ikatan kimia
TRANSCRIPT
IKATAN KIMIA
Drs. I Gusti Agung Gede Bawa, M.Si
Jurusan KimiaFMIPA Udayana
Materi Ikatan Kimia
• Gaya Intramolekuler
* Ikatan ionik
* Ikatan kovalen
• Gaya Intermolekuler@ Gaya dipol-dipol
@ Gaya ion-dipol
@ Gaya dispersi
@ Gaya Van der Waals
@ Ikatan hidrogen
• Ikatan logam
• Stabilitas senyawa :* Senyawa ionik (Energi Kisi)
* Senyawa kovalen (Energi Ikat)
• Geometri Molekuler (khusus senyawa kovalen)
@. VSEPR
@. Teori Ikatan Valensi
@. Teori Orbital Molekul
• Polaritas Senyawa* Polaritas ikatan
* Polaritas senyawa
Gaya Intramolekuler
• Gaya yang memegang atom-atom dalam suatu molekul.
• Gaya Intramolekuler dibedakan menjadi dua, yaitu :
1. Gaya Ionik (ikatan ion)
Ikatan yang terjadi sebagai akibat terjadinya serah-
terima elektron antara atom-atom yang memiliki
potensial ionisasi rendah dengan atom-atom yang
memiliki affinitas elektron tinggi.
Gol. IA ; IIA dengan VIA ; VIIA
2. Ikatan Kovalen
Ikatan yang terjadi sebagai akibat penggunaan
pasangan elektron secara bersama-sama diantara
atom-atom yang berikatan.
Ikatan ini umumnya terjadi antara unsur-unsur non
logam
Contoh :
HCl ; Cl2 ; PCl5
Gaya Intermolekuler
• Gaya tarik menarik diantara molekul-molekul.
Gaya ini bertanggung-jawab terhadap :
1. Prilaku non-ideal dari suatu gas
2. Keberadaan fase terkondensasi suatu materi.
• Gaya dipol-dipolGaya yang bekerja pada molekul-molekul polar
+ – + – + –
– + – + – +
+ – + – + –
• Gaya ion-dipol
Gaya yang terjadi pada suatu ion dengan molekul polar
• Gaya dispersi
Gaya yang bekerja pada molekul-molekul non-polar
+ –– +
Na+I–
– +
+ – +
– +
• Ikatan hidrogen
Jenis interaksi dipol-dipol yang khusus antara atom hidrogen dalam suatu ikatan polar,seperti O―H atau N―H dengan atom-atom yang elektronegatif, seperti O, N atau F.
• Ikatan logamIkatan yang terjadi diantara atom-atom logam
NHO
H
HH
H
Stabilitas suatu senyawa
• Senyawa ionikStabilitas senyawa ionik bergantung pada interaksi dari semua ion-ion yang terlibat dalam pembentukan kisi kristalnya.
Ukuran kuantitatifnya dinamakan Energi Kisi :
Energi yang diperlukan untuk memisahkan secara lengkap 1 mol senyawa ionik padat menjadi ion-ion dalam keadaan gas.
Penentuan Energi Kisi• Secara tidak langsung menggunakan siklus Born-Haber
• Siklus Born-Haber menghubungkan antara energi kisi dengan energi ionisasi, affinitas elektron, dan sifat-sifat atom atau molekul lainnya.
Contoh :
Penentuan energi kisi senyawa ionik LiF(s).
