Kimia Dasar 1A Dr. Rukman Hertadi

(1)

7. Ikatan Kimia

Kimia Dasar 1A

(2)

Student learning outcome

Setelah mengikuti materi ini, mahasiswa mampu:

menjelaskan kondisi-kondisi pembentukan ikatan

menjelaskan faktor-faktor yang terlibat dalam pembentukan ikatan ion menuliskan simbol Lewis untuk atom dan ion

menerapkan pemahaman tentang ikatan kovalen, aturan oktet dan ikatan rangkap dalam menggambarkan struktur molekul dengan simbol Lewis lengkap dengan muatan formal

menerapkan pemahaman tentang keelektronegatifan untuk mengidenti kasi kepolaran ikatan dan kereaktifan unsur.

menggambar dan menerangkan struktur resonansi

·

(3)

Jenis ikatan kimia

(4)

Energetika pembentukan ikatan kimia

Ketika dua atau lebih atom membentuk ikatan, proses ini dapat menyebabkan kenaikan atau penurunan energi potensial.

Molekul yang stabil adalah molekul yang memiliki energi potensial lebih rendah dibanding individu atom-atom penyusunnya.

sering dijadikan sebagai acuan apakah pembentukan senyawa menyebabkan penurunan

ΔH

_f^∘

(5)

Latihan

Berdasarkan nilai , manakah senyawa yang paling stabil?

A. , +9.7 kJ/mol B. , -20.6 kJ/mol C. , +94.5 kJ/mol D. , +5.4 kJ/mol E. , -46.4 kJ/mol

Submit Show Hint Show Answer Clear

ΔH

_f^∘

(g)

N

₂

O

₄

S(g) H

₂

(g) N

₂

H

₄

(g) PH

₃

(g)

NH

₃

(6)

Ikatan ion

(7)

Ikatan ion

Ikatan ion adalah ikatan yang terjadi akibat gaya tarik-menarik antar partikel bermuatan berlawanan.

Ikatan ion berlangsung antara ion dari unsur logam dan ion dari unsur nonlogam, karena:

·

Unsur logam memiliki energi ionisasi relatif rendah sehingga mudah melepas elektron membentuk ion positif yang stabil.

Unsur non logam memiliki a nitas elektron yang relatif eksoterm sehingga cenderung menerima elektron membentuk ion negatif yang stabil

-

(8)

Senyawa ionik

Kristal ionik:

merupakan susunan kation-anion dalam kisi 3 dimensi yang disebut struktur kisi.

(9)

Energetika pembentukan ikatan ion

Suatu senyawa akan stabil dibentuk dari unsur-unsurnya bila dalam pembentukannya terjadi penurunan energi potensial ( ).

Energi kisi adalah besarnya penurunan energi potensial sistem ketika 1 mol padatan terbentuk dari ion-ionnya dalam fasa gas.

Δ H

_f^∘

< 0

(10)

Penentuan energi kisi

Contoh penentuan energi kisi NaCl:

Salah satu pendekatan untuk penentuan energi kisi adalah dengan membagi reaksi termokimia pembentukan standar dari NaCl ke dalam beberapa tahap:

N (g) + C (g) → NaCl(s) a

⁺

l

⁻

E

_kisi

=?

Na(s) ⟶ Na(g) (g) ⟶ Cl(g)

12

Cl

₂

Na(g) ⟶ Na

⁺

(g) + e

⁻

Cl(g) + e

⁻

⟶ Cl

⁻

(g)

(g) + (g) ⟶ NaCl(s) Na

⁺

Cl

⁻

Δ (Na, g) H

_f^∘

Δ (Cl, g) H

_f^∘

EI(Na) AE(Cl) E

_kisi

= +107, 8 kJ/mol

= +121, 3 kJ/mol

= +495, 4 kJ/mol

= −348, 8 kJ/mol

= −787 kJ/mol

(11)

Diagram Born-Habber

(12)

Energi kisi senyawa ionik

Selain menggunakan diagram Born-Habber, energi kisi juga dapat diperkirakan nilainya dengan hukum Coulomb.

Energi kisi dari dua ion dengan muatan dan yang terpisah dengan jarak berdasarkan hukum Coulomb dapat diperkirakan dengan persamaan berikut:

q

₁

q

₂

r

E = q

₁

q

₂

k r

, dengan adalah tetapan dielektrik medium.

Berdasarkan persamaan di atas, energi kisi akan bermuatan negatif karena dan berlawanan tanda.

