Aturan Oktet menyatakan bahwa atom-atom cenderung membentuk ikatan hingga memiliki 8 elektron valensi di sekitarnya (konfigurasi gas mulia). Namun, banyak molekul nyata yang tidak mematuhi aturan ini. Terdapat tiga kategori perkecualian utama: (1) molekul dengan elektron ganjil, (2) molekul dengan oktet tidak lengkap, dan (3) molekul dengan oktet diperluas.
1. Molekul dengan Elektron Ganjil (Radikal)
Odd-Electron Molecules / Free RadicalsPenjelasan
Molekul ini memiliki jumlah elektron valensi total yang ganjil, sehingga secara matematis
mustahil semua elektron berpasangan. Satu elektron harus tidak berpasangan (elektron tunggal / unpaired
electron). Spesi ini disebut radikal bebas dan bersifat sangat reaktif karena
cenderung menarik elektron dari molekul lain. Elektron tunggal dilambangkan dengan satu titik (•) pada
struktur Lewis.
Contoh-Contoh Molekul
NO
Nitrogen monoksida
Radikal
Struktur Lewis NO
| Elektron valensi | N: 5 + O: 6 = 11 (ganjil) |
| Ikatan | Ikatan rangkap tiga (satu ikatan terdiri dari 1 elektron tunggal) |
| Elektron N | 7 elektron → oktet tidak terpenuhi |
| Elektron O | 8 elektron → oktet terpenuhi |
| Sifat | Paramagnetik; polutan udara; prekursor NO2 |
| Fakta | NO memiliki orde ikatan 2,5 berdasarkan teori MO |
NO2
Nitrogen dioksida
Radikal
Struktur Lewis NO2
| Elektron valensi | N: 5 + 2×O: 12 = 17 (ganjil) |
| Atom pusat N | 7 elektron: 1 elektron tunggal + dua pasang ikatan + resonansi |
| Geometri | Bengkok (bent), sudut ikatan ~134° (lebih lebar dari SO2 karena elektron tunggal lebih kecil dari pasangan) |
| Sifat | Gas coklat kemerahan; polutan udara; bereaksi cepat dengan NO atau NO2 lain |
| Dimerisasi | 2 NO2 → N2O4 (diamagnetik, oktet terpenuhi) |
ClO2
Klor dioksida
Radikal
Struktur Lewis ClO2
| Elektron valensi | Cl: 7 + 2×O: 12 = 19 (ganjil) |
| Elektron Cl | 11 elektron: 1 elektron tunggal + oktet diperluas sekaligus radikal |
| Geometri | Bengkok; sudut ikatan ~118° |
| Sifat | Oksidator kuat; digunakan sebagai pemutih kertas dan desinfektan air |
| Catatan | ClO2 sekaligus contoh oktet diperluas + radikal |
•CH3
Radikal metil
Radikal
Struktur Lewis •CH3
| Elektron valensi | C: 4 + 3×H: 3 = 7 (ganjil) |
| Atom pusat C | 7 elektron: 3 ikatan C-H + 1 elektron tunggal |
| Geometri | Planar (sp2), nyaris datar |
| Sifat | Sangat reaktif; intermediet penting dalam reaksi radikal bebas dan mekanisme pembakaran |
| Contoh reaksi | CH4 + Cl• → •CH3 + HCl (substitusi radikal) |
⚠ Poin Kunci
Jumlah elektron valensi ganjil selalu menghasilkan radikal bebas. Tidak ada cara menggambar struktur Lewis
yang memuaskan aturan oktet untuk semua atom. Reaksi dimerisasi atau adisi sering terjadi untuk
"menstabilkan" radikal ini.
2. Oktet Tidak Lengkap (Defisien Elektron)
Incomplete / Deficient OctetPenjelasan
Beberapa atom pusat hanya memiliki kurang dari 8 elektron valensi dalam senyawanya yang
stabil. Ini terutama terjadi pada unsur-unsur periode 2 golongan IIA dan IIIA (Be, B, Al).
