Bab 4 struktur molekul & ikatan kimia[1]

(1)

Bab 4

Struktur Molekul & Ikatan

Kimia

(2)

Kompetensi dan Indikator

Indikator

• _{Mahasiswa mampu menuliskan struktur Lewis dari beberapa} unsur dan senyawa kovalen

• _{Mahasiswa mampu menjelaskan proses terbentuknya ikatan} ionik

• _{Mahasiswa mampu menjelaskan proses terbentuknya ikatan} kovalen

• _{Mahasiswa mampu menentukan bentuk molekul dari suatu} senyawa kimia

• _{Mahasiswa mampu menjelaskan proses terbentuknya ikatan} logam

(3)

(4)

Lambang Lewis

• Adalah lambang atom yang mempresentasikan elektron pada kulit valensinya.

• Lambang Lewis biasanya ditulis dengan menulis lambang kimia atom yang dikelilingi oleh titik-titik.

•

Titik-titik menunjukkan elektron yang berada pada

kulit terluar

• Lambang Lewis gas mulia menunjukkan 8 elektron valensi (4 pasang).

• Lambang Lewis unsur dari golongan lain menunjukkan adanya elektron tunggal (belum berpasangan).

(5)

(6)

(7)



Atom - atom yang tidak memiliki konfigurasi seperti

gas mulia, memiliki kecenderungan untuk mengikuti

pola

gas mulia

, sehingga elektron valensi atau

elektron orbital terluarnya terisi penuh.



Semua unsur gas mulia mempunyai elektron terluar

8, kecuali He 2

Struktur oktet : 8

Stabil

Struktur duplet: 2



Unsur yg lain selalu cenderung menuju

struktur

oktet/ duplet

agar stabil, dengan

melepaskan

(8)



Perubahan satu atom dalam mencapai

konfigurasi gas mulia diikuti dengan

terbentuknya

ikatan kimia

.



unsur yang bernomor atom kecil (spt : H,

Li, Be, B dll) tidak dpt memenuhi struktur

oktet, hanya duplet (2)



IKATAN KIMIA

Atom dalam satu

molekul

(9)

(10)

Li + F _Li+ _F

-Ikatan Ion

1s22s1

1s22s22p5

[Li]

[F]

Li _Li+ +

e-e- + F F

-F

-Li+ + Li+ _F

-LiF

Terjadi karena adanya gaya elektrostatik yang

menahan ion untuk berikatan antara ion positif dgn

negatif

-

Terjadi karena perpindahan

elektron dari satu atom ke yg lain

-antara ion positip (+) dan ion

negatif (-)

(11)

(12)

ikatan kovalen adalah:

_{Ikatan terjadi karena penggunaan pasangan elektron}

bersama oleh dua atom atau lebih

_{Ikatan 2 atom atau lebih dr atom non logam}

_{Ikatan antara atom-atom yg memp. perbedaan}

Elektronegatifitas kecil

Kenapa harus berbagi elektron untuk digunakan bersama?

F + F

7e- 7e

-F -F

8e- _8e

-F -F

F F Lewis structure of F₂

Pas. e

-bebas

Ik.kovalen tunggal

Ikatan Kovalen

Pas. e

-bebas

Pas. e

-bebas

Ik.kovalen tunggal

Pas. e

(13)

Pasangan elektron

bersama untuk atom F yang

membentuk senyawa F2

Ikatan molekul dengan

atom penyusun yang berbeda

atom H

(14)

8e

-H + O + H H O H or H O H

2e- 2e

-Struktur Lewis molekul air

Rangkap dua– dua atom berbagi dua pasangan elektron untuk digunakan bersama

Ik. Kovalen tunggal

O C O atau O C O

8e- 8e- 8e

-Ik. Rangkap dua

N N

8e-_8e

-N N

Ik. Rangkap tiga Ik. Rangkap tiga

atau

Ik. Rangkap dua

(15)

Lengths of Covalent Bonds

Bond Lengths

(16)

(17)

H F

F H

Ikatan kovalen polar

adalah ikatan

kovalen dengan pasangan elektron bersama

tertarik ke arah salah satu kutub atom yg

lebih elektronegatiif

contoh : HF, HCl, HBr, HI, H

₂

O, NH

₃

dll

electron rich region

electron poor region

e- rich

e- poor

(18)

-18

Elektronegativitas

adalah kemampuan atom

untuk menarik pasangan elektron bersama

untuk dirinya sendiri dalam suatu ikatan kimia

Afinitas elektron –

dapat diukur,

AE Cl tertinggi

Elektronegativitas -

relatif

, nilai untuk F tertinggi

X ₍_g) + e-_X

(19)

(20)

Ikatan kovalen non polar

Jika pasangan elektron yg digunakan tertarik

sama kuat pd semua atom

contoh : - Cl

2

, Br

2

, I

2

, O

2

,N

2

dll

(21)

21

Golongkan ikatan berikut sebagai ikatan ionic, kovalen polar atau kovalen non polar: ikatan pada CsCl; ikatan pada H₂S; ikatan NN pada molekul

H₂NNH₂.