Persamaan di atas menyatakan bahwa energi kisi akan lebih besar bila

·

k = 4πε

₀

ε

₀

·

q

₁

q

₂

·

yang berinteraksi . Contoh:

-

(13)

Energi kisi senyawa ionik

(14)

Latihan

Dengan asumsi jarak pisah antara kation dan anion hampir sama, spesi mana yang akan memiliki energi kisi paling besar?

A. Natrium klorida B. Kalsium klorida C. Kalsium nitrida D. Natrium oksida E. Kalsium oksida

(15)

Latihan

Energi ionisasi pertama cesium adalah +376 kJ/mol dan a nitas elektron brom adalah -325 kJ/mol, tentukan untuk reaksi

A. +376 kJ/mol B. +701kJ/mol C. +51 kJ/mol D. -701 kJ/mol E. -51 kJ/mol

ΔE

Cs(g) + Br(g) ⟶ Cs

⁺

(g) + Br

⁻

(g)

(16)

Latihan

Litium uorida memiliki energi kisi sebesar -1033 kJ/mol. Padatan ionik AB, ion A memiliki jari-jari hampir sama dengan Li , dan B memiliki jari-jari hampir sama dengan F . Berapakah perkiraan nilai energi kisi untuk AB?

A. sekitar 3 x (-1033 kJ/mol) B. sekitar -1033 kJ/mol

C. sekitar 4 x (-1033 kJ/mol) D. sekitar 2 x (-1033 kJ/mol) E. sekitar 6 x (-1033 kJ/mol)

2+

+ 2- -

(17)

Latihan

Manakah padatan di bawah ini yang memiliki energi kisi paling eksoterm? A.

B.

C.

D.

E.

LiF NaCl AlCl

₃

Al

₂

O

₃

CaCl

₂

(18)

Perhitungan energi kisi

Untuk dua ion dengan muatan dan yang terpisah dengan jarak , energi potensial dapat ditentukan dengan hukum Coulomb:

Hitung energi yang dilepaskan ketika 1 mol NaCl terbentuk, bila diketahui:

- ,

- dan , dengan

- Jarak terdekat antara ion Na dan Cl adalah 282 pm.

Soal-1 solusi-1A

· ·

q

₁

q

₂

r

E = q

₁

q

₂

k r

k = 1.11 × 10

⁻¹⁰

C

²

/J. m

= +e

q

_Na⁺

q

_Cl⁻

= −e e = 1.602 × 10

⁻¹⁹

C

+ -

(19)

Konfigurasi elektron ion natrium

Ionisasi pertama dan kedua natrium:

sehingga sukar terbentuk, karena energi yang dikeluarkan tidak bisa terkompensasi oleh energi kisi ketika membentuk garam.

Oleh karena itu, ion natrium ditemukan di alam hanya sampai .

Disamping itu, ion juga telah memiliki kon gurasi elektron gas mulia.

Na(g) ⟶ Na

⁺

(g) + e

⁻

(g) ⟶ (g) + Na

⁺

Na

^{2 +}

e

⁻

E = 496 kJ/mol I

₁

E = 4563 kJ/mol I

₂

E ≈ 10 × E I

₂

I

₁

Na

²⁺

Na

⁺

Na

⁺

: [Ne]3s

¹

: [Ne]

Na

⁺

(20)

Konfigurasi elektron ion kalsium

dan energi yang diperoleh dari energi kisi hanya sekitar 2000 kJ/mol, sehingga ion sukar terbentuk.

Oleh karena itu, ion kalsium ditemukan di alam hanya sampai ion .

Di samping itu, ion juga telah memiliki kon gurasi elektron gas mulia.

Ca(g) ⟶ Ca

⁺

(g) + e

⁻

(g) ⟶ (g) + Ca

⁺

Ca

^{2 +}

e

⁻

(g) ⟶ (g) + Ca

^{2 +}

Ca

^{3 +}

e

⁻

E = 590 kJ/mol I

₁

E = 1140 kJ/mol I

2

E = 4940 kJ/mol I

3

E ≈ 4 × E I

3

I

2

Ca

³⁺

Ca

²⁺

Ca Ca

²⁺

: [Ar]4s

²

: [Ar]

Ca

²⁺

(21)

Konfigurasi elektron ion dari logam transisi

Elektron yang hilang lebih awal berasal dari n terbesar (kulit terluar), baru kemudian . Contoh:

·

ℓ

·

Fe Fe

²⁺

Fe

³⁺

: [Ar]3 4 d

⁶

s

²

: [Ar]3d

⁶

: [Ar]3d

⁵

Pembentukan ion memberikan stabilitas ekstra karena subkulit d menjadi setengah penuh

Karena pada logam transisi yang terlepas adalah elektron pada kulit terluar, maka muatan ion yang umum pada logam transisi adalah +2.

Ion dengan muatan lebih besar dari +2 dihasilkan dari pelepasan elektron d

Perhatikan bahwa baik dan tidak mencapai kon gurasi elektron gas mulia.

·

Fe

³⁺

·

Fe

²⁺

Fe

³⁺

(22)

Konfigurasi elektron ion dari logam post transisi

Contoh:

dapat menjadi dengan mengosongkan elektron pada 5p

juga dapat menjadi dengan mengosongkan elektron pada 5s dan 5p

Perhatikan bahwa baik dan tidak mencapai kon gurasi elektron gas mulia.

Sn : [Kr] 4 d

¹⁰

5 5 s

²

p

²

Sn Sn

²⁺

: [Kr] 4 5 Sn

^{2 +}

d

¹⁰

s

²

Sn Sn

⁴⁺

: [Kr] 4

Sn

^{4 +}

d

¹⁰

Sn

²⁺

Sn

⁴⁺

(23)

Meramalkan konfigurasi elektron kation

Soal:

Kon gurasi elektron Bi menurut Aufbau: [Xe]6s 4f 5d 6p Tentukan ion dari Bi yang dapat dibentuk?

Jawab:

Ubah penulisan kon gurasi elektron Bi berdasarkan kenaikan bilangan kuantum utama:

Bi: [Xe] 4f 5d 6s 6p

Bi dapat memebentuk ion Bi dengan mengosongkan elektron pada 6p Bi : [Xe] 4f 5d 6s

Bi juga dapat membentuk ion Bi dengan mengosongkan elektron pada 6s dan 6p

2 14 10 3

14 10 2 3

3+

3+ 14 10 2

5+

(24)

Konfigurasi elektron anion

Unsur non-logam cenderung menerima elektron untuk mencapai kon gurasi elektron gas mulia:

O: [He] 2s 2p + 2 e O : [He] 2s 2p = [Ne]

N: [He] 2s 2p + 3 e N : [He] 2s 2p = [Ne]

Cl: [Ne] 3s 3p + e Cl : [Ne] 3s 3p = [Ar]

2 4 -

→

^2- ² ⁶

2 3 -

→

^3- ² ⁶

2 5 -

→

^- ² ⁶

(25)

Aturan oktet

Aturan oktet hanya bekerja untuk logam golongan 1A dan 2A, Al, dan unsur nonlogam

H dan He tidak dapat memenuhi aturan oktet karena keterbatasan jumlah elektron yang hanya maksimum 2 elektron untuk mengisi kulit n = 1.

Aturan oktet juga tidak berlaku untuk logam golongan transisi dan post-transisi

·

(26)

Latihan

Manakah kon gurasi elektron keadaan dasar yang tepat untuk Cu dan Cu ? A.

B.

C.

D.

E.

2+

[Ar] 3 4 , [Ar] 3 d

⁹

s

²

d

⁹

[Ar] 3 d

¹⁰

4 , [Ar] 3 4 s

¹

d

⁸

s

¹

[Ar] 3 d

¹⁰

4 , [Ar] 3 s

¹

d

⁹

[Ar] 3 4 , [Ar] 3 d

⁹

s

²

d

¹⁰

4 s

¹

[Kr] 3 4 , [Ar] 3 d

⁹

s

²

d

⁹

(27)

Latihan

Manakah ion yang memiliki kon gurasi elektron gas mulia?

A.

B.

C.

D.

E.

Fe

^{3 +}

Sn

^{2 +}

Ni

^{2 +}

Ti

^{4 +}

Cr

^{3 +}

(28)

Simbol Lewis

(29)

Simbol Lewis pada ikatan ionik

(30)

Latihan

Manakah spesi yang memiliki 8 elektron valensi pada simbol Lewisnya?

A.

B.

C.

D.

E.

Ar

⁺

F

⁺

Mg

⁺

S

^{2 −}

Si

(31)

Ikatan kovalen

(32)

Ikatan kovalen

Ikatan kovalen terbentuk dari hasil pemakaian bersama elektron.

Untuk memahami ikatan kovalen, perhatikan bagaimana ikatan antar H dan H membentuk

(a) Gaya tarik elektron valensi dari atom H oleh inti atom H yang lain membuat kedua atom tersebut bergerak saling mendekat.

(b) Ketika kedua atom H berdekatan, kerapatan elektron berpindah ke tengah seiring

H

₂

(33)

Ikatan kovalen

Ketika inti terus mendekat, akan terjadi tolak-menolak karena kesamaan muatan inti menyebabkan energi potensial interaksi akan naik.

Jarak interaksi akhir antara dua atom yang saling berikatan kovalen berada pada jarak keseimbangan, yaitu jarak dimana terjadi keseimbangan antara gaya tarik dan gaya tolak.

·

(34)

Ikatan kovalen

Ada dua kuantitas yang mengkarakterisasi ikatan kovalen:

1. Panjang ikatan = jarak antara dua inti ( )

2. Energi ikatan = besarnya energi potensial yang dilepaskan ketika ikatan terbentuk atau jumlah energi yang diperlukan untuk memutus ikatan.

+

r

_A

r

_B

(35)

Ikatan kovalen nonpolar

Ikatan kovalen nonpolar dibentuk dari dua unsur yang sama yang saling berbagi elektron dengan jumlah yang sama

Ikatan kovalen polar

Ikatan kovalen polar dibentuk dari dua unsur berbeda, dimana salah satu atom menarik elektron lebih kuat dibanding yang lain.

Kepolaran ikatan

(36)

Ikatan kovalen polar

Ikatan kovalen polar dibentuk dari dua unsur berbeda, dimana salah satu atom menarik elektron lebih kuat dibanding yang lain.

Kondisi ini menciptakan ketidakseimbangan kerapatan elektron dalam ikatan yang mengarah pada konsep muatan parsial ( ).

δ

(37)

Momen dipol

Momen dipol ( ) adalah besaran untuk mengukur tingkat polarisasi pada ikatan kovalen.

Dengan = muatan (Coulomb) dan adalah jarak antar inti atom (meter) dalam ikatan kimia.

Momen dipol ( ) menggunakan satuan Debye (D), dengan ketentuan 1 D = 3,34 x 10 C m.

μ

μ = q × r

q r

μ

^-30

(38)

Perhitungan momen dipol

Pada molekul klor monoksida, klor ( ) memiliki muatan . Bila panjang ikatan adalah 154.6 pm, hitung momen dipol dari molekul ini dalam satuan Debye. Muatan elektron = 1.602 x 10 C.

Soal-2 solusi-2

· ·

Cl−O +0.167 e

⁻

-19

(39)

Keelektronegatifan

Keelektronegatifan (EN) adalah tarikan relatif atom terhadap elektron dalam ikatan.

Dalam satu perioda EN naik dari kiri ke kanan seiring kenaikan .

Perbedaan keelektronegatifan ( ) menciptakan kepolaran ikatan.

Z

_eﬀ

ΔEN

(40)

Non polar:

Tingkat karakter ionik ikatan:

- berkarakter > 50% ionik, dimana atom dengan keelektronegatifan tinggi menguasai elektron.

- hampir kovalen murni

(nonpolar)

- kovalen polar

Beda keelektronegatifan = ukuran karakter ionik

ΔEN = 0

ΔEN > 1.7

ΔEN < 0.5

0.5 < ΔEN < 1.7

(41)

Hubungan reaktifitas unsur dan keelektronegatifan

Unsur Logam dengan EN rendah mudah mengalami oksidasi, sementara logam dengan EN tinggi sukar mengalami oksidasi.

(42)

Latihan

Ikatan mana yang paling polar?

A.

B.

C.

D.

E.

Al−I Si−I Al−Cl

Si−Cl

Si−P

(43)

Latihan

Berdasarkan keelektronegatifannya, tentukan spesi mana yang merupakan oksidator paling kuat?

A.

B.

C.

D.

E.

Ne Kr Br

₂

Cl

₂

S

(44)

Menggambar struktur Lewis

Tidak semua molekul memenuhi aturan oktet

Unsur periode ke-3 (n = 3) dapat diisi lebih dari 8 elektron, karena memiliki subkulit s, p, dan d.

·

Aturan oktet hanya berlaku untuk unsur-unsur perioda 2, seperti C, N, O, dan F Be dan B seringkali memiliki elektron kurang dari oktet, contoh pada molekul

dan

Unsur periode ke-dua tidak mungkin memiliki elektron lebih dari 8, karena pada

hanya ada subkulit s dan p dengan total elektron yang dapat mengisi kedua subkilit adalah 8 elektron.

- -

BeCl

₂

BCl

₃

-

n = 2

·

(45)

1. Tentukan bagaimana atom-atom terikat Kerangka :

2. Hitung jumlah total elektron valensi

Prosedur menggambar struktur Lewis

Buat kerangka struktur

Tentukan atom pusat. Biasanya dipilih dari atom dengan keelektronegatifan paling rendah.

Contoh:

·

SiF

₄

Si adalah atom dengan

keelektronegatifan paling rendah sehingga digunakan sebagai atom pusat

-

SiF

₄

1Si = 1 × 4e

⁻

4F = 4 × 7e

⁻

Total

= 4e

⁻

= 28e

⁻

= 32e

⁻

(46)

3. Tempatkan dua elektron pada setiap pasangan atom yang membentuk ikatan, kemudian ganti dengan garis ikatan

4. Lengkapi oktet atom terminal dengan menambahkan pasangan elektron

Prosedur menggambar struktur Lewis

Elektron valensi

Ikatan tunggal = 32e

⁻

= −8e

⁻

sisa pasangan e

⁻

bebas F sisa

= 24e

⁻

= −24e

⁻

= 0

(47)

Prosedur menggambar struktur Lewis

5 Tempatkan sisa elektron pada atom pusat

Pada kasus tidak ada elektron yang tersisa setelah ditempatkan pada atom ujung.

6 Bila atom pusat belum oktet, bentuk ikatan rangkap dan bila perlu rangkap tiga.

Pada kasus atom pusat telah oktet. Jadi struktur Lewis telah diselesaikan pada prosedur ke-4.

SiF

₄

SiF

₄

SiF

₄

(48)

Distribusi elektron: Kerangaka :

Struktur Lewis :

Tetapi atom C pusat hanya memiliki 6 e sehingga belum oktet. Sementara elektron

Struktur Lewis

Ion adalah ion oksi, sehingga atom C merupakan atom pusat dan atom O mengitarinya. ion terikat pada dua atom O.

H ₂ CO ₃

CO

^{2 −}₃

H

⁺

1 C = 1 × 4e

⁻

3 O = 3 × 6e

⁻

2 H = 2 × 1e

⁻

Total

ikatan tunggal sisa

pas elek bebas O sisa

= 4e

⁻

= 18e

⁻

= 2e

⁻

= 24e

⁻

= −10e

⁻

= 14e

⁻

= −14e

⁻

= 0e

⁻

H

₂

CO

₃

H

₂

CO

₃

-

(49)

Karena tidak ada elektron bersisa maka salah satu pasangan elektron bebas pada atom O dikonversi menjadi ikatan kedua.

Hasil transfer elektron bebas O akan menghasilkan ikatan rangkap antara C dan O

Struktur Lewis H ₂ CO ₃

(50)

Struktur Lewis N ₂ F ₂

(51)

Struktur Lewis N ₂ F ₂

Jumlah elektron valensi tidak mencukupi untuk melengkapi oktet nitrogen.

Pembentukan ikatan rangkap pada kedua nitrogen akan melengkapi kondisi oktet kedua nitrogen di atom pusat.

·

(52)

Struktur dengan atom pusat lebih dari oktet

Unsur setelah perioda 3 dalam tabel periodik:

Struktur Lewisnya untuk unsur kelompok ini masih mengikuti prosedur yang sama hanya pada atom pusat dapat memiliki tambahan ikatan

Contoh:

·

memiliki ukuran atom lebih besar memiliki orbital d

dapat menerima 18 elektron -

- -

·

(53)

Struktur dengan atom pusat kurang dari oktet

Boron dan Berilium adalah dua atom ketika menjadi atom pusat tidak dapat mencapai oktet.

(54)

Menggambar struktur Lewis

Gambarkan struktur Lewis untuk molekul berikut:

1.

2.

3.

4.

5.

6.

Soal-3 solusi-3

· ·

OF

₂

N

₂

O

₅

COCl

₂

HCN

CO

NO

₂

(55)

Contoh pada struktur ada dua kemungkinan menggambarkan strukturnya

Bukti eksperimen:

Panjang ikatan (tanpa H) <

mengikat H, mengindikasikan bahwa

tanpa H ada dalam keadaan ikatan rangkap .

Pemilihan struktur Lewis

Ketika suatu molekul dapat digambarkan oleh lebih dari satu kemungkinan struktur Lewis, bagaimana menentukan struktur yang benar?

H

₂

SO

₄

S−O S−O

S−O

S=O

(56)

Muatan formal (FC) adalah muatan yang diberikan pada atom dengan mengabaikan keelektronegatifan. Oleh karena itu, muatan formal bukanlah muatan real.

Dengan V = jumlah elektron valensi suatu atom, N = jumlah elektron non-ikatan, dan B

= jumlah elektron ikatan.

Struktur stabil:

Struktur dengan muatan formal

Strutkur bawah memiliki muatan formal paling rendah sehingga terpilih sebagai

Muatan formal

FC = V − N − B

2

(57)

Struktur

Ada 3 struktur yang mungkin:

Di antara ketiga struktur struktur tengah yang paling sedikit mengemban muatan formal, sehingga struktur kedua adalah stuktur paling stabil dari .

CO ₂

CO

₂

CO

₂

CO

₂

(58)

Bila dihitung muatan formal (FC) untuk B dan Cl, diperoleh:

Semua FC bernilai 0 sehingga molekul telah berada dalam kondisi struktur terbaik, sehingga tidak diperlukan membentuk ikatan rangkap.

Muatan formal dan kimia Boron

Dalam struktur

BCl

₃ mengapa tidak dibentuk ikatan rangkap untuk melengkapi oktet?

FC

_B

FC

_Cl

= 3 − 0 − 6 = 0 2

= 7 − 6 − 2 = 0

2

(59)

Latihan

Berdasarkan struktur Lewis terbaik untuk , tentukan muatan formal nitrogen pada molekul tersebut.

A. -2 B. -1 C. 0 D. +1 E. +2

CH

₃

NO

₂

(60)

Resonansi

(61)

Resonansi

Struktur Lewis memiliki satu ikatan rangkap ( ) dan dua ikatan tunggal ( ):

Hasil eksperimen menunjukan panjang ikatan ketiga adalah sama, yaitu rata-rata dari dua ikatan tunggal dan 1 ikatan rangkap.

Untuk menjelaskan masalah di atas, perlu dibuat struktur resonansi, yaitu struktur ekivalen yang dapat menerangkan panjang ikatan rata-rata dari ketiga :

NO

⁻₃

N=O N−O

N−O

(62)

Struktur resonansi

Struktur Lewis mengasumsikan bahwa elektron terlokalisasi antara dua atom Dalam struktur resonansi elektron terdelokalisasi sehingga dapat bergerak diseluruh molekul untuk memberikan panjang ikatan ekivalen

Cara lain menggambarkan struktur resonansi adalah dengan membuat struktur hibrida resonansi

·

(63)

Contoh struktur resonansi lainnya

Struktur resonansi :

CO

^{2 −}₃

PO

^{3 −}₄

(64)

Bagaimana menentukan struktur terbaik?

1. Oktet harus dipenuhi 2. FC < 1

3. Semua muatan negatif diemban oleh atom yang lebih elektronegatif.

Contoh: resonansi

Struktur resonansi tidak selalu ekivalen

Dua atau lebih struktur Lewis untuk senyawa yang sama tidak selalu memiliki distribusi elektron yang sama.

NCO

⁻

(65)

Stabilisasi resonansi

Struktur sebenarnya memiliki kestabilan lebih baik dari salah satu struktur resonansi. Sebagai contoh untuk benzena:

Efek resonansi pada benzena memberikan kestabilan ekstra sebesar 146 kJ/mol.

(66)

Struktur resonansi

Gambarkan semua struktur resonansi untuk Soal-4 solusi-4

· ·

SO

₃

(67)

ikatan kovalen koordinasi

(68)

Kovalen normal

Contoh pada amoniak, satu elektron dari setiap atom saling berbagi membentuk ikatan kovalen

Kovalen koordinasi

Contoh pada ion amonium, atom N memiliki sepasang elektron bebas yang digunakan untuk membentuk ikatan kovalen dengan ion

yang tidak memiliki elektron.

Ikatan kovalen koordinasi

H

⁺

(69)

Ikatan kovalen koordinasi

Khususnya Boron yang kekurangan elektron, mudah menerima pasangan elektron untuk membentuk ikatan kovalen koordinasi.

(70)

Ikatan kovalen koordinasi

1. Padatan ketika disublimasi menjadi gas pada 180 C ternyata membentuk . Gambarkan struktur Lewis , tunjukan bahwa molekul ini terbentuk melalui ikatan kovalen koordinasi dari dua molekul

2. Tunjukan kontribusi kovalen koordinasi pada molekul dan Soal-5 solusi-5

· ·

AlCl

₃ ^o

Al

₂

Cl

₆

Al

₂

Cl

₆

AlCl

₃

CO HNO

₃