Struktur asam sulfat dalam keadaan uap. Terdapat perbedaan dalam panjang ikatan sulfur-oksigen.

4. BANGUN MOLEKUL

Karena perubahan dalam gaya-gaya ikatanlah yang mendasari seluruh reaksi kimia. Ketika senyawa kimia bereaksi, terjadi proses pembentukan ikatan, atau pemutusan ikatan dilanjutkan dengan pembentukan ikatan yang baru.

Mengapa memahami sifat dan pembentukan ikatan kimia merupakan bagian penting dalam memahami ilmu kimia?

Ikatan Kimia:Gaya tarik antar atom, atau molekul yang terikat satu sama lain dalam suatu kombinasi untuk membentuk molekul yang lebih stabil secara struktural dan secara energetika.Pembentukan ikatan kimia: Melibatkan transfer elektron dari atom satu ke atom lain, menghasilkan ion-ion: ikatan ionik. Gaya ikatan dalam molekul-molekul, yang melibatkan pemakaian bersama elektron ikatan kovalen.

Pembentukan senyawa ionik: terjadi karena terdapat gaya elektrostatik antara ion positif dan negatif.

IKATAN IONIKSenyawa ionik terbentuk antara ion logam dengan ion non logam. Contoh garam natrium klorida, NaCl.

SECARA STRUKTURAL Konfigurasi elektron.

Pembentukan ion:Ketika atom-atom membentuk ion, mereka biasanya menerima atau melepaskan sejumlah elektron untuk mencapai konfigurasi elektron suatu gas mulia.Na = 1s2 2s2 2p6 3s1 Na+ = 1s2 2s2 2p6 Na+ mempunyai konfigurasi elektron yang sama dengan gas mulia neonCl = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5Cl- = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Cl- mempunyai konfigurasi elektron yang sama dengan gas mulia argon .Na . + . Cl : Na+ [Cl]-

Energi ionisasi Na = I = H3 Energi kisi = -U=H5Afinitas elektron Cl = -A = H4

Kalor dissosiasi Cl2 = D = H2Kalor sublimasiNa = S = H1H =Secara Energetika: Perubahan energi dalam pembentukan senyawa ionik NaCl: Lingkar Born Haber

Lingkar Born Haber: Pertama, Pembentukan kation Na memerlukan energi, disebut energi ionisasi (I). Kedua, energi yang dibebaskan ketika menerima satu atau lebih elektron untuk membentuk anion Cl: afinitas elektron (A). Ketiga, adalah energi kisi (U) energi yang diperlukan untuk memisahkan ion-ion secara sempurna, atau pengurangan energi yang terjadi ketika ion gas dibawa bersama untuk membentuk kristal senyawa ionik. Pembentukan senyawa stabil dari unsur-unsur pembentuknya, selalu diikuti dengan pelepasan energi.

Bagaimana menghitung U dan Hof ?

H=H1 + H2 + H3 = H4 = H5

IKATAN KOVALEN

Untuk interactive learning, klik alamat di bawah ini !

http://csep10.phys.utk.edu/krogh_instructorCD/biology/ch2/animations/mod02_2.swf

Aturan Lewis / Oktet-Duplet : Atom-atom dalam suatu senyawa akan stabil jika konfigurasi elektron pada orbital terluar berjumlah 8 elektron, ataui 2 elektron untuk atom hidrogen, helium, litium, dsb.

Ikatan Kovalen Secara Struktural:

Contoh:1. HCl 3. Ikatan rangkap 3, contoh N2

2. Ikatan Rangkap 2, contoh CO2

Penggambaran struktur Lewis:

Tentukan atom-atom yang berikatanHitung semua jumlah elektron valensiLetakkan dua elektron dalam tiap ikatanLengkapi dengan penambahan pasangan elektron hingga oktet, atom-atom yang terikat pada atom pusatLetakan pasangan elektron sisa pada atom pusatJika atom pusat tidak oktet, bentuk ikatan rangkap dua, jika perlu ikatan rangkap tigaCara Menggambar Rumus Lewis :

Konsep Resonansi

Akibat dari penggambaran struktur Lewis, selain muatan formal, adalah resonansi. Resonansi terjadi jika ikatan dalam beberapa molekul dan ion tidak dapat digambarkan dengan struktur Lewis tunggal.Penggambaran resonansi digunakan untuk kestabilan senyawa, makin banyak hibrida resonansi, makin stabil.

Contoh: 1. Ion format2. Ion nitrat3. Ion sulfitdll.

Kekecualian Aturan Oktet

Dalam beberapa molekul, atom-atom tidak dapat mematuhi aturan oktet karena terdapat beberapa pasang elektron lagi perluasan aturan Lewis.

Contoh:

Ketika atom-atom yang bereaksi memiliki energi ionisasi yang besar, seperti jika atom nonlogam bereaksi dengan atom nonlogam lain, maka untuk menurunkan energi menggunakan cara: penggunaan bersama elektron.

Contoh: Pembentukan H2: Kedua atom saling mendekat (a), elektron masing-masing atom mulai merasakan atraksi dari kedua inti. (b) densitas elektron sekitar masing-masing inti berubah mengarah ke daerah antara dua atom. Selanjutnya (c), jarak antara kedua inti makin dekat, hingga masing-masing atom hidrogen dalam molekul H2 menggunakan bersama kedua elektron tersebut untuk berikatan. (Lihat Gambar Grafik di bawah ini !)

Ikatan Kovalen Secara Energetika:

Gambar tingkat energi dua atom hidrogen yang saling mendekat satu sama lain.

Dalam molekul hidrogen, gaya tarik inti pada jarak 75 pm, jarak ini disebut panjang ikatan atau jarak ikatan. Ketika ikatan terbentuk, sejumlah energi dilepaskan, (atau sejumlah energi yang diperlukan untuk memecahkan memutuskan ikatan), disebut energi ikatan. Energi ikatan H2 sebesar 435 kJ.Perbandingan Sifat Senyawa Kovalen dan IonikTabel perbandingan Beberapa Sifat Umum Senyawa Kovalen dan Ionik

BENTUK MOLEKUL

Bentuk molekul dapat diramalkan dengan dua cara yang berbeda:Meninjau pengaruh tolak menolak antara padangan elektron dalam kulit valensi atom pusat TEORI VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) atau Teori Domain Elektron.Meninjau distribusi orbital atom pusat TEORI HIBRIDISASI

Bentuk tiga dimensi molekul dapat diprediksi jika diasumsikan pasangan elektron dalam kulit valensi atom-atom terletak sejauh mungkinTeori VSEPR (valence shell electron pair repulsion). Keuntungan dari teori ini: dapat menentukan geometri molekul.Contoh: Bentuk molekul BeCl2Struktur Lewis:: Cl : Be : Cl :Bentuk molekul:

Bentuk molekul berdasarkan teori VSEPR: linier Cl Be Cl

TEORI VSEPR

Gambar bentuk molekul yang disarankan untuk beberapa jumlah pasangan elektron yang berbeda:

Bentuk molekul jika terdapat beberapa pasangan elektron tidak berikatan:

Jumlah pasangan Jumlah pasangan Strukturdalam ikatan tak berikatan

Bentuk molekul dengan lima pasangan elektron di sekitar atom pusat

Trigonal bipiramidalContoh PCl5Tetrahedral tak simetrisContoh SF6Linier, Contoh I3-Bentuk TContoh ClF3

Jumlah pasangan Jumlah pasangan Strukturdalam ikatan tak berikatan

Bentuk molekul dengan enam pasangan elektron di sekitar atom pusat

Oktahedral,Contoh SF6Segi empat piramidalContoh BrF5Segi empat planarContoh XeF4Jumlah pasangan Jumlah pasangan Strukturdalam ikatan tak berikatan

Langkah-langkah dalam meramalkan bentuk molekul:Hitung jumlah elektron valensi dari atom pusat.Tambahkan jumlah elektron untuk spesi bermuatanTambahkan dengan jumlah atom yang terikatBagi dua : menghasilkan jumlah pasangan elektronJumlah pasangan elektron dikurangi dengan jumlah atom yang terikat adalah sama dengan jumlah psangan elektron bebas.Tabel Susunan Pasangan ElektronJumlah Pasangan eBentuk susunan eSudut ikatan (o)2Linier 1803Segitiga planar 1204Tetrahedral 109,55Trigonal bipiramidal 120 dan 906Oktahedral 90

Teori mekanika gelombang menjelaskan bahwa ketika atom-atom membentuk ikatan, orbital-orbital s, p, dan d, mereka bercampur membentuk orbital atom yang baru, yang disebut orbital atom hibrida. Orbital-orbital baru ini memiliki bentuk yang baru pula.TEORI HIBRIDISASI

Proses Hibridisasi Contoh:Pembentukan BeCl2 :atom Be pada tingkat dasaratom Be tereksitasi orbital hibrida sp BeCl22. Pembentukan BCl3 :atom B pada tingkat dasaratom B tereksitasiorbital hibrida sp2 BCl33. Pembentukan CH4 :atom C pada tingkat dasaratom C tereksitasiorbital hibrida sp3CH4

Beberapa jenis orbital hibrid yang penting :Contoh: Orbital hibrid sp3 dalam molekul CH4 (metana). Karbon menggunakan jenis orbital yang sama dalam keempat ikatan tunggal dengan hidrogen, membentuk orientasi tetrahedral, ditunjukkan pada Gambar 4.6. Jika atom karbon terikat pada atom karbon lain seperti dalam molekul C2H6 (etana), dalam molekul ini terdapat overlap orbital hibrid sp3 (Gambar 4.7).

Hibrid Campuran orbital Orientasi ruangsp s+p liniersp2 s+p+p segitiga planarsp3 s+p+p+p tetrahedralsp3d s+p+p+p+d trigonalbipiramidalsp3d2 s+p+p+p+d+d oktahedral

Hibridisasi bila atom pusat mempunyai lebih dari oktet, orientasi ruang molekul ditunjukkan pada Gambar 4.8.Hibrid sp3dHibrid sp3d2

Penggunaan teori VSEPR untuk memprediksi HibridasiCH4 tetrahedral hibridasi sp3SF6 oktahedral hibridasi sp3 d2Hibridisasi dalam molekul yang mempunyai pasangan elektron bebasCH4 adalah molekul tetrahedral hibridasi orbital karbon sp3,dan sudut ikatan H - C - H = 109,5.Dalam NH3, sudut ikatan H - N - H = 107, dan dalam H2O sudut ikatan H - O - H = 104,5. Keduanya NH3 dan H2O memiliki sudut ikatan H X H yang mendekati sudut ikatan hibrid sp3.

Teori Ikatan Valensi (dikembangkan oleh Heitler dan Slater, diperluas oleh Pauling dan Coulson): Ikatan antara dua atom terbentuk jika sepasang elektron dengan spin berpasangan, menempati orbital-orbital atom yang overlapping (tumpang tindih).

Karena struktur Lewis (dengan aturan oktetnya dalam penataan elektron untuk membentuk ikatan) tidak dapat menjelaskan mengapa atau bagaimana ikatan kovalen terbentuk, kita harus melihat teori lain, yaitu yang berdasarkan mekanika gelombang.TEORI IKATAN VALENSI

Gambar Pembentukan molekul H2 menurut teori ikatan valensi, orbital 1s overlap, memberikan ikatan H-H.

Pembentukan molekul F2 menurut teori ikatan valensi. Dua orbital p yang terisi penuh pada masing-masing atom fluor, overlap.

