1. Ikatan Kimia. Struktur Molekul. 1.1 Pengertian. 1.2 Macam-Macam. ~ gaya tarik antar atom

Transkripsi

1 1. Ikatan Kimia 1.1 Pengertian ~ gaya tarik antar atom Struktur Molekul 1.2 Macam-Macam 1. Ikatan Ion: ikatan kimia yang terbentuk akibat tarik-menarik elektrostatik antara ion positif (kation) dan ion negatif. Contoh: NaCl, CaF 2, dll. 2. Ikatan Kovalen: ikatan kimia yang terbentuk akibat pemakaian bersama (pasangan) elektron. Contoh: HCl, CH 4, H 2, H 2 +, NH 3, dll. 3. Ikatan Logam: ikatan yang terbentuk akibat pemakaian bersama seluruh elektron valensi dalam bahan. Contoh: Na, Fe, dll. 4. Ikatan hidrogen: gaya tarik antara atom hidrogen yang amat elektropositif (di suatu molekul), dengan atom yang sangat elektronegatif (di molekul lain). Atom hidrogen yang dapat berikatan hidrogen, haruslah terikat secara kimia dengan atom yang sangat elektronegatif (F, O, N) Contoh: gaya tarik antar molekul HF, gaya tarik antar molekul H 2 O, gaya tarik antara NH 3 dan H 2 O pada pelarutan NH Gaya tarik Van der Waals: gaya tarik antar molekul akibat dipol permanen atau dipol terinduksi. Contoh: gaya tarik antar molekul H 2 S, HCl, I 2 (s), Br 2 (l) 6. Gaya tarik lainnya: gaya tarik ion-dipol permanen, ion-dipol terinduksi.

2 2. Teori Lewis 2.1 Teori Oktet dan Duplet Menurut teori Lewis, atom-atom cenderung untuk mencapai kestabilan dengan 2 atau 8 elektron valensi (aturan duplet dan aturan oktet Lewis). Aturan 2 elektron hanya untuk hidrogen, helium, Li dan Be. Contoh: NaCl, NH 3, H 2 O, CH 4, HCl, PCl 3, H 2 CO 3, dll. 2.2 Struktur Lewis Gambarkan struktur Lewis untuk H 2 CO 3, H 2 S, H 2 SO 4, H 3 PO 4, H 3 PO 3, CH 4, SF 6,.. Bedakan elektron bebas dan elektron ikatan. 2.3 Gejala Resonansi Spesi kimia tertentu dapat memiliki lebih dari satu kemungkinan struktur Lewis resonansi. Pada kenyataannya, sifat-sifat spesi kimia tersebut merupakan gabungan dari sifat masing-masing struktur Lewis-nya hibrida resonansi. Contoh: O 3, HNO Keterbatasan Teori Lewis Contoh yang tidak mengikuti aturan oktet: SF 6, PCl 5, XeF 4, BF 3, dll. Struktur Lewis beberapa molekul tersebut:

3 3. Ikatan Ion 3.1 Pengertian Ikatan ion umumnya terbentuk antara atom logam dan atom nonlogam. Ikatan antara logam dan non-logam belum tentu ikatan ion. 3.2 Energetika Pembentukan Ikatan Ion Na(s) Na(g) H s = + energi sublimasi Na(g) Na + (g) + e ½ Cl2(g) Cl(g) Cl(g) + e Cl (g) H = + energi ionisasi H = ½ energi ikatan Cl-Cl H = - afinitas elektron Na + (g) + Cl (g) NaCl(s) H = - energi kisi (U) Lingkar Born-Haber: H 1 f,nacl = HsNa, + EINa+ 2 D+ I A U 3.3 Kekuatan Ikatan ~ ditentukan oleh: Jari-jari ion Muatan ion Bilangan koordinasi 3.4 Sifat Ikatan Ion Keras tapi getas, titik leleh/didih tinggi, padatannya tidak menghantarkan listrik (tetapi larutannya dan lelehannya menghantarkan listrik), umumnya warna putih.

4 4. Ikatan Kovalen 4.1 Pengertian 4.2 Pembentukan H 2 C + H 2 CH Kekuatan Ikatan ~ ditentukan oleh: Jari-jari Orde ikatan Kepolaran 4.4 Sifat Senyawa Kovalen Senyawa kovalen yang berupa molekul raksasa, bersifat: keras, tidak getas, titik leleh/didih tinggi. Contoh: intan Molekul sederhana berikatan kovalen, mempunyai sifat: titik leleh/didih rendah (relatif lebih rendah dari senyawa ion), sebab peleburan/penguapan terjadi akibat pemutusan gaya antar molekul (ikatan hidrogen dan van der Waals) yang relatif lemah. 4.5 Ikatan Kovalen Koordinasi dan Kovalen Biasa Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan kovalen, tetapi pasangan elektron ikatan, hanya berasal dari salah satu atom yang berikatan. Contoh: HNO 3, H 2 SO 4, H 3 PO 4, H 3 PO 3, dll. 4.6 Ikatan Kovalen Murni dan Kovalen Polar Keelektronegatifan: angka yang menunjukkan kecenderungan suatu atom untuk menarik elektron ikatan. Ikatan kovalen murni: ikatan antara atom dengan keelektronegatifan yang sama. Ikatan kovalen polar: ikatan kovalen antara atom dengan keelektronegatifan berbeda.

5 5. Ikatan Logam 5.1 Pengertian ~ elektron valensi dipakai bersama oleh seluruh bahan. ~ muatan positif berada di tengah lautan elektron. 5.2 Kekuatan Ikatan ~ ditentukan oleh Jari-jari Jumlah elektron valensi Bilangan koordinasi 5.3 Sifat Keras, tidak getas, dapat ditempa, titik leleh/didih makin tinggi dengan makin banyaknya elektron valensi, menghantarkan listrik. 6. Ikatan Hidrogen 6.1 Pengertian Syarat: (1) Di dalam molekulnya, hidrogen harus terikat pada F,O,N (2) Ikatan hidrogen (antar molekul) antara H itu dg. F,O,N 6.2 Kekuatan Ikatan ~ ditentukan oleh: Keelektronegatifan: F > O > N Jarak ikatan H F/O/N 6.3 Sifat Ikatan hidrogen dapat menjelaskan: Titik didih / titik leleh yang relatif tinggi (dibanding v.d.w) Kelarutan dalam pelarut air Contoh: titik didih HF, HCl, HBr, HI kelarutan amonia dalam air

6 7. Ikatan van der Waals 7.1 Pengertian ~ gaya tarik antar molekul akibat tarikan dipol-dipol, dipol-dipol terinduksi dan antar dipol-terinduksi. Dipol: (1) permanen, (2) terinduksi (akibat induksi dipol sesaat ). Contoh: CO 2 (s) : tarikan dipol permanen antar molekul CO 2 I 2 (s) : tarikan antar dipol terinduksi 7.2 Kekuatan Ikatan ~ ditentukan oleh: Ukuran molekul Perbedaan keelektronegatifan Jenis dipol: permanen / terinduksi 7.3 Sifat Titik didih/leleh rendah Kurva titik didih HF, HCl, HBr, HI

7 8. Teori Domain Elektron dan Bentuk Molekul 8.1 Teori Domain Elektron Teori domain elektron digunakan untuk menjelaskan bentuk molekul. Domain elektron adalah daerah gerak elektron di sekitar atom dalam molekul. Ikatan: setiap ikatan (tunggal/rangkap) ~ 1 domain elektron Elektron bebas: setiap pasang elektron ~ 1 domain elektron Menurut teori ini, tolakan antar domain elektron bebas > tolakan antara domain elektron bebas domain ikatan > tolakan antar domain ikatan. Tolakan yang kuat akan menghindari sudut Bentuk Molekul Jumlah domain elektron pada atom pusat Susunan domain elektron Bentuk molekul 2 linier linier 3 Segitiga planar 4 tetrahedral 5 bipiramida segitiga 6 oktahedral Penamaan bentuk molekul hanya memperhatikan domain ikatan (tidak memperhatikan domain elektron bebas). Contoh: BeCl 2, BF 3, CH 4, NH 3, PCl 3, H 2 O, PCl 5, SF 4, IF 3, XeF 2 SF 6, IF 5, XeF 4

8 9. Teori Ikatan Kimia 9.1 Macam-Macam Teori Ikatan 1. Teori Lewis 2. Teori Ikatan Valensi 3. Teori Orbital Molekul 9.2 Teori Ikatan Valensi Semua yang kita kenal di SMU tentang ikatan kovalen: Ikatan kimia (kovalen) terbentuk akibat tumpangsuh antar orbital atom-atom yang berikatan. Elektron yang terlibat dalam ikatan, hanya elektron valensi Pada pembentukan ikatan, dapat terjadi penyamaan tingkat energi orbital yang disebut hibridisasi. CH 4 hibridisasi sp 3 (setelah eksitasi 1 elektron) 9.3 Teori Orbital Molekul Ikatan kimia (kovalen) terbentuk akibat pemakaian bersama seluruh elektron di kedua atom yang berikatan. Diperkenalkan konsep orbital molekul, yaitu daerah gerak elektron (daerah kebolehjadian untuk menemukan elektron) dalam molekul.

9 10. Hibridisasi 10.1 Hibridisasi pada Ikatan Kovalen Biasa Contoh: (1) CH 4 Konfigurasi elektron atom C: 1s 2 2s 2 2p 2 Diagram elektron: [kotak-kotak] Untuk mengikat empat buah atom H, atom C harus menyediakan empat buah elektron tunggal (karena ikatannya adalah ikatan kovalen biasa, bukan kovalen koordinasi). Terjadi eksitasi elektron: [kotak] (optional) Pada pembentukan ikatan, terjadi penyamaan tingkat energi orbital-orbital di atas, yang disebut sebagai hibridisasi. [kotak bersatu ] Dalam kasus ini, disebut sebagai hibridisasi sp 3. Pada hibridisasi sp 3, orientasi pasangan-pasangan elektronnya selalu tetrahedral. Keempat orbital hasil hibridisasi disebut sebagai orbital hibrida sp 3 (2) PCl 3 Konfigurasi elektron atom P: Diagram elektron: Untuk mengikat tiga buah atom Cl, atom P harus menyediakan tiga buah elektron tunggal. Tidak diperlukan eksitasi elektron. Pada pembentukan ikatan, terjadi hibridisasi sp 3 Catatan: pasangan elektron bebas pada kulit valensi, turut dalam hibridisasi ini. Bentuk molekulnya: piramida segitiga. Contoh-contoh lain: BeCl 2, BF 3, PCl 5 (NCl 5 tak ada), H 2 O, SF 4, SF 6, IF 3, IF 5, XeF 2, XeF 4, XeF 6

10 10.2 Hibridisasi pada Ikatan Kovalen Koordinasi Contoh: (1) K 4 FeCl 6 Dalam air, K 4 FeCl 6 terurai menjadi 4K + dan FeCl 4-6 Konfigurasi elektron 26 Fe: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2 Diagram elektron: Konfigurasi elektron Fe 2+ : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 0 Diagram elektron: Untuk mengikat 6 buah ion Cl -, ion Fe 2+ harus menyediakan 6 buah orbital kosong (karena ikatannya adalah ikatan kovalen koordinasi). Pada pembentukan ikatan, terjadi penyamaan tingkat energi orbital-orbital di atas, yang disebut sebagai hibridisasi. Dalam kasus ini, disebut sebagai hibridisasi sp 3 d 2. Pada hibridisasi sp 3 d 2, orientasi pasangan-pasangan elektronnya selalu oktahedral. Ke-6 orbital hasil hibridisasi disebut sebagai orbital hibrida sp 3 d 2 (2) K 4 Fe(CN) 6 Dalam air, K 4 Fe(CN) 6 terurai menjadi 4K + dan Fe(CN) 4-6 Konfigurasi elektron 26 Fe: Diagram elektron: Konfigurasi elektron Fe 2+ : Diagram elektron: Untuk mengikat 6 buah ion CN -, ion Fe 2+ harus menyediakan 6 buah orbital kosong (karena ikatannya adalah ikatan kovalen koordinasi). CN- adalah ligan kuat Terjadi pendesakan elektron untuk berpasangan: Terjadi hibridisasi d 2 sp 3. Contoh lain: K 2 NiCl 4 dan K 2 Ni(CN) 4

11 10.3 Peramalan Bentuk Molekul dari Hibridisasi Hibridisasi Susunan Ps. Elektron Bentuk sp linier sp 2 segitiga datar sp 3 tetrahedral th, s3, V, l dsp 2 bujur sangkar d 2 sp 3, sp 3 d 2 oktahedral

12 11. Teori Orbital Molekul (OM) 11.1 Teori Dalam teori OM, elektron dalam molekul bergerak dalam orbitalorbital molekul. Orbital molekul merupakan hasil interaksi dari orbital-orbital atom pembentuknya. * σ 1s 1s 1s σ 1s Contoh: CO, O 2, N 2, NO, O 2 +, O 2 -, Catatan: Orbital tanpa * disebut orbital ikatan, orbital dengan * disebut orbital anti ikatan. Untuk jumlah elektron kurang dari 14 elektron, energi orbital π 2 p lebih rendah dari orbital σ. (B 2 bersifat paramagnetik) Orde Ikatan jumlah elektron ikatan - jumlah elektron anti - ikatan Orde ikatan = 2 Orde ikatan menggambarkan kekuatan ikatan yang terbentuk. Contoh: :Urutan kekuatan ikatan N 2 > NO > O 2 > F 2 2s

13 11.3 Sifat Kemagnetan Sifat kemagnetan ditentukan oleh kehadiran elektron yang tak berpasangan. Makin banyak elektron tak berpasangan, makin kuat ditarik oleh magnet (makin paramagnetik). Jika semuanya berpasangan: diamagnetik. Momen magnet: µ = nn ( + 2) 11.4 Konfigurasi Elektron Molekul O 2 : (σ 1s ) 2 (σ 1s *) 2 (σ 2s ) 2 (σ 2s *) 2 (σ 2p ) 2 (π 2px ) 2 (π 2py ) 2 (π 2px *) (π 2p yy *) atau: [KK] (σ 2s ) 2 (σ 2s *) 2 (σ 2p ) 2 (π 2px ) 2 (π 2py ) 2 (π 2px *) (π 2p yy *) 12. Kepolaran Molekul 12.1 Momen Dipol ~ suatu vektor yang arahnya dari positif ke negatif, dan nilainya: µ = q d satuan: Debye, 1 D = 3, C m q = muatan d = jarak antar muatan positif dan negatif 12.2 Kepolaran Ikatan Jika terdapat perbedaan keelektronegatifan antara 2 atom yang berikatan, maka ikatan tersebut akan bersifat polar. Momen dipol ikatan tidak nol Kepolaran Molekul Molekul dikatakan polar, jika jumlah momen dipol ikatan-ikatannya tak sama dengan nol. Sebaliknya disebut molekul non-polar. Contoh: HCl ikatannya polar, molekulnya polar CO 2 ikatannya polar, molekulnya non-polar NH 3 ikatannya polar, molekulnya polar BF 3 ikatannya polar, molekulnya non-polar CH 4, PCl 3, PCl 5, Cl 2, CH 2 Cl 2, PCl 4 Br, PCl 3 Br 2? Molekul terakhir memiliki beberapa isomer Kepolaran molekul dapat menjelaskan kelarutan. Senyawa polar larut dalam pelarut polar, dsb.