struktur molekul

TRANSPARANSI INTI

KIMIA-TPB Departemen Kimia FMIPA ITB

Struktur Molekul

1. Ikatan Kimia

1.1 Pengertian ~ gaya tarik antar atom

1.2 Macam-Macam 1. Ikatan Ion: ikatan kimia yang terbentuk akibat tarik-menarik

elektrostatik antara ion positif (kation) dan ion negatif. Contoh: NaCl, CaF2, dll.

2. Ikatan Kovalen: ikatan kimia yang terbentuk akibat pemakaian bersama (pasangan) elektron. Contoh: HCl, CH4, H2, H2+, NH3, dll.

3. Ikatan Logam: ikatan yang terbentuk akibat pemakaian bersama seluruh elektron valensi dalam bahan. Contoh: Na, Fe, dll.

4. Ikatan hidrogen: gaya tarik antara atom hidrogen yang amat elektropositif (di suatu molekul), dengan atom yang sangat elektronegatif (di molekul lain). Atom hidrogen yang dapat berikatan hidrogen, haruslah terikat secara kimia dengan atom yang sangat elektronegatif (F, O, N) Contoh: gaya tarik antar molekul HF, gaya tarik antar molekul H2O, gaya tarik antara NH3 dan H2O pada pelarutan NH3.

5. Gaya tarik Van der Waals: gaya tarik antar molekul akibat dipol permanen atau dipol terinduksi. Contoh: gaya tarik antar molekul H2S, HCl, I2(s), Br2(l)

6. Gaya tarik lainnya: gaya tarik ion-dipol permanen, ion-dipol terinduksi.

TRANSPARANSI INTI


2. Teori Lewis

2.1 Teori Oktet dan Duplet Menurut teori Lewis, atom-atom cenderung untuk mencapai kestabilan dengan 2 atau 8 elektron valensi (aturan duplet dan aturan oktet Lewis). Aturan 2 elektron hanya untuk hidrogen, helium, Li dan Be. Contoh: NaCl, NH3, H2O, CH4, HCl, PCl3, H2CO3, dll.

2.2 Struktur Lewis Gambarkan struktur Lewis untuk H2CO3, H2S, H2SO4, H3PO4, H3PO3, CH4, SF6, .. Bedakan elektron bebas dan elektron ikatan.

2.3 Gejala Resonansi Spesi kimia tertentu dapat memiliki lebih dari satu kemungkinan struktur Lewis resonansi. Pada kenyataannya, sifat-sifat spesi kimia tersebut merupakan gabungan dari sifat masing-masing struktur Lewis-nya hibrida resonansi. Contoh: O3, HNO3

2.4 Keterbatasan Teori Lewis Contoh yang tidak mengikuti aturan oktet: SF6, PCl5, XeF4, BF3, dll. Struktur Lewis beberapa molekul tersebut:

TRANSPARANSI INTI


3. Ikatan Ion

3.1 Pengertian Ikatan ion umumnya terbentuk antara atom logam dan atom non-logam. Ikatan antara logam dan non-logam belum tentu ikatan ion.

3.2 Energetika Pembentukan Ikatan Ion Na(s) Na(g) Hs = + energi sublimasi Na(g) Na+ (g) + e H = + energi ionisasi Cl2(g) Cl(g) H = energi ikatan Cl-Cl Cl(g) + e Cl (g) H = - afinitas elektron Na+(g) + Cl(g) NaCl(s) H = - energi kisi (U) Lingkar Born-Haber:

,,NaCl1

2s Na NafH H EI D I A U = + + +

3.3 Kekuatan Ikatan ~ ditentukan oleh:

Jari-jari ion Muatan ion Bilangan koordinasi 3.4 Sifat Ikatan Ion Keras tapi getas, titik leleh/didih tinggi, padatannya tidak menghantarkan listrik (tetapi larutannya dan lelehannya menghantarkan listrik), umumnya warna putih.

TRANSPARANSI INTI


4. Ikatan Kovalen

4.1 Pengertian

4.2 Pembentukan H2

C + H2 CH4


Jari-jari Orde ikatan Kepolaran 4.4 Sifat Senyawa Kovalen Senyawa kovalen yang berupa molekul raksasa, bersifat: keras, tidak getas, titik leleh/didih tinggi. Contoh: intan Molekul sederhana berikatan kovalen, mempunyai sifat: titik leleh/didih rendah (relatif lebih rendah dari senyawa ion), sebab peleburan/penguapan terjadi akibat pemutusan gaya antar molekul (ikatan hidrogen dan van der Waals) yang relatif lemah.

4.5 Ikatan Kovalen Koordinasi dan Kovalen Biasa Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen, tetapi pasangan elektron ikatan, hanya berasal dari salah satu atom yang berikatan. Contoh: HNO3, H2SO4, H3PO4, H3PO3, dll.

4.6 Ikatan Kovalen Murni dan Kovalen Polar Keelektronegatifan: angka yang menunjukkan kecenderungan suatu atom untuk menarik elektron ikatan. Ikatan kovalen murni: ikatan antara atom dengan keelektronegatifan yang sama. Ikatan kovalen polar: ikatan kovalen antara atom dengan keelektronegatifan berbeda.

