ikatan kimia ok

Ikatan kimia

Nanotube Ricin Annullene, C18H18

Area ikatan kimia

Deskripsi klasik Deskripsi kuantum

Ikatan ionik Ikatan ionik

Ikatan kovalen Ikatan kovalen

Bentuk molekul Bentuk molekul

Ikatan komplek koordinasi Ikatan komplek koordinasi

Interaksi spektrokopi Interaksi spektrokopi

Aplikasi mutakhir Aplikasi mutakhir

Deskripsi klasik: ikatan ionik

Kation

Anion

Energi ionisasi, kemampuan untuk melepaskan elektron

Afinitas elektron, kemampuan untuk menambah elektron

Elektron Na lepas

Natrium Klorina Garam

Garam NaCl yang stabil

Ikatan karena beda muatan


En

erg

i po

ten

sial

Keadaan ionik

R

Perhitungan termokimia pembuatan garam NaCl

Energi ini setara dengan energi lattice


ion klorina ion natrium

Model garam NaCl

Ion Cl dan ion Na adalah ion negatif dan positif yang sangat kuat

Akibatnya menghasilkan ikatan ion yang kuat dan gaya atraktif yang juga kuat

Susunan sifat padatannya juga kuat

Susunan kuat ini terus berulang dan dikenal sebagai bentuk latticeBentuk lattice ini memiliki energi lattice sebesar-780 kJmol-1

Ikatan ionik terjadi bila perbedaan elektronegatifitas yang sangat tinggi antar atomnya

Ikatan ionik

Gaya atraktif/intermolekul

Deskripsi kuantum: Ikatan ionik

ion bermuatan positif, kehilangan elektron

ion bermuatan negatif, kenaikan elektron

Tabel periodik unsur (cuplikan)

Deskripsi kuantum: ikatan ionik

AnionAtom cenderung menerima elektron

Dalam tabel periodik berkala, merupkan golongan p (principal) yang memiliki sub-kulit elektron np

Konfigurasi elektron Cl:

KationAtom cenderung melepaskan elektron

Dalam tabel periodik berkala, merupkan golongan s (sharp) yang memiliki sub-kulit elektron ns

Konfigurasi elektron Na:

Muncul konsep isoelektronik, konfigurasi elektronnya sama.

Isoelektronik juga dimiliki oleh ion klorin konfigurasi elektronnya sama.

Deskripsi kuantum: ikatan ionik Tabel periodik unsur

sharp pricipal diffuse fundamental


Sharp orbital

Orbital s (sharp) atau sub-kulit s yang hanya memiliki satu orbital yang berupa bola

Sharp berasal dari bahasa ilmiah Yunani untuk cahaya yang berarti terang benderang


Principal orbital

Orbital p (principal) atau sub-kulit p yang memiliki tiga orbital yang berupa bola kembar

Principal berasal dari bahasa ilmiah Yunani untuk cahaya yang berarti teguh

Deskripsi klasik: ikatan kovalen

Brom

Klor

elektron pengikat

Ilustrasi konfigurasi elektron atom Br dan Cl

Ikatan kovalen, penggunaan elektron bersama guna meningkatkan kestabilan elektron, tanpa perlu melepaskan elektron.

Pemakaian diagram Lewis pada pembentukan ikatan kovalen. Perhatikan warna hijau dari masing-masing atom

diagram dot-cross Lewis

Energi ikatan kovalen dijelaskan dengan konsep energi potensial


Ilustrasi kovalen pada CH4

Ikatan kovalen sangat dipengaruhi oleh bilangan ikatan atau valensi, bila suatu atom mengadakan reaksi

Ikatan kovalen juga terdapat dalam molekul ion, terutama senyawa-senyawa ligan anorganik

Ikatan kovalen polar sangat dipengaruhi oleh perbedaan elektronegatifitas penyusunnya

Perbedaan elektronegatifitas atom-atom penyusun ikatan kovalen akan berpengaruh pada kepolaran molekulnya dan muncul konsep ikatan kovalen polar


Lewis

Lewis

diagram Lewis konsep garis atau struktur diagram

BrCl ikatan tunggal

2 pasang elektron bersama

ikatan rangkap

Ikatan kovelan pada O2

Deskripsi klasik: ikatan kovalen Lewis

2 pasang elektron bersama

ikatan rangkap tiga

Pasangan e bebas

Pasangan ikatan

Ikatan kovelan pada N2

Ikatan kovelan pada H2O

Ikatan kovalen pada H2O menghasilkan konsep pasangan elektron bebas. Pasangan bebas ini akan menghasilkan ikatan hidrogen (bukan ikatan kimia)

