

benda memiliki 

energi potensial 

karena letaknya. 

Grafik di atas menunjukkan: 

Energi nol ketika dua atom H terpisah sangat jauh. 

Merosotnya energi potensial (tarikan netto) ketika dua atom saling 

mendekat. 

Energi potensial minimum (-436, 4 kJ/mol) pada jarak antar inti tertentu 

(74 pm) yang berkaitan dengan molekul stabil H 2 . 

Kenaikan energi potensial ketika atom-atom lebih mendekat lagi; elektron 

tidak lagi efektif menghalangi inti dari inti lain, dan terjadilah tolakan.

31 

Ingat kembali kawasan dengan probabilitas elektron yang tinggi 

dalam atom H melalui fungsi matematis yang dinamakan orbital 1s. 

Ketika dua atom H yang digambarkan di atas saling mendekat, 

kawasan-kawasan ini mulai saling menembus. Kita katakan bahwa 

dua orbital bertumpang tindih. Selanjutnya, dapat kita katakana bahwa 

satu ikatan dihasilkan di antara kedua atom tersebut sebab probabilitas 

elektron tinggi dijumpai di kawasan antara inti-inti atom tempat 

orbital 1s bertumpang tindih. Dengan cara ini, ikatan kovalen 

terbentuk di antara dua atom H pada molekul H 2 . 

Penjelasan pembentukan ikatan kovalen dari aspek 

pertumpangtindihan orbital atom dinamakan teori ikatan valensi. 

Terciptanya ikatan kovalen dalam teori ikatan valensi biasanya pada 

tumpang-tindih orbital terisi setengah, tetapi adakalanya tumpang 

tindih seperti itu melibatkan orbital terisi penuh pada suatu atom dan 

orbital kosong pada atom lainnya. Teori ikatan valensi memberikan 

model pengikatan elektron terlokalisasi: elektron teras (core) dan 

elektron valensi pasangan bebas mempertahankan lokasi orbital yang 

sama seperti dalam atom-atom terpisah, dan densitas muatan dari 

elektron terikat terkonsentrasi di kawasan pertumpangtindihan orbital. 

Pada gambar 3.2 memperlihatkan tumpang tindih orbital atom 

dalam pembentukan ikatan hidrogen ke sulfur pada hidorgen sulfida. 

Terutama, perhatikan tumpang tindih maksimum antara orbital 1s dari 

suatu atom H dan suatu orbital 3p dari suatu atom S yang terjadi di 

sepanjang garis yang menghubungkan pusat-pusat atom H dan atom S. 

Kedua orbital 3p terisi setengah sulfur yang bertumpang tindih pada 

H 2 S tegak lurus satu sama lain, dan teori ikatan valensi menyiratkan 

sudut ikatan H-S-H sebesar 90 o . Ini cocok sekali dengan sudut yang 

teramati yaitu 92 o . 

Apa yang kita sebut 

“tumpang tindih” 

sebenarnya adalah dua 

orbital yang saling 

menembus. 

Berhubung energi orbital atom berbeda dari satu jenis dengan 

jenis lainnya, teori ikatan valensi menyiratkan energi ikatan yang 

berbeda untuk ikatan yang berbeda. Suatu aplikasi kuantitatif dari teo-

32 

ri ikatan valensi akan menunjukkan bahwa tumpang tindih 1s-1s pada H 2 

menghasilkan energi ikatan yang lebih besar dibandingkan tumpang tindih 

1s-3p pada ikatan H-S dalam H 2 S. Struktur Lewis H-O-H dan H-S-H tidak 

memberikan informasi tentang energi ikatan. 

1s 

Atom terisolasi 

3p z 

3p y 

H 

H 

H 

S 

S 

3p x 

H 

S [Ne] 

1s 3s 3p 

Gambar 3.2. Pengikatan dalam H 2 S digambarkan dengan pertumpangtindihan orbital atom. 

Ikatan kovalen 

Tahukah Anda . . . 

Mengapa pertumpangtindihan orbital-orbital 

menghasilkan ikatan kimia? 

Sumber dari stabilitas ekstra datang dari pertumpang 

tindihan dua orbital yang dua fungsi gelombang atomnya sefase, 

menghasilkan interferensi konstruktif dari fungsi gelombang di 

antara kedua inti sehingga meningkatkan densitas elektron di 

antara kedua inti. Naiknya densitas elektron, dengan muatan 

negatif menarik kedua inti bermuatan positif, menghasilkan 

energi yang lebih rendah dibandingkan jika kedua atom itu 

terpisah. Jadi, naiknya densitas muatan elektron di antara inti 

menhasilkan ikatan kimia. 

Berikut ini akan ditampilkan sebuah video pengajaran tentang teori 

ikatan valensi yang merupakan proses dari hibridisasi (akan dibahas pada 

bagian selanjutnya setelah video ini) dan juga pengantar dalam 

hubungannya ke bentuk molekul yaitu dari orbital hibridnya.

Orbital ikatan atom P 

33 

VIDEO 4 

VIDEO 4 

CONTOH 3.1 

Jelaskan molekul fosfina, PH 3 , dengan teori ikatan valensi. 

P 

Penyelesaian 

Pertama gambarlah diagram orbital kulit valensi untuk atom yang 

terpisah. 

Selanjutnya, sketsalah orbital atom pusat (P) yang terlibat dalam 

tumpang tindih. Ini adalah orbital 3p terisi setengah (Gambar 3.3). 

Lalu, lengkapi struktur dengan menggabungkan atom-atom terikat dan 

menggambarkan tumpang tindih orbital-orbitalnya. Deskripsikan 

strukturnya. PH 3 adalah molekul piramida trigonal. Ketiga atom H 

terletak pada bidang yang sama. Atom P terletak pada puncak 

piramida di atas bidang yang ditempati atom-atom H, dan ketiga sudut 

ikatan H-P-H adalah 90 o (berdasarkan percobaan, sudutnya 93 o 

sampai 94 o ). 

Ikatan kovalen terbentuk 

90 o H 

P 

H 

H 

Gambar 3.3. Pengikatan dan 

stuktur molekul PH 3 .

34 

Jika kita mencoba memperluas teori ikatan valensi yang tidak 

dimodifikasi pada sub pokok bahasan ini ke sejumlah molekul yang lebih 

banyak, dengan cepat kita akan kecewa. Dalam sebagian besar kasus, 

penjelasan tentang geometri molekul berdasarkan pertumpangtindihan 

sederhana orbital atom yang tidak dimodifikasi ternyata tidak cocok 

dengan hasil pengamatan. Contohnya berdasarkan konfigurasi elektron 

keadaan dasar dari kulit valensi karbon adalah: 

dengan meggunakan hanya orbital terisi setengah, kita harapkan ada 

molekul dengan rumus CH 2 dan sudut ikatan 90 o . Molekul CH 2 ini stabil, 

tetapi umumnya tidak teramati di laboratorium. Molekul ini sangat reaktif 

dan hanya teramati di bawah kondisi yang didesain khusus. 

Kata “stabil” harus 

digunakan secara hatihati 

di dalam ilmu 

kimia. Ketika kita 

mengatakan suatu 

molekul stabil, kita 

maksudkan molekul itu 

stabil dibandingkan 

atom-atom yang 

terpisah. Kata “stabil" 

jangan digunakan tanpa 

pernyataan penjelas jika 

kita mendeskripsikan 

reaktivitas. Jadi, natrium 

logam adalah stabil 

(tidak reaktif) dalam 

minyak mineral, tetapi 

tidak stabil (sangat 

reaktif) dalam air. 

