Download - Ikatan kimia dan struktur molekul
By LB & DW_Kimia ITB
Ikatan Kimia dan Struktur Molekul
By LB & DW_Kimia ITB
Konfigurasi Gas MuliaGas mulia memiliki kestabilan kimia dan ditemukan sebagai molekul monoatomik.Kecuali helium, konfigurasi elektron gas mulia sama, yaitu terdapat 8 elektron pada kulit terluar (elektron valensi dan sangat stabil.
Valensi
By LB & DW_Kimia ITB
Aturan OktetAtom bersifat paling stabil apabila pada kulit terluarnya terisi atau kosong oleh elektron.Kecuali untuk H dan He, kulit terluar yang terisi oleh 8 elektron disebut memunuhi kaidah Oktet.Atom-atom akan mengalami:
Menerima atau melepaskan (senyawa ion)Pemakaian bersama (senyawa kovalen)
elektron agar memenuhi kaidah oktet, yaitu kulit terluarnya terisi penuh atau kosong untuk mencapai kestabilan.
By LB & DW_Kimia ITB
Ikatan IonIkatan ion terbentuk akibat adanya gaya tarik elektrostatik antara ion-ion bermuatan positif dengan yang bermuatan negatif.Ikatan ion biasanya terbentuk antara logam reaktif dengan unsur non logam.
By LB & DW_Kimia ITB
Senyawa IonTidak berada sebagai molekul tersendiriCenderung membentuk kristalIon-ion bersentuhan dengan ion lainnya dalam struktur kristalnya.Rumus molekulnya merupakan jumlah rata-rata ion-ion penyusunnya dalam struktur kristalnya.
Contoh: NaCl (natrium klorida, garam dapur)
By LB & DW_Kimia ITB
Logam-logam Bermuatan Banyak
Semua unsur memiliki bilangan oksidasi +1
Semua unsur memiliki bilangan oksidasi +2
Semua unsur memiliki bilangan oksidasi +3. Tl juga memiliki bilangan oksidasi +1.
By LB & DW_Kimia ITB
Logam-logam Bermuatan Banyak
Semua Logam dan semilogam memiliki bilangan oksidasi +2 dan +4
Semua Logam dan semilogam memiliki bilangan oksidasi +3 dan +5
Semua Logam dan semilogam memiliki bilangan oksidasi +4 dan +6, kecuali Po hanya memiliki bilangan oksidasi +2.
By LB & DW_Kimia ITB
Mengapa Hal ini Terjadi?
Adanya perbedaan energi antara subtingkat energi p dan s, dimana energi suborbital p lebih besar.Logam memiliki kemampuan untuk melepaskan elektron pada suborbital p atau semua elektron pada kulit terluarnya.Kesimpulan: adanya perbedaan subtingkat energi dan kemampuan melepaskan elektron menyebabkan terbentuknya dua kemungkinan bilangan oksidasi pada banyak unsur.
By LB & DW_Kimia ITB
Logam Transisi
Ingat, unsur-unsur logam transisi memiliki elektron yang mengisi kulit bagian dalam sehingga hampir semua memiliki konfigurasi elektron ns2.
Muatan ion logam transisi yang perlu diingat:Semua Group IIIB: 3+
Ni, Zn, Cd: 2+
Ag: 1+
Lantanida dan Aktinida: 3+
Unsur lainnya mampu membentuk dua atau lebih kation.
By LB & DW_Kimia ITB
Mengapa Sebagian Besar Logam Transisi membentuk dua atau lebih kation?
Ketika logam memiliki elektron pada suborbital d, maka elektron-elektron ini potensial untuk dilepaskan dalam membentuk kation logam.
Contoh:Fe melepaskan dua elektron 4s membentuk Fe2+ dan dapat
melepaskan dua elektron 4s dan satu elektron 3d membentuk Fe3+.
Cu melepaskan satu elektron 4s membentuk Cu+ dan melepaskan satu elektron 4s dan satu elektron 3d membentuk Cu2+
By LB & DW_Kimia ITB
Energi Pembentukan Ikatan Ion
Lingkar Born-HaberMerupakan aplikasi Hukum Hess yang menunjukkan semua
tahap yang terlibat dalam pembentukan suatu senyawaLingkar Born-Haber digunakan untuk menghitung energi kisi
yang sulit diukur secara percobaan.
Energi KisiAdalah energi yang dibutuhkan untuk memisahkan ion-ion dari
suatu padatan ion sampai pada jarak yang tak terhingga.
By LB & DW_Kimia ITB
Energi Pembentukan Ikatan Ion
Contoh: Pembentukan Natrium Klorida
Tahap-tahap:Penguapan Natrium
Dekomposisi molekul klor
Ionisasi NatriumPenambahan elektron pada klor
Pembentukan padatan NaCl
By LB & DW_Kimia ITB
Energi Pembentukan Ikatan Ion
By LB & DW_Kimia ITB
Energi Kisi
Semakin tinggi energi kisi, semakin kuat gaya tarik antara ion-ion.
Energi KisiSenyawa
By LB & DW_Kimia ITB
Struktur LewisDitemukan oleh G.N. Lewis, untuk membantu menyusun elektron-elektron di sekitar atom, ion dan molekul.Struktur Lewis terutama digunakan untuk menggambarkan senyawa dari unsur-unsur blok-s dan blok-p.Aturan Umum:
Gambarkan lambang atomSetiap kotak pada gambar di samping dapat terisi maksimal dua elektronHitung jumlah elektron valensi atomIsilah kotak-kotak di sekeliling lambang atom – jangan membuat pasangan-pasangan elektron dulu kecuali diperlukan.
By LB & DW_Kimia ITB
Struktur Lewis
Contoh: Struktur Lewis untuk Oksigen:
Struktur Lewis untuk unsur-unsur periode kedua:
By LB & DW_Kimia ITB
Struktur Lewis dan Pembentukan NaCl
Elektron dari Na bergerak menuju Cl, sehingga keduanya memenuhi aturan oktet:
Na menjadi Na+ - suatu kation
Cl menjadi Cl− - suatu anion
Muatan + dan – saling tarik menarik membentuk ikatan ion
By LB & DW_Kimia ITB
Ikatan Kovalen dan Tipe ElektronPasangan elektron Ikatan:Dua elektron yang dipakai bersama oleh dua atom membentuk
Ikatan Kovalen.
Pasangan elektron bebas:Pasangan elektron yang tidak dipakai bersama oleh dua atom
disebut elektron non ikatan.
Pasangan elektron bebas
Pasangan elektron ikatan
By LB & DW_Kimia ITB
Ikatan Kovalen Nonpolar dan polar
Ketika dua atom saling memakai pasangan elektron ikatan sama banyak
Ikatan kovalen terbentuk ketika pasangan elektron yand dibagi tidak sama banyak
By LB & DW_Kimia ITB
Molekul Polar
Elektron dalam suatu ikatan kovalen jarang yang sama banyak.
Pemakaian bersama elektron yang tidak sama menghasilkan ikatan polar
• Sedikit bermuatan positif
• Keelektronegatifan lebih kecil
• Sedikit bermuatan negatif
• Keelektronegatifan lebih besar
By LB & DW_Kimia ITB
Keelektronegatifan
Kemampuan suatu atom untuk terikat pada atom lain atau untuk menarik elektron pada dirinya.
• Berhubungan dengan energi ionisasi dan afinitas elektron
•Tidak dapat diukur secara langsung
•Nilainya tidak memiliki satuan karena bersifat relatif terhadap satu sama lain
•Nilainya bervariasi untuk tiap senyawa tapi tetap berguna untuk dipakai meramalkan sifat secara kualitatif
By LB & DW_Kimia ITB
Keelektronegatifan
Keelektronegatifan merupakan sifat periodik
By LB & DW_Kimia ITB
Keelektronegatifan
Kemampuan relatif suatu unsur untuk menarik elektron dari atom lain.Semakin besar perbedaan keelektronegatifan antara dua atom yang berkatan, semakin polar ikatannya.Jika perbedaan keelektronegatifan cukup besar, elektron ditransfer dari atom yang kurang elektronegatif kepada atom yang lebih elektronegatif – Ikatan IonJika perbedaan keelektronegatifan tidak besar, maka ikatannya menjadi nonpolar.
By LB & DW_Kimia ITB
KeelektronegatifanTentukan perbedaan keelektronegatifan antara atom-atom terikat dalam senyawa berikut.