Deskripsi klasik: ikatan kovalen Lewis

Ikatan kovelan pada NH3

Pasangan e bebas

Pasangan ikatan

Pasangan ikatan

Pasangan ikatan

Pasangan ikatan

Ikatan kovelan pada CO2

Ikatan kovelan pada HCN


Lewis

Ikatan kovalen

koordinasi

Ikatan kovelan pada CO

Ikatan kovalen pada CO menghasilkan konsep pasangan elektron kooerdinasi. Pasangan ini akan menghasilkan ikatan kovalen yang berasal dari salah satu atom penyusun molekul

Ikatan kovalen koordinasi digunakan secara luas pada ilmu kimia anorganik, khususnya pada konsep senyawa komplek

Ikatan kovalen datif

BrCl

BrCl

BrCl

daerah tolakan

Ikatan kovalen optimum

Energi potensial

radius

energi ikatan kovalen

panjang ikatan

Energi potensial, penting untuk menjelaskan sifat-sifat dari suatu ikatan kovalen atau ikatan lainnya

Konsep energi potensial menjelaskan apa saja, misal energi ikat dan panjang ikat suatu senyawa

Konsep energi potensial adalaj konsep matematis yang telah dikembangkan oleh banyak ilmuan, misal Coulomb, Leonard-Jones, dll


Energi potensial

BrCl

BrCl

BrCl

daerah tolakan

Ikatan kovalen optimum

Energi potensial

radius

energi ikatan kovalen

panjang ikatan

Energi potensial senyawa H2, menghasilkan energi ikatan H-H sebesar 436 kJ mil-1 dan panjang ikatan H-H sebesar 0,074nm


Energi potensial

Ikatan kovalen sejati

Energi potensial senyawa H2

Deskripsi klasik: ikatan kovalen Valensi

Derajat valensi atom-atom (Cuplikan Tebel periodik unsur)

Angka biru adalah harga valensi atom yang akan menentukan bilangan ikatannya

Valensi akan sangat mempengaruhi ikatan kimia dan kepolaran ikatan kovalen suatu molekul ion

Deskripsi klasik: ikatan kovalen Valensi

Molekul ion muatan valensi

valensi, akan menghasilkan hubungan antara valensi, muatan listrik dan kepolaran molekul ion

Harga valensi pada molekul ion juga menentukan bilangan ikatan molekul ion itu sendiri

Muatan listrik suatu molekul ion setara sengan harga valensinya

Deskripsi klasik: ikatan kovalen Molekul ion

Ikatan kovelan OH-

Ikatan kovalen pada OH- menghasilkan konsep molekul ion

Ikatan O-H tetap ikatan kovalen

Molekul bermuatan karena adanya penambahan elektron yang berasal dari kation yang tertangkap oleh atom O.Pasangan ikatan

Penambahan elektron

Gambarkan diagram Lewis untuk molekul ion berikut:


Elektronegatifitas atom

Ikatan ionik Ikatan ionik kuat terjadi karena beda

muatan yang tajam pada saat satu atom kehilanga elektron dan ditangkap atom lain

Ikatan ionik lemah terjadi karena beda muatan yang kurang tajam pada saat satu atom kehilanga elektron dan ditangkap atom lain dan membentuk ‘karakter kovalen’

Ikatan kovalenIkatan ion Penurunan ‘daya tarik’ elektron

Ikatan kovalen Ikatan kovalen murni terjadi karena

penggunaan bersama elektron secara seimbang

Ikatan kovalen polar terjadi karena penggunaan bersama elektron secara tidak seimbang dan membentuk ‘karakter ionik’

Mengapa timbul masalah dua karakter ini?


Elektronegatifitas atom/ion

Karakter ikatankarakter ikatan muncul karena perbedaan elektronegatifitasnya dan sangat menentukan tipe ikatan atau daya tarik elektronnya

Elektronegatifitas dinyatakan dengan lambang , semakin besar semakin besar pula tarikan elektronnya

Ukuran/skala harga ini pertama kali diusulkan oleh Linus Pauling,

Ikatan kovalen H2O berkarakter ionik

Ikatan ionik MgF2 lebih berkarakter kovalen daripada ikatan ionik MgS

MgS


Elektronegatifitas atom/ion

Linus Pauling, mengusulkan harga usulan skala antara derajat elektronegatifitas atom antara = 0 sampai = 4

Pada skala Pauling, atom yang paling tinggi adalah F, = 4. aom yang paling rendah adalah Cs, = 0,7

Semakin besar harga semakin besar karakter ioniknya

Karakter ionik > 50% bila > 1,7

Pauling

Elektronegatifitas naik dalam satu periode pada arah ke kananElektronegatifitas turun dalam satu golongan pada arah ke bawah


Elektronegatifitas atom/iongolongan

periode

Jari-jari

Elektronegatifitas bertambah bila• elektron valensi bertambah• jari-jari atom berkurang

Harga elektronegatifitas, , versi Pauling


Kepolaran ikatan kovalen

Ikatan kovalen ‘sesungguhnya’

Perbedaan elektronegatifitas atom-atom penyusun molekul akan mempengaruhi kepolaran ikatan kovalennya

Misal pada H2 yang non-polar, maka ikatan kovalennya 100%, atau ikatan kovalen non-polar

Pada H2O yang polar, maka ikatan kovalennya kurang kovalen atau bisa disebut ikatan kovalen polar. Artinya ada tarikan ikatan ke arah atom O

Daya tarikan ikatana kovalen ini bergantung pada1. jari-jari atom2. besar muatan ion/molekul ion

‘tidak terlalu’ Ikatan kovalen


Kepolaran ikatan kovalenJari-jari atom Jari-jari atom semakin kecil maka tarikan

elektron semakin besar

Elektron valensi Elektron valensi semakin besar maka tarikan

elektron semakin besar

Ikatan kovalen polar Ikatan kovalen polar adalah ikatan dari

penggunaan elektron bersama secara tidak seimbang

>

<

ikatan kovalen polar HCl


Kepolaran ikatan kovalen

ikatan kovalen polar

atom jari-jari elektron valensi polaritas ikatan

&

&

&

&

<

<

>

>

>

<

sama

identik

Deskripsi klasik: bentuk molekul

VSEPR: oktahedral

Bentuk molekul penting untuk dapat menginterpretasikan sifat fisik dan kimianya

Hal ini penting karena dapat memprediksikan sudat dan panjang ikatan

Salah satu teori yang dapat menjlaskan konsep ini adalah teori: VSEPR (valence shell electron pairs repel)

Konsep ini mengandung pengertian bahwa pasangan elektron bebas atau lone pairs memposisikan dirinya tetap berada dalam suatu kerangka sedemikian rupa sehingga dapat mengurangi daya tolakan antar pasangan elektron

Deskripsi klasik: bentuk molekul Bentuk molekul

Untuk menentukan geometri molekul, maka dalam teori VSEPR berlaku:

Harga SN ini berkisar antara 2 sampai 6, yaitu: SN= 2, bentuk: linear SN= 3, bentuk: planar trigonal SN= 4, bentuk: tetrahedral SN= 5, bentuk: bipiramidal trigonal SN= 6, bentuk: oktahedral Soal, hitunglah harga SN

untuk ion molekul IF4-

dan BrO4-?

jumlah atom yang terikat jumlah

pada atom pusat pada atom pusat

line pairsSN


Berilium kloroda

Tahap pertama: Gambar rumus struktur sehingga tampak pasangan elektron dari atom gugus (:) dan ikatan kimia dengan atom pusat melalui diagram struktur ()

Tahap bentuk molekul

Boron florida

Metana

Fosfor klorida Sulfur florida


Tahap kedua: dengan asumsi konsep VSEPR, maka posisikan atom gugus pada bentuk dan sudut ikatan yang paling mungkin

Maka ada lima bentuk yang harus diketahui:

Tahap bentuk molekul

Karbon dioksida, SN=2 Boron klorida , SN=33 pangan elektron ikatLinear Trigonal planar

Deskripsi klasik: bentuk molekul Tahap bentuk molekul

metana , SN=44 pangan elektron ikat

Fosfor klorida , SN=55 pangan elektron ikatTetrahedral Trigonal bipiramidal


Sulfur florida , SN=66 pangan elektron ikat Oktahedral


Sulfur florida6 pangan elektron ikat

Tengaruh ikatan rangkap:

Ikatan rangkap akan menimbulkan efek daya tolak yang besar terhadap ikatan tunggal, misal pada molekul eter yang paling sederhana, dimana menghasilkan sudut mengecil pada ikatan H-C-H

Efek lain dari ikatan rangkap ini adalah tidak menimbulkan bentuk putaran torsi, atau dikenal sebagai torionally rigid


Tahap ketiga:

Bila atom pusat mempunyai lone pairs, maka berlaku: Tolakan antara lone pairs dan ikatan kimia dari atom pusat lebih kuat

daripada dua pasangan ikatan kimianya Tolakan yang paling besar adalah tolakan antar dua lone pairs dari atom

pusat, atau dikenal sebagai electron-pair repulsion

NH3 H2O


Tolakan antara lone pairs juga akan mempengaruhi bentuk molekul yang berbentuk ion molekul

Untuk bentuk planar trigonal maka ikatan aksialnya lebih stabil dari pada ikatan equatorialnya

Hal ini memberi saran pada bentuk ion molekul lain, yang memiliki SN=5 atau berbentuk planar trigonal, bahwa ikatan komplek ini lebih stabil, misal molekul: PF5, SF4, ClF3, XeF2, dll


Tolakan antara lone pairs, pada bentuk molekul oktahedral menghasilkan ikatan equatorial yang lebih stabil dari pada ikatan aksialnya

Hal ini memberi saran pada bentuk ion molekul lain, yang memiliki SN=6 atau berbentuk oktahedral, bahwa ikatan komplek ini lebih stabil, misal molekul: IF5, dll

ikatan kimia ok

Documents