TUGAS KIMIAD I S U S U N OLEH

KELOMPOK : IIINAMA : PITRI HANDAYANI SUSANTI ZEGA AIDUL SYAHIKAR RIZAL SYAHPUTRA

SMA NEGERI 1 BATANG KUIS T.A 2011 2012

BAB I PENDAHULUAN LATAR BELAKANG1. 2. 3. 4. struktur Lewis untuk senyawa CCl2F2 (dikenal dengan nama CFC) struktur Lewis untuk senyawa H2S, OF2 dan SOCl2 Ikatan rangkap memberikan gaya tolakan lebih kuat dibanding ikatan tunggal Pasangan elektron sunyi juga memberikan tolakan lebih kuat dibanding pasangan elektron berikatan 5. Gaya Van der Waals merupakan gaya tarik antar dipol pada molekul polar. Molekul polar memiliki ujung-ujung yang muatannya berlawanan. Ketika dikumpulkan, maka molekul polar akan mengatur dirinya (membentuk formasi) sedemikian hingga ujung yang bermuatan

BAB II ISIBENTUK MOLEKUL

DAN

GAYA ANTAR MOLEKUL

BENTUK MOLEKULTeori Domain Elektron STRUKTUR LEWIS DANTEORI VSEPR

Teori Domain ElektronBentuk molekul tergantung pada susunan ruang pasangan elektron ikatan (PEI dan pasangan elektron bebas (PEB) atom pusat dalam molekul. Dapat dijelaskan dengan teori tolakan pasangan elektron kulit valensi atau teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repultion) Molekul kovalen terdapat pasangan-pasangan elektron baik PEI maupun PEB. Karena pasangan-pasangan elektron mempunyai muatan sejenis, maka tolakmenolak antarpasangan elektron. Tolakan (PEB - PEB) > tolakan (PEB - PEI) > tolakan (PEI - PEI) Adanya gaya tolak-menolak menyebabkan atom-atom yang berikatan membentuk struktur ruang yang tertentu dari suatu molekul dengan demikian bentuk molekul dipengaruhi oleh banyaknya PEI maupun PEB yang dimiliki pada atom pusat.

Penggambaran Ion dan Molekul dengan Struktur Lewis Dalam penggambaran molekul/ion dengan struktur Lewis kita harus mengetahui rumus senyawa dan posisi relatif masing-masing atom Jumlah total elektron valensi dari seluruh atom didistribusikan keseluruh atom yang berikatan dan sisanya menjadi pasangan elektron sunyi (tak berikatan)

Struktur Lewis untuk Molekul Berikatan Tunggal1. Tempatkan atom relatif terhadap atom lain, atom dengan nomor golongan lebih rendah berada ditengah, jika sama maka atom dengan periode lebih tinggi karena atom yang kurang eleltronegatif diposisikan pada pusat/tengah 2. Tentukan jumlah total elektron valensi yang ada 3. Buat garis ikatan tunggal dari atom pusat ke seluruh atom sekelilingnya 4. Distribusikan elektron tersisa sedemikian sehingga semua atom memiliki elektron valensi delapan (oktet)

Struktur Lewis senyawa dengan atom pusat lebih dari satu Secara umum caranya sama dengan satu atom pusat hanya saja perlu memperhatikan posisi dua atom pusat yang dimungkinkan membentuk ikatan lebih banyak Contoh senyawa CH4O Latihan : tuliskan struktur Lewis NH3O, C2H6O

Struktur Lewis untuk Molekul dengan Ikatan Rangkap Langkah 1 s.d. 4 sama seperti molekul berikatan tunggal namun ada tambahan Langkah 5 jika atom pusat masih belum memiliki 8 elektron valensi, ubah pasangan elektron sunyi pada atom sekitar menjadi satu ikatan lagi Contoh pada senyawa C2H4

Resonansi: Ikatan Pasangan Elektron Terdelokalisasi Seringkali terjadi satu ikatan rangkap bersebelahan dengan ikatan tunggal dan membentuk 2 struktur Lewis yang identik Misal pada senyawa O3 (ozon) Struktur I dan II adalah identik Faktanya kedua struktur ini tidak ada yang benar karena panjang ikatan dua ikatan O ternyata memiliki nilai diantara panjang O O dan O=O Struktur sebenarnya lebih cocok disebut dengan hibrid resonansi yaitu bentuk rata-rata keduanya Contoh senyawa lainnya adalah benzen C6H6 dan ion karbonat CO32-

Muatan Formal: Seleksi struktur resonansi yang lebih disukai Pada uraian terdahulu resonansi dua senyawa identik terjadi ketika senyawa tsb simetris dan tidak bisa dibedakan Namun jika senyawa asimetris maka salah satu resonansi lebih disukai dengan melihat muatan formal masing-masing atom Muatan formal = jml e valensi (jml e valensi sunyi + jml e berikatan) Contoh O3

3 Kriteria muatan formal1. Muatan formal kecil (positif atau negatif) lebih disukai daripada besar 2. Muatan sama yang bersebelahan tidak disukai (gaya tolak) 3. Muatan formal dengan nilai lebih negatif harus diposisikan ada pada atom yang elektronegatif Contoh : NCO-

Pengecualian Aturan Oktet Struktur Lewis1. Molekul kekurangan elektron (electron deficient) senyawa dengan atom pusat Be atau B cenderung memiliki elektron valensi kurang dari 8: BF3 dan BeCl2 Muatan formal menunjukkan struktur tanpa ikatan rangkap lebih disukai BF3 memiliki 8 elektron valensi dengan membentuk ikatan lebih lanjut dengan NH3

Pengecualian Aturan Oktet Struktur Lewis2. Molekul dengan elektron ganjil (odd electron). Beberapa molekul memiliki jumlah elektron ganjil sehingga tidak memungkinkan mencapai 8 elektron Adanya elektron yang tidak berpasangan dan tidak berikatan, spesies ini disebut radikal bebas, misal pada NO2 Senyawa ini berikatan dengan sesamanya membentuk N2O4 dengan elektron valensi 8

Pengecualian Aturan Oktet Struktur Lewis3. Kulit Valensi Ekspansi (expanded valence shell). Beberapa molekul/ion memiliki lebih dari 8 elektron disekitarnya molekul ini meningkatkan kapasitas kulit valensinya dengan memanfaatkan kulit d yang kosong untuk berikatan kulit valensi terekspansi hanya terjadi pada atom pusat non logam dari perioda 3 keatas dengan kulit d yang bisa dipakai Contoh senyawa: SF6, PCl5 dan H2SO4

Menghitung Kalor Reaksi dari Energi Ikatan Molekul Dalam reaksi kimia kita bisa menganggap reaktan mengalami pemutusan ikatan dan produk mengalami pembentukan ikatan Pemutusan ikatan membutuhkan energi (energi ikat) dan pembentukan ikatan melepaskan energi (energi ikat dengan tanda berlawanan) Hukum Hess memungkinkan kita menghitung energi tanpa harus memikirkan proses yang sesungguhnya terjadi Hrx0 = H0pemutusan ikatan + H0pembentukan ikatan

Eksotermik vs Endotermik Dalam reaksi eksotermik energi total ikatan produk terbentuk lebih besar dibanding energi total pemutusan ikatan reaktan Dalam reaksi endotermik energi total ikatan produk terbentuk lebih kecil dibanding energi total pemutusan ikatan reaktan

Teori Valence-Shell Electron Pair Repulsion (VSEPR) Penggambaran bentuk molekul dengan bantuan VSEPR didasari oleh penggambaran struktur Lewis sebagai model 2 dimensi Dalam teori VSEPR atom pusat akan menempatkan secara relatif grup (bisa berupa atom atau pasangan elektron) pada posisi tertentu Prinsip dasarnya: masing-masing grup elektron valensi ditempatkan sejauh mungkin satu sama lain untuk meminimalkan gaya tolakan. Notasi yang dipakai: A = atom pusat, X = atom sekitar yang berikatan dan E = grup elektron valensi yang tidak berikatan (sunyi)

5 Bentuk Dasar Molekul

Bentuk Molekul dengan 2 dan 3 Grup Elektron

Keterangan Tambahan Ikatan rangkap memberikan gaya tolakan lebih kuat dibanding ikatan tunggal Pasangan elektron sunyi juga memberikan tolakan lebih kuat dibanding pasangan elektron berikatan