Jawab:
By LB & DW_Kimia ITB
Contoh menggambar Struktur Lewis
Contoh: CO2
Tahap 1: gambarkan setiap struktur yang mungkin. Gambar garis mewakili sepasang elektron ikatan.
Tahap 2: Tentukan jumlah total elektron valensi
CO2 1 karbon x 4 elektron = 4
2 oksigen x 6 elektron = 12
Total elektron = 16
Tahap 3: cobalah untuk memenuhi aturan oktet untuk tiap atom, buatlah ikatan rangkap bila perlu.
By LB & DW_Kimia ITB
Contoh menggambar Struktur Lewis
Susunan ini membutuhkan terlalu banyak elektron
Bagaimana dengan membuat ikatan rangkap?
Ternyata bisa!
Adalah ikatan rangkap yang sama dengan 4 elektron
By LB & DW_Kimia ITB
Ikatan Rangkap
Bagaimana cara mengetahui bahwa ikatan rangkap benar-benar ada? Caranya dengan melihat perbedaan energi ikatan dan panjang ikatannya!
Tipe ikatan
Orde ikatan
Panjang
pm
Energi ikatan
Kj/mol
By LB & DW_Kimia ITB
Muatan FormalTujuan: untuk menunjukkan distribusi kerapatan elektron rata-rata dalam suatu molekul atau ion poliatom.
Tandai tiap atom setengah jumlah elektron yang digunakan untuk berikatan.Tandai pula tiap atom semua elektron bebas yang dimilikya.Kurangi jumlah elektron pada tiap atom dengan jumlah elektron valensi setiap atom tunggal dalam unsurnya.
Contoh: CO2
Untuk tiap atom oksigen:4 elektron dari pasangan elektron bebas2 elektron dari ikatanTotal: 6 elektronMuatan formal: 6 - 6 = 0
Untuk atom karbon:4 elektron dari ikatanTotal: 4 elektronMuatan formal: 4 – 4 = 0
By LB & DW_Kimia ITB
Muatan Formal
Contoh lain: COUntuk Oksigen:
2 elektron dari pasangan elektron bebas
3 elektron dari pasangan elektron ikatan
Total: 5 elektron
Muatan formal: 6 – 5 = +1
Untuk Karbon:2 elektron dari pasangan elektron bebas
3 elektron dari pasangan elektron ikatan
Total = 5 elektron
Muatan formal = 4 – 5 = -1
By LB & DW_Kimia ITB
Struktur ResonansiSeringkali ditemukan dua atau lebih struktur Lewis untuk suatu molekul:
Masing-masing memenuhi aturan oktetMemiliki jumlah ikatan yang samaMemiliki tipe ikatan yang sama.
Contoh: molekul SO2, mana yang benar?
Keduanya benar dan merupakan struktur resonansi dari SO2 yang masing-masing memiliki ikatan rata-rata 1,5 antara atom S dan O.
By LB & DW_Kimia ITB
Struktur Resonansi
Contoh molekul yang juga memiliki struktur resonansi: Benzen, C6H6.
Semua ikatan pada benzen sama panjang.
By LB & DW_Kimia ITB
Penyimpangan Aturan Oktet
Tidak semua senyawa sesuai aturan oktetTerdapat tiga pengecualian yang menyimpang:
Spesi yang memiliki lebih dari 8 elektron di sekitar satu atom, yaitu untuk unsur-unsur pada periode ketiga atau lebih, karena orbital d ikut terlibat dalam membentuk ikatan. Contoh:
5 pasang elektron di sekitar P dalam PF5, 5 pasang elektron di sekitar S dalam SF4, 6 pasang elektron di sekitar S dalam SF6.
Spesi yang memiliki elektron lebih sedikit daripada 8 elektron di sekitar satu atom. Berilium dan Boron akan membentuk senyawa yang memiliki jumlah elektron kurang dari 8 di sekitar mereka.
Spesi dengan jumlah elektron total ganjil.
By LB & DW_Kimia ITB
Spesi yang memiliki lebih dari 8 elektron di sekitar satu atom
Contoh: SO42-
1. Tuliskan susunan atom-atom yang mungkin
2. Hitung jumlah total elektron: 6 atom dari S, 4 x 6 dari O dan 2 dari muatan. Total = 32
3. Susun elektron di sekitar atom-atom pada SO4
2-.