Atom-atom ini memiliki orbital kosong yang siap menerima pasangan elektron, sehingga senyawanya bersifat
sebagai asam Lewis (akseptor pasangan elektron).
Contoh-Contoh Molekul
BeCl2
Berilium klorida
4 elektron
Struktur Lewis BeCl2
| Elektron valensi | Be: 2 + 2×Cl: 14 = 16 total |
| Elektron Be | 4 elektron (2 ikatan tunggal Be–Cl) |
| Elektron tiap Cl | 8 elektron → oktet terpenuhi |
| Geometri | Linear; sudut ikatan 180° |
| Hibridisasi | sp (Be) |
| Sifat asam Lewis | Menerima pasangan elektron dari ligan; membentuk kompleks seperti [BeCl4]2− |
BF3
Boron trifluorida
6 elektron
Struktur Lewis BF3
| Elektron valensi | B: 3 + 3×F: 21 = 24 total |
| Elektron B | 6 elektron (3 ikatan tunggal B–F) |
| Elektron tiap F | 8 elektron → oktet terpenuhi |
| Geometri | Segitiga planar; sudut ikatan 120° |
| Hibridisasi | sp2 (B); orbital p kosong tegak lurus bidang |
| Sifat | Asam Lewis sangat kuat; bereaksi dengan NH3 membentuk BF3·NH3 |
| Catatan | Meski bisa ditulis dengan ikatan rangkap B=F (resonansi), ini melemahkan sifat asam Lewis-nya |
BCl3
Boron triklorida
6 elektron
Struktur Lewis BCl3
| Elektron valensi | B: 3 + 3×Cl: 21 = 24 total |
| Elektron B | 6 elektron (3 ikatan tunggal B–Cl) |
| Geometri | Segitiga planar; sudut 120° |
| Sifat | Asam Lewis; lebih kuat dari BF3 karena Cl kurang efektif berdonasi elektron-π ke B |
| Reaksi | BCl3 + :NH3 → Cl3B←NH3 (ikatan kovalen koordinasi) |
AlCl3
Aluminium klorida
6 elektron
Struktur Lewis AlCl3 / Al2Cl6
| Elektron valensi | Al: 3 + 3×Cl: 21 = 24 total |
| Elektron Al | 6 elektron (3 ikatan tunggal Al–Cl) |
| Dimerisasi | AlCl3 cenderung membentuk dimer Al2Cl6 agar Al memiliki 8 elektron via ikatan koordinasi dari Cl |
| Geometri monomer | Segitiga planar |
| Geometri dimer | Dua tetrahedral bersambung di Cl jembatan |
| Sifat | Katalis Friedel-Crafts; asam Lewis penting dalam industri |
BeH2
Berilium hidrida
4 elektron
Struktur Lewis BeH2
| Elektron valensi | Be: 2 + 2×H: 2 = 4 total |
| Elektron Be | 4 elektron (2 ikatan Be–H); H hanya 2 (duet) |
| Geometri | Linear; sudut ikatan 180° |
| Hibridisasi | sp (Be) |
| Catatan | H memang hanya perlu 2 elektron (aturan duet). Be tetap defisien oktet |
⚠ Poin Kunci
Atom-atom defisien oktet memiliki orbital kosong yang menjadikannya asam Lewis kuat. Meski
secara termodinamik stabil, senyawa ini "lapar elektron" dan akan berikatan dengan basa Lewis (donor
pasangan elektron) bila tersedia. Beberapa di antaranya mengalami dimerisasi spontan untuk memenuhi oktet
(contoh: Al2Cl6).
3. Oktet Diperluas (Lebih dari 8 Elektron)
Expanded Octet / Hypervalent MoleculesPenjelasan
Atom-atom dari periode 3 ke atas dapat memiliki lebih dari 8 elektron valensi di sekitar
atom pusatnya. Hal ini dimungkinkan karena tersedianya orbital d kosong yang dapat
menampung elektron tambahan (meski perdebatan teori ini masih berlangsung; beberapa ahli menjelaskannya
melalui ikatan hiperovalen tanpa orbital d). Senyawa jenis ini disebut hiperovalen
(hypervalent).