Cs – 0.7 Cl – 3.0 3.0 – 0.7 = 2.3 Ikatan Ion

H – 2.1 S – 2.5 2.5 – 2.1 = 0.4 Kovalen polar

(22)

Ikatan Kovalen Koordinasi /

Koordinat/ Dativ

•

Adalah ikatan yang terbentuk dengan cara

penggunaan bersama pasangan elektron

yang berasal dari salah 1 atom yang

berikatan [Pasangan Elektron Bebas (

PEB)],

sedangkan atom yang lain hanya

menerima pasangan elektron yang

digunakan bersama.

•

Pasangan elektron ikatan (PEI) yang

menyatakan ikatan dativ digambarkan

(23)

(24)

24

1. Gambarkan kerangka struktur yang

mungkin. Letakkan atom dengan

elektronegativitas paling kecil di tengah

(sebagai atom pusat)

2. Hitung jumlah elektron valensi atom-atom

penyusun molekul. Untuk molekul ion

tambahkan 1 untuk setiap muatan negatif

dan kurangi 1 untuk tiap muatan positif

3. Atur agar semua atom memenuhi aturan

oktet kecuali hidrogen

4. Jika terlalu banyak elektron dalam

strukturnya, buatlah menjadi ikatan

rangkap dua atau tiga

(25)

25

Contoh : nitrogen trifluorida (NF₃).

Langkah 1 – N lebih elektropositif dari F, sehinga N sbgai atom pusat

F N F

F

Langkah 2 – Hitung e- valensi N = 5 (2s2_2p3_{) and F =7 (2s}2_2p5₎

5 + (3 x 7) = 26 elektron valensi

Langkah 3 – gambarkan ikatan tunggal pada atom N dan F dan sesuaikan aturan oktetnya

Langkah 4 - cek apakah sudah sesuai jumlah elektron valensinya

(26)

26

Contoh : Ion Karbonat (CO₃2-).

Langkah 1 – C lebih elektropositif dari O, maka C sebagai atom pusat

O C O

O

Langkah 2 – hitung e- valensi C = 4 (2s2_2p2_{) and O = 6 (2s}2_2p4₎

terdapat muatan -2 maka + 2e

-4 + (3 x 6) + 2 = 24 valence electrons

Langkah 3 – gambarkan ikatan tunggal antara C and O atoms dan sesuaikan dengan aturan oktet

Langkah 4 - cek apakah sudah sesuai dengan jumlah elektron valensi 3 single bonds (3x2) + 10 lone pairs (10x2) = 26 valence electrons

Langkah 5 - terlalu banyak elektron, buatlah ikatan rangkap dua

2 single bonds (2x2) = 4 1 double bond =

4

8 lone pairs (8x2) = 16

(27)

Pengecualian Aturan Oktet

Pada molekul yg kekurangan elektron

H Be H Be – 2e

-2H – 2x1e

-4e

-BeH₂

BF₃

B – 3e

-3F – 3x7e

-24e

-F B F

F

3 ik. Tunggal (3x2) = 69 PEB (9x2) = 18

(28)

28 Molekul dengan Elektron Ganjil

N – 5e

-O – 6e

-11e

-NO N O

Ekspansi Oktet (kulit valensi terekspansi hanya terjadi pada atom pusat non logam dari perioda 3 keatas)

SF₆

S – 6e

-6F – 42e

-48e -S F F F F F F

6 Ik. Tunggal (6x2) = 12 18 PEB (18x2) = 36

(29)

Geometri Molekul

•

Geometri molekul adalah susunan tiga dimensi

dari atom-atom dalam molekul.

•

Geometri molekul mempengaruhi sifat-sifat kimia

dan fisisnya, seperti titik leleh dan titik didih,

kerapatan dan jenis reaksi yang dialaminya

•

Untuk molekul-molekul yang relatif kecil yang

(30)

(31)

Teori Valence-Shell Electron Pair

Repulsion (VSEPR)

•

Penggambaran bentuk molekul dengan bantuan

VSEPR didasari oleh penggambaran struktur Lewis

sebagai model 2 dimensi

•

Dalam teori VSEPR atom pusat akan

menempatkan secara relatif grup (bisa berupa

atom atau pasangan elektron) pada posisi tertentu

•

Prinsip dasarnya: masing-masing grup elektron

valensi ditempatkan sejauh mungkin satu sama

lain untuk meminimalkan gaya tolakan.

•

Notasi yang dipakai: A = atom pusat, B = atom

(32)

(33)

Langkah- Langkah :

Untuk meramalkan bentuk dengan metode ini,

langkah-langkah yang harus dilakukan adalah sebagai berikut :

•

Gambarkan struktur Lewis senyawa.