Bentuk Molekul dengan 4Grup Elektron

Bentuk Molekul dengan 5 Grup Elektron

Bentuk Molekul dengan 6 Grup Elektron

GAYA ANTAR MOLEKUL1. Gaya Van der Waals 2. Ikatan Hidrogen 3. Gaya London

Gaya Van der Waals Gaya Van der Waals (Gaya tarik antara dipol-dipol) Gaya Van der Waals merupakan gaya tarik antar dipol pada molekul polar. Molekul polar memiliki ujung-ujung yang muatannya berlawanan. Ketika dikumpulkan, maka molekul polar akan mengatur dirinya (membentuk formasi) sedemikian hingga ujung yang bermuatan positif akan berdekatan dengan ujung yang bermuata negatif dari molekul lain. tapi tentu saja formasinya tidak statis/tetap, kenapa? Karena sebenarnya molekul selalu bergerak dan bertumbukan/tabrakan.

Molekul/atom/zat akan diam tak bergerak jika energi kinetiknya = 0 (nol). Keadaan ini disebut keadaan diam mutlak, dicapai jika benda berada pada suhu 00K (-2730C) Untuk jelasnya, bisa dilihat pada gambar berikut:

Gaya Van der Waals diperlihatkan dengan garis merah (putus-putus). Kekuatan gaya tarik antara dipol ini biasanya lebih lemah dari kekuatan ikatan ionik atau kovalen (kekuatannya hanya 1% dari ikatan). Kekuatannya juga akan berkurang dengan cepat bila jarak antar dipol makin besar. jadi gaya Van der Waaals suatu molekul akan lebih kuat pada fase padat dibanding cair dan gas.

Ikatan HidrogenIkatan hidrogen adalah ikatan yang terjadi antara atom hidrogen pada satu molekul dengan atom nitrogen (N), oksigen (O), atu fluor (F) pada molekul yang lain. Gaya tarik dipol yang kuat terjadi antara molekul-molekul tersebut. Gaya tarik antar molekul yang terjadi memiliki kekuatan 5 sampai 10% dari ikatan kovalen. Gambaran ikatan hidrogen dapat dilihat pada gambar berikut:

Ikatan hidrogen diperlihatkan pada garis merah (putus-putus). Meskipun tidak terlalu kuat, ikatan hidrogen tersebar diseluruh molekul. Inilah sebabnya air (H2O) memiliki titik didih yang relatif lebih tinggi bila dibandingkan dengan senyawa lain dengan berat molekul (Mr) yang hampir sama. Sebut misalnya CO2 (Mr=48) dalam suhu kamar sudah berwujud gas, sedangkan air (H2O) dengan berat molekul lebih kecil (Mr=18) pada suhu kamar (20 0C) masih berada pada fase cair.

Gaya London Gaya London Gaya London merupakan gaya antar dipol sesaat pada molekul non polar. Seperti kita ketahui molekul non polar seharusnya tidak mempunyai kutub/polar (sesuai dengan namanya). Namun, karena adanya pergerakan elektron mengelilingi atom/molekul, maka ada saat-saat tertentu dimana elektron akan "berkumpul" (terkonsentrasi) di salah satu ujung/tepi molekul, sedang di tepi yang lain elektronnya "kosong". Hal ini membuat molekul tersebut "tiba-tiba" memiliki dipol, yang disebut dipol sesaat. Munculnya dipol ini akan menginduksi dipol tetangga disebelahnya. Ketika elektron bergerak lagi, dipol ini akan hilang kembali. Untuk jelasnya dapat dilihat pada gambar berikut:

Ketika dipol sesat terjadi, akan timbul pula gaya london (garis biru putis-putus). Ketika dipol hilang, gaya london pun hilang. Kekuatan Gaya london bergantung pada berbagai faktor: 1. Kerumitan molekul makin rumit molekul (Mr makin besar), maka gaya london makin kuat. 2. Ukuran molekul makin besar ukuran molekul, gaya london juga makin kuat. hal ini dikarenakan molekul besar lebih mudah terpolarisasi, sehingga dipol sesaat lebih mudah terjadi.

BAB III PENUTUPKESIMPULAN 1. Ikatan rangkap memberikan gaya tolakan lebih kuat dibanding ikatan tunggal 2. Pasangan elektron sunyi juga memberikan tolakan lebih kuat dibanding pasangan elektron berikatan