Syarat: atom pusat harus unsur periode ≥ 3 (Si, P, S, Cl, Br, I, Xe, dll.).
Contoh-Contoh Molekul
PCl5
Fosfor pentaklorida
10 elektron
Struktur Lewis PCl5
| Elektron valensi | P: 5 + 5×Cl: 35 = 40 total |
| Elektron P | 10 elektron (5 ikatan tunggal P–Cl) |
| Elektron tiap Cl | 8 elektron |
| Geometri | Bipiramidal trigonal; 3 ekuatorial (120°) + 2 aksial (90°) |
| Hibridisasi | sp3d (P) |
| Sifat | Agen klorinasi dalam sintesis organik; terhidrolisis kuat |
SF6
Sulfur heksafluorida
12 elektron
Struktur Lewis SF6
| Elektron valensi | S: 6 + 6×F: 42 = 48 total |
| Elektron S | 12 elektron (6 ikatan tunggal S–F) |
| Geometri | Oktahedral; semua sudut ikatan 90° |
| Hibridisasi | sp3d2 (S) |
| Sifat | Gas inert, tidak beracun, tidak mudah terbakar; isolator listrik terbaik; digunakan dalam transformator tegangan tinggi |
ClF3
Klor trifluorida
10 elektron
Struktur Lewis ClF3
| Elektron valensi | Cl: 7 + 3×F: 21 = 28 total |
| Elektron Cl | 10 elektron: 3 ikatan + 2 PEB pada Cl |
| Geometri | Bentuk T (T-shaped); 2 PEB menempati posisi ekuatorial bipiramidal trigonal |
| Hibridisasi | sp3d (Cl) |
| Sifat | Oksidator sangat kuat dan berbahaya; bereaksi hebat dengan air; digunakan dalam sintesis UF6 |
XeF4
Xenon tetrafluorida
12 elektron
Struktur Lewis XeF4
| Elektron valensi | Xe: 8 + 4×F: 28 = 36 total |
| Elektron Xe | 12 elektron: 4 ikatan + 2 PEB pada Xe |
| Geometri | Persegi planar (square planar); 2 PEB pada posisi aksial oktahedral |
| Hibridisasi | sp3d2 (Xe) |
| Sifat | Senyawa gas mulia pertama yang disintesis (1962); oksidator sedang; sublimasi pada ~115°C |
XeF2
Xenon difluorida
10 elektron
Struktur Lewis XeF2
| Elektron valensi | Xe: 8 + 2×F: 14 = 22 total |
| Elektron Xe | 10 elektron: 2 ikatan + 3 PEB pada Xe |
| Geometri | Linear; 3 PEB menempati posisi ekuatorial bipiramidal trigonal |
| Hibridisasi | sp3d (Xe) |
| Sifat | Agen fluorinasi selektif dalam kimia organik; lebih aman daripada F2 gas |
SF4
Sulfur tetrafluorida
10 elektron
Struktur Lewis SF4
| Elektron valensi | S: 6 + 4×F: 28 = 34 total |
| Elektron S | 10 elektron: 4 ikatan + 1 PEB pada S |
| Geometri | Jungkat-jungkit (see-saw / seesaw); 1 PEB ekuatorial bipiramidal trigonal |
| Hibridisasi | sp3d (S) |
| Sifat | Agen fluorinasi; bereaksi keras dengan air menghasilkan HF + SO2 |
IF5
Iodin pentafluorida
12 elektron
Struktur Lewis IF5
| Elektron valensi | I: 7 + 5×F: 35 = 42 total |
| Elektron I | 12 elektron: 5 ikatan + 1 PEB pada I |
| Geometri | Piramida segi empat (square pyramidal); 1 PEB aksial oktahedral |
| Hibridisasi | sp3d2 (I) |
| Sifat | Cairan korosif; agen fluorinasi; senyawa interhalogen penting |
SO3
Sulfur trioksida
12 elektron