By LB & DW_Kimia ITB
Spesi yang memiliki kurang dari 8 elektron di sekitar satu atom
Spesi Miskin Elektron: spesi selain hidrogen dan helium yang memiliki kurang dari elektron valinsi 8. Biasanya spesi seperti ini merupakan spesi yang sangat reaktif.
By LB & DW_Kimia ITB
Spesi dengan jumlah elektron total ganjil
Terdapat sedikit spesi yang memiliki total jumlah elektron valensinya ganjil, artinya terdapat satu elektron tak berpasangan yang sangat reaktif.
Radikal adalah spesi yang memiliki satu atau lebih elektron yang tak berpasangan. Spesi ini berperan penting dalam proses penuaan dan penyebaran kanker.
Contoh: Nitrogen monoksida, NO. Senyawa ini dikenal juga sebagai asam nitrit, memiliki total elektron valensi 11: 6 dari oksigen, 5 dari nitrogen. Struktur Lewis NO:
By LB & DW_Kimia ITB
Bentuk Molekul dan Ion Poliatom
Molekul dan ion poliatom tidak semuanya merupakan struktur yang datar.Terdapat banyak molekul dan ion poliatom memiliki struktur 3 dimensi yang mempengaruhi sifat-sifat fisika dan kimianya.Beberapa model digunakan untuk membantu meramalkan dan menggambarkan bentuk geometri molekul.Salah satu model moelkul adalah VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) atau teori tolakan pasangan elektron valensi.
By LB & DW_Kimia ITB
Model VSEPR
Menurut model VSEPR, untuk unsur-unsur golongan utama, pasangan elektron harus pada posisi sejauh mungkin dari pasangan elektron lain. Hal ini terjadi dalam ruang 3 dimensi.
Elektron ikatan dan pasangan elektron bebas akan menempati ruang dengan pasangan elektron memakan ruang lebih banyak.
Geometri molekul berdasarkan jumlah total pasangan elektron atau total bilangan koordinasi.
By LB & DW_Kimia ITB
Bentuk Molekul VSEPR
By LB & DW_Kimia ITB
Geometri Molekul
Molekul memiliki bentuk spesifik:Ditentukan oleh jumlah pasangan elektron di sekitar atom pusat
Semua pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas dihitung
Ikatan rangkap diperlakukan sama dengan ikatan tunggal untuk bentuk geometri.
Geometri molekul mempengaruhi kepolaran dan kelarutan dalam pelarut tertentu.
By LB & DW_Kimia ITB
Beberapa Bentuk Geometri
BentukPasangan e- di sekitar
atom pusat Contoh
By LB & DW_Kimia ITB
Tetrahedral, CH4
Trigonal planar, BCl3
Linier, CO2 Bengkok, H2O
Piramid, NH3
By LB & DW_Kimia ITB
Geometri Molekul Berbasis Tetrahedral
Bengkok dan pyramidal adalah tetrahedral juga, tapi beberapa pasangan elektron tidak terikat
Bengkok
By LB & DW_Kimia ITB
Geometri Molekul
Bentuk geometri lainnya:Lima ikatan atau pasangan elektron bebas:
Trigonal bipiramida
Seesaw
Bentuk-T
Linier
Enam ikatan atau pasangan elektron bebas:Oktahedral
Segiempat piramida
Segiempat planar
By LB & DW_Kimia ITB
Bentuk VSEPR
By LB & DW_Kimia ITB
Oktahedral Segiempat planar
Trigonal bipiramida
By LB & DW_Kimia ITB
Geometri Molekul
Jika molekul makin besar, aturan geometri molekul masih tetap berlaku
Etana
By LB & DW_Kimia ITB
Geometri Molekul Polar
Untuk molekul bersifat polar, syaratnya:Ikatannya polar
Geometri molekul sesuai dan mendukung kepolarannya
By LB & DW_Kimia ITB
Molekul Polar dan Nonpolar
Kepolaran merupakan sifat penting suatu molekulMempengaruhi sifat fisik seperti titik leleh, titik didih dan kelarutan
Sifat kimia bergantung pada kepolaran
Momen Dipol, µ, merupakan ukuran kuantitas kepolaran molekul
Sifat ini dapat diukur dengan menempatkan molekul dalam suatu medan listrik. Molekul polar akan tersusun sesuaiarus listrik, ketika medan dinyalakan, molekul nonpolar tidak.