Ikatan Rangkap Dua dan TigaOverlap orbital-orbital s, p, atau orbital hibrid disebut ikatan sigma atau ikatan

Gambar 4.9Ikatan Sigma(a) overlap dari orbital s,(b) overlap dari orbital p dari ujung ke ujung,(c) overlap dari orbital hibrid.

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

Pembentukan ikatan memungkinkan atom untuk membentuk ikatan rangkap dua dan ikatan rangkap tiga. Untuk melihat bagaimana hal ini terjadi, kita lihat pada ikatan senyawa etena, C2H4, yang memiliki struktur Lewis:Molekul di atas adalah datar, dan masing-masing atom karbonnya terletak di tengah-tengah segitiga yang dikelilingi oleh atom yang lain (dua atom H dan satu atom C).Struktur ini menunjukkan bahwa karbon menggunakan orbital hibrida sp2 untuk membentuk ikatannya. Dengan demikian, distribusi elektron terjadi di antara orbital yang karbonnya berhibridisasi sp2.

Gambar 4.11KarbonIkatan rangkap dua karbon. (disadur dari J.R. Holum, Organic and Biological Chemistry, Edisi kedua, 1986, John Wiley & Sons, New York.) Perlu diketahui bahwa atom karbon memiliki elektron yang tidak berpasangan di dalam orbital hibridisasi 2p. Orbital p ini mengarah tegak lurus terhadap bidang segitiga orbital hibrida sp2, sebagaimana ditunjukkan pada Gambar 4.11

Pada sebagian besar contoh, ikatan rangkap dua terdiri dari ikatan dan ikatan .

Pada molekul dengan ikatan rangkap tiga seperti molekul linear asetilena, masing-masing karbon memerlukan dua orbital hibrida untuk membentuk dua ikatan --satu untuk atom hidrogen dan satu untuk karbon yang lain. Hal ini dapat diberikan dengan pencampuran orbital 2s dan satu orbital 2p untuk membentuk hibrida sp. Untuk memvisualisasikan ikatan tersebut, kita akan membayangkan bahwa terdapat suatu sistem koordinat xyz di tengah-tengah setiap karbon dan itu adalah 2sp, orbital yang menjadi tercampur di dalam orbital hibrida.Gambar 4.13 Titik orbital sp pada arah yang berlawanan dan digunakan untuk membentuk ikatan . Orbital 2p, dan 2p, yang tidak terhibridisasi tegak lurus terhadap ikatan sumbu x CC dan melampaui batas tepi untuk memisahkan ikatan di sekeliling ikatan CC. Tiga pasangan elektron di dalam tiga ikatansatu ikatan dan dua ikatan --yang kepadatan elektronnya terkonsentrasikan pada tempat yang berbeda. Ketiga pasangan elektron tersebut mengatur untuk saling menghindar sejauh mungkin, memungkinkan susunan linear dari atom-atom di dalam suatu molekul.

Deskripsi yang sama dapat digunakan untuk menjelaskan ikatan pada molekul-molekul lainnya yang memiliki ikatan rangkap tiga. Contohnya, molekul nitrogen, N2.

TEORI ORBITAL MOLEKULTeori orbital molekul (dikembangkan Hund dan Millikan) memandang bahwa suatu molekul mirip dengan atom dalam hal level energi yang tergantung kepada variasi orbital yang dipopulasikan oleh elektron. Dalam atom, disebut orbital atom, dan dalam molekul disebut orbital molekul (molecule orbital = MO). Pada pembentukan orbital molekul, setelah terjadi pelampauan batas pasangan orbital 1s dari dua atom dalam suatu molekul, seperti H2 (Gambar di bawah ini), maka