Pembentukan senyawa LiF(s), berdasarkan reaksi :
Li(s) + ½ F2(g) LiF(s). ∆Hfo = -594,1 kJ
Pembentukan senyawa ini sesungguhnya melibatkan beberapa tahapan reaksi, yaitu : Perubahan litium padat menjadi gas (entalpi sublimasi)
Li(s) Li(g) ∆H1o = 155,2 kJ
Disosiasi ½ mol gas F2 menjadi atom F(g)
½ F2(g) F(g) ∆H2o = 75,3 kJ
Ionisasi 1 mol atom Li(g)
Li(g) Li+(g) + e ∆H3o = 520 kJ
Bertambahnya 1 mol e pada atom F(g) (afinitas e)
F(g) + e F–(g) ∆H4o = -333 kJ
Bergabungnya 1 mol Li+(g) dengan 1 mol F–(g) membentuk 1 mol LiF(s)
Li+(g) + F–(g) LiF(s) ∆H5o = ……. ?
• Siklus Born-Harber
H3o
H4o
Li(g) + F(g) F(g) + Li+(g)
H1o H2
o H5
o
Hfo
Li(s) + ½ F2(g) LiF(s)
Hfo = H1
o + H2o + H3
o + H4o + H5
o
– H5o = Energi kisi
Kekuatan ikatan kovalen
• Energi ikat disosiasi
Energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan tertentu dari 1 mol molekul diatomik dalam keadaan gas.
H2(g) H(g) + H(g) ∆Ho = 436,4 kJ
Cl2(g) Cl(g) + Cl(g) ∆Ho = 242,7 kJ
HCl(g) H(g) + Cl(g) ∆Ho = 431,9 kJ
• Energi ikat rata-rata
Mengukur kekuatan ikatan kovalen menjadi lebih komplek untuk molekul poliatomik.
Contoh :
Energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan O―H pertama dalam molekul H2O, berbeda dengan energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan O―H kedua.
H2O(g) H(g) + OH(g) ∆Ho = 502 kJ
OH(g) H(g) + O(g) ∆Ho = 427 kJ
Berdasarkan studi H2O di atas, kita dapat memahami mengapa energi dari ikatan O―H, dalam dua molekul yang berbeda tidak sama.
Jadi untuk molekul poliatomik, kita hanya dapat mengatakan energi ikat rata-ratanya.
Geometri Molekuler
“Penataan tiga dimensi dari suatu atom dalam molekul.”
Beberapa sifat fisik dan sifat kimia, seperti titik leleh, titik didih, densitas, dan jenis reaksi yang molekul alami dipengaruhi oleh geometri molekulnya.
Ada dua cara yang umum dipakai untuk menentukan geometri molekuler, khususnya senyawa kovalen.
1. Metode VSEPR
2. Teori Ikatan Valensi
Teori VSEPR• Didasari pada tolak menolak pasangan elektron kulit
valensi.
• Tolak menolak ps. e. bebas x ps. e. bebas > ps. e. bebas x ps. e. ikatan > ps. e. ikatan x ps. e. ikatan.
• Pedoman menggunakan Model VSEPR1. Tulislah struktur Lewis dari suatu molekul.2. Hitunglah jumlah total pasangan elektron yang mengelilingi
atom pusat.3. Ikatan rangkap 2 dan 3, dianggap sebagai ikatan tunggal.4. Dalam meramalkan sudut ikatan, ingat tolak menolak ps. e
bebas x ps. e bebas > ps. e bebas x ps. e ikatan > ps. e ikatan x ps. e ikatan.
• Dengan memperhatikan struktur Lewis senyawa-senyawa kovalen, maka kita dapat mengelompokan senyawa-senyawa tersebut menjadi dua kelompok, yaitu :
1. Atom pusat tidak mempunyai pasangan elektron
bebas
2. Atom pusat mempunyai pasangan elektron bebas.
Ad. 1. Atom pusat tanpa pasangan elektron bebas.
Contoh : BeCl2
• Struktur lewisnya :
Cl Be Cl
• Karena atom pusat mengandung 2 pasangan elektron ikatan yang saling tolak menolak, menyebabkan kedua pasangan elektron ikatan ini menjauh sampai pada suatu posisi dimana tingkat tolakan paling minimum, dalam hal ini membentuk sudut 180o.
Tataan elektron Bentuk Contoh
Linear
Segi tiga planar
Tetrahedral
Tataan elektron Bentuk Contoh
Segitiga bipiramida
Oktahedral
Atom pusat memiliki pasangan elekron bebas
Jlm ps. e. pd atom pusat
Jlm. Ps. e. ikatan
Bentuk Contoh
3
4
4
2
3
2
..
Bengkokan
Segitiga piramida
Bengkokan
GeF2
NH3
H2O
Jlm ps. e. pd atom pusat
Jlm. Ps. e. ikatan
Bentuk Contoh
5
5
5
4
3
2
Tetrahedral tak beraturan
Bentuk T
Linear
SF4 ; IF4+ ;
XeO2F2
ClF3 ; ICl3
I3– ; ICl2
– ; XeF2
Jlm ps. e. pd atom pusat
Jlm. Ps. e. ikatan
Bentuk Contoh
6
6
5
4
Piramida segiempat
Segi empat planar
BrF5 ; SbS52– ;
XeOF4
IF4– ; XeF4 ;
ICl4–
Latihan :
• Ramalkan bentuk Geometri dari :
a. ClO3– ; XeO4 ; CO3
2–
b. SO3 ; CCl4 ; H2CO
c. FCl2+ ; AsF5 ; SeO2
d. TeF4 ; SbCl6– ; NO2
– ; PO43–
e. SbH3 ; PCl4+ ; SiO4
4–
Teori Ikatan Valensi
• Teori ikatan valensi menganggap bahwa elektron-elektron dalam suatu molekul menempati orbital atom individunya.
• Pembentukan ikatan terjadi akibat tumpang-tindih (overlapping) antara orbital-orbital kulit valensi dari masing-masing atom individu.
Contoh :
Pembentukan H2 merupakan hasil dari tumpang-tindih orbital 1s dari masing-masing atom H.
• Pembentukan HF
• Pembentukan H2S
• Pembentukan F2
Orbital Hibrid• Tidak semua pembentukan ikatan dapat dijelaskan
dengan model overlapping seperti di atas.
Contoh : BeH2
* Konfigurasi elektron valensi atom Be : 1s2 2s2
* Pada keadaan dasar, orbital atom 2s tidak dapat melakukan
overlapping, karena orbital ini mengandung dua elektron.
* Overlapping dapat terjadi apabila masing-masing orbital
mengandung satu elektron.
* Hal ini dapat dipecahkan dengan mengeksitasi sebuah
elektron valensi ke orbital diatasnya (orbital 2p), sehingga
konfigurasi elektron valensinya menjadi : 2s1 2p1
* Jika dalam kondisi ini dia melakukan overlapping dengan
orbital atom yang diikatnya, maka bentuk molekul yang
diramalkan oleh teori VSEPR maupun bentuk riilnya tak dapat
dijelaskan.
* Teori mekanika kuantum, memungkinkan untuk mencampur
dua orbital yang tidak sama dalam atom yang sama untuk
menghasilkan orbital-orbital hibrid.
* Jumlah orbital hibrid yang dihasilkan sama dengan jumlah
orbital yang dicampur.
* Orientasi orbital-orbital hibrid yang dihasilkan, akan
menentukan bentuk geometri molekulnya.
Pembentukan BCl3
• Konfigurasi elektron atom B pada keadaan :
Dasar : [He] 2s2 2p1
Tereksitasi : [He] 2s1 2p2
Hibrid yang terjadi : sp2
• Pembentukan etana
Pembentukan Etena
• Molekul etena (CH2 = CH2)
• Konfigurasi elektron atom C pada keadaan :
Dasar : [He] 2s2 2p2
Tereksitasi : [He] 2s1 2p3 karena atom C hanya mengikat 3 atom lain, yaitu 1 atom C dan 2 atom H, maka hibrid yang terjadi sp2 dengan sebuah elektron yang tidak terlibat dalam hibridisasi.