Hidrokarbon paling sederhana yang teramati pada kondisi normal 

laboratorium adalah metana, CH 4 . Metana adalah molekul stabil yang 

tidak reaktif dengan rumus molekul yang konsisten dengan aturan oktet 

dari Lewis. Untuk mendapatkan rumus molekul metana melalui teori 

ikatan valensi, kita memerlukan diagram orbital untuk karbon dengan 

empat elektron tak berpasangan sehingga tumpang tindih orbital 

menghasilkan empat ikatan C-H. Untuk mendapatkan diagram di bawah 

ini, bayangkan bahwa satu dari elektron 2s pada atom C keadaan dasar 

menyerap energi dan dipromosikan ke orbital 2p yang kosong. Konfigurasi 

elektron yang dihasilkan adalah konfigurasi elektron keadaan tereksitasi. 

Konfigurasi elektron pada keadaan tereksitasi ini menyiratkan suatu 

molekul dengan tiga ikatan C-H yang saling tegak lurus berdasarkan 

orbital 2p dari atom C (sudut ikatan 90 o ). Ikatan keempat akan mengarah 

ke posisi manapun dalam molekul yang dapat mengakomodasi atom H 

keempat. Namun, penjelasan ini tidak cocok dengan sudut ikatan H-C-H 

yang ditemukan dari percobaan, sebab keempatnya membentuk sudut seb-

35 

esar 109,5 o , sama seperti yang diprediksikan oleh teori VSEPR. Suatu 

skema pengikatan yang didasarkan pada konfigurasi elektron keadaan 

tereksitasi tidak baik dalam menjelaskan sudut ikatan dalam CH 4 . 

Ingat bahwa orbital atom adalah pernyataan matematis dari 

gelombang elektron dalam suatu atom. Kombinasi aljabar dari 

persamaan gelombang satu orbital 2s dan tiga orbital 2p atom karbon 

menghasilkan satu set baru yang terdiri atas empat orbital identik. 

Orbital baru ini, yang terarah secara tetrahedral, memiliki energi 

pertengahan antara orbital 2s dan 2p. Proses matematis yang 

menggantikan orbital atom murni dengan orbital atom terformulasi 

untuk atom terikat dinamakan hibridisasi, dan orbital baru ini disebut 

orbital hibrid. Dalam pengertian lain, ada juga yang mengatakan 

bahwa hibridisasi adalah pencampuran orbital-orbital atom dalam 

suatu atom (biasanya atom pusat) untuk menghasilkan sekumpulan 

orbital hibrid, sedangkan orbital hibrid adalah orbital atom yang 

diperoleh ketika dua atau lebih orbital yang tidak setara pada atom 

yang sama bergabung untuk bersiap-siap membentuk ikatan kovalen. 


Seberapa nyata orbital hibrid itu? 

Kombinasi aljabar 

fungsi gelombang 

faktanya adalah 

kombinasi linear orbitalorbital 

atom, artinya 

keduanya sekedar 

dijumlahkan atau 

dikurangkan. Resultan 

kombinasi linear adalah 

solusi untuk persamaan 

Schrödinger molekul. 

Untuk membentuk 

orbital hibrid, 

dibutuhkan energi, tetapi 

energi itu lebih besar 

daripada energi yang 

dikeluarkan oleh ikatan 

yang lebih kuat yang 

dibentuk oleh orbital 

hibrid. 

Apakah orbital hibrid merupakan deskripsi yang baik 

mengenai bagaimana elektron berperilaku, atau hanya sekedar 

penemuan untuk memperbaiki suatu teori yang buruk? 

Faktanya, orbital hibrid sama nyatanya seperti halnya 

orbital seperti hidrogen yang telah digunakan untuk 

mendeskripsikan atom multielektron. 

Orbital seperti hidrogen layak untuk mendeskripsikan 

perilaku elektron dalam atom. Orbital hibrid adalah cara yang 

layak untuk mendeskripsikan gerakan relatif elektron dalam 

molekul, dan orbital hibrid ini sangat berguna dalam 

pembahasan pengikatan kimia dalam poliatom.

36 

Hibridisasi sp 3 

Atom karbon memiliki dua orbital (2s dan 2p) untuk membentuk 

ikatan, artinya jika bereaksi dengan hidrogen maka akan terbentuk dua 

ikatan C-H. Faktanya, atom karbon membentuk empat ikatan C-H dan 

menghasilkan molekul metana dengan bentuk bangun ruang tetrahedron. 

Linus Pauling (1931) menjelaskan secara matematis bagaimana orbital s 

dan tiga orbital p berkombinasi atau terhibridisasi membentuk empat 

orbital atom yang ekuivalen dengan bentuk tetrahedral. Orbital yang 

berbentuk tetrahedral disebut dengan hibridisasi sp 3 . Angka tiga 

menyatakan berapa banyak tipe orbital atom yang berkombinasi, bukan 

menyatakan jumlah elektron yang mengisi orbital. Atom karbon memiliki 

konfigurasi ground-state 1s 2 2s 2 2p 1 x 2p 1 y pada kulit terluar terdapat dua 

elektron dalam orbital 2s, dan dua elektron tak perpasangan dalam orbital 

2p: 

Dari konfigurasi di atas, maka atom karbon hanya dapat membentuk 

dua ikatan, CH 2 . Pada kenyataannya, molekul CH 2 sangat jarang 

ditemukan dan lebih banyak terbentuk molekul CH 4 . Dari hasil 

eksperimen, diperoleh data bahwa kekuatan ikatan C-H sebesar 100 

kkal/mol. Dengan demikian, energi untuk membentuk ikatan C-H dalam 

CH 2 sebesar 200 kkal/mol. 

Alternatifnya adalah, satu elektron pada orbital 2s dipromosikan ke 

orbital 2p z seperti gambar di bawah ini. Konfigurasi baru ini memiliki satu 

elektron yang berada pada tingkat energi yang lebih tinggi dari groundstate. 

Energi yang dibutuhkan untuk mempromosikan elektron tersebut 

sebesar 96 kkal/mol.

37 

Pada posisi tereksitasi, karbon memiliki empat elektron tak 

berpasangan dan dapat membentuk empat ikatan dengan hidrogen. 

Meskipun membutuhkan energi sebesar 96 kkal/mol untuk 

mengeksitasi satu elektronnya terlebih dahulu, ikatan yang terbentuk 

dengan H (pada CH 4 ) jauh lebih stabil dibandingkan ikatan C-H pada 

molekul CH 2 . Ikatan C-H pada metana memiliki kekuatan ikatan 104 

kkal/mol dengan panjang ikatan 1.10 , sudut ikatan H-C-H sebesar 

109,5 o . Etana, C 2 H 6 , merupakan contoh paling sederhana dari molekul 

yang mengandung ikatan karbon-karbon. Ikatan karbon-karbon dalam 

etana memiliki panjang ikatan 1.54 dan kekuatan ikatan 88 

kkal/mol. Untuk ikatan C-H memiliki karakteristik yang sama dengan 

metana. 

Gambar 3.4. Struktur 

Lewis (kiri) dan kekule 

(kanan) dari etana. 

Gambar 3.5. Struktur etana. 

