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.

Gambar skematik dari Atom

– 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

Diagram orbital atomik 1s

Diagram orbital atomik 2s

Diagram orbital atomik 2p

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

Pasangan putaran elektron

• 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.

TABEL ELEKTRONEGATIVITAS

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 ( – ).

Struktur Lewis dan Kekulé untuk metana (CH4) danetana (C2H6)

Struktur Lewis

Struktur Kekulé

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.

Struktur Lewis yang benar dengan menunjukkan lone pair

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).

POLA IKATAN

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):

Dipole moment beberapa ikatan

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.