kedua orbital 1s berkombinasi membentuk dua MO. Pada salah satu MO, gelombang elektron bertambah di antara inti, menyebabkan meningkatnya kepadatan elektron yang menjaga agar inti tetap berdekatan satu sama lain, disebut orbital ikatan molekul mempunyai energi terendah. Pada MO lainnya, penghapusan gelombang elektron mengurangi kepadatan elektron antar inti. Pengurangan jumlah muatan negatif antar inti memungkinkan inti untuk melakukan gaya tolak yang kuat satu sama lain, sehingga MO ini disebut orbital anti ikatan molekul. Anti ikatan MO cenderung tidak menstabilkan suatu molekul pada saat ditempati oleh elektron-elektron. Pengisian elektron dalam orbital-orbital molekul sesuai dengan prinsip Aufbau, orbital-orbital yang berenergi rendah yang diisi terlebih dahulu. Aturan Hund dan Larangan Pauli juga berlaku.Orbital molekul yang terbentuk dari orbital-orbital s dan p berdasarkan atas bentuknya dibagi dalam orbital sigma () dan orbital pi (). Masing-masing orbital ini dapat berupa orbital ikatan dan anti ikatan ( , * dan , *).

Jika sumbu x digunakan untuk membentuk sumbu ikatan:Orbital molekul untuk molekul diatomik homonuklear yang terbentuk dari orbital-orbital atom dapat dinyatakan sebagai berikut:1s , 1s* , terbentuk dari orbital atom 1s2s , 2s* , terbentuk dari orbital atom 2s2p , 2p* , terbentuk dari orbital atom 2px2py , 2py*, terbentuk dari orbital atom 2py2pz , 2pz* , terbentuk dari orbital atom 2pzUrutan tingkat energi dari yang terendah:1s < 1s* < 2s < 2s* < 2p < 2py = 2pz < 2py* = 2pz* < 2p*Jika terjadi antaraksi antara 2s dan 2p, maka tingkat energi 2p > 2py = 2pz , seperti diagram di bawah ini:

Konfigurasi elektron untuk beberapa molekul menurut teori orbital molekul:

1.Hidrogen, H2 Dalam molekul hidrogen terdapat 2 elektron. Konfigurasi elektron H2 sesuai aturan pengisian elektron: H2[(1s)2] orbital 1s* kosong, sehingga molekul ini lebih stabil, dari pada atom yang terpisah. Teori orbital molekul juga dapat menjelaskan adanya ion H2+, orbital 1s terisi satu elektron. Konfigurasinya: H2+[(1s)]

2. He2Nomor atom He adalah 2. Jika terdapat molekul He2, maka molekul mengandung 4 elektron. Konfigurasinya:He2[(1s)2 (1s*)2]Dalam molekul ini jumlah elektron dalam orbital anti ikatan sama dengan jumlah molekul dalam orbital ikatan. Karena itu molekul ini tidak stabil, dapat dikatakan molekul ini tidak pernah ada. Molekul He2 tidak pernah ditemukan secara eksperimen. Yang pernah ditemukan adalah He2+ dan He22+. Konfigurasinya ialah:He2+[(1s)2 (1s*)]He22+[(1s)2]Karena jumlah elektron dalam orbital ikatan lebih banyak dari jumlah elektron dalam orbital ikatan, diharapkan terdapat senyawa helium yang stabil.

3. Li2Li2[(1s)2 (1s*)2(2s)2] => Li2[(KK)(2s)2] KK menyatakan elektron non ikatan yang terdapat dalam tiap elektron kulit K dari litium.

Orde IkatanOrde ikatan didefinisikan sebagai sejumlah pasangan elektron yang terbagi antara dua atom. Dengan demikian, pembagian pasangan elektron membentuk suatu ikatan tunggal dengan orde ikatan 1, dua pasang membentuk ikatan tunggal dan satu orde ikatan 2, dan tiga pasang membentuk ikatan rangkap tiga dengan orde ikatan 3. Untuk molekul H2, kita hitung; orde ikatan 1 mengacu pada ikatan tunggal. Untuk He2 kita hitung;

Orde ikatan nol berarti bahwa tidak ada ikatan, sehingga molekul He2 tidak dapat ada. Bagaimana pun juga, ion He2+ terbentuk, dan orde ikatan dihitungPerlu diketahui bahwa orde ikatan tidak harus keseluruhannya berupa angka.

