ISI BAB I - tekim.undip.ac.id · dapat menentukan densitas elektron, yaitu ... Hanya ada 2 elektron...
Transcript of ISI BAB I - tekim.undip.ac.id · dapat menentukan densitas elektron, yaitu ... Hanya ada 2 elektron...
ISI BAB I
1. Pendahuluan
2. Struktur Atom
3. Elektronegativitas
4. Ikatan Ionik
5. Ikatan Kovalen
6. Struktur Lewis
7. Polaritas Ikatan
8. Sifat-Sifat Senyawa Kovalen
Setelah mengikuti kuliah pokok bahasan Gaya dalam Molekul, mahasiswa dapat memahami dan
menjelaskan berbagai macam gaya ikata yang bekerja dalam suatu molekul.
TUJUAN INSTRUKSIONAL
KHUSUS
• Gaya intramolekuler (intramolecular force) adalah gaya yang mengikat atom-atom dalam satu molekul akibat adanya ikatankimia/bond (ikatan ionik, ikatan kovalen, ikatan logam).
• Energi yang dibutuhkan untuk memecah ikatan sangat besar, danini disebut energi ikatan.
• Contoh: energi ikatan untuk ikatan O-H dalam air adalah 463 kJ/mol, ataurata-rata dibutuhkan 926 kJ untukmengubah 1,0 mol air menjadi 1,0 mol atom O dan 2,0 mol atom H.
– Inti atom sangat kecil dan mampat, berdiameter 10-14
- 10-15 m, terdiri dari netron yang netral dan proton yang bermuatan positif
– Hampir semua massa atom terpusat pada inti atom.
– Ruang di luar inti, dengan diameter 10-10 m, mengandung elektron yang bermuatan negatif.
– Sebagai ilustrasi, jika diameter inti atom hidrogenadalah sebesar 1 cm (sebesar kelereng), makadiameter atom hidrogen adalah 100 m.
KONFIGURASI ELEKTRON DALAM ATOM
Elektron yang terikat oleh inti terdapat dalam orbital.
Elektron berada dalam satu daerah di “space” atom yang disebut principle energy levels (kulit).
Menurut PRINSIP KETIDAKPASTIAN HEISENBERG, kita tidakdapat menentukan lokasi pasti dari elektron; kita hanyadapat menentukan densitas elektron, yaitu probabilitasuntuk menemukan elektron pada bagian tertentu orbital.
Orbital atomik dikelompokkan menjadi kulit-kulit denganjarak yang berbeda dari inti atom.
Tiap kulit dapat terisi 2n2 elektron (n = 1,2,3,4......)
Distribusi elektron di 4 kulit pertama
NO KULIT
ORBITALJML.
ORBITAL
JML. MAKS.
ELEKTRON
ENERGI RELATIF
1 s 1 2 rendah
2 s, p 1, 3 8
3 s, p, d 1, 3, 5 18
4 s, p, d, f 1, 3, 5, 7 32 tinggi
Aufbau Principle:
Orbital terisi dengan urutan dari tingkat energi terendah ketingkat energi tertinggi.
Pauli Exclusion Principle:
Hanya ada 2 elektron yang dapat mengisi satu orbital danputaran (spin) dari elektron tersebut harus berpasangan.
Hund’s Rule:
Jika tersedia orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama tapi tidak cukup elektron untuk mengisinya makasatu elektron diisikan ke tiap orbital sebelum elektronkedua ditambahkan ke salah satu dari orbital-orbital tersebut.
PENGISIAN ELEKTRON PADA ORBITAL
DIAGRAM FOR THE FILLING ORDER OF ELECTRONS IN A SUBSHELL
1 s2 = 2
2 s2 p6 = 8
3 s2 p6 d10 = 18
4 s2 p6 d10 f14 = 32
5 s2 p6 d10 f14 = 32
6 s2 p6 d10 = 18
7 s2 p6 = 8
1 s
2 s p
3 s p d
4 s p d f
5 s p d f
6 s p d
7 s p
• ELEKTRONEGATIVITAS (electron attracting ability):
– Kemampuan suatu atom untuk menarik elektron (atauelectron density) ke arah dirinya dalam satu ikatankovalen.
• SKALA PAULING
– Elektronegativitas pada umumnya bertambah dari kiri kekanan dalam satu baris dalam tabel periodik unsur.
– Elektronegativitas pada umumnya bertambah daribawah ke atas dalam satu kolom dalam tabel periodikunsur.
Electronegativitas Pauling Mulliken Sanderson
1 H Hydrogen 2.20 2,8 2.31
2 He Helium
3 Li Lithium 0,98 1,3 0,86
4 Be Beryllium 1,57 1,61
5 B Boron 2,04 1,8 1,88
6 C Carbon 2,55 2,5 2,47
7 N Nitrogen 3,04 2,9 2,93
8 O Oxygen 3,44 3,0 3,46
9 F Fluorine 3,98 4,1 3,92
10 Ne Neon
11 Na Sodium 0,93 1,2 0,85
12 Mg Magnesium 1,31 1,42
13 Al Aluminum 1,61 1,4 1,54
14 Si Silicon 1,90 2,0 1,74
Petunjuk kasar: ion akan terbentuk jika perbedaan elektronegativitas antar
atom yang berinteraksi adalah 1,9
contoh: sodium (EN = 0,9) dan fluorine (EN = 4,0)
Digunakan satu panah melengkung dengan kepala tunggaluntuk menunjukkan transfer satu elektron dari Na ke F
Dalam pembentukan Na+F-, satu elektron 3s dari Na ditransfer ke kulit valensi F yang telah terisi 7
Na + F Na+ F
-• •• •• •
• •
• •• •
• •
+ F-(1s22s22p6)Na+(1s22s22p6)F(1s22s22p5)+Na(1s22s22p63s1)
• Ikatan kovalen adalah ikatan antara 2 atom atau lebihyang terbentuk akibat adanya kerjasama penggunaan(sharing) satu atau lebih pasangan elektron.
• Tiap atom mendonorkan satu elektron untuk dipakaibersama.
• Kerjasama elektron ini merupakan akibat dariperbedaan elektronegativitas dari dua atom yang berikatan 1,9.
Ikatan kovalen paling sederhana adalah dalam H2
Satu elektron dari tiap atom bergabung membentuksepasang elektron.
Pasangan kerjasama berfungsi ganda: digunakan olehkedua atom dan mengisi kulit valensi masing-masingatom.
H H H-H+ • H0 = -435 kJ (-104 kcal)/mol•
Contoh ikatan kovalen untuk molekul sederhana
Cl2HCl
Atom Cl memerlukan 8
elektron di kulit terluar-
nya agar strukturnya
seperti gas Argon
Hidrogen memiliki
struktur Helium dan
Chlorin memiliki
struktur Argon
Kulit Valensi:
Kulit terluar dari atom yang terisi elektron
Elektron Valensi:
Elektron di kulit valensi dari suatu atom; elektron ini
digunakan untuk membentuk ikatan kimia di dalam
reaksi kimia.
Lewis structure:
Setiap elektron valensi disimbolkan dengan satu titik.
Ikatan antar sepasang elektron disimbolkan dengan
sepasang titik atau satu potong garis ( – ).
Elektron valensi yang TIDAK digunakan bersama olehdua atom disebut ELEKTRON TAK TERIKAT (non-bonding electron)
Sepasang nonbonding elektron disebut LONE PAIR.
Atom O, N, dan halogen (F, Cl, Br, I) dalam bentukstabilnya biasanya memiliki nonbonding electron.
Lone pair akan menentukan reaktivitas molekul.
Kerjasama antar dua atom yang melibatkan 2 pasang
elektron akan membentuk ikatan rangkap 2 (double
bond).
Kerjasama antar dua atom yang melibatkan 3 pasang
elektron akan membentuk ikatan rangkap 3 (triple
bond).
Meskipun semua ikatan kovalen selalu melibatkan kerja-sama(sharing) elektron, tetapi tingkat kerjasamanya bervariasi.
Ikatan kovalen dibagi menjadi:
Ikatan kovalen nonpolar
Ikatan kovalen polar
Difference in
Electron egativity
Between Bonded Atoms Typ e of Bond
Less than 0.5
0.5 to 1.9
Greater than 1.9
Non polar covalent
Polar covalent
Ions f orm
IKATAN KOVALEN NON-POLAR
• Dua atom dengan elektronegativitas sama akan berbagibonding electron secara imbang.
• Bonding electron akan terdistribusi secara adil di antaraatom-atom yang berikatan.
• Tidak ada akumulasi bonding electron di tiap atom dandipole moment sama dengan nol.
• Ikatan kovalen seperti itu disebut ikatan kovalen non-polar.
• Contoh: ikatan antara 2 Hidrogen dalam H2 atau 2 Oksigendalam O2 atau 2 Nitrogen dalam N2.
IKATAN KOVALEN POLAR
• Jika 2 atom yang berikatan memiliki elektronegativitas yang berbeda, maka the bonding pairs of electrons akan digunakanoleh 2 atom secara tidak imbang.
• Atom dengan elektronegativitas lebih tinggi akan menarikbonding electron lebih dekat, sehingga distribusi elektron menjaditidak sama dan akan timbul momen dwikutub ikatan (bond dipole moment)
• Kedua kondisi kutub ini disebut dwikutub (dipole) dan akanmenimbulkan momen dwikutub (dipole moment), yaitu satuvektor gaya yang mengarah ke atom dengan elektronegativitaslebih tinggi.
• Ikatan seperti itu disebut “ikatan kovalen polar".
• Semakin besar beda elektronegativitas antara atom-atom yang berikatan, semakin polar ikatan yang terbentuk.
• Sebagai contoh adalah ikatantunggal antara Klorin dan Hidrogenyang memiliki beda EN 3,0 – 2,1 = 0,9
• Molekul H-Cl akan memilikibonding pair yang lebih dekat padaatom yang memiliki EN lebih tinggi(Klorin).
• Akibatnya ujung Klorin akan ber-muatan negatif.
• Ujung Hidrogen akan bermuatanlebih positif karena bonding pairletaknya lebih jauh dari Hidrogen.
Dipole moment merupakan suatu ukuran polaritasdari satu ikatan kovalen.
Dipole moment merupakan hasil kali antaramuatan satu atom dalam ikatan polar dengan jarakantar inti atom
Tabel berikut menunjukkan dipole moment rata-rata dari beberapa ikatan polar
BOND DIPOLE MOMENT (m):
Formal charge (positif atau negatif) merupakan muatan dari suatuatom yang memiliki jumlah ikatan ‘tak normal’.
CONTOH: HNO3
Atom nitrogen mendonasi-kan sepasang elektron
untuk membentuk ikatan ini
Nitrogen dengan 4 ikatan kovalenmemiliki formal charge:Formal charge: 15 – 4 – 0 – 10 = +1
Karbon dapat membentuk 4 ikatan kovalen. Jika dalam suatusenyawa kovalen atom karbon hanya memiliki 3 ikatan kovalen, maka atom karbon tersebut kemungkinan memiliki formal charge positif atau negatif.
1. CARBANION
Atom karbon yang memiliki 3 ikatan kovalen dan 1 formal charge negatif.
Formal charge pada C:14 – 3 – 2 – 10 = – 1
8 elektron terluar:3 pasang terikat2 elektron non-bonding
Muatan negatif digunakan untuk menunjukkan 2 elektronnon-bonding.
2. CARBOKATION
Atom karbon yang memiliki 3 ikatan kovalen dan 1 formal charge positif.
Formal charge pada C:14 – 3 – 0 – 10 = + 1
6 elektron terluar:3 pasang terikat
Muatan negatif digunakan untuk menunjukkan 2 elektronyang hilang
1. Senyawa kovalen biasanya memiliki titik leleh yang lebih rendah daripada senyawa ionik.
• Senyawa ionik memiliki titik leleh sangat tinggi
karena diperlukan energi sangat banyak untuk
saling menjauhkan muatan + dan – .
• Pada dasarnya jika kita memiliki senyawa ionik,
kita harus memecah semua ikatan ionik agar
senyawa tersebut meleleh.
• Jika kita mempunyai senyawa kovalen, kita tidak
perlu memecah satu ikatanpun.
• Hal ini karena senyawa kovalen membentuk satu
kesatu-an molekul; atom-atom saling terikat dengan
kuat.
• Molekul kovalen tidak begitu saling berinteraksi
(kecuali melalui gaya yang relatif lemah yang disebut
intermolecular forces), sehingga molekul-molekul
kovalen mudah untuk saling dipisahkan.
• Karena mudah dipisahkan, maka senyawa kovalen
memiliki titik didih dan titik leleh rendah.
2. Senyawa kovalen bersifat lunak dan squishy
(dibandingkan dengan senyawa ionik)
• Senyawa ionik terasa keras karena ikatan ionik
cukup kuat mengikat kristal, sehingga menjadi
tidak fleksibel dan keras.
• Di lain pihak, molekul-molekul pada senyawa
kovalen sangat mudah bergerak mengelilingi yang
lain karena tidak ada ikatan antara molekul-molekul
tersebut.
• Akibatnya senyawa kovalen lebih banyak yang
bersifat lunak/fleksibel daripada yang bersifat
keras.
3. Senyawa kovalen cenderung lebih mudah
terbakar daripada senyawa ionik.
• Alasan utama mengapa senyawa kovalen mudah
terbakar adalah karena senyawa ini mengandung
karbon dan hidrogen yang dapat bereaksi
membentuk CO2 dan H2O jika dipanaskan dengan
gas O2.
• Karena karbon dan hidrogen memiliki elektro-
negativitas yang sangat mirip, maka keduanya
hampir selalu berada bersama dalam senyawa
kovalen.
4. Senyawa kovalen tidak menghantarkan listrik
dalam air
• Listrik dihantarkan dalam air sebagai akibat dari
gerakan ion dari satu tempat ke tempat lainnya.
• Ion ini merupakan pembawa muatan yang
menyebabkan air dapat menghantarkan listrik.
• Karena tidak ada ion dalam senyawa kovalen, maka
senyawa ini tidak menghantarkan listrik dalam air
5. Senyawa kovalen biasanya sangat tidak larut
dalam air
• Ada aturan sederhana, "Like dissolves like".
• Maksudnya adalah bahwa senyawa cenderung larut
dalam senyawa lain yang memiliki sifat sejenis
(terutama polaritas).
• Karena air merupakan solven polar dan
kebanyakan senyawa kovalen adalah nonpolar,
maka kebanyakan senyawa kovalen yang tidak
larut dalam air.