Ikatan Kimia

Ikatan Kimia : Gaya tarik yang menyebabkan atom-atom yang terikat satu sama lain dalam suatu kombinasi untuk membentuk senyawa yang lebih kompleks.

2 Klasifikasi Ikatan Kimia :

2. Ikatan Kovalen :

Ikatan yang terjadi antar atom dalam molekul yang melibatkan pemakaian elektron bersama.

1. Ikatan ion :Ikatan yang terjadi antara ion positif dan ion negatif dalam satu senyawa ionik.

1

3

4

5

Na = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

Na+ = 1s 2 2s 2 2p 6

Na+ mempunyai konfigurasi elektron

yang sama dengan gas mulia Ne

1 x EI = 496 kj/mol

2 x EI = 4563 kj/mol ? Na 2+ tidak stabil/energi tinggi.

Perubahan dalam konfigurasi elektron

apabila terbentuk ion , memenuhi aturan logam :

6

7

L i B e B B e B e C N O F N e

Gol IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA O

Simbol

Ket : Jumlah elektron valensi

N a + C L N a+ C I

C L C a C I C a2++ C I2

Simbol Lewis dapat juga digunakan untuk menjelaskan pembentukan ion, meskipun banyak digunakan untuk ikatan kovalen

8

Ikatan yang terjadi kombinasi atom-atom netral

untuk membentuk molekul disebut ikatan kovalen.

Ex : - H2

O : air

- C12

H22

O11

: gula

9

Perubahan energi dalam pembentukan ikatan kovalen

Kombinasi atom-atom non logam

pembentukan ikatan antara 2 atom Hidrogen

Pasangan elektron

H + H H H

Ikatan pasangan elektron / Ikatan kovalen

10

Ikatan kovalen dan aturan oktet

Aturan oktet Aturan oktet : bila atom-atom membentuk ikatan kovalen, maka cenderung untuk membagi elektron-elektron untuk mencapai 8 elektron pada kulit terluarnya (elektron valensi), kecuali atom H.

Ex. :

11

CO O CO = C =

Ex. :

Ex. :

12

PC l C l

C l

C lC l

C l Be C l

C l B C l

C l

F

F F

FF

F

S

13

14

Latihan : SO2, NO3-, HClO3, dan H3PO4

Ex CO2 O C O

HNO3N

O

OHO

Perhitungan elektron valensi

15

ClO4- Cl (gol VIIA) mempunyai 7e- 1 x 7 = 7

O (gol VIA) mempunyai 6e - 4 x 6 = 24

Tambahkan 1e - untuk muatan 1 - + 1 +

total 32e-

NH4+ N (gol VA) mempunyai 5e - 1 x 5 = 5

H (gol IA) mempunyai 1e- 4 x 1 = 4

Kurangi 1e- untuk muatan 1+ -1 +

total 8e-

latihan : - SO2, PO43-, NO+ hitung semua elektron valensi ?

- Tuliskan struktur Lewis dari HClO3, SO3, CO, SF4, OF2, NH4+, SO2,

NO3-, ClF3 dan HClO4.

16

Resonansi : bila struktur Lewis tunggal gagal

17

- -

Ex : Kalor pembentukan standar C6H6 = +230 KJ / mol

( molekul hipotesis )

Kalor pembentukan standar Benzen = -84 KJ/ mol

146 KJ / mol

ini berarti Benzen lebih stabil dengan selisih 146 KJ / mol, penurunan

energi molekul disebut energi resonansi.

18

Pengaruh resonansi terhadap stabilitas molekul dan ion

- Resonansi dapat menyebabkan molekul dan atau ion lebih stabil daripada tanpa resonansi.

- Ikatannya lebih kuat.

+ H +HHN OH

HHN HH

+

19

Ikatan kovalen koordinasi : atom dan basa Lewis

Definisi Asam dan Basa Lewis

1. Asam adalah spesies ionik atau molekulyang dapat menerima (aseptor) sepasang elektron

dalam pembentuk ikatan kovalen koordinat

2. Basa adalah spesies ionik atau molekulyang dapat memberi (donor) sepasang elektrondalam pembentuk ikatan kovalen koordinat

3. Netralisi adalah pembentuk ikatan kovalen

koordinat antara donor (basa) dan aseptor (asam)

20

Contoh reaksi Asam - Basa Lewis

AsamBasa

+HHNH

HNH

HB CICI

CIB CICI

CI

Struktur MolekulBentuk molekul

Molekul Linier = sudut ikatan 180

Molekul Segitiga planar = sudut ikatan 120

Molekul tetrahedral = sudut ikatan 109,5Gambar :

Langkah-langkahMenggambar molekul

tetrahedral

= 4 muka

1

Molekul Oktahedral : 2 square pyramid

Molekul Trigonal bipiramidal : 2 trigonal piramidModel ikatan : - ikatan ekuatorial : 120

- ikatan aksial : 180- diantara ekuatorial dengan aksial 90

2

Prediksi Bentuk Molekul : Teori ”VSEPR”Teori “VSEPR” (Valance Shell Elektron Pari Requlsion) : Pasangan e- kulit valensi atom pusat akan saling tolak-menolak sampai tercapai tolakan yang paling minimal.ex : - BeCl2

Gambar : Two pairs

Three pairs

Four pairs

Five pairs

Six pairsLatihan :CCl4, SbCl5

3

Ex : BeCl2

Be

B120o

Cl ClBe

180oCl Cl

Be

< 180o

B

Cl Cl

Cl

(benar) (salah)

Linier

Segitiga Planar

BCl3

Latihan : CCl4, SbCl5 4

Bentuk molekul bila beberapa pasangan e-

tidak dipakai untuk ikatan

Pasangan e- yang tidak dipakai akan memberikan tolakan yang sama seperti pasangan e- yang tidak dipakai untuk ikatan

Gambar :

Cl ClSn

Sn

Cl Cl

Sn Bentuk non linierAtau bentuk V

5

Molekul dengan 4 pasangan e- dalam kulit ValensiGambar :

NH H

H

OH H

6

Molekul dengan 5 pasangan e- dalam kulit Valensi

Gambar :

7

Molekul dengan 6 pasangan e- dalam kulit Valensi

Gambar :

Latihan :ClO2

-, XeF2, XeOF4

8

Bentuk molekul dan ion dengan ikatan rangkap dua atau tiga

Sama seperti ikatan tunggal

Gambar :

Latihan : HCN, SO32-, XeO4, OF2, CO3

2-

N

O

OO

Segitiga Planar

O

NO

O

CO

Non Linier

9

Bentuk Molekul dan Polaritas MolekulMomen di pol molekul

• Kekuatan interaksi tergantung pada jumlah muatan dalam molekul dan jarak antara muatan• Di tentukan secara eksperimen • Struktur molekul dapat menentukan polaritas molekul

10

Dipol ikatan

( Non Polar )11

Molekul Polar

12

Molekul Polar

Latihan : PCL3, SO3, HCN, SF6, SO2

13

Mekanika Gelombang dan Ikatan Kovalen : Teori Ikatan Valensi

• Bagaimana atom-atom berpatungan elektron antara kulit-kulit valensi mekanika kuantum untuk mempelajari bagaimana orbital-orbital atom berinteraksi satu sama lain

• Teori modern ikatan berdasarkan fungsi-fungsi mekanika gelombang

• Teori ikatan modern : 1. Teori ikatan valensi 2. Teori orbital molekul

14

Postulat dasar teori ikatan valensi

Suatu ikatan antara 2 atom dibentuk bila sepasang elektrondengan spin yang berpasangan di bagi oleh 2 orbital atomyang saling “overlapping”, satu orbital dari setiap atombergabung dalam ikatan

Gambar pembentukan molekul H2 menurut teori ikatan kovalen

15

Gambar pembentukan molekul HF menurut teori ikatan kovalen

Gambar pembentukan molekul H2S menurut teori ikatan kovalen

16

Gambar pembentukan molekul F2 menurut teori ikatan kovalen

Latihan : HCl

17

Orbital HibridBe H2 :

Diagram orbital pada kulit valensi berilium :

Be2s 2 p

Untuk berikatan dengan 2 atom H maka Be harus menyediakan 2 orbital pada kulit valensi yang masing-masing orbital mengandung 1e-

Be

2s 2p

Hibridasi sp s p Orbital 2p yang unhibrid18

Gambar pembentukan orbital hibrid sp

19

Gambar : karbon tetrahedral dari model CH4

Gambar :Ikatan pada molekul

etana (C2H6)

20

Hibridasi bila atom pusat mempunyai lebih dari oktet

Gambar : orientasi hibrid yang melibatkan orbital Atom d (a) orbital hibrid sp3 d (b) sp3 d2 orbital hibrid

Latihan : Jelaskan orbital hibrid dari SF6, AsCl5 21

Penggunaan teori VSEPR untuk memprediksi Hibridasi

CH4 tetrahedral hibridasi sp3

SF6 oktahedral hibridasi sp3 d2

Latihan : SiH4, PCl5

Hibridasi dalam molekul yang mempunyai pasangan elektron bebas

CH4 adalah molekul tetrahedral hibridasi sp3 orbital karbonSudut ikatan H - C - H = 109,5

NH3, sudut ikatan H - N - H = 107H2O, sudut ikatan H - O - H = 104,5

Sudut ikatan H – X – H mendekati sudut untuk molekulyang atom pusat mempunyaihibrid sp3

22

Ikatan Rangkap Dua dan Tiga“Overlap” orbital-orbital s, p, atau orbital hibrid disebutIkatan Sigma atau Ikatan

a) overlap dari orbital sb) overlap dari orbital p dari ujung ke ujungc) overlap dari orbital hibrid

Gambar :Ikatan Sigma

23

Ikatan yang terjadi overlap dari orbital p dari ujungke ujung secara aksial yang menghasilkan densitas e-yang dibagi diantara 2 daerah yang berlawanan pada 2 inti yang bergabung disebut ikatan pi (ikatan )

C C

H H

H H

Hibridisasi sp2

24

Gambar : pembentukan ikatan

25

Teori Orbital Molekul

Memandang bahwa suatu molekul mirip dengan atom dalamSatu respek yang penting level energi tergantung kepada Variasi orbital yang dipopulasikan oleh e-.

Atom orbital atomMolekul orbital molekul

Orbital molekul yang dibentuk = orbital atom-atom yangBerkombinasi

Molekul terdiri dari susunan inti atom tertentu, dan di sekitar Inti tersebut tersebar satu set orbital molekul.

26

Teori orbital molekul dapat digunakan untuk menghitungKeberadaan molekul tertentu

Mengapa beberapa molekul ada dan yang lain tidak ?

Gambar :Diagram level energi orbital molekul H2

27

Gambar : diagram level energi orbital molekul He2

Pada molekul He2 e- ikatan = e- anti ikatan tidak stabil

Jika kehilangan 1e- anti ikatan He2 He2+ maka masih adaElektron ikatan netro ion tersebut bisa ada walaupun tidak Stabil dan tidak dapat diisolasi.

28

Orde ikatan

0,5 2

1 - 2 ikatan orde : HeIon

0 2

2 - 2 ikatan orde : He Molekul

1 2

0 - 2 ikatan orde : H Molekul

2

e -ikatan e ikatan Orde

2

2

2

--

Ikatan molekul diatonik periode 2

• Kulit terluar unsur periode 2 mengandung subkulit 2s dan 2p• Bila atom-atom pada periode 2 berikatan, maka subkulit orbital atom-atom berinteraksi kuat untuk menghasilkan orbital-orbital molekul

29

Konfigurasi e- orbital molekul diperoleh dengan aturanyang sama seperti pengisian orbital atom dalam atom

1. Pengisian e- dimulai dari orbital energi terendah

2. Dalam setiap orbital, diisi maksimal 2e- dengan spin berlawanan

3. Penyebaran e- dengan spin tidak berpasangan di atas orbital yang mempunyai energi yang sama

30

Teori orbital molekul memprediksikan molekul Be2 dan Ne2

tidak ada lain orde ikatan = 0 Orde ikatan meningkat dari B C N dan berkurang dari N O F Teori orbital molekul dapat menjelaskan struktur e- molekul O2

- Dari eksperimen O2 : paramagnetik ( terikat lemah dengan magnet )- Mempunyai 2e- yang tidak berpasangan- panjang ikatan O2 ikatan ikatan O - O

dengan teori e- valensi hal tersebut telah dapat dijelaskanex : struktur lewis :

O O

O O

( tidak diterima berdasarkan eksperimen karena semua elektron berpasangan)

( tidak diterima berdasarkan eksperimen karena ikatan tunggal O – O )

31