Pembentukan molekul formaldehid
Pembentukan etuna
Pembentukan gas N2
Polaritas Senyawa• Polaritas suatu senyawa ditentukan oleh :
1. Polaritas ikatan
2. Bentuk molekul Polaritas ikatan ditentukan beda nilai keelektronegatifan dari
atom-atom yang terikat.
Beda keelektronegatifan = 0 ikatan non-polar
Beda keelektronegatifan 0 ikatan polar
Contoh :
H―H ; Cl―Cl molekul non-polar, ikatan non-polar
H―Cl ; H―Br molekul polar, ikatan polar Molekul diatomik mudah melihat polaritasnya.
• Untuk senyawa poliatomik, polaritasnya juga ditentukan oleh bentuk molekulnya.
Contoh :
CO2 ikatan polar, molekul non-polar
BCl3 ikatan polar, molekul non-polar
CCl4 ikatan polar, molekul non-polar
• Ikatan polar, molekul non polar
• Ikatan polar, molekul polar
• Ikatan polar, molekul non polar
Soal :1. Klor trifluorida (ClF3) adalah zat untuk proses fluorinasi yang telah
digunakan untuk memisahkan uranium dari produk batang bahan bakar di reaktor nuklir.a. Tulislah rumus dot cross Lewis ClF3
b. Tentukan hibridisasi di atom Cl yang digunakan dalam pembentukan ClF3
c. Ramalkan gambar bentuk molekul ClF3 berdasarkan orbital hibrida yang anda uraikan pada pertanyaan “b”.
d. Berikan gambar bentuk lain yang mungkin, dan jelaskan menurut anda mengapa ClF3 tidak berbentuk seperti ini.
e. Hantaran listrik cairan ClF3 hanya sedikit lebih rendah daripada hantaran listrik air murni. Hantaran listrik cairan ini dijelaskan dengan adanya autoionisasi ClF3 membentuk ClF2
+ dan ClF4-.
Ramalkan bentuk molekul ClF2+ dan ClF4
-.
2. Secara kimiawi unsur Xenon (Xe) adalah unsur lemban (inert). Unsur ini membentuk sejumlah senyawa kimia dengan unsur-unsur elektronegatif seperti dengan fluorin dan oksigen. Reaksi xenon dengan fluorin yang jumlahnya beragam dapat menghasilkan XeF2 dan XeF4. Selanjutnya, bila XeF2 dan XeF4 direaksikan dengan air, yang bergantung pada kondisinya, dapat menghasilkan XeO3, XeO4 dan H2XeO6 serta senyawa campuran seperti XeOF4. Nomor atom Xe = 54; F = 9 dan O = 8.
Pertanyaan :
a. Gambarkan struktur keenam senyawa tersebut berdasarkan teori ikatan valensi.
b. Prediksikan / ramalkan struktur dari keenam senyawa tersebut berdasarkan teori VSEPR.
3. Dua senyawa yang salah satu unsurnya dari halogen (fluorin) yaitu SF4 dan BrF5. Nomor atom : S = 16; Br = 35 dan F = 9.
Pertanyaan :
a. Gambarkan rumus Lewis (dot) bagi masing-masing senyawa tersebut.
b. Gambarkan struktur ruangannya.
c. Sebutkan hibridisasinya
d. Sebutkan struktur mana yang memenuhi aturan oktet ?
e. Sebutkan bentuk ruang yang terbangun dari kedua senyawa atas dasar teori VSEPR.
f. Tuliskan struktur elektronik orbital ikatan dalam S dalam SF4 dan Br dalam BrF5.
g. Adakah peristiwa resonansi di kedua struktur senyawa tersebut.
4. Gambarkan struktur dot Lewis untuk molekul berikut ini. Tunjukkan muatan formalnya (bila ada) pada atom yang sesuai.
a. HCO3-
b. SO2
c. N2O
d. (PO4)3-