003a_Ikatan Kimia (III)(1)
-
Upload
ferdian-saigo-takamori -
Category
Documents
-
view
133 -
download
1
Transcript of 003a_Ikatan Kimia (III)(1)
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