Struktur Lewis SO3 (resonansi)
| Elektron valensi | S: 6 + 3×O: 18 = 24 total |
| Elektron S | 12 elektron: 3 ikatan rangkap S=O (dengan resonansi) |
| Resonansi | 3 struktur resonansi ekuivalen; orde ikatan S-O = 2 |
| Geometri | Segitiga planar; sudut 120° |
| Sifat | Prekürsör H2SO4; SO3 + H2O → H2SO4; sangat higroskopis |
H2SO4
Asam sulfat
12 elektron
Struktur Lewis H2SO4
| Elektron valensi | S: 6 + 4×O: 24 + 2×H: 2 = 32 total |
| Elektron S | 12 elektron: 2 ikatan S–OH + 2 ikatan S=O |
| Biloks S | +6 (tertinggi untuk S) |
| Geometri | Tetrahedral di sekitar S; sudut ~109° |
| Sifat | Asam kuat diprotik; oksidator kuat; bahan kimia industri terpenting dunia |
H3PO4
Asam fosfat
10 elektron
Struktur Lewis H3PO4
| Elektron valensi | P: 5 + 4×O: 24 + 3×H: 3 = 32 total |
| Elektron P | 10 elektron: 1 ikatan P=O + 3 ikatan P–OH |
| Biloks P | +5 |
| Geometri | Tetrahedral di sekitar P |
| Sifat | Asam lemah triprotik; bahan pupuk fosfat; dipakai dalam industri makanan (softdrink) |
XeO4
Xenon tetraoksida
16 elektron
Struktur Lewis XeO4
| Elektron valensi | Xe: 8 + 4×O: 24 = 32 total |
| Elektron Xe | 16 elektron: 4 ikatan rangkap Xe=O |
| Biloks Xe | +8 (maksimum; seluruh valensi Xe dipakai) |
| Geometri | Tetrahedral; sudut ~109,5° |
| Sifat | Oksidator sangat kuat; tidak stabil pada suhu kamar; meledak jika terkontaminasi |
ClF5
Klor pentafluorida
12 elektron
Struktur Lewis ClF5
| Elektron valensi | Cl: 7 + 5×F: 35 = 42 total |
| Elektron Cl | 12 elektron: 5 ikatan + 1 PEB pada Cl |
| Geometri | Piramida segi empat (square pyramidal) |
| Hibridisasi | sp3d2 (Cl) |
| Sifat | Oksidator kuat; senyawa interhalogen; digunakan dalam roket propelan |
⛔ Batasan Penting
Oktet diperluas hanya berlaku untuk atom periode 3 ke atas. Atom periode 2 (C, N, O, F)
tidak pernah memiliki oktet diperluas karena tidak memiliki orbital d yang dapat digunakan. Oleh
sebab itu, senyawa seperti NF5 atau OF6 tidak ada (tidak bisa dibuat).
4. Kapan Orbital d Terlibat dalam Ikatan?
d-Orbital Participation, Syarat, Batas, dan Contoh Kasus4.1. Mengapa Orbital d Menjadi Kunci?
Dasar Pemikiran
Setiap elektron dalam atom menempati orbital tertentu: s, p, d, atau f. Dalam aturan oktet
normal, atom hanya memakai orbital s dan p pada kulit terluarnya, maksimal 8 elektron (2
dari s + 6 dari p).
Namun, beberapa atom memiliki orbital d yang kosong dan cukup dekat secara energi dengan orbital s dan p-nya. Orbital d kosong inilah yang dapat "dibuka" untuk menampung pasangan elektron ikatan tambahan, sehingga atom tersebut bisa memiliki lebih dari 8 elektron valensi.
Simulasi pengisian elektron ke dalam orbital secara interaktif dapat dicoba di sini.
4.2. Syarat agar Orbital d Dapat Digunakan
✗ Tidak Tersedia, Periode 1 dan 2
Unsur H, He, Li, Be, B, C, N, O, F, Ne berada di periode 1 dan 2. Kulit valensinya
hanya punya orbital 1s / 2s dan 2p. Orbital 2d tidak ada dalam tabel periodik, tidak pernah terisi oleh elektron manapun.
Orbital d pertama yang ada adalah 3d (milik periode 3 ke atas). Untuk periode 2, orbital 3d memang ada secara matematis, tetapi energinya terlalu tinggi, jaraknya terlalu jauh dari energi orbital 2s dan 2p sehingga tidak bisa ikut berikatan secara praktis.
Konsekuensi: C, N, O, F tidak pernah bisa memiliki lebih dari 8 elektron di sekitarnya. Oktet adalah batas mutlak.
✔ Tersedia, Periode 3 ke Atas
Unsur seperti Si, P, S, Cl (periode 3), Br, Se, I (periode 4), Te, Xe, I (periode 5) memiliki
orbital d kosong pada kulit valensinya (3d, 4d, 5d).
Energi orbital d ini cukup dekat dengan orbital s dan p sehingga bisa diakses saat berikatan terutama bila atom pusat tersebut diikat oleh atom-atom sangat elektronegatif seperti F, O, atau Cl yang menarik kerapatan elektron keluar dari atom pusat, membuat orbital d makin mudah diisi.
Konsekuensi: Oktet dapat diperluas menjadi 10, 12, bahkan 16 elektron di sekitar atom pusat.
💡 Analogi Sederhana
Bayangkan atom pusat sebagai sebuah ruangan. Atom periode 2 hanya punya 4 kursi (dari
orbital s dan p), tidak bisa ditambah. Atom periode 3 ke atas punya ruangan yang lebih besar dengan
kursi cadangan dari orbital d yang bisa dibuka jika tamu (pasangan elektron ikatan) cukup
banyak.
4.3. Peran Elektronegatifitas Ligan
Mengapa F dan O "Membantu" Membuka Orbital d?
Orbital d kosong pada atom pusat memiliki energi yang sedikit lebih tinggi dari orbital s dan p. Agar
orbital d dapat berpartisipasi dalam ikatan, energinya perlu diturunkan agar lebih sesuai. Hal ini
terjadi bila ligan yang terikat sangat elektronegatif (F, O, Cl):
Ligan elektronegatif menarik kerapatan elektron menjauhi atom pusat. Akibatnya, muatan efektif atom pusat meningkat (lebih positif), dan orbital d-nya menyusut dan turun energinya, makin mudah diisi elektron ikatan.
Itulah mengapa PCl5 dan PF5 eksis, tetapi PH5 tidak pernah berhasil disintesis: H tidak elektronegatif, sehingga orbital d P tidak cukup terstabilkan untuk menampung ikatan kelima.