Hibridisasi sp 2 

Ketika kita membentuk orbital hibridisasi sp3 untuk menjelaskan 

ikatan dalam metana, pertama kali yang dilakukan adalah mempromo-

38 

sikan satu elektron dari orbital 2s ke excited state menghasilkan empat 

elektron tak berpasangan. Hibridisasi sp 2 terjadi jika satu elektron 

tereksitasi ke orbital p. Akibatnya, atom karbon yang terhibridisasi sp 2 

hanya dapat membentuk tiga ikatan sigma dan satu ikatan pi. Ikatan pi 

terjadi sebagai akibat dari tumpang tindih elektron pada orbital 2p-2p. 

Gambar 3.6. Karakteristik 

ikatan dalam etena 

Dua atom karbon sp 2 dapat saling membentuk ikatan yang kuat, 

mereka membentuk ikatan sigma melalui overlap orbital sp 2 -sp 2 . 

Kombinasi ikatan sigma sp 2 -sp 2 dan ikatan pi 2p-2p menghasilkan bentuk 

ikatan rangkap karbon-karbon (contoh sederhana, etena). Bentuk bangun 

ruang dari ikatan atom karbon yang terhibridisasi sp 2 adalah trigonal 

planar. 

Gambar 3.7. Orbital etena

39 

Hibridisasi sp 

Atom karbon memiliki kemampuan membentuk tiga macam 

ikatan, yaitu ikatan tunggal, rangkap dua dan rangkap tiga. Asetilena, 

C 2 H 2 , contoh paling sederhana dari ikatan karbon-karbon rangkap 

tiga. Di samping dapat berkombinasi dengan dua atau tiga orbital p, 

hibrida orbital 2s juga dapat berkombinasi dengan satu orbital p. 

Orbital sp memiliki bangun ruang linear dengan sudut ikatan HC- 

C sebesar 180 o yang telah terverifikasi dari hasil eksperimental. 

Panjang ikatan hidrogen-karbon sebesar 1,06 dan panjang ikatan 

karbon-karbon adalah 1,20 . Pada gambar di bawah ini, pada bagian 

(a) ikatan σ C-C terbentuk karena overlap orbital sp-sp dan ikatan C-H 

dibentuk karena overlap orbital sp-s, dan bagian (b) dua ikatan π 

karbon-karbon terbentuk melalui overlap orbital p yang berhadaphadapan 

antara atom karbon yang satu dengan atom karbon lainnya. 

Gambar 3.8. Orbital asitilena

40 


Bagaimana orbital-orbital atom bercampur membentuk 

orbital hibrid? 

Orbital hibrid atom adalah hasil dari kombinasi matematis 

(penjumlahan dan pengurangan secara aljabar) fungsi-fungsi 

gelombang yang mendeskripsikan dua atau lebih orbital atom. 

Ketika fungsi aljabar yang menyatakan orbital s dan orbital p 

dijumlahkan, dihasilkan suatu fungsi baru; ini adalah hibrid sp 

(gambar bagian a di samping). Bila fungsi-fungsi aljabar yang 

sama dikurangkan, dihasilkan fungsi baru lagi; ini adalah hibrid sp 

kedua (gambar bagian b di samping). Proses hibridisasi ini 

ditunjukkan oleh gambar di samping ini, dan terlihat konsekuensi 

dari fase orbital p ketika kita menjumlahkan orbital s dan orbital 

p: fase negatif dari orbital p meniadakan sebagian orbital s yang 

positif. Ini menghasilkan orbital berbentuk air mata yang 

mengarah ke cuping positif orbital p. Seperti diperlihatkan pada 

gambar di samping pengurangan dua orbital adalah kebalikan dari 

situasi ini. Kedua cara untuk menggabungkan satu orbital s dan 

satu orbital p menghasilkan dua orbital hibrid sp yang ekuivalen, 

masing-masing memiliki amplitude terbesar (atau densitas elektron 

jika kita kuadratkan amplitude ini-gambar bagian c di samping ini) 

dalam arah 180 o satu sama lain. Prosedur yang sama digunakan 

untuk mengkontruksi tiga orbital hibrid sp 2 dan empat orbital 

hybrid sp 3 , meskipun kombinasi orbital-orbital ini sedikit lebih 

rumit. 

Sekarang anda telah mengetahui bagaimana pencampuran dari orbital 

yang berbeda tingkatan energinya untuk membuat orbital baru atau orbital 

hibrid. Pada bagian selanjutnya ini, akan disajikan video pengajaran 

tentang hibridisasi dari sp 3 , sp 2 , dan sp. Dengan video pengajaran ini, anda 

diharapkan menjadi lebih paham lagi akan hal-hal tersebut.

41 

VIDEO 5 

VIDEO 5 

CONTOH 3.2 

Tentukanlah keadaan hibridisasi atom pusat dari P dalam molekul 

PF 3. 

Penyelesaian 

Konfigurasi elektron keadaan dasar P adalah [Ne] 3s 2 3p 3 . 

Dengan demikian, atom P memiliki lima elektron valensi. Struktur 

lewis untuk PF 3 adalah 

Terdapat tiga pasang elektron ikatan dan sepasang elektron bebas 

pada atom P. Kita melihat bahwa susunan empat pasang elektron 

keseluruhan adalah tetrahedral, dan harus terhibridisasi sp 3 . Diagram 

orbital keadaan dasar atom P adalah

42 

Dengan mencampurkan orbital 3s dan 3p, kita memperoleh empat 

orbital hibrid sp 3 . 

Hibridisasi sp 3 d dan sp 3 d 2 

Ingatlah bahwa 

hibridisasi bukanlah 

fenomena yang nyata, 

melainkan suatu 

rasionalisasi karena ada 

fakta dari hasil 

percobaan. 

Untuk menjelaskan skema hibridisasi yang berhubungan dengan 

geometri gugus lima elektron dan enam elektron, kita perlu melangkah 

lebih jauh dari subkulit s dan p pada kulit valensi, dan secara tradisi ini 

berarti melibatkan kontribusi orbital d. Kita dapat mencapai lima orbital 

fosforus terisi setengah untuk menjelaskan lima ikatan P-Cl dalam PCl 5 

dan geometri molekul bipiramida trigonalnya melalui hibridisasi satu 

orbital s, tiga orbital p, dan satu orbital d pada kulit valensi menjadi lima 

orbital hibrid sp 3 d seperti gambar berikut: 

Kita dapat mencapai enam orbital sulfur terisi setengah untuk 

menjelaskan enam ikatan S-F dalam SF 6 dan geometri molekulnya 

oktahedralnya melalui hibridisasi satu orbital s, tiga orbital p, dan dua 

orbital d pada kulit valensi menjadi enam orbital hybrid sp 3 d 2 seperti 

gambar beikut ini: 

CONTOH 3.3 

Gambarkan keadaan hibridasi fosfor dalam PBr 5 . 

Penyelesaian

43 

Struktur Lewis dari untuk PBr 5 adalah 

Struktur tersebut menunjukkan bahwa susunan dari lima pasang 

elektron adalah segitiga bipiramida. Kita temukan bahwa bentuk ini 

merupakan bentuk dari lima orbital hibrid sp 3 d. Jadi P harus 

terhibridisasi sp 3 d dalam PBr 5 . Konfigurasi elektron keadaan dasar P 

adalah [Ne] 3s 2 3p 3 . Untuk menggambarkan proses hibridisasi, kita 

mulai dengan diagram orbital untuk keadaan dasar P: 

Eksitasi elektron 3s ke orbital 3d menghasilkan keadaan 

tereksitasi berikut: 

Pencampuran satu orbital 3s, tiga orbital 3p, dan satu orbital 3d 

menghasilkan lima orbital hibrid sp 3 d, orbital hibrid ini akan 

bertumpang tindih dengan lima orbital Br untuk menghasilkan lima 

ikatan kovalen P-Br. 

Telah kita pelajari proses hibridisasi dari sp 3 d dan sp 3 d 2 . Berikut 

ini akan ditampilakan sebuah video pengajaran tentang hibridisasi dari 

sp 3 d dan sp 3 d 2 . Dengan video pengajaran ini anda diharapkan akan 

lebih memahami lagi tentang proses hibridisasi dari sp 3 d dan sp 3 d 2 . 

Tetapi perlu diingatkan kembali bahwa hibridisasi bukanlah fenomena 

yang nyata, melainkan suatu rasionalisasi karena ada fakta dari hasil 

percobaan sehingga perlu pendekatan yang dapat menjelaskan 

fenomena tersebut. Oleh karena itu, fenomena dari hasil percobaan 

tersebut dijelaskan dengan proses hibridisasi.

44 

VIDEO 6 

VIDEO 6 

Meskipun ada kesulitan mengemukakan skema hibridisasi yang 

melibatkan orbital d, skema hibridisasi sp, sp 2 , dan sp 3 telah mantap kita 

pelajari bersama sebelumnya. Berikut ini disajikan sebuah video 

pengajaran cara cepat menentukan hibridisasi apa yang berlaku dari suatu 

molekul (sp, sp 2 , atau sp 3 ). 

VIDEO 7

45 

4. Bentuk Molekul Dengan Menggunakan Orbital 

Hibrid (Hibridisasi) 

Pada sub pokok bahasan sebelumnya telah dijelaskan bahwa, 

keuntungan VSEPR adalah bahwa teori ini memiliki kemampuan 

prediksi berdasarkan struktur Lewis, sementara skema hibridisasi, 

memerlukan pengetahuan awal mengenai geometri molekul. Jadi, 

bagaimana kita selanjutnya mendeskripsikan pengikatan dalam 

molekul? Kita dapat memilih skema hibridisasi yang mungkin untuk 

atom pusat dalam struktur, dalam teori ikatan valensi dengan 




1. Discovery. 

2. Ceramah. 


Menuliskan struktur Lewis yang masuk akal untuk spesies yang 

diminati; 

Menggunakan teori VSEPR untuk memprediksikan geometri 

gugus elektron atom pusat yang mungkin; 

Menyeleksi skema hibridisasi yang berhubungan dengan geometri 

gugus elektron. 

Bentuk molekul dapat dijelaskan dari orbital hibrid yang 

diperoleh dari proses hibridisasinya. Dalam teori VSEPR kita dapat 

mendeskripsikan lagi dari geometri gugus elektronya, misalnya 

geometri gugus elektronnya adalah planar trigonal, maka kita dapat 

menentukan jenis-jenis/variasi bentuk molekul yang dapat terjadi dari 

geometri gugus elektronnya yaitu, planar trigonal (segitiga datar) atau 

bengkok (menekuk). Jenis-jenis bentuk molekul tersebut terjadi 

karena adanya pengaruh elektron bebas sehingga memungkinkan 

munculnya banyak variasi dari geometri gugus elektronya. 

Khusus untuk orbital hibrid, bentuk molekul yang diprediksikan 

hanya jika atom pusatnya tidak ada elektron bebas, artinya nama 

bentuk molekul tersebut merupakan nama dari geometri gugus 

elektron dari teori VSEPR, seperti pada tabel berikut ini yang 

menyajikan hubungan antara nama bentuk molekul dari orbital hibrid 

yang diperoleh dari proses hibridisasinya. Ingat kembali bahwa proses 

hibridisasi yang mengasilkan orbital hibrid merupakan bagian dari te-

46 

ori ikatan valensi untuk memprediksikan bentuk molekul yang terjadi. 

Tabel 4.1. Bentuk molekul dari orbital hibridnya. 

Orbital Hibrid 

Bentuk Molekul 

sp 

Linear 

sp 2 

Planar Trigonal 

sp 3 

Tetrahedral 

sp 3 d 

Bipiramida Trigonal 

sp 3 d 2 

Oktahedral 

Jika sebelumnya kita telah membahas bagaimana proses hibridisasi 

yang menghasilkan orbital hibrid sp, sp 2 , sp 3 , sp 3 d, dan sp 3 d 2 dalam 

rangka memprediksikan bentuk molekul yang terjadi, maka selanjutnya 

akan disajikan sebuah video pengajaran bagaimana masing-masing orbital 

atom yang berbeda tingkatan energi bercampur membentuk orbital hibrid 

tersebut (hibridisasi). 

VIDEO 8

47 


Manakah yang lebih baik digunakan, teori VSEPR 

atau teori ikatan valensi dalam merasionalkan bentuk 

molekul? 

Tidak ada teori yang “benar” untuk mendeskripsikan bentuk 

molekul. Satu-satunya informasi yang benar adalah bukti 

percobaan yang menetapkan suatu struktur. Begitu bukti 

percobaan sudah di tangan, anda akan lebih mudah 

merasionalkan bukti tersebut dengan satu teori atau teori 

lainnya. Untuk H 2 S, teori ikatan valensi yang menyarankan 

sudut ikatan 90 o , tampaknya lebih baik dalam menjelaskan 

sudut ikatan 92 o yang teramati dibandingkan dengan teori 

VSEPR. Untuk struktur lewis H 2 S, teori VSEPR 

memprediksikan geometri gugus elektron tetrahedral, yang 

selanjutnya menyarankan sudut ikatan tetrahedral yaitu 

109,5 o . Namun, dengan memodifikasi prediksi awal VSEPR ini 

untuk mengakomodasikan tolakan pasangan bebas-pasangan 

bebas dan pasangan bebas-pasangan ikatan, sudut ikatan yang 

diprediksi kurang dari 109,5 o . 

Teori VSEPR memberikan hasil yang cukup baik dalam 

kebanyakan kasus. Kecuali anda mempunyai informasi 

spesifik uuntuk menyarankan yang lain, mendeskripsikan 

bentuk molekul dengan teori VSEPR sudah cukup baik. Perlu 

diingat bahwa teori VSEPR maupun teori ikatan valensi 

adalah sekedar model yang kita gunakan untuk mersionalkan 

bentuk dan pengikatan dalam molekul poliatomeik sehingga 

harus dipandang dengan kritis, selalu tetap membandingkan 

dengan hasil percobaan. Selain itu, perlu diingat pula bahwa 

teori VSEPR menggunakan data empiris untuk memberikan 

perkiraan bentuk molekul, sementara teori ikatan valensi 

mengaitkan orbital-orbital yang digunakan dalam pengikatan 

berdasarkan bentuk molekul yang diberikan. 

5. Kepolaran Molekul 

Bentuk molekul dapat mempengaruhi kepolaran molekul, apakah 

polar atau non polar. Kepolaran molekul merupakan sifat yang penting 




1. Discovery. 

2. Ceramah. 

3. Tanya Jawab.

48 

Gambar 5.1. Kumpulan 

molekul polar yang 

mengatur dirinya 

sehingga gaya tarik 

menarik (garis warna 

biru) lebih besar dari 

gaya tolak menolak (garis 

putus-putus warna 

merah). 

karena banyak sifat-sifat fisik suatu senyawa ditentukan oleh sifat ini. Hal 

ini disebabkan molekul polar mempunyai sifat saling menarik. Apabila 

sejumlah molekul berkumpul, senyawa ini cenderung membentuk sebagian 

ujungnya bersifat positif dan sebagian ujung lainnya bersifat negatif. Gaya 

tarik menarik elektrostatik ini menyebabkan terjadinya tarik menarik 

antara molekul-molekul. Gaya tarik menarik ini akan mempengaruhi sifatsifat 

seperti titik didih dan kemudahan menguap. Namun, mula-mula 

marilah kita perhatikan lebih cermat sifat polar molekul yang berkaitan 

dengan bentuk molekul. 

Ikatan kovalen disebut polar apabila dua atom yang terikat berbeda 

elektronegativitasnya. Anda harus ingat bahwa atom dengan 

elektronegativitas yang lebih besar adalah atom yang mempunyai muatan 

negatif dan atom lainnya bermuatan positif dengan jumlah yang sama. 

Supaya molekul dapat menjadi polar, maka molekul tersebut harus 

dipol. Artinya ujung yang berlawanan dari molekul mempunyai muatan 

listrik yang berlawanan. Apabila tidak ada muatan pada ujung yang 

berlawanan atau mempunyai muatan yang sama, maka molekul ini bukan 

dipol, dan bukan merupakan molekul polar. 

Struktur Lewis karbon dioksida adalah 

suatu bentuk molekul yang linear. Ikatan CO 2 adalah polar dengan oksigen 

yang lebih elektronegatif membawa muatan negatif. Oleh karena molekul 

linear, bagian oksigen yang negatif dijumpai pada ujung yang berlawanan 

dari molekul. Jadi, ujung yang berlawanan bermuatan listrik yang sama. 

Dengan demikian, ini berarti molekul tersebut nonpolar. 

Seluruh kepolaran molekul juga dapat dianggap sebagai hasil interaksi 

bermacam-macam ikatan polar yang ada dalam molekul. Untuk 

menganalisis pengaruhnya, kita perhatikan dipol ikatan individual-dipol 

yang ada dalam molekul yang dihasilkan oleh pembagian elektron yang ti-

49 

dak sama dalam ikatan-sebagai vektor yang dapat mendorong atau 

menolak elektron. Ikatan dipol CO 2 terletak pada arah yang 

berlawanan dan saling tolak menolak dengan sempurna, yang berarti 

ikatan CO 2 adalah non polar. Tanda panah ( ) digunakan untuk 

menunjukan arah polaritas atau arah dipol. Berdasarkan kesepakatan, 

arah pergerakan elektron searah dengan arah panah. 

(Dipol ikatan, 

, saling meniadakan, 

karena ikatannya berlawanan arah) 

Untuk air, dipol ikatan individual tidak seluruhnya saling 

meniadakan, karena molekulnya tidak linear. Namun sebaliknya, gaya 

tariknya mengarah ke suatu arah yang menghasilkan molekul dipol 

yang murni. 

H 

O 

H 

(Panah besar menunjukkan 

arah dipol yang murni dari 

molekul) 

Perbedaan antara air dan karbon dioksida memperlihatkan betapa 

pentingnya struktur molekul dalam penentuan polaritas molekul. Hal 

ini merupakan salah satu alasan mengapa teori VSEPR sangat 

bermanfaat. Kemampuan teori ini untuk memperkirakan struktur 

molekul memungkinkan kita untuk memperkirakan polaritas molekul 

tersebut. Untuk melakukan hal ini, marilah kita mulai dengan 

menganalisis bagaimana kira-kira dipol ikatan berinteraksi dalam 

beberapa bentuk molekul. Dalam sub pokok bahasan ini, kita anggap 

semua atom yang terikat pada atom pusat adalah sama. Namun, 

sebelum ke situ, marilah kita mulai dengan sebuah video pengajaran 

yang berisi pengantar kepada hubungan bentuk molekul dengan 

kepolaran molekul, kemudian baru akan kita pelajari bersama 

bagaimana kepolaran dari bentuk molekul linear, trigonal planar, 

tetrahedral, bipiramida trigonal, dan oktahedral. 

Apabila atom yang 

terikat pada atom pusat 

tidak sama, maka 

masing-masing ikatan 

berbeda polaritasnya dan 

pembatalan dipol ikatan 

biasanya tidak terbentuk.

50 

VIDEO 9 

Pembentukan dipol ikatan yang linear 

Kita telah mempelajari pembentukan dipol ikatan pada molekul CO 2 

sebelumnya. Kita akan melihat bahwa bentuk molekul lainnya yang 

mempunyai bentuk dipol ikatan. Jadi, sangat bermanfaat untuk diingat 

antara sepasang dipol ikatan yang ekuivalen dengan arah tarik menarik 

yang berlawanan dapat daling meniadakan gaya tarik menarik tersebut. 

(Dipol ikatan, , saling meniadakan, 

karena ikatannya berlawanan arah) 

Pembentukan dipol ikatan yang trigonal planar 

Di bawah ini dapat dilihat pembentukan ikatan dipol seperti ini: 

Meskipun tidak sejelas seperti pembentukan ikatan linear, peniadaan 

gaya tarik menarik dipol ikatan juga terjadi di sini. Dua dipol yang 

membentuk sudut dan mengarah ke atas dan demikian seterusnya. Oleh se-

51 

bab itu, kita menduga molekul trigonal planar seperti BCl 3 dan SO 3 

adalah non polar dan nyatanya hal ini benar. Kenyataannya, setiap 

molekul trigonal planar adalah non polar apabila atom pusat terikat 

pada tiga atom yang sama. Namun, apabila berbeda satu sama lainnya, 

maka polaritas itu berbeda dan peniadaan tarik menarik yang 

sempurna tidak terjadi, sehingga molekul ini menjadi polar. 

Pembentukan dipol ikatan yang tetrahedral 

Dalam struktur ini, dipol ikatan mengarah ke sudut-sudut 

tetrahedralnya. 

Pembentukan ikatan juga mengarah kepada peniadaan gaya tarik 

menarik dipol. Masing-masing dipol ikatan meniadakan pengaruh dari 

ketiga dipol lainnya ke arah berlawanan. Sebagai hasilnya, molekul 

tetrahedral seperti CCl 4 atau CF 4 adalah non polar, meskipun senyawa 

ini mempunyai ikatan polar. 

Pembentukan dipol ikatan yang bipiramida trigonal 

dan oktahedral 

Untuk menganalisis struktur ini, kita dapat menggunakan apa 

yang telah kita pelajari sebelumnya mengenai bentuk molekul yang 

sederhana. Struktur bipiramida trigonal sebenarnya terdiri dari bentuk 

ikatan triangular pada satu bidang yang terletak di tengah triangular 

tersebut ditambah sepasang ikatan dengan arah berlawanan dan tegak 

lurus pada bidang datar tersebut. Kita telah melihat penyebaran dipol 

ikatan yang triangular dan datar mendorong terjadinya peniadaan gaya 

tarik menarik. Jadi, ketiga ikatan pada segitiga datar yang terletak di 

tengah bipiramida trigonal tidak mempengaruhi polaritas molekul. 

Kita dapat juga melihat bahwa sepasang dipol ikatan yang arahnya be- 

Gambar 5.2. Air yang 

terletak di bagian bawah, 

bersifat polar, tidak dapat 

menyatu dengan minyak 

di bagian atasnya karena 

minyak bersifat non 

polar, sehingga keduanya 

tidak saling bereaksi satu 

sama lain.

52 

rlawanan dapat meniadakan gaya tarik menarik. Jadi, dua ikatan yang 

tegak lurus terhadap bidang triangular bipiramida trigonal juga 

menyebabkan peniadaan gaya tarik menarik dipolnya. Untuk 

keseluruhannya, kita memperoleh peniadaan yang menyeluruh untuk 

semua dipol ikatan, yang berarti molekul bipiramida trigonal seperti PCl 5 

adalah non polar, tanpa memperhatikan bagaimana ikatan polarnya terjadi. 

(bipiramida trigonal) 

(oktahedral) 

Molekul oktahedral yang simetris seperti SF 6 adalah non polar juga. 

Pada struktur oktahedral di atas, ada tiga pasang ikatan yang arahnya 

berlawanan. Peniadaan menyeluruh terjadi pada setiap pasang sehingga 

dipol ikatan individual dalam struktur oktahedral ditiadakan dan sebagai 

hasilnya adalah molekulnya non polar. 

Molekul yang mempunyai pasangan elektron bebas pada 

atom pusat 

Kebanyakan kejadian, apabila ada pasangan elektron bebas pada kulit 

valensi atom pusat, dipol ikatan tidak seluruhnya saling meniadakan. 

Perhatikanlah, misalnya pembentukan SO 2 , yang mempunyai struktur 

berbentuk V dan mempunyai satu pasangan elektron bebas pada atom 

pusatnya. 

S 

O O 

Untuk SO 2 , dua dipol ikatan dalam satu arah tidak dimbangi oleh satu 

dipol ikatan ketiga dengan arah yang berlawanan. Seperti dapat dilihat 

pada molekul air, dipol ikatan sebagian aditif dan molekul dalam bentuk k-

53 

eseluruhan adalah polar. 

Ketidakseimbangan yang sama dapat juga kita jumpai dalam 

kebanyakan struktur lainnya yang mempunyai pasangan elektron 

bebas pada atom pusatnya. Meskipun demikian, ada dua pengecualian 

yaitu, struktur AX 2 E 3 dan struktur AX 4 E 2 yang dipol ikatannya 

dihambat untuk membentuk molekul non polar. 

CONTOH 5.1 

Apakah molekul SiF 4 polar? 

Penyelesaian 

Langkah pertama adalah menggambar struktur Lewis dan 

kemudia tentukan bentuk molekulnya menggunakan teori VSEPR. 

Struktur Lewisnya seperti gambar di samping ini. 

Teori VSEPR menunjukkan kepada kita bahwa molekul ini 

adalah tetrahedral. Kita telah mengetahui bahwa dalam struktur ini 

semua dipol ikatan saling meniadakan. Jadi, kita dapat mengatakan 

bahwa SiF 4 adalah molekul yang non polar. 

CONTOH 5.2 

Apakah molekul, kloroform, CHCl 3 , polar? 

Penyelesaian

54 

Strktuk Lewis kloform adalah seperti gambar disamping ini dan 

merupakan moelekul tetrahedral. Meskipun demikian, tidak semua ikatan 

dalam molekul tersebut sama. Klor lebih elektronegatif daripada hidrogen, 

sehingga ikatan C-Cl lebih polar daripada ikatan C-H. Tambahan lagi, 

karbon sedikit lebih elektronegatif daripada elektronegatif daripada 

hidrogen, sehingga ikatan dipol C-H menambah efek dipol ikatan C-Cl. 

Sebagai hasilnya, kita dapat mengatakan bahwa molekul kloroform adalah 

polar. 

CONTOH 5.3 

Apakah molekul PCl 3 polar? 

Penyelesaian 

Seperti sebelumnya kita mulai dengan struktur Lewsinya seperti 

gambar di bawah ini. 

Teori VSEPR menyebutkan bahwa molekul mempunyai bentuk 

piramida trigonal dan kita ketahui ada sepasang elektron bebas pada atom 

fosfor. Pada strktur ini ikatan dipol tidak saling meniadakan sehingga kita 

dapat memperkirakan bahwa molekul tersebut polar. 

Berikut ini kita akan menyaksikan video pengajaran tentang hubungan 

antara bentuk molekul dan kepolaran molekul yang juga dilengkapi 

dengan praktikum atau percobaan untuk membuktikan kepolaran molekul 

tersebut dari hasil prediksi teori.

55 

VIDEO 10 

APLIKASI 

Dalam usaha untuk menciptakan molekul-molekul aneh yang 

dipercaya hadir di ruang antar bintang, kimiawan di Rice University 

menggunakan laser bertenaga tinggi untuk menguapkan grafit. Di 

antara produk yang terbentuk dalam percobaan pada tahun 1985 ini, 

terdapat spesi stabil yang memiliki massa molar setara dengan rumus 

C 60 . Molekul tersebut pasti memiliki bentuk yang menarik karena 

ukurannya dan karena hanya tersusun atas satu jenis atom. Dengan 

menggunakan kertas, gunting, dan perekat, para peneliti menyusun 

suatu bola tertutup dari 20 kertas berbentuk segi enam dan 12 kertas

56 

berbentuk segi lima. Bola ini memiliki 60 sudut, yang berkaitan dengan 60 

atom karbon. 

Karena bentuknya, kimiawan memberi nama molekul baru ini 

“bukminsterfulleren” sebagai penghargaan terhadapa almarhum R. 

Buckminster Fuller, yang rancangan arsitek dan tekniknya seringkali 

memasukkan kubah geodesih. Tetapi nama ini terlalu panjang, sehingga 

molekul ini, yang mirip dengan bola sepak (seperti gambar di atas), cepat 

dikenal sebagai “buckyball”. Pengukuran spektroskopi dan sinar-x lebih 

lanjut memastikan struktur ramalan ini. 

Buckyball telah menarik perhatian besar dalam komunitas ilmiah 

karena berbagai alasan. Pertama, molekul ini adalah salah satu alotrop 

stabil dari karbon, seperti juga intan dan grafit. Ternyata, buckyball dapat 

dibuat dengan keadaan yang tidak terlalu ekstrim, dan terdapat sebagai 

komponen alam dari jelaga. Tambahan lagi, buckyball merupakan molekul 

paling simetris yang pernah ditemukan. Lebih jauh lagi, sejak buckyball 

ditemukan, kimiawan telah membuat “fulleren” serupa dengan lebih dari 

60 atom karbon seperti, C 70 dan C 76 . 

Buckytube dalam gambar 

ini yang mana bentuknya 

menyerupai bentuk 

tabung. Para ahli kimia 

mencari jalan untuk 

membuka tudung itu 

untuk menempatkan 

molekul lain ke dalam 

tabung tersebut. 

Buckyball dan fulleren lainnya mewakili konsep yang sama sekali 

baru dalam arsitektur molekul. Beberapa kajian telah menunjukkan bahwa 

molekul-molekul ini (dan senyawa turunannya) dapat bertindak sebagai 

superkonduktor dan pelumas suhu tinggi, dan mungkin akan ditemukan 

kegunaanya sebagai katalis dan obat anti virus. 

Salah satu temuan yang mengagumkan dibuat pada tahun 1991 oleh 

ilmuwan Jepang, yaitu identifikasi struktur relatif dari buckyball. Molekulmolekul 

ini dapat memiliki panjang sampai ratusan nanometer dengan 

bentuk seperti tabung dan dijuluki “buckytube” atau “nanotube” (karena 

ukurannya). Nanotube beberapa kali lebih kuat dibandingkan kawat baja 

yang dimiliki dimensi serupa dan suatu hari mungkin dapat digunakan 

dalam cetakan tuangan kawat logam yang sangat tipis yang digunakan 

dalam integrasi sirkuit mikroskopik atau sebagai “botol” penyimpanan 

molekul.

57 

RINGKASAN 

1. Bentuk molekul, yang berarti cara atom tersusun di dalam ruang 

yang mempengaruhi banyak sifat-sifat fisis dan kimia molekul 

tersebut. 

2. Bentuk molekul dapat kita prediksikan dengan menggunakan 

orbital hibrida (hibridisasi) dan teori Tolakan Pasangan Elektron 

Kulit Valensi (VSEPR). 

3. Keuntungan VSEPR adalah bahwa teori ini memiliki kemampuan 

prediksi berdasarkan struktur Lewis, sementara skema hibridasi, 

memerlukan pengetahuan awal mengenai geometri molekul. 

4. Bentuk yang dipilih suatu molekul adalah dengan cara 

meminimalkan tolakan. Pendekatan untuk kajian bentuk molekul 

ini disebut teori Tolakan Pasangan Elektron Kulit Valensi 

(Valence Shell Electron Pair Repulsion-VSEPR), karena 

pendekatan teori ini menjelaskan susunan geometrik dari pasangan 

elektron di sekitar atom pusat sebagai akibat tolak menolak antara 

pasangan elektron. 

5. Teori apapun untuk menjelaskan bentuk molekul, baik teori 

VSEPR maupun teori ikatan valensi (orbital hibrid dari proses 

hibridisasi) adalah sekedar model yang kita gunakan untuk 

merasionalkan bentuk dan pengikatan dalam molekul poliatomik 

sehingga harus dipandang dengan kritis, selalu tetap 

membandingkan dengan hasil percobaan. 

6. Bentuk molekul dapat mempengaruhi kepolaran molekul, apakah 

polar atau non polar. Kepolaran molekul merupakan sifat yang 

penting karena banyak sifat-sifat fisik suatu senyawa ditentukan 

oleh sifat ini.

58 

LEMBAR KERJA MAHASISWA 

SOAL 

1. Ramalkan geometri gugus elektron berdasarkan teori VSEPR dari: (a) 

AlCl 3 , (b) ZnCl 2 , (c) ZnCl 2- 4 . 

2. Ramalkan geometri ion-ion berikut: (a) NH + 4 , (b) NH - 2 , (c) CO 2- 3 , (d) 

BeF 2- 4 . 

3. Manakah di antara berikut ini yang berbentuk tetrahedral? SiCl 4 , SeF 4 , 

XeF 4 , CI 4 , CdCl 2- . 

4. Manakah di antara berikut ini yang geometri gugus elektronnya 

berbentuk oktahedral? XeF 4 , I 3- , CIF 3 . 

5. Ramalkan bentuk molekul dari In(CH 3 ) 3 berdasarkan teori VSEPR. 

6. Ramalkan geometri gugus elektron berdasarkan teori VSEPR dari 

Hg 2 Cl 2 dan HgCl 2 . 

7. Tentukanlah jenis hibridisasi yang terjadi dari NH 3 . 

8. Tentukanlah jenis hibridisasi yang terjadi dari HgCl 2 . 

9. Tentukanlah jenis hibridisasi yang terjadi dari AlI 3 . 

10. Tentukanlah jenis hibridisasi yang terjadi dari PF 3 . 

11. Manakah di antara berikut ini yang merupakan jenis hibridisasi jenis 

sp 3 ? NH + 4 , BF 3 , BeCl 2 . 

12. Tentukan orbital hibrid dari SF 4 . 

13. Apakah molekul molekul XeF 4 polar? 

14. Bagaimana bentuk molekul dari orbital hibrid BeH 2 . 

15. Bagaiaman bentuk molekul dari orbital hibrid PCl 3 . 

16. Apakah molekul ICl polar? 

17. Apakah molekul NO polar? 

18. Apakah molekul Cl 2 polar? 

19. Apakah molekul BF 3 polar? 

20. Apakah molekul SO 2 polar?

59 

DAFTAR PUSTAKA 

Anonim, (____), Linus Carl Pauiling, 

http://profil.merdeka.com/mancanegara/l/linus-carl-pauling/, 

diakses pada Mei 2016. 

Austin, (2011), VB Theory Expanded Valence sp 3 d And sp 3 d 2 , 

https://www.youtube.com/watch?v=sxCybsvXHfM, diakses pada 

Mei 2016. 

Baptista, M. M., (2012), sp sp 2 sp 3 sp 3 d sp 3 d 2 Hybridizations, 

https://www.youtube.com/watch?v=eGnbLEV9Be4, diakses pada 

Mei 2016. 

Brady, J. E., (2000), Kimia Universitas: Asas & Struktur Jilid Satu, 

Binapura Aksara, Jakarta. 

Causey, D., (2014), sp 3 Atomic Orbital Hybridization, 

https://www.youtube.com/watch?v=vDREeV9nLEo, diakses pada 

Mei 2016. 

Chang, R., (2005), Kimia Dasar: Konsep-konsep Inti, Erlangga, 

Jakarta. 

DeWitt, T., (2012), VSEPR Theory-Introduction, 

https://www.youtube.com/watch?v=nxebQZUVvTg, diakses pada 

Mei 2016. 

DeWitt, T., (2012), VSEPR Theory Pratice Problem, 

https://www.youtube.com/watch?v=xwgid9YuH58, diakses pada 

Mei 2016. 

DeWitt, T., (2012), VSEPR Theory-Common Mistakes, 

https://www.youtube.com/watch?v=8Tl_bDWCAmo, diakses 

pada Mei 2016

60 

Fessenden, R. J., dan Fessenden J. S., (1982), Kimia Organik Edisi Ketiga 

Jilid 1, Erlangga, Jakarta. 

Kanal, (2012), Melihat Panjang Ikatan Dan Sudut Ikatan Dengan Hyperchem, 

https://www.youtube.com/watch?v=35yXWPhxuto, diakses pada Mei 

2016. 

Nipu, F., (2015), sp 3 , sp 2 , sp Hybridization And Bond Angles - Organic 

Chemistry Made Simple, https://www.youtube.com/watch?v=Dgy3_IlC- 

Ds, diakses pada Mei 2016. 

Oxtoby, D. W., Gillis, H. P., dan Nachtrieb, N. H., (2001), Kimia Modern 

Edisi Keempat Jilid 1, Erlangga, Jakarta. 

Petrucci, R. H., Harwood, W. S., Herring, F. G., dan Madura, J. D., (2011), 

Kimia Dasar: Prinsip-prinsip & Aplikasi Modern Edisi Kesembilan Jilid 

2, Erlangga, Jakarta. 

The Lawrence Hall of Science, (2010), Shapes And Polarities Of Molecules 

CHEM Study, https://www.youtube.com/watch?v=BnU2idxQ3Xc, 

diakses pada Mei 2016. 

Thornley, R., (2012), Explain Hybridization As Mixing Of Atomic Orbitals 

Making New Orbitals [HL IB Chemistry], 

https://www.youtube.com/watch?v=HKyobMewXBw, diakses pada Mei 

2016. 

Thornley, R., (2012), Predict Molecular Polarity From Molecular Shape And 

Bond Polarities [SL IB Chemistry], 

https://www.youtube.com/watch?v=i4ikq5opgPg, diakses pada Mei 

2016. 

Tro, N. J., (2008), Chemistry: A Molecular Approach, Pearson Educatoin Inc, 

United States of America. 

University of Colorado Boulder, (____), Molecule Shapes, 

https://phet.colorado.edu/en/simulation/molecule-shapes, diakses pada 

Mei 2016.

61 

GLOSARIUM 

Atom pusat dalam suatu struktur adalah atom yang terikat ke dua atau 

lebih atom lain. 

Diagram orbital adalah pengembangan konfigurasi elektron yang 

menunjukkan penempatan orbital yang paling mungkin dan 

penempatan spin setiap elektronnya dalam atom. 

Energi potensial adalah energi karena posisi atau susunan. Energi 

berkait dengan gaya tarik dan gaya tolak antar objek-objek. 

Gaya antar molekul adalah tarikan antara molekul-molekul. 

Geometri gugus elektron adalah distribusi geometris pasangan 

elektron di seputar atom pusat dalam kulit valensinya. 

Geomtri molekul adalah bentuk geometrik suatu molekul atau ion 

poliatom. Dalam satu spesies yang semua pasangan elektronnya 

adalah pasangan ikatan, geometri molekul sama seperti geometri 

kelompok elektron. Pada kasus lain, kedua sifat ini berhubungan, 

tetapi tidak sama. 

Hibridisasi adalah penggabungan orbital-orbital atom murni untuk 

menghasilkan orbital hibrid dalam pendekatan ikatan valensi ke 

pengikatan kovalen. 

Ikatan kovalen terbentuk ketika elektron digunakan bersama antara 

sepasang atom. Dalam teori ikatan valensi, penggunaan bersama 

elektron dikatakan terjadi dalam kawasan yang orbital atomnya 

bertumpang tindih. 

Dalam ikatan kovalen polar terdapat pemisahan antara pusat 

bermuatan positif dan pusat bermuatan negatif dalam ikatan tersebut. 

Ikatan kovalen rangkap adalah ikatan dengan lebih dari dua 

elektron digunakan bersama di antara atom-atom yang terikat. 

Ikatan kovalen rangkap dua, dua pasang elektron digunakan 

bersama antara atom-atom yang berikatan. Ikatan ini dilambangkan 

dengan garis rangkap (=). 

Ikatan kovalen rangkap tiga, tiga pasang elektron digunakan 

bersama antara atom-atom yang berikatan. Ikatan ini dilambangkan 

dengan garis rangkap ( ).

62 

Ikatan kovalen tunggal dihasilkan dari penggunaan bersama satu pasang 

elektron antara atom-atom yang berikatan. Ikatan ini dilambangkan dengan 

garis rangkap (-). 

Ikatan pi ( ) dihasilkan dari tumpang tindih sisi ke sisi orbital p untuk 

menghasilkan densitas muatan elektron yang tinggi di atas dan di bawah 

garis yang menghubungkan atom-atom terikat. 

Ikatan sigma ( ) dihasilkan dari tumpang tindih ujung ke ujung orbital 

atom sederhana atau orbital atom hibrid di sepanjang garis lurus yang 

menghubungkan inti atom-atom terikat. 

Keadaan dasar adalah keadaan energi terendah untuk elektron dalam 

atom atau molekul. 

Kuantum mengacu ke satuan diskert energi, yaitu kuantitas terkecil bagi 

perubahan energi suatu sistem. 

Mekanika gelombang adalah bentuk teori kuantum yang didasarkan pada 

konsep dualitas partikel gelombang, prinsip ketidakpastian Heisenberg, 

dan perlakuan elektron sebagai gelombang materi. Solusi matematis 

persamaan mekanika gelombang dikenal sebagai fungsi gelombang ( ). 

Metode ikatan valensi (sering disebut teori ikatan valensi) menjelaskan 

ikatan kovalen dari segi pertumpangtindihan orbital atom murni atau 

orbital hibrid. Probabilitas elektron (atau densitas muatan elektron) 

terkonsentrasi di kawasan tumpang tindih. 

Molekul adalah kelompok atom yang saling terikat oleh ikatan dan berada 

sebagai identitas terpisah. Molekul adalah identitas terkecil yang 

mempunyai proporsi khas atom-atom penyusun yang ada dalam suatu zat. 

Pada molekul non polar, pusat muatan positif dan pusat muatan negatif 

saling berimpit. Artinya, tidak ada pemisah netto muatan di dalam 

molekul. 

Dalam molekul polar, keberadaan satu atau lebih ikatan kovalen polar 

mengarah ke pemisahan pusat muatan positif dan pusat muatan negatif dal-

63 

am molekul secara keseluruhan. Molekul polar mempunyai resultan 

momen dipol. 

Orbital adalah fungsi matematis yang digunakan untuk 

mendeskripsikan kawasan dalam atom yang densitas muatan elektron 

atau probabilitas untuk menemukan elektron tinggi. 

Orbital hibrid adalah satu set orbital identik yang diformulasikan 

dari orbital atom murni dan digunakan untuk mendeskripsikan ikatan 

kovalen tertentu. 

Panjang ikatan (jarak ikatan) adalah jarak antara pusat dua atom 

yang terikat oleh ikatan kovalen. 

Pasangan bebas adalah sepasang elektron yang dijumpai pada kulit 

valensi suatu atom dan tidak terlibat dalam pembentukan ikatan. 

Pasangan ikatan adalah sepasang elektron yang terilbat dalam 

pembentukan ikatan kovalen. 

Persamaan Schrödinger mendeskripsikan elektron dalam atom 

hidrogen sebagai gelombang materi. Solusi persamaan Schrödinger 

dinamakan fungsi gelombang. 

Struktur Lewis adalah gabungan lambing Lewis yang 

menggambarkan transfer atau penggunaan bersama elektron dalam 

ikatan kimia. 

Teori tolakan pasangan elektron kulit valensi atau VSEPR adalah 

teori yang digunakan untuk memprediksikan bentuk molekul dan ion 

poliatomik yang paling mungkin berdasarkan tolakan murni pasangan 

elektron yang ditemukan dalam kulit valensi suatu atom pusat dalam 

struktur.

64 

KUNCI JAWABAN 

1. (a) Planar trigonal, (b) linear, (c) tetrahedral. 

2. (a) Tetrahedral, (b) bengkok, (c) planar trigonal. 

3. SiCl 4 . 

4. XeF 4 . 

5. Planar trigonal. 

6. Keduanya linear. 

7. sp 3 

8. sp 

9. sp 2 

10. sp 3 

11. NH + 4 . 

12. sp 3 d. 

13. Non polar. 

14. Linear. 

15. Tetrahedral. 

16. Polar. 

17. Polar. 



20. Polar.

TABEL PERIODIK UNSUR 

65

BENTUK MOLEKUL (BAHAN AJAR KIMIA UMUM I)

Create successful ePaper yourself

Delete template?

Save as template?