TRANSPARANSI INTI


5. Ikatan Logam

5.1 Pengertian ~ elektron valensi dipakai bersama oleh seluruh bahan. ~ muatan positif berada di tengah lautan elektron.

5.2 Kekuatan Ikatan ~ ditentukan oleh

Jari-jari Jumlah elektron valensi Bilangan koordinasi 5.3 Sifat Keras, tidak getas, dapat ditempa, titik leleh/didih makin tinggi dengan makin banyaknya elektron valensi, menghantarkan listrik.

6. Ikatan Hidrogen

6.1 Pengertian Syarat: (1) Di dalam molekulnya, hidrogen harus terikat pada F,O,N (2) Ikatan hidrogen (antar molekul) antara H itu dg. F,O,N


Keelektronegatifan: F > O > N Jarak ikatan H F/O/N 6.3 Sifat Ikatan hidrogen dapat menjelaskan:

Titik didih / titik leleh yang relatif tinggi (dibanding v.d.W) Kelarutan dalam pelarut air Contoh: titik didih HF, HCl, HBr, HI kelarutan amonia dalam air

TRANSPARANSI INTI


7. Ikatan van der Waals

7.1 Pengertian ~ gaya tarik antar molekul akibat tarikan dipol-dipol, dipol-dipol terinduksi dan antar dipol-terinduksi. Dipol: (1) permanen, (2) terinduksi (akibat induksi dipol sesaat). Contoh: CO2 (s) : tarikan dipol permanen antar molekul CO2 I2 (s) : tarikan antar dipol terinduksi


Ukuran molekul Perbedaan keelektronegatifan Jenis dipol: permanen / terinduksi 7.3 Sifat Titik didih/leleh rendah Kurva titik didih HF, HCl, HBr, HI

TRANSPARANSI INTI


8. Teori Domain Elektron dan Bentuk Molekul

8.1 Teori Domain Elektron Teori domain elektron digunakan untuk menjelaskan bentuk molekul. Domain elektron adalah daerah gerak elektron di sekitar atom dalam molekul. Ikatan: setiap ikatan (tunggal/rangkap) ~ 1 domain elektron Elektron bebas: setiap pasang elektron ~ 1 domain elektron Menurut teori ini, tolakan antar domain elektron bebas > tolakan antara domain elektron bebas domain ikatan > tolakan antar domain ikatan. Tolakan yang kuat akan menghindari sudut 90.

8.2 Bentuk Molekul Jumlah domain

elektron pada atom pusat

Susunan domain elektron Bentuk molekul

2 linier linier 3 Segitiga planar 4 tetrahedral 5 bipiramida segitiga 6 oktahedral

Penamaan bentuk molekul hanya memperhatikan domain ikatan (tidak memperhatikan domain elektron bebas). Contoh: BeCl2, BF3, CH4, NH3, PCl3, H2O, PCl5, SF4, IF3, XeF2 SF6, IF5, XeF4

TRANSPARANSI INTI


9. Teori Ikatan Kimia

9.1 Macam-Macam Teori Ikatan 1. Teori Lewis 2. Teori Ikatan Valensi 3. Teori Orbital Molekul

9.2 Teori Ikatan Valensi Semua yang kita kenal di SMU tentang ikatan kovalen:

Ikatan kimia (kovalen) terbentuk akibat tumpangsuh antar orbital atom-atom yang berikatan.

Elektron yang terlibat dalam ikatan, hanya elektron valensi Pada pembentukan ikatan, dapat terjadi penyamaan tingkat

energi orbital yang disebut hibridisasi. CH4 hibridisasi sp3 (setelah eksitasi 1 elektron)

9.3 Teori Orbital Molekul Ikatan kimia (kovalen) terbentuk akibat pemakaian bersama

seluruh elektron di kedua atom yang berikatan. Diperkenalkan konsep orbital molekul, yaitu daerah gerak

elektron (daerah kebolehjadian untuk menemukan elektron) dalam molekul.

TRANSPARANSI INTI


10. Hibridisasi

10.1 Hibridisasi pada Ikatan Kovalen Biasa Contoh: (1) CH4 Konfigurasi elektron atom C: 1s2 2s2 2p2 Diagram elektron: [kotak-kotak]

Untuk mengikat empat buah atom H, atom C harus menyediakan empat buah elektron tunggal (karena ikatannya adalah ikatan kovalen biasa, bukan kovalen koordinasi). Terjadi eksitasi elektron: [kotak] (optional)

Pada pembentukan ikatan, terjadi penyamaan tingkat energi orbital-orbital di atas, yang disebut sebagai hibridisasi. [kotak bersatu] Dalam kasus ini, disebut sebagai hibridisasi sp3 . Pada hibridisasi sp3, orientasi pasangan-pasangan elektronnya selalu tetrahedral. Keempat orbital hasil hibridisasi disebut sebagai orbital hibrida sp3 (2) PCl3 Konfigurasi elektron atom P: Diagram elektron:

Untuk mengikat tiga buah atom Cl, atom P harus menyediakan tiga buah elektron tunggal. Tidak diperlukan eksitasi elektron. Pada pembentukan ikatan, terjadi hibridisasi sp3 Catatan: pasangan elektron bebas pada kulit valensi, turut dalam hibridisasi ini. Bentuk molekulnya: piramida segitiga. Contoh-contoh lain: BeCl2, BF3, PCl5 (NCl5 tak ada), H2O, SF4, SF6, IF3, IF5, XeF2, XeF4, XeF6

TRANSPARANSI INTI


10.2 Hibridisasi pada Ikatan Kovalen Koordinasi Contoh: (1) K4FeCl6 Dalam air, K4FeCl6 terurai menjadi 4K+ dan FeCl64- Konfigurasi elektron 26Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2 Diagram elektron:

Konfigurasi elektron Fe2+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s0 Diagram elektron:

Untuk mengikat 6 buah ion Cl-, ion Fe2+ harus menyediakan 6 buah orbital kosong (karena ikatannya adalah ikatan kovalen koordinasi). Pada pembentukan ikatan, terjadi penyamaan tingkat energi orbital-orbital di atas, yang disebut sebagai hibridisasi. Dalam kasus ini, disebut sebagai hibridisasi sp3d2. Pada hibridisasi sp3d2, orientasi pasangan-pasangan elektronnya selalu oktahedral. Ke-6 orbital hasil hibridisasi disebut sebagai orbital hibrida sp3d2

(2) K4Fe(CN)6 Dalam air, K4Fe(CN)6 terurai menjadi 4K+ dan Fe(CN)64- Konfigurasi elektron 26Fe: Diagram elektron:

Konfigurasi elektron Fe2+: Diagram elektron:

Untuk mengikat 6 buah ion CN-, ion Fe2+ harus menyediakan 6 buah orbital kosong (karena ikatannya adalah ikatan kovalen koordinasi). CN- adalah ligan kuat Terjadi pendesakan elektron untuk berpasangan:

Terjadi hibridisasi d2sp3. Contoh lain: K2NiCl4 dan K2Ni(CN)4

TRANSPARANSI INTI


10.3 Peramalan Bentuk Molekul dari Hibridisasi Hibridisasi Susunan Ps. Elektron Bentuk sp linier sp2 segitiga datar sp3 tetrahedral th, s3, V, l dsp2 bujur sangkar d2sp3, sp3d2 oktahedral

TRANSPARANSI INTI


11. Teori Orbital Molekul (OM)

11.1 Teori Dalam teori OM, elektron dalam molekul bergerak dalam orbital-orbital molekul. Orbital molekul merupakan hasil interaksi dari orbital-orbital atom pembentuknya.

*1s 1s 1s 1s Contoh: CO, O2, N2, NO, O2+, O2-, Catatan: Orbital tanpa * disebut orbital ikatan, orbital dengan * disebut

orbital anti ikatan. Untuk jumlah elektron kurang dari 14 elektron, energi orbital

2 p lebih rendah dari orbital 2s . (B2 bersifat paramagnetik). 11.2 Orde Ikatan

Orde ikatan = 2

ikatan-antielektron jumlah -ikatan elektron jumlah

Orde ikatan menggambarkan kekuatan ikatan yang terbentuk. Contoh: :Urutan kekuatan ikatan N2 > NO > O2 > F2

TRANSPARANSI INTI


11.3 Sifat Kemagnetan Sifat kemagnetan ditentukan oleh kehadiran elektron yang tak berpasangan. Makin banyak elektron tak berpasangan, makin kuat ditarik oleh magnet (makin paramagnetik). Jika semuanya berpasangan: diamagnetik.

Momen magnet: ( )2n n = + 11.4 Konfigurasi Elektron Molekul O2: (1s)2 (1s*)2 (2s)2 (2s*)2 (2p)2 (2px)2 (2py)2 (2px*) (2p yyy*) atau: [KK] (2s)2 (2s*)2 (2p)2 (2px)2 (2py)2 (2px*) (2p yyy*)

12. Kepolaran Molekul

12.1 Momen Dipol ~ suatu vektor yang arahnya dari positif ke negatif, dan nilainya:

= q d satuan: Debye, 1 D = 3,33 1030 C m q = muatan d = jarak antar muatan positif dan negatif

12.2 Kepolaran Ikatan Jika terdapat perbedaan keelektronegatifan antara 2 atom yang berikatan, maka ikatan tersebut akan bersifat polar. Momen dipol ikatan tidak nol.

12.3 Kepolaran Molekul Molekul dikatakan polar, jika jumlah momen dipol ikatan-ikatannya tak sama dengan nol. Sebaliknya disebut molekul non-polar. Contoh: HCl ikatannya polar, molekulnya polar

CO2 ikatannya polar, molekulnya non-polar NH3 ikatannya polar, molekulnya polar BF3 ikatannya polar, molekulnya non-polar

CH4 , PCl3 , PCl5 , Cl2 , CH2Cl2 , PCl4Br , PCl3Br2 ? Molekul terakhir memiliki beberapa isomer Kepolaran molekul dapat menjelaskan kelarutan. Senyawa polar larut dalam pelarut polar, dsb.

struktur molekul

Documents