| Senyawa | Atom Pusat | Ligan | Elektronegatifitas Ligan | Eksis? | Keterangan |
|---|---|---|---|---|---|
| PF5 | P (periode 3) | F | 3,98 (sangat tinggi) | ✔ Ya | F menstabilkan orbital 3d P; 10 elektron pada P |
| PCl5 | P (periode 3) | Cl | 3,16 (tinggi) | ✔ Ya | Cl cukup elektronegatif; 10 elektron pada P |
| PH5 | P (periode 3) | H | 2,20 (rendah) | ✗ Tidak | H tidak cukup elektronegatif untuk menstabilkan orbital 3d P |
| SF6 | S (periode 3) | F | 3,98 (sangat tinggi) | ✔ Ya | 12 elektron pada S; salah satu molekul paling stabil |
| SH6 | S (periode 3) | H | 2,20 (rendah) | ✗ Tidak | Analog SH6 tidak eksis karena alasan yang sama dengan PH5 |
| NF5 | N (periode 2) | F | 3,98 (sangat tinggi) | ✗ Tidak | N periode 2, tidak ada orbital d yang tersedia, berapapun EN ligan |
4.4. Kasus Pembanding: Mengapa N Tidak Bisa, tapi P Bisa
NF5
- TIDAK EKSIS -
Senyawa ini tidak dapat dibuat
| Atom pusat | N (periode 2) |
| Mengapa tidak ada? | N tidak punya orbital 2d. Orbital 3d N terlalu tinggi energinya (gap ~20 eV dari 2p). Tidak ada cara menampung 10 elektron di sekitar N. |
| Pembanding | N maksimal membentuk 4 ikatan jika bermuatan (NH4+), tetapi hanya dengan meminjam pasangan elektron |
| Pelajaran | Periode 2 → oktet MUTLAK (kecuali radikal & defisien) |
PF5
- EKSIS -
Struktur Lewis PF5
| Atom pusat | P (periode 3) |
| Mengapa bisa ada? | P punya orbital 3d yang gap energinya ke 3p hanya ~3–4 eV. Cukup dekat untuk berhybridisasi (atau membentuk 3c-4e). 10 elektron bisa diakses. |
| Ligan F | Keelektronegatifan F yang tinggi menarik kerapatan elektron dari P, mengkontraksikan orbital 3d P sehingga energinya turun dan lebih mudah terlibat |
| Pelajaran | Periode 3 + ligan EN tinggi → oktet diperluas dimungkinkan |
4.5. Kasus Pembanding: H2SO4 vs H2CO3
H2SO4
Atom pusat S, periode 3
12 e⁻ pada S
| Konfigurasi S | [Ne] 3s2 3p4, ada orbital 3d kosong |
| Ikatan S=O | 2 ikatan rangkap (oktet S dilanggar); atau dijelaskan dengan resonansi + ikatan parsial |
| Implikasi | Biloks S = +6; S memanfaatkan semua elektron valensinya |
| Kesimpulan | Oktet diperluas (12 e⁻) diizinkan karena S periode 3 |
H2CO3
Atom pusat C, periode 2
8 e⁻ pada C
| Konfigurasi C | [He] 2s2 2p2, tidak ada orbital 2d |
| Ikatan C=O | Hanya 1 ikatan rangkap; dua C–OH. Total 8 elektron pada C, tepat oktet |
| Implikasi | Biloks C = +4; C tidak bisa membentuk 3 ikatan rangkap seperti S dalam H2SO4 |
| Kesimpulan | Oktet C tidak bisa diperluas; C tetap maksimal 4 ikatan |
4.6. Kasus Khusus: Logam Transisi
Orbital d sebagai Orbital Valensi Utama
Pada logam transisi (Fe, Cu, Cr, Ni, dll.), orbital d bukan sekadar "tambahan", melainkan orbital
valensi utama yang aktif berikatan. Logam transisi terletak di blok d tabel periodik, artinya
elektron terakhirnya memang mengisi orbital d, bukan s atau p.
Dalam senyawa kompleks (ion kompleks), orbital d logam berinteraksi langsung dengan pasangan elektron ligan membentuk ikatan koordinasi. Ini berbeda secara fundamental dengan kasus hiperovalen seperti PCl5, pada logam transisi, orbital d memang orbital valensi sejati, bukan orbital "cadangan" yang dibuka secara darurat.
