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
TUJUAN INSTRUKSIONAL KHUSUS Setelah mengikuti kuliah pokok bahasan Gaya dalam Molekul, mahasiswa dapat memahami dan menjelaskan berbagai macam gaya ikata yang bekerja dalam suatu molekul.
Gaya intramolekuler (intramolecular force) adalah gaya yang mengikat atom-atom dalam satu molekul akibat adanya ikatan kimia/bond (ikatan ionik, ikatan kovalen, ikatan logam). Energi yang dibutuhkan untuk memecah ikatan sangat besar, dan ini disebut energi ikatan. Contoh: energi ikatan untuk ikatan O- H dalam air adalah 463 kj/mol, atau rata-rata dibutuhkan 926 kj untuk mengubah 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 hidrogen adalah sebesar 1 cm (sebesar kelereng), maka diameter 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 tidak dapat menentukan lokasi pasti dari elektron; kita hanya dapat menentukan densitas elektron, yaitu probabilitas untuk menemukan elektron pada bagian tertentu orbital. Orbital atomik dikelompokkan menjadi kulit-kulit dengan jarak yang berbeda dari inti atom. Tiap kulit dapat terisi 2n 2 elektron (n = 1,2,3,4...)
Distribusi elektron di 4 kulit pertama NO KULIT ORBITAL JML. 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
PENGISIAN ELEKTRON PADA ORBITAL Aufbau Principle: Orbital terisi dengan urutan dari tingkat energi terendah ke tingkat energi tertinggi. Pauli Exclusion Principle: Hanya ada 2 elektron yang dapat mengisi satu orbital dan putaran (spin) dari elektron tersebut harus berpasangan. Hund s Rule: Jika tersedia orbital-orbital dengan tingkat energi yang sama tapi tidak cukup elektron untuk mengisinya maka satu elektron diisikan ke tiap orbital sebelum elektron kedua ditambahkan ke salah satu dari orbital-orbital tersebut.
DIAGRAM FOR THE FILLING ORDER OF ELECTRONS IN A SUBSHELL 1 s 2 = 2 2 s 2 p 6 = 8 3 s 2 p 6 d 10 = 18 4 s 2 p 6 d 10 f 14 = 32 5 s 2 p 6 d 10 f 14 = 32 6 s 2 p 6 d 10 = 18 7 s 2 p 6 = 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 (atau electron density) ke arah dirinya dalam satu ikatan kovalen. SKALA PAULING Elektronegativitas pada umumnya bertambah dari kiri ke kanan dalam satu baris dalam tabel periodik unsur. Elektronegativitas pada umumnya bertambah dari bawah ke atas dalam satu kolom dalam tabel periodik unsur.
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 tunggal untuk menunjukkan transfer satu elektron dari Na ke F Na + F Na + F - Dalam pembentukan Na + F -, satu elektron 3s dari Na ditransfer ke kulit valensi F yang telah terisi 7 Na(1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) + F(1s 2 2s 2 2p 5 ) Na + (1s 2 2s 2 2p 6 ) + F - (1s 2 2s 2 2p 6 )
Ikatan kovalen adalah ikatan antara 2 atom atau lebih yang terbentuk akibat adanya kerjasama penggunaan (sharing) satu atau lebih pasangan elektron. Tiap atom mendonorkan satu elektron untuk dipakai bersama. Kerjasama elektron ini merupakan akibat dari perbedaan elektronegativitas dari dua atom yang berikatan 1,9.
Ikatan kovalen paling sederhana adalah dalam H 2 Satu elektron dari tiap atom bergabung membentuk sepasang elektron. H + H H-H H 0 = -435 kj (-104 kcal)/mol Pasangan kerjasama berfungsi ganda: digunakan oleh kedua atom dan mengisi kulit valensi masing-masing atom.
Contoh ikatan kovalen untuk molekul sederhana Cl 2 Atom Cl memerlukan 8 elektron di kulit terluarnya agar strukturnya seperti gas Argon HCl 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 Struktur Kekulé Struktur Lewis dan Kekulé untuk metana (CH 4 ) dan etana (C 2 H 6 )
Elektron valensi yang TIDAK digunakan bersama oleh dua atom disebut ELEKTRON TAK TERIKAT (nonbonding electron) Sepasang nonbonding elektron disebut LONE PAIR. Atom O, N, dan halogen (F, Cl, Br, I) dalam bentuk stabilnya 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 Less than 0.5 0.5 to 1.9 Greater than 1.9 Typ e of Bond Non polar covalent Polar covalent Ions f orm
IKATAN KOVALEN NON-POLAR Dua atom dengan elektronegativitas sama akan berbagi bonding electron secara imbang. Bonding electron akan terdistribusi secara adil di antara atom-atom yang berikatan. Tidak ada akumulasi bonding electron di tiap atom dan dipole moment sama dengan nol. Ikatan kovalen seperti itu disebut ikatan kovalen non-polar. Contoh: ikatan antara 2 Hidrogen dalam H 2 atau 2 Oksigen dalam O 2 atau 2 Nitrogen dalam N 2.
IKATAN KOVALEN POLAR Jika 2 atom yang berikatan memiliki elektronegativitas yang berbeda, maka the bonding pairs of electrons akan digunakan oleh 2 atom secara tidak imbang. Atom dengan elektronegativitas lebih tinggi akan menarik bonding electron lebih dekat, sehingga distribusi elektron menjadi tidak sama dan akan timbul momen dwikutub ikatan (bond dipole moment) Kedua kondisi kutub ini disebut dwikutub (dipole) dan akan menimbulkan momen dwikutub (dipole moment), yaitu satu vektor gaya yang mengarah ke atom dengan elektronegativitas lebih 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 ikatan tunggal antara Klorin dan Hidrogen yang memiliki beda EN 3,0 2,1 = 0,9 Molekul H-Cl akan memiliki bonding pair yang lebih dekat pada atom yang memiliki EN lebih tinggi (Klorin). Akibatnya ujung Klorin akan bermuatan negatif. Ujung Hidrogen akan bermuatan lebih positif karena bonding pair letaknya lebih jauh dari Hidrogen.
BOND DIPOLE MOMENT (m): Dipole moment merupakan suatu ukuran polaritas dari satu ikatan kovalen. Dipole moment merupakan hasil kali antara muatan satu atom dalam ikatan polar dengan jarak antar inti atom Tabel berikut menunjukkan dipole moment ratarata dari beberapa ikatan polar
Dipole moment beberapa ikatan
Formal charge (positif atau negatif) merupakan muatan dari suatu atom yang memiliki jumlah ikatan tak normal.
CONTOH: HNO 3 Nitrogen dengan 4 ikatan kovalen memiliki formal charge: Formal charge: 15 4 0 10 = +1 Atom nitrogen mendonasikan sepasang elektron untuk membentuk ikatan ini
Karbon dapat membentuk 4 ikatan kovalen. Jika dalam suatu senyawa 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. Muatan negatif digunakan untuk menunjukkan 2 elektron non-bonding. Formal charge pada C: 14 3 2 10 = 1 8 elektron terluar: 3 pasang terikat 2 elektron non-bonding
2. CARBOKATION Atom karbon yang memiliki 3 ikatan kovalen dan 1 formal charge positif. Muatan negatif digunakan untuk menunjukkan 2 elektron yang hilang Formal charge pada C: 14 3 0 10 = + 1 6 elektron terluar: 3 pasang terikat
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 CO 2 dan H 2 O jika dipanaskan dengan gas O 2. Karena karbon dan hidrogen memiliki elektronegativitas 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.