BAB 3. KONSEP IKATAN KIMIA - Bab3 Konsep Ikatan Kimia

BAB 3.

KONSEP IKATAN KIMIA

1. ELEKTRONEGATIVITAS 2. IKATAN IONIK

3. STRUKTUR MOLEKUL TERISOLASI: SIFAT IKATAN KIMIA KOVALEN 4. IKATAN KOVALEN

5. IKATAN KOVALEN POLAR 6. MUATAN FORMAL

7. BENTUK MOLEKUL: TEORI VSEPR 8. TATA NAMA ANORGANIK DAN

(a)

(b)

(c)

.

(a) Amonia, NH

₃

(b) Air, H

₂

O

3.1. ELEKTRONEGATIVITAS

• Merupakan sifat berkala (periodik) yang penting.

• Elektronegativitas ialah besarnya daya menarik elektron ke dalam suatu atom dalam penggabungan kimia.

LOGAM NON-LOGAM

- mudah menyerahkan e- _{- mudah menerima e}

Nilai Elektronegativitas

IKATAN

IONIK pengalihan elektron antaratom

IKATAN

KOVALEN POLAR pemindahan muatan secara parsial

IKATAN

KOVALEN penggunaan elektron bersama antaratom

Selisih elektronegativitas besar ⇒ e- _berpindah ⇒ _{IKATAN IONIK} Selisih elektronegativitas kecil ⇒ e- _{digunakan bersama}

3.2. IKATAN IONIK

Unsur golongan utama (kecuali He):

e- _{val. atom netral = no. golongan}

Model titik-elektron Lewis

1. Elektron valensi digambarkan dengan titik.

2. Elektron teras tidak digambarkan.

3. Empat titik pertama ditulis satu per satu di keempat sisi lambang unsur.

H

Li Be B C N O F Ne

He

3.2.1 Pembentukan Senyawa Ionik Biner

Atom → Anion/kation agar stabil (memenuhi aturan oktet):

Σ e- _{val. = pada gas mulia (8e}-_{; 2e}- _{untuk He)}

Cl + e- x_Cl Contoh:

Na• → Na+ _{+ e}

-(tanda x semata-mata untuk membedakan dari mana elektron itu berasal)

kehilangan 1 elektron valensi

memperoleh 1 elektron valensi

Na + Cl NaCl

penggabungan membentuk senyawa ionik (garam)

CONTOH 3.1

Ramalkan rumus senyawa antara rubidium dan sulfur. Tuliskan lambang Lewis untuk unsur-unsur itu sebelum

dan sesudah penggabungan kimia.

Penyelesaian:

Rb: golongan I → 1 elektron valensi → Rb•

Pengalihan 1 e- masing-masing dari 2 atom Rb kepada 1 atom

S menghasilkan 2 ion Rb+ dan 1 ion (semuanya oktet).

S

2-S: golongan VI → 6 elektron valensi →

S

2-Ciri-ciri senyawa ionik:

1. Padatan pada suhu kamar.

2. Titik leleh dan titik didih tinggi

Misal: NaCl titik leleh = 801oC dan titik didih = 1413oC.

3. Senyawa ionik padat umumnya kurang baik menghantar listrik, tetapi lelehannya menghantar dengan baik.

4. Komposisi kimia dinyatakan sebagai rumus empiris

3.3. STRUKTUR MOLEKUL TERISOLASI:

SIFAT IKATAN KIMIA KOVALEN

Struktur molekul yang stabil ditentukan oleh susunan 3D atