Ikatan Kimia

IKATAN KIMIA

IKATAN KIMIA

Drs. I Gusti Agung Gede Bawa, M.Si

Drs. I Gusti Agung Gede Bawa, M.Si

Jurusan Kimia

Jurusan Kimia

Materi Ikatan Kimia

Materi Ikatan Kimia

•• Gaya

Gaya Intramolekul

Intramolekuler

er

•• Ikatan ionikIkatan ionik •• Ikatan kovalenIkatan kovalen

•• Gaya

Gaya Intermolekul

Intermolekuler

er

•• Gaya dipol-dipolGaya dipol-dipol •• Gaya ion-dipolGaya ion-dipol •• Gaya dispersiGaya dispersi

•• Gaya Van der WaalsGaya Van der Waals •• Ikatan hidrogenIkatan hidrogen

•• Ikatan logamIkatan logam

•• Stabilitas Senyawa :

Stabilitas Senyawa :

•• Senyawa ionik (Energi Kisi)Senyawa ionik (Energi Kisi) •• Senyawa kovalen (Energi Ikat)Senyawa kovalen (Energi Ikat)

•• Geometri

Geometri Molekuler

Molekuler ::

•• TTeori VSeori VSEPREPR

•• TTeori Ieori Ikatan Valensikatan Valensi •• Teori Orbital MolekulTeori Orbital Molekul

•• Polaritas

Polaritas Senyawa

Senyawa ::

Gaya Intramolekuler

Gaya Intramolekuler

1.

1. GayGaya Iona Ionik ik (ikata(ikatan n ion)ion)





Gaya yang memegang atom-atom dalam

Gaya yang memegang atom-atom dalam suatu molekul.

suatu molekul.





Gaya Intramolekuler dibedakan menjadi dua, yaitu

Gaya Intramolekule

r dibedakan menjadi dua, yaitu ::

Ikatan yang terjadi sebagai akibat terjadinya serah-terima Ikatan yang terjadi sebagai akibat terjadinya serah-terima elektron antara atom-atom yang

elektron antara atom-atom yang memiliki potensial ionisasimemiliki potensial ionisasi rendah dengan atom-atom yang memiliki affinitas elektron rendah dengan atom-atom yang memiliki affinitas elektron tinggi.

tinggi.

Gol. IA ; IIA dengan VIA ; VIIA Gol. IA ; IIA dengan VIA ; VIIA

Ikatan yang terjadi sebagai akibat penggunaan

Ikatan yang terjadi sebagai akibat penggunaan pasanganpasangan elektron secara bersama-sama diantara atom-atom yang elektron secara bersama-sama diantara atom-atom yang berikatan.

berikatan. 2.

2. GayGaya Koa Kovavalen len (ik(ikataatan kn kovovalealen)n)

Ikatan ini umumnya terjadi antara unsur-unsur non

Ikatan ini umumnya terjadi antara unsur-unsur non logamlogam

Contoh : Contoh :

HCl ; Cl

Gaya Intermolekuler

Gaya Intermolekuler

 Gaya tarik menarik diantara Gaya tarik menarik diantara molekul-molekul.molekul-molekul.  Gaya ini bertanggung-jawab terhadap :Gaya ini bertanggung-jawab terhadap :

1.

1. PriPrilaklaku nou non-in-ideadeal dal dari sri suatuatu gu gasas 2.

2. KebKeberaeradaadaan fase tern fase terkonkondendensassasi suati suatu materu materi.i. 1.

1. GaGayya dia dipopol-l-didipopoll

Gaya yang bekerja pada

Gaya yang bekerja pada molekul-molekul polarmolekul-molekul polar

+

2. Gaya ion-dipol

Gaya yang terjadi pada suatu ion dengan molekul polar

+  –  – + Na+ I  – Contoh : - Hidrasi

3. Gaya dispersi

Gaya yang bekerja pada molekul-molekul non-polar

+  – +

kation Dipol terinduksi

Dipol terinduksi dipol

(b) (a)

4. Ikatan Hidrogen

Jenis interaksi dipol-dipol yang khusus antara atom hidrogen dalam suatu ikatan polar,seperti O―H atau N―H dengan atom -atom yang elektronegatif, seperti O, N atau F.

Ikatan yang terjadi diantara atom-atom logam 5. Ikatan Logam N H O H H H H

Stabilitas suatu senyawa

• Senyawa ionik

Stabilitas senyawa ionik bergantung pada interaksi dari semua ion-ion yang terlibat dalam pembentukan kisi kristalnya.

Ukuran kuantitatifnya dinamakan Energi Kisi :

Energi yang diperlukan untuk memisahkan secara lengkap 1 mol senyawa ionik padat menjadi ion-ion dalam keadaan gas.

Penentuan Energi Kisi

• Secara tidak langsung menggunakan siklus Born-Haber

Siklus Born-Haber menghubungkan antara energi kisi dengan

energi ionisasi, affinitas elektron, dan sifat-sifat atom atau molekul lainnya.

Contoh :

Penentuan energi kisi senyawa ionik LiF(s).

Pembentukan senyawa LiF(s), berdasarkan reaksi : Li(s) + ½ F₂(g) LiF(s). ∆H_f o _{= -594,1 kJ}

Pembentukan senyawa ini sesungguhnya melibatkan beberapa tahapan reaksi, yaitu :

1. Perubahan litium padat menjadi gas (entalpi sublimasi)

Li(s) Li(g) ∆H₁o _{= 155,2 kJ}

2. Disosiasi ½ mol gas F₂ menjadi atom F(g)

½ F₂(g) F(g) ∆H₂o _{= 75,3 kJ}

3. Ionisasi 1 mol atom Li(g)

Li(g) Li+_{(g) + e ∆H}

3o = 520 kJ

4. Bertambahnya 1 mol e pada atom F(g) (afinitas e)

F(g) + e F –_{(g) ∆H}

4o = -333 kJ

• Siklus Born-Harber



_H

3o 

_H

4o

Li(g)

+

F(g)

F



(g) + Li

+

_(g)



_H

1o 

H

2o 

H

5o 

_H

f o

Li(s)

+

½ F

₂

(g)

LiF(s)



_H

f o

 =



H

1o

 +



H

2o

 +



H

3o

 +



H

4o

 +



H

5o

Kekuatan ikatan kovalen

• Energi ikat disosiasi

Energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan tertentu dari 1 mol molekul diatomik dalam keadaan gas.

H₂(g) H(g) + H(g) ∆Ho _{= 436,4 kJ}

Cl₂(g) Cl(g) + Cl(g) ∆Ho _{= 242,7 kJ}

HCl(g) H(g) + Cl(g) ∆Ho _{= 431,9 kJ}

• Energi ikat rata-rata

Mengukur kekuatan ikatan kovalen menjadi lebih komplek untuk molekul poliatomik.

H₂O(g) H(g) + OH(g) ∆Ho _{= 502 kJ}

OH(g) H(g) + O(g) ∆Ho _{= 427 kJ}

Contoh :

Energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan O―H pertama dalam molekul H₂O, berbeda dengan energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan O―H kedua.

Berdasarkan studi H₂O di atas, kita dapat memahami mengapa energi dari ikatan O―H, dalam dua molekul yang berbeda tidak sama.

Jadi untuk molekul poliatomik, kita hanya dapat mengatakan energi ikat rata-ratanya.

Geometri Molekuler

“Penataan tiga dimensi dari suatu atom dalam molekul.”

Beberapa sifat fisik dan sifat kimia, seperti titik leleh, titik didih, densitas, dan jenis reaksi yang molekul alami dipengaruhi oleh geometri molekulnya.

 Ada dua cara yang umum dipakai untuk menentukan geometri molekuler, khususnya senyawa kovalen.

1. Metode VSEPR

Teori VSEPR

Dasar : tolak menolak pasangan elektron kulit valensi.

Tolak menolak ps. e. bebas x ps. e. bebas > ps. e. bebas x ps. e. ikatan > ps. e. ikatan x ps. e. ikatan.

Pedoman menggunakan Model VSEPR

1. Tulislah struktur Lewis dari suatu molekul.

2. Hitunglah jumlah total pasangan elektron yang mengelilingi atom pusat.

3. Ikatan rangkap 2 dan 3, dianggap sebagai ikatan tunggal.

4. Dalam meramalkan sudut ikatan, ingat tolak menolak ps. e bebas x ps. e bebas > ps. e bebas x ps. e ikatan > ps. e ikatan x ps. e ikatan.

Pedoman menulis Struktur Lewis

• Menulis kerangka struktur senyawa.

• Umumnya, atom-atom kurang elektronegatif menempati posisi atom pusat.

• Hidrogen dan flourine biasanya menempati posisi terminal. • Hitung jumlah total elektron valensi yang terlibat

• Untuk anion poliatomik, tambahkan sejumlah muatan negatif pada jumlah total elektron valensi.

• Untuk kation poliatomik, kurangi sejumlah muatan positif dari  jumlah total elektron valensi.

• Gambarkan ikatan kovalen tunggal diantara atom pusat dan atom terminal, kemudian penuhi aturan oktet pada atom-atom terminal dengan menambahkan pasangan elektron bebas untuk

menghabiskan jumlah total elektron valensi.

• Jika atom pusat tidak memenuhi aturan oktet, cobalah ikatan rangkap dua atau rangkap tiga diantara atom pusat dan atom terminal dengan memakai pasangan elektron bebas dari atom terminal.

• Dengan memperhatikan struktur Lewis senyawa-senyawa kovalen, maka kita dapat mengelompokan senyawa-senyawa tersebut

menjadi dua kelompok, yaitu :

1. Atom pusat tidak mempunyai pasangan elektron bebas 2. Atom pusat mempunyai pasangan elektron bebas.

 Ad. 1. Atom pusat tanpa pasangan elektron bebas. Contoh :

1. BeCl₂

Karena atom pusat (Be) mengandung 2 pasangan elektron ikatan yang saling tolak menolak, menyebabkan kedua pasangan elektron ikatan ini menjauh sampai pada suatu posisi dimana tingkat tolakan paling

minimum, dalam hal ini membentuk sudut 180o_.

2. BF₃ Contoh

Struktur lewis : F

Tataan elektron Bentuk Contoh

Linear

Segi tiga planar

Tataan elektron Bentuk Contoh

Segitiga bipiramida

 Atom pusat memiliki pasangan elekron bebas

Jlm ps. e. pd atom pusat Jlm. Ps. e. ikatan Bentuk Contoh 3 4 2 3 .. Bengkokan Segitiga piramida GeF₂ NH₃

Jlm ps. e. pd atom pusat Jlm. Ps. e. ikatan Bentuk Contoh 5 5 4 3 Tetrahedral tak beraturan Bentuk T SF₄ ; IF₄+ _; XeO₂F₂ ClF₃ ; ICl₃

Jlm ps. e. pd atom pusat Jlm. Ps. e. ikatan Bentuk Contoh 6 6 5 4 Piramida segiempat BrF₅ ; SbS₅2 – _; XeOF₄ IF₄ – _{; XeF} 4 ; ICl₄ –

Latihan :

• Ramalkan bentuk Geometri dari :

a. ClO

₃ –

 _{; XeO}

4

 ; CO

32 –

b. SO

₃

 ; CCl

₄

 ; H

₂

CO

c. FCl

₂+

 _{; AsF}

5

 ; SeO

2

d. TeF

₄

 ; SbCl

₆ –

 _{; NO}

2 –

 ; PO

43 –

e. SbH

₃

 ; PCl

₄+

 _{; SiO}

44 –

Teori Ikatan Valensi

• Teori ikatan valensi menganggap bahwa elektron-elektron dalam suatu molekul menempati orbital atom individunya.

• Pembentukan ikatan terjadi akibat tumpang-tindih (overlapping)

antara orbital-orbital kulit valensi dari masing-masing atom individu. Contoh :

Pembentukan H₂ merupakan hasil dari tumpang-tindih orbital 1s dari masing-masing atom H.

• Pembentukan HF

• Tidak semua pembentukan ikatan dapat dijelaskan dengan model overlapping seperti di atas.

Orbital Hibrid

Contoh : senyawa BeH₂

• Konfigurasi elektron valensi atom Be : 1s2 _2s2

• Pada keadaan dasar, orbital atom 2s tidak dapat melakukan overlapping, karena orbital ini mengandung dua elektron. • Overlapping dapat terjadi apabila masing-masing orbital

mengandung satu elektron.

• Hal ini dapat dipecahkan dengan mengeksitasi sebuah elektron valensi ke orbital diatasnya (orbital 2p), sehingga konfigurasi

• Jika dalam kondisi ini dia melakukan overlapping dengan orbital atom yang diikatnya, maka bentuk molekul yang diramalkan oleh teori VSEPR maupun bentuk riilnya tak dapat dijelaskan.

• Teori mekanika kuantum, memungkinkan untuk mencampur dua

orbital yang tidak sama dalam atom yang sama untuk menghasilkan orbital-orbital hibrid.

• Jumlah orbital hibrid yang dihasilkan harus sama dengan jumlah orbital yang dicampur.

• Orientasi orbital-orbital hibrid yang dihasilkan, akan menentukan bentuk geometri molekulnya.

Pembentukan BCl

₃

• Konfigurasi elektron atom B pada keadaan : Dasar : [He] 2s2 _2p1

Tereksitasi : [He] 2s1 _2p2

Pembentukan etana (CH

₃

-CH

₃

)

• Konfigurasi elektron atom C pada keadaan : Dasar : [He] 2s2 _2p2

Tereksitasi : [He] 2s1 _2p3

Pembentukan etena (CH

₂

=CH

₂

)

• Konfigurasi elektron atom C pada keadaan : Dasar : [He] 2s2 _2p2

Tereksitasi : [He] 2s1 _2p3

hibrid sp2

•  Atom C hanya mengikat 3 atom lain, yaitu 1 atom C dan 2 atom H, maka hibrid yang terjadi sp2 _{dengan sebuah elektron yang tidak}

Pembentukan molekul formaldehid

H

H O C

• Konfigurasi elektron atom C pada keadaan :

Dasar : [He] 2s2 _2p2

Tereksitasi : [He] 2s1 _2p3

hibrid sp2

• Konfigurasi elektron atom O pada keadaan :

Dasar : [He] 2s2 _2p4

Pembentukan etuna

• Konfigurasi elektron atom C pada keadaan : Dasar : [He] 2s2 _2p2 Tereksitasi : [He] 2s1 _2p3 hibrid sp C C H H

Pembentukan gas N

₂

• Konfigurasi elektron atom N pada keadaan : Dasar : [He] 2s2 _2p3

Teori Orbital Molekul

 Berdasarkan teori orbital molekul, suatu molekul secara nyata tak begitu banyak berbeda dengan suatu atom.

 Bedanya, molekul mengandung beberapa inti, sedangkan atom hanya satu inti.

 Baik molekul maupun atom mempunyai tingkat-tingkat energi atau orbital yang dapat ditempati elektron.

 Dalam atom dinamakan orbital atom_{, sedangkan dalam molekul} dinamakan orbital molekul

 Tumpang-tindih (Overlaping) dari dua orbital atom akan menghasilkan dua jenis “orbital molekul”, yaitu orbital molekul bonding (membantu menstabilkan molekul) dan orbital molekul anti bonding (membantu mendestabilisasi molekul).

Contoh : pembentukan molekul H₂

 Diagram tingkat energi orbital molekul dalam molekul H₂

 Konfigurasi elektron molekul H₂ adalah 

1s2

 Kedua elektron molekul H₂ berada pada orbital bonding, sehingga molekul H₂ stabil.

Contoh : pembentukan molekul He₂

 Overlaping dua orbital 1s dalam molekul He₂

 Diagram tingkat energi orbital molekul dalam molekul He₂

 Konfigurasi elektron molekul He₂ : 

Ordo Ikatan

2 g antibondin elektron  jumlah bonding elektron  jumlah ikatan Ordo  

 Jika ordo ikatan > 1, maka molekul ada atau kemungkinan ada  Jika ordo ikatan = 0, molekul tidak stabil (tidak pernah ada)

Contoh, 1 2 0 2 H molekul ikatan ordo ₂    Molekul stabil 0 2 2 2 He molekul ikatan ordo ₂  

Diagram tingkat energi hasil overlaping orbital p 2p 2p  2py , 2pz * 2py , *2pz  2px * 2px

Contoh :

Buatlah diagram tingkat energi molekul F₂ dan konfigurasi elektron molekul F₂. Apakah molekul F₂ stabil ?

Jawab :

* 1s 2 2s2 2s2  2s * 2s 2 2 2p5 2p5  2py , 2pz * 2py , *2pz  2px * 2p x

Konfigurasi elektron molekul F₂ :



1s2, *1s2, 2s2, *2s2, 2py2, 2pz2, 2px2, *2py2, *2pz2.

Ordo ikatan molekul F₂ :

1 2 10 F molekul ikatan ordo ₂    8

Polaritas Senyawa

 Polaritas suatu senyawa ditentukan oleh : 1. Polaritas ikatan

2. Bentuk molekul

 Polaritas ikatan ditentukan oleh beda nilai keelektronegatifan dari atom-atom yang terikat.

Beda keelektronegatifan = 0 ikatan non-polar Beda keelektronegatifan  _{0 ikatan polar}

Contoh :

H―H ; Cl―Cl molekul non-polar, ikatan non-polar H―Cl ; H―Br  molekul polar, ikatan polar

• Untuk senyawa poliatomik, polaritasnya juga ditentukan oleh bentuk molekulnya.

Contoh :

CO₂ ikatan polar, molekul non-polar

• Ikatan polar, molekul non polar

• Ikatan polar, molekul polar

Soal :

1. Klor trifluorida (ClF₃) adalah zat untuk proses fluorinasi yang telah digunakan untuk memisahkan uranium dari produk batang bahan bakar di reaktor nuklir.

a. Tulislah rumus dot Lewis ClF₃

b. Tentukan hibridisasi di atom Cl yang digunakan dalam pembentukan ClF₃

c. Ramalkan gambar bentuk molekul ClF₃ berdasarkan orbital hibrida yang anda uraikan pada pertanyaan “b”.

d. Berikan gambar bentuk lain yang mungkin, dan jelaskan menurut anda mengapa ClF₃ tidak berbentuk seperti ini.

e. Hantaran listrik cairan ClF₃ hanya sedikit lebih rendah daripada hantaran listrik air murni. Hantaran listrik cairan ini dijelaskan

2. Secara kimiawi unsur Xenon (Xe) adalah unsur lemban (inert).

Unsur ini membentuk sejumlah senyawa kimia dengan unsur-unsur elektronegatif seperti dengan fluorin dan oksigen. Reaksi xenon

dengan fluorin yang jumlahnya beragam dapat menghasilkan XeF₂ dan XeF₄. Selanjutnya, bila XeF₂ dan XeF₄ direaksikan dengan air, yang bergantung pada kondisinya, dapat menghasilkan XeO₃,

XeO₄ dan H₂XeO₆ serta senyawa campuran seperti XeOF₄. Nomor atom Xe = 54; F = 9 dan O = 8.

Pertanyaan :

a. Gambarkan struktur keenam senyawa tersebut berdasarkan teori ikatan valensi.

b. Prediksikan / ramalkan struktur dari keenam senyawa tersebut berdasarkan teori VSEPR.

3. Dua senyawa yang salah satu unsurnya dari halogen (fluorin) yaitu SF₄ dan BrF₅. Nomor atom : S = 16; Br = 35 dan F = 9.

Pertanyaan :

a. Gambarkan rumus Lewis (dot) bagi masing-masing senyawa tersebut.

b. Gambarkan struktur ruangannya. c. Sebutkan hibridisasinya

d. Sebutkan struktur mana yang memenuhi aturan oktet ?

e. Sebutkan bentuk ruang yang terbangun dari kedua senyawa atas dasar teori VSEPR.