| Ion/Molekul | Logam | Orbital d yang Terlibat |
Jumlah Ligan |
Geometri |
|---|---|---|---|---|
| [Fe(CN)6]3− | Fe (periode 4) | 3d, 4s, 4p, hibridisasi d2sp3 |
6 | Oktahedral |
| [Ni(CO)4] | Ni (periode 4) | 3d, 4s, 4p, hibridisasi sp3 |
4 | Tetrahedral |
| [Cu(NH3)4]2+ | Cu (periode 4) | 3d, 4s, 4p, hibridisasi dsp2 |
4 | Persegi planar |
| [Cr(H2O)6]3+ | Cr (periode 4) | 3d, 4s, 4p, hibridisasi d2sp3 |
6 | Oktahedral |
4.7. Kriteria Ringkas: Boleh vs Tidak Boleh Libatkan Orbital d
| Kondisi | Keterlibatan d | Alasan | Contoh |
|---|---|---|---|
| Atom pusat periode 1–2 (H, He, C, N, O, F, Ne) |
✗ TIDAK | Tidak punya orbital d pada kulit valensi. Orbital 3d terlalu tinggi energinya untuk diakses |
NF5, OF6, CF6, senyawa ini tidak ada |
| Atom pusat periode 3 (Si, P, S, Cl) |
△ KECIL | Orbital 3d tersedia tapi energinya masih cukup jauh. Kontribusi d nyata tapi kecil (~1–6%). Model 3c-4e lebih akurat. |
PCl5, SF6, ClF3, SO42− |
| Atom pusat periode 4–5 (Br, I, Xe, Te, Se) |
△ SEDANG | Orbital 4d/5d lebih difus dan lebih dekat energetik ke orbital s/p. Kontribusi d sedikit lebih signifikan dari periode 3. |
XeF4, IF5, TeF6, BrF5 |
| Logam transisi sebagai atom pusat |
✔ NYATA | Orbital d setengah penuh adalah orbital valensi utama. Ikatan σ dan π melibatkan d secara langsung dan dominan. |
[Fe(CN)6]3−, [Ni(CO)4], [Cr(H2O)6]3+ |
| Ikatan π balik dalam kompleks CO, NO, CN− |
✔ NYATA | Orbital dπ logam yang penuh memberikan elektron ke orbital π* ligan (back-donation) |
[Cr(CO)6], [Fe(CO)5], [Ni(CO)4] |
| Atom periode 3 dengan ligan elektropositif |
≈ MIN | Tanpa ligan elektronegatif, orbital d tidak terstabilkan; energinya terlalu tinggi. Oktet hampir selalu dipatuhi. |
SiH4, PH3, H2S, geometri normal, oktet OK |
📌 Tiga Kalimat Kunci untuk Diingat
(1) Orbital d kosong hanya tersedia mulai periode 3, atom periode 2 tidak punya dan tidak
bisa meminjamnya.(2) Tersedianya orbital d belum cukup, ligan yang elektronegatif (F, O, Cl) diperlukan untuk menstabilkan orbital d agar dapat berpartisipasi dalam ikatan.
(3) Pada logam transisi, orbital d bukan pengecualian melainkan orbital valensi inti, keterlibatannya dalam ikatan adalah hal yang normal, bukan pengecualian.
📐 Rekomendasi Penggunaan di Kelas
Untuk soal SMA dan ujian masuk PT: Gunakan model hibridisasi klasik (sp3d,
sp3d2), sudah cukup dan diterima. Ingat aturan sederhananya: atom pusat periode ≥ 3 boleh
punya lebih dari 4 pasang elektron.Untuk diskusi lebih dalam / kuliah: Sampaikan bahwa orbital d untuk atom nonlogam hanya memberikan kontribusi kecil (~1–6%); ikatan sebenarnya lebih tepat dijelaskan oleh model 3c-4e atau MO. Model hibridisasi dengan d adalah penyederhanaan yang berguna, bukan gambaran kuantum yang presisi.
Garis pemisah yang tegas: Tidak ada kompromi, C, N, O, F, dan unsur periode 2 lainnya tidak pernah melanggar oktet ke atas (hanya ke bawah untuk radikal dan defisien). Senyawa yang tampaknya memerlukan >8 elektron pada C/N/O selalu dapat ditulis ulang dengan muatan formal tanpa melanggar oktet.
4.8. Bonus, Muatan Formal vs Oktet Diperluas pada Atom Periode 3
Untuk atom periode 3 ke atas, sering ada dua cara menulis struktur Lewis yang sama-sama valid: dengan muatan formal
(tanpa melanggar oktet) atau dengan oktet diperluas (muatan formal lebih kecil/nol). Struktur dengan muatan
formal mendekati nol umumnya lebih representatif energetiknya.
| Spesi | Versi Oktet Ketat | Versi Oktet Diperluas | Mana yang lebih baik? |
|---|---|---|---|
| SO42− | S–O tunggal semua; muatan formal S = +2, tiap O = −1 |
Dua S=O rangkap; muatan formal S = 0, dua O = 0, dua O = −1 |
Oktet diperluas lebih baik (muatan formal lebih kecil) |
| H2SO4 | S–O tunggal semua; muatan formal S = +2 |
Dua S=O + dua S–OH; muatan formal S = 0 |
Oktet diperluas lebih baik |
| H2CO3 | Satu C=O + dua C–OH; muatan formal C = 0 ✔ |
Tidak mungkin, C periode 2, tidak bisa melebihi 8 e⁻ |
Oktet ketat satu-satunya pilihan |
| NO3− | Resonansi tiga struktur; N tetap 8 e⁻ |
Tidak mungkin, N periode 2, tidak bisa >8 e⁻ |
Oktet ketat satu-satunya pilihan |
| PO43− | P–O tunggal semua; muatan formal P = +1 |
Satu P=O + tiga P–O; muatan formal P = 0 |
Oktet diperluas lebih baik (meski kontribusi d kecil) |
Tabel Ringkasan Semua Perkecualian
| Molekul | Rumus | Kategori | e⁻ pada atom pusat |
Geometri |
|---|---|---|---|---|
| Nitrogen monoksida | NO | Radikal | 7 (N) | Linear |
| Nitrogen dioksida | NO2 | Radikal | 7 (N) | Bengkok |
| Klor dioksida | ClO2 | Radikal | 11 (Cl) | Bengkok |
| Radikal metil | •CH3 | Radikal | 7 (C) | Planar |
| Berilium hidrida | BeH2 | Defisien | 4 (Be) | Linear |
| Berilium klorida | BeCl2 | Defisien | 4 (Be) | Linear |
| Boron trifluorida | BF3 | Defisien | 6 (B) | Segitiga planar |
| Boron triklorida | BCl3 | Defisien | 6 (B) | Segitiga planar |
| Aluminium klorida | AlCl3 | Defisien | 6 (Al) | Segitiga planar |
| Fosfor pentaklorida | PCl5 | Diperluas | 10 (P) | Bipiramidal trigonal |
| Sulfur heksafluorida | SF6 | Diperluas | 12 (S) | Oktahedral |
| Sulfur tetrafluorida | SF4 | Diperluas | 10 (S) | Jungkat-jungkit |
| Sulfur trioksida | SO3 | Diperluas | 12 (S) | Segitiga planar |
| Asam sulfat | H2SO4 | Diperluas | 12 (S) | Tetrahedral |
| Asam fosfat | H3PO4 | Diperluas | 10 (P) | Tetrahedral |
| Klor trifluorida | ClF3 | Diperluas | 10 (Cl) | Bentuk T |
| Klor pentafluorida | ClF5 | Diperluas | 12 (Cl) | Piramida segi empat |
| Xenon difluorida | XeF2 | Diperluas | 10 (Xe) | Linear |
| Xenon tetrafluorida | XeF4 | Diperluas | 12 (Xe) | Persegi planar |
| Xenon tetraoksida | XeO4 | Diperluas | 16 (Xe) | Tetrahedral |
| Iodin pentafluorida | IF5 | Diperluas | 12 (I) | Piramida segi empat |
📌 Catatan Ingat Cepat
Radikal: jumlah elektron valensi total ganjil → selalu ada elektron tunggal.Defisien: hanya Be dan B (Al) yang umum; kurang dari 8 e⁻ → asam Lewis.
Diperluas: atom pusat periode ≥ 3, lebih dari 8 e⁻; periksa dari jumlah domain elektron > 4.
Tidak ada komentar:
Posting Komentar