Ikatan Pada Molekul Diatomik Periode 2Kulit luar unsur-unsur periode 2 terdiri atas sub kulit 2s dan 2p. ketika atom-atom periode ini mengikat satu sama lain, orbital-orbital atom dari sub-sub kulit ini berinteraksi kuat untuk menghasilkan orbital molekul. Gambar 8.18 Bentuk ikatan dan anti ikatan MO yang dihasilkan pada saat orbital 2p melampaui batas. Apabila kita memberikan label setiap yang mengarah ke arah 2px, serangkaian ikatan dan antiikatan MO dibentuk sehingga kita menandainya 2p dan 2p*. Orbital-orbital 2p dan 2pz, yang tegak lurus terhadap orbital 2p, maka melampaui batas tepi untuk membentuk orbital molekul jenis . Hal tersebut ditandai dengan 2p, dan 2p*, dan 2p dan 2pz*.

Gambar 8.19 Rata-rata energi relatif MO terbentuk dari dua orbital atom kulit kedua.

Konfigurasi elektron MO ini diperoleh dengan menggunakan aturan yang sama yang diterapkan pada pengisian orbital atom.1. Elektron-elektron mengisi orbital energi terendah yang ada2.Tidak lebih dari dua elektron dengan perputaran yang dipasangkan, yang dapat menempati orbital manapun.3. Elektron-elektron menyebar sebanyak mungkin, dengan perputaran yang tidak dipasangkan, di atas orbital yang memiliki energi yang sama.

Energi

Tabel 8.1 Populasi Orbital Molekul dan Orde Ikatan untuk Molekul Diatomik Periode 2 a2pz dianggap energinya lebih rendah dibandingkan dengan 2py dan 2pz pada O2 dan F2, namun hal ini tidak mempengaruhi kesimpulan mengenai jumlah jaringan ikatan di dalam molekul-molekul atau jumlah elektron-elektron yang tidak dipasangkan yang mereka miliki. Dengan demikian kita telah menggunakan diagram energi yang sama untuk semua molekul diatomik periode 2 untuk meminimalkan kebingungan.

Ikatan Polar dan ElektronegativitasKemampuan relatif dari atom-atom yang berikatan untuk menarik elektron menentukan apakah elektron dalam ikatan terbagi sama besar atau tidakElektronegativitas adalah tarikan suatu atom terhadap elektron-elektron dalam ikatan. Jika dua atom yang memiliki elektronegativitas berbeda membentuk ikatan kovalen, elektron-elektron dalam ikatan terbagi tidak sama besar, ikatannya adalah polar, yang memiliki muatan parsial yang berlawanan antara ujung satu dengan ujung lain, disebut dipol.

Suatu ikatan nonpolar terbentuk jika dua atom memiliki elektronegativitas yang sama. Ikatan ionik terbentuk jika perbedaan elektronegativitasnya sangat besar. Suatu ikatan kovalen adalah lebih dari 50% ionik jika perbedaan elektronegativitas lebih besar dari 1,7.

Bentuk Molekul dan Polaritas MolekulBentuk molekul adalah suatu penentu apakah suatu molekul dengan ikatan polar, merupakan molekul polar?Molekul polar saling menarik antara ujung positif dengan ujung lain yang negatif:

Suatu molekul diatomik adalah polar jika ikatannya adalah ikatan polar. Polaritas ditentukan oleh moment dipol molekul=besaran vektor, yaitu besarnya muatan parsial pada salah satu ujung dikalikan dengan jarak antara muatan parsial. Dalam molekul poliatom, dipol ikatan dapat saling meniadakan, sehingga menyebabkan molekul nonpolar, jika: a) semua atom yang terikat kepada atom pusat adalah sama, b) jika bentuk molekul simetris. Jika pada kulit valensi atom pusat memiliki pasangan elektron bebas, molekul biasanya polar.

Tidak saling meniadakan