•

Hitung jumlah

domain elektron

(diberi lambang

B

),

jumlah PEI dan

PEB

(diberi lambang

E

) yang ada di

sekitar atom pusat.

Atom pusat

diberi lambang

A

.

•

Memprediksi

sudut-sudut

ikatan

yang

mungkin

berdasarkan jumlah kelompok elektron dan arah-arah

yang mungkin akibat tolakan pasangan elektron bebas.

•

Tentukan rumus bentuk molekulnya/klasifikasi VSEPR.

•

Memberi nama bentuk molekul berdasarkan jumlah PEI

(34)

34

Valence shell electron pair repulsion

(VSEPR) model:

Predict the geometry of the molecule from the electrostatic repulsions between the electron (bonding and nonbonding) pairs.

34 Cl Be Cl

(35)

35 Domain

(36)

(37)

(38)

(39)

(40)

40

bonding-pair vs. bonding pair repulsion

lone-pair vs. lone pair repulsion

lone-pair vs. bonding pair repulsion

(41)

AB₂ 2 0

Class

(42)

Class

# of atoms bonded to central atom # lone pairs on central atom Arrangement of electron pairs Molecular Geometry

VSEPR

AB₃ 3 0 trigonal _planar trigonal _planar

(43)

43

Class

VSEPR

AB₄ 4 0 tetrahedral tetrahedral

AB₃E 3 1 tetrahedral _pyramidaltrigonal

(44)

(45)

45

Class

VSEPR

AB₅ 5 0 _bipyramidaltrigonal _bipyramidaltrigonal

AB₄E 4 1 _bipyramidaltrigonal _tetrahedrondistorted

AB₃E₂ 3 2 _bipyramidaltrigonal T-shaped

(46)

(47)

47

Class

VSEPR

AB₆ 6 0 octahedral octahedral

AB₅E 5 1 octahedral _pyramidalsquare

(48)

(49)

(50)

Contoh soal

•

Molekul BeCl

2

Gambarkan struktur Lewis BeCl

2

4

Be : 2, 2

17

Cl : 2, 8, 7

. . . .

: Cl . . Be . . Cl : Cl – Be – Cl

. . . .

Jumlah domain elektron (B) = 2, PEI = 2, PEB (E)= 0

Klasifikasi VSEPR : AB

2

(51)

(52)

Ikatan logam

logam padat --- bersifat konduktor, mengapa ?... - Logam mempunyai elektronegativitas rendah: mudah

melepas elektron menjadi cenderung bermuatan positif. - Elektron bebas bergerak di antara ion positif.

- Interaksi antara ion positif dan elektron > ikatan logam

Adanya elektron yg bergerak bebas > konduktor

(53)

Pada ikatan logam, inti-inti atom berjarak tertentu dan

beraturan sedangkan elektron yang saling

dipinjamkan bergerak sangat mobil seolah-olah

membentuk “kabut elektron”. Hal ini yang

meyebabkan munculnya sifat daya hantar listrik

pada logam.

(54)

(55)

GAYA ANTAR MOLEKUL

•

Gaya tarik yang timbul antar molekul-molekul

disebut gaya

antar molekul (

intermolecular

forces

)

.

•

Setelah membentuk ikatan dengan atom lain

(56)

.

1. Ikatan Van der Walls

Gaya Van der Waals terjadi akibat interaksi antara

molekul-molekul non-polar (Gaya London), antara

molekul-molekul polar (Gaya dipol-dipol) atau antara

molekul non-polar dengan molekul polar (Gaya

dipol-dipol terinduksi).

(57)

(58)

2. Ikatan Hidrogen

H – F ikatan kovalen polar, F lebih elektronegatif H seolah-olah menjadi lebih positif (+)

ada daya tarik menarik dua kutub

F F

H H H H

F F

Senyawa HF

Ket: : ikatan hidrogen

: ikatan kovalen

Ikatan hidrogen terjadi pada hidrogen yg terikat unsur yg sangat elektro negatif ( F, O, N dll )

Yang mempunyai hidrogen : HF, H2O, NH3

(59)

Ikatan Hidrogen pada molekul

(60)

(61)

Pengaruh Gaya Antar Molekul Terh

adap Sifat Fisik Senyawa

Adapun pengaruh gaya antar molekul terhadap sifat fisik

senyawa, yang akan dibahas diantaranya:

1. Pengaruh ikatan Hidrogen terhadap Titik Didih dan Titik

Leleh

2. Pengaruh Gaya London terhadap Titik Didih dan Titik

Leleh

3. Pengaruh Gaya Antarmolekul terhadap Wujud Gas

4. Pengaruh Gaya Antarmolekul terhadap Kekentalan

Cairan

5. Pengaruh Gaya Antarmolekul terhadap Kelarutan