By LB & DW_Kimia ITB
Molekul Polar dan Nonpolar
Kebanyakan ikatan yang terbentuk antara atom-atom dari unsur berbeda dalam molekul adalah polar, tapi tidak berarti molekul itu menjadi bersifat polar
Perbedaan keelektronegatifan menunjukkan bahwa ikatan C-O menjadi polar dengan elektron-elektronnya lebih tertarik ke arah oksigen. Namun karena geometrinya, gaya tarik ini sama besar ke arah yang berlawanan, sehingga molekul CO2 bersifat nonpolar.
Keelektronegatifan:
Oksigen = 3,5
Karbon = 2,5
Perbedaan = 1,0
(ikatan polar)
By LB & DW_Kimia ITB
Molekul Polar dan Nonpolar
Agar molekul menjadi polar, pengaruh kepolaran ikatan tidak boleh saling meniadakan.
Salah satu caranya adalah mendapatkan geometri yang tidak simetri, contohnya molekul air.
Dalam molekul air, pengaruh ikatan polar tidak saling meiadakan, sehingga molekulnya bersifat polar.
Perbedaan Keelektronegatifan = 1,3
By LB & DW_Kimia ITB
Molekul Polar dan Nonpolar
Molekul disebut nonpolar jika atom pusatnya tersubstitusi secara simetris oleh atom-atom sejenis. Contoh: CO2, CH4, CCl4.
Molekul dikatakan polar apabila geometrinya tidak simetris. Contoh: H2O, NH3, CH2Cl2.
Derajat kepolaran adalah fungsi dari jumlah dan tipe ikatan polar dan geometri.
By LB & DW_Kimia ITB
Teori Ikatan
Dua metode yang digunakan untuk mengambarkan ikatan antar atom-atom:
Metode Ikatan ValensiIkatan diasumsikan dibentuk dari saling tumpangsuh antara
orbital-orbital atom.
Metode Orbital MolekulKetika atom-atom membentuk senyawa, orbital-orbitalnya saling
bergabung membentuk orbital baru yaitu orbital molekul.
By LB & DW_Kimia ITB
Metode IkatanValensiBerdasarkan model ini, ikatan H-H terbentuk sebagai hasil overlap antara orbital 1s dari tiap atom.
Orbital hibrid diperlukan untuk geometri molekul. Contoh: Karbon, konfigurasi elektron terluar: 2s2 2px
1 2py1.
Karbon membentuk empat ikatan yang sama.Dari konfigurasi terlihat hanya ada 2 ikatan yang mungkin terbentuk dan tidak akan membentuk tetrahedral, namun ternyata bisa.Hal ini terjadi karena kedua orbital semula mengalami penggabungan pada tingkat energi yang sama - Hibridisasi
Molekul H2
Hibridisasi orbital 2s dan 2p pada Karbon
By LB & DW_Kimia ITB
Hibridisasi
Pada karbon yang memiliki 4 ikatan tunggal, semua orbitalnya memiliki hibrid:
25% karakter s dan 75% karakter p
By LB & DW_Kimia ITB
Etana, CH3CH3
Ikatan α – terbentuk dari overlap pada ujung.
Molekul dapat berotasi pasa ikatan tunggalnya
By LB & DW_Kimia ITB
Etana, CH3CH3Rotasi pada ikatan tunggal
Rotasi pada ikatan tunggal
By LB & DW_Kimia ITB
Orbital Hibrid sp2
Untuk ikatan ganda, tipe orbitalnya memiliki orbital hibrid sp2 yang dihasilkan dari penggabungan satu orbital s dan 2 orbital p. Satu orbital p tidak bergabung.
Tak terhibridisasi Terhibridisasi
By LB & DW_Kimia ITB
Orbital Hibrid sp2
Orbital p yang tak terhibridisasi dapat melakukan overlap, menghasilkan pembentukan ikatan yang kedua – ikatan π.
ikatan π adalah overlap tepi yang terjadi pada bagian permukaan atas dan bawah suatu molekul. Ikatan ini tak memungkinkan molekul untuk berotasi pada ikatan
By LB & DW_Kimia ITB
Etena Ikatan dalam Etena
By LB & DW_Kimia ITB
Ikatan dalam Etena
By LB & DW_Kimia ITB
Orbital Hibrid sp
Ikatan rangkap tiga orbitalnya memiliki orbital hibrid sp yang dihasilkan dari penggabungan satu orbital s dan 1 orbital p. dua orbital p tidak bergabung.
Tak terhibridisasi Terhibridisasi
By LB & DW_Kimia ITB
Orbital Hibrid sp
Sekarang terdapat dua orbital p yang mampu membentuk ikatan π
By LB & DW_Kimia ITB
Etuna Ikatan dalam Etuna
By LB & DW_Kimia ITB
Ikatan dalam Etuna
By LB & DW_Kimia ITB
Orbital Hibrid Lainnya
Orbital d dapat ikut terlibat dalam pembentukan orbital hibrid
Hibrid Bentuk
LinierTrigonal Planar
TetrahedralTrigonal bipiramida
Oktahedral
By LB & DW_Kimia ITB
Metode Orbital Molekul
Ketika orbital-orbital atom bergabung membentuk orbital molekul, jumlah orbital molekul yang terbentuk harus sama dengan jumlah orbital atom yang bergabung.
Contoh: H2 . Dua orbital 1s akan bergabung membentuk dua orbital molekul. Energi total dari orbital baru sama dengan energi kedua orbital 1s semula, namun dapat terpisah pada tingkat energi berbeda. Berikut bentuk orbital molekul H2.
Bentuk Orbital
By LB & DW_Kimia ITB
Orbital Molekul
Ketika dua orbital atom bergabung, terdapat 5 tipe orbital molekul yang dihasilkan:
Orbital Ikatan - σ atau π: Energinya lebih rendah daripada orbital atom dan kerapatan elektron saling overlap.
Orbital Antiikatan - σ* atau π*: Eberginya lebih tinggi daripada orbital atom dan kerapatan elektron tidak terjadi overlap
Orbital nonikatan – n: Pasangan elektron tak terlibat dalam ikatan.
By LB & DW_Kimia ITB
Molekul Diatom Homonuklir
Molekul-molekul ini adalam molekul diatom sederhan yang terdiri atas atom-atom unsur yang sama.
Diagram energi untuk tipe molekul ini sama dengan molekul H2
Contoh: molekul He2. Pada gambar berikut, diagram energi He2 terlihat orbital ikatan dan antiikatan akan terisi. Hasilnya molekul ini lebih tidak stabil daripada atom He, sehingga ikatan tak akan terbentuk.
By LB & DW_Kimia ITB
Orbital Ikatan MolekulAgar suatu molekul stabil, harus terdapat lebih banyak elektron pada orbital ikatan daripada orbital antiikatan. Ikatan yang terbentuk akan memiliki energi lebih rendah sehingga lebih stabil. Orbital ikatan dan antiikatan untuk ikatan σ dan π harus dipertimbangkan.
Perhatikan diagram orbital molekul untuk O2. Setiap atom O memiliki 8 elektron, sehingga total elektron dalam O2 adalah 16. Jumlah elektron dalam orbital ikatan lebih banyak daripada orbital antiikatan, sehingga terbentuk ikatan stabil.
By LB & DW_Kimia ITB
Molekul Diatom Heteronuklir
Diagram orbital molekul menjadi lebih kompleks untuk ikatan antara dua tom tak sama. Tingkat energi atom tidak sama dan terdapat perbedaan jumlah elektron. Contoh: molekul NO.
By LB & DW_Kimia ITB
Delokalisasi Elektron
Diagram MO untuk spesi poliatom sering disederhanakan dengan asumsi bahwa semua orbital σ dan π terlokalisasi, saling berbagi diantara dua atom tertentu.
Struktur resonansi membutuhkan elektron dalam beberapa orbital π mengalami delokalisasi.
Delokalisasi: pergerakan bebas di sekitar tiga atau lebih atom.
Contoh: Benzen, C6H6, semua panjang ikatan dalam benzen sama dengan orde ikatan 1,5.