Ikatan Kimia. 2 Klasifikasi Ikatan Kimia :

Transkripsi

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 : 1. Ikatan ion : Ikatan yang terjadi antara ion positif dan ion negatif dalam satu senyawa ionik. 2. Ikatan Kovalen : Ikatan yang terjadi antar atom dalam molekul yang melibatkan pemakaian elektron bersama. 1

2 Mengapa logam membentuk kation dan Non logam membentuk anion Logam : - Cenderung untuk menghasilkan ion positif - Pada posisi sebelah kiri dalam sistem periodik mempunyai energi ionisasi dan afinitas elektron yang kecil - Relatif diperlukan energi yang kecil untuk melepaskan elektron valensinya untuk menghasilkan ion positif (kation). 3

3 Non logam : - Cenderung untuk menghasilkan ion negatif - Pada posisi sebelah kanan dalam sistem periodik mempunyaii energi ionisasi dan afinitas elektron yang besar. - Sulit untuk melepaskan elektron valensinya, tetapi menghasilkan energi bila unsur tersebut menangkap elektron / terjadi peningkatan elektron untuk menghasilkan ion negatif (anion). 4

4 Perubahan dalam konfigurasi elektron apabila terbentuk ion, memenuhi aturan logam : 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. 5

5 20Ca = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 Ca 2+ = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Ca 2+ konfigurasi e - sama dengan gas mulia Ar 1 x EI = 590 kj / mol 2 x EI = 1140 kj / mol 3 x EI = 4940 kj / mol Ca 3+ tidak stabil/energi tinggi. Non logam : 17Cl : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Cl : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Cl dan O 2 mempunyai konfigurasi e yang sama dengan gas mulia 6

6 Kekecualian aturan oktet Aturan oktet : - Kation logam gol IA dan IIA - Anion Non logam Tetapi pada logam transisi dan post transisi tidak berlaku dengan baik. Ex : Sn : [ Kr ] 4d 10 5s 2 5p 2 Fe : [ Ar ] 3d 6 4s 2 Sn 2+ : [ Kr ] 4d 10 5s 2 Fe 2+ : [ Ar ] 3d 6 Sn 4+ : [ Kr ] 4d 10 Fe 3+ : [ Ar ] 3d 5 7

7 Bookkeeping elektron : simbol lewis - G. N. Lewis ( ), Amerika Simbol Lewis unsur-unsur group / gol A periode 2 : Gol IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA O Simbol Ket Li Be B C N O F Ne : Jumlah elektron valensi Simbol Lewis dapat juga digunakan untuk menjelaskan pembentukan ion, meskipun banyak digunakan untuk ikatan kovalen Na + CL Na + CI CL Ca CI Ca CI 8

8 Penggunaan Bersama elektron : pembentukan ikatan kovalen Ikatan yang terjadi kombinasi atom-atom netral untuk membentuk molekul disebut ikatan kovalen. Ex : - H O : air 2 - C H O : gula 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 9

9 Ikatan kovalen dan aturan oktet Aturan oktet Aturan oktet : bila atom-atom membentuk ikatan kovalen, maka cenderung untuk membagi elektronelektron untuk mencapai 8 elektron pada kulit tertuanya (elektron valensi), kecuali atom H. Ex. : 10

10 Ex. : - Ikatan kovalen dari pemakaian dua pasang elektron antara 2 atom disebut ikatan rangkap dua O C O O C = C = - Ikatan kovalen dari pemakaian 3 pasang elektron antara 2 atom disebut ikatan rangkap tiga Ex. : 11

11 Elektronegatifitas dan polaritas ikatan a. Ikatan kovalen non polar b. Ikatan kovalen polar Polaritas : - perbedaan keelektronegatifan Elektronegatifitas unsur-unsur Variasi dalam karakter ion dalam ikatan dengan perbedaan keelektronegatifan. 12

12 Penulisan struktur Lewis - Struktur Lewis yang tidak mematuhi aturan oktet : Cl Cl Cl P Cl Cl F F F S F F F Cl BeCl Cl Cl B Cl 13

13 - Penataan atom-atom yang terikat : Ex : CO 2 ClO 4 HNO 3 O C O O O Cl O O O H O N O Latihan : SO2, NO3 -, HClO 3, dan H3PO4 14

14 Perhitungan elektron valensi untuk penulisan suatu ion, tambahkan 1 elektron valensi untuk setiap muatan negatif, atau kurangi satu elektron valensi untuk setiap muatan positip. Ex : SO 3 S (gol VIA) mempunyai 6e - 1 x 6 = 6 O (gol VIA) mempunyai 6e - 3 x 6 = 18 + Total 24e - 15

15 ClO 4 - Cl (gol VIIA) mempunyai 7e - 1 x 7 = 7 O (gol VIA) mempunyai 6e - 4 x 6 = 24 Tambahkan 1e - untuk muatan total 32e - NH 4 + N (gol VA) mempunyai 5e - 1 x 5 = 5 H (gol IA) mempunyai 1e - 4 x 1 = 4 Kurangi 1e - untuk muatan total 8e - + latihan : - SO 2, PO 3-4, NO + hitung semua elektron valensi? - Tuliskan struktur Lewis dari HClO 3, SO 3, CO, SF 4, OF 2, NH + 4, SO 2, NO 3 -, ClF 3 dan HClO 4. 16

16 Resonansi : bila struktur Lewis tunggal gagal Hibrida resonansi - Struktur resonansi atau struktur penyumbang 17

17 Pengaruh resonansi terhadap stabilitas molekul dan ion - Resonansi dapat menyebabkan molekul dan atau ion lebih stabil daripada tanpa resonansi. - Ikatannya lebih kuat. Ex : Kalor pembentukan standar C 6 H 6 = +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

18 Ikatan kovalen koordinasi : atom dan basa Lewis Ikatan kovalen koordinasi : ikatan yang terjadi apabila kedua elektron pada suatu ikatan berasal dari salah satu atom (donor pasangan elektron). H H + H N O + H + H N H H H 19

19 Definisi Asam dan Basa Lewis 1. Asam adalah spesies ionik atau molekul yang dapat menerima (aseptor) sepasang elektron dalam pembentuk ikatan kovalen koordinat 2. Basa adalah spesies ionik atau molekul yang dapat memberi (donor) sepasang elektron dalam pembentuk ikatan kovalen koordinat 3. Netralisi adalah pembentuk ikatan kovalen koordinat antara donor (basa) dan aseptor (asam) Contoh reaksi Asam - Basa Lewis H H N H Basa + CI B CI CI Asam H H N H CI B CI CI 20

20 Struktur Molekul Bentuk molekul Molekul Linier = sudut ikatan 180 Molekul Segitiga planar = sudut ikatan 120 Molekul tetrahedral = sudut ikatan 109,5 = 4 muka Gambar : Langkah-langkah Menggambar molekul tetrahedral 1

21 Molekul Trigonal bipiramidal : 2 trigonal piramid Model ikatan : - ikatan ekuatorial : ikatan aksial : diantara ekuatorial dengan aksial 90 Molekul Oktahedral : 2 square pyramid 2

22 Prediksi Bentuk Molekul : Teori VSEPR Teori VSEPR (Valance Shell Elektron Pari Requlsion) : Pasangan e - kulit valensi atom pusat akan saling tolakmenolak sampai tercapai tolakan yang paling minimal. ex : - BeCl 2 Gambar : Two pairs Three pairs Four pairs Five pairs Six pairs Latihan : CCl 4, SbCl 5 3

23 Ex : BeCl 2 Cl Be Cl Be 180 o Cl Cl (benar) < 180 o (salah) Be Linier BCl 3 B 120 o Cl B Segitiga Planar Cl Cl Latihan : CCl 4, SbCl 5 4

24 Bentuk molekul bila beberapa pasangan e - tidak dipakai untuk ikatan Cl Sn Cl Pasangan e - yang tidak dipakai akan memberikan tolakan yang sama seperti pasangan e - yang tidak dipakai untuk ikatan Gambar : Sn Sn Bentuk non linier Atau bentuk V Cl Cl 5

25 Molekul dengan 4 pasangan e - dalam kulit Valensi Gambar : H N H H H O H 6

26 Molekul dengan 5 pasangan e - dalam kulit Valensi Gambar : 7

27 Molekul dengan 6 pasangan e - dalam kulit Valensi Gambar : Latihan : ClO 2-, XeF 2, XeOF 4 8

28 Bentuk molekul dan ion dengan ikatan rangkap dua atau tiga Sama seperti ikatan tunggal Gambar : O C O O O N O O N O Non Linier Segitiga Planar Latihan : HCN, SO 3 2-, XeO 4, OF 2, CO 3 2-9

29 Bentuk Molekul dan Polaritas Molekul Momen 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

30 Dipol ikatan ( Non Polar ) 11

31 Molekul Polar 12

32 Molekul Polar Latihan : PCL 3, SO 3, HCN, SF 6, SO 2 13

33 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

34 Postulat dasar teori ikatan valensi Suatu ikatan antara 2 atom dibentuk bila sepasang elektron dengan spin yang berpasangan di bagi oleh 2 orbital atom yang saling overlapping, satu orbital dari setiap atom bergabung dalam ikatan Gambar pembentukan molekul H 2 menurut teori ikatan kovalen 15

35 Gambar pembentukan molekul HF menurut teori ikatan kovalen Gambar pembentukan molekul H 2 S menurut teori ikatan kovalen 16

36 Gambar pembentukan molekul F 2 menurut teori ikatan kovalen Latihan : HCl 17

37 Be H 2 : Orbital Hibrid Diagram orbital pada kulit valensi berilium : Be 2s 2 p Untuk berikatan dengan 2 atom H maka Be harus menyediakan 2 orbital pada kulit valensi yang masingmasing orbital mengandung 1e - Be 2s 2p Hibridasi sp s p Orbital 2p yang unhibrid 18

38 Gambar pembentukan orbital hibrid sp 19

39 Gambar : karbon tetrahedral dari model CH 4 Gambar : Ikatan pada molekul etana (C 2 H 6 ) 20

40 Hibridasi bila atom pusat mempunyai lebih dari oktet Gambar : orientasi hibrid yang melibatkan orbital Atom d (a) orbital hibrid sp 3 d (b) sp 3 d 2 orbital hibrid Latihan : Jelaskan orbital hibrid dari SF 6, AsCl 5 21

41 Penggunaan teori VSEPR untuk memprediksi Hibridasi CH 4 tetrahedral hibridasi sp 3 SF 6 oktahedral hibridasi sp 3 d 2 Latihan : SiH 4, PCl 5 Hibridasi dalam molekul yang mempunyai pasangan elektron bebas CH4 adalah molekul tetrahedral hibridasi sp 3 orbital karbon Sudut ikatan H - C - H = 109,5 NH 3, sudut ikatan H - N - H = 107 H 2 O, sudut ikatan H - O - H = 104,5 Sudut ikatan H X H mendekati sudut untuk molekul yang atom pusat mempunyai hibrid sp 3 22

42 Ikatan Rangkap Dua dan Tiga Overlap orbital-orbital s, p, atau orbital hibrid disebut Ikatan Sigma atau Ikatan Gambar : Ikatan Sigma a) overlap dari orbital s b) overlap dari orbital p dari ujung ke ujung c) overlap dari orbital hibrid 23

43 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 ) H H C C Hibridisasi sp 2 H H 24

44 Gambar : pembentukan ikatan 25

45 Teori Orbital Molekul Memandang bahwa suatu molekul mirip dengan atom dalam Satu respek yang penting level energi tergantung kepada Variasi orbital yang dipopulasikan oleh e -. Atom orbital atom Molekul orbital molekul Orbital molekul yang dibentuk = orbital atom-atom yang Berkombinasi Molekul terdiri dari susunan inti atom tertentu, dan di sekitar Inti tersebut tersebar satu set orbital molekul. 26

46 Mengapa beberapa molekul ada dan yang lain tidak? Teori orbital molekul dapat digunakan untuk menghitung Keberadaan molekul tertentu Gambar : Diagram level energi orbital molekul H 2 27

47 Gambar : diagram level energi orbital molekul He 2 Pada molekul He 2 e - ikatan = e - anti ikatan tidak stabil Jika kehilangan 1e - anti ikatan He 2 He 2+ maka masih ada Elektron ikatan netro ion tersebut bisa ada walaupun tidak Stabil dan tidak dapat diisolasi. 28

48 Orde ikatan Orde ikatan Molekul Molekul Ion He 2 H 2 He 2 e - ikatan - 2 : orde ikatan :orde ikatan : orde ikatan e ,5 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

49 Konfigurasi e - orbital molekul diperoleh dengan aturan yang 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

50 Teori orbital molekul memprediksikan molekul Be 2 dan Ne 2 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 O 2 - Dari eksperimen O 2 : paramagnetik ( terikat lemah dengan magnet ) - Mempunyai 2e - yang tidak berpasangan - panjang ikatan O 2 ikatan ikatan O - O dengan teori e - valensi hal tersebut telah dapat dijelaskan ex : struktur lewis : O O O O ( tidak diterima berdasarkan eksperimen karena semua elektron berpasangan) ( tidak diterima berdasarkan eksperimen karena ikatan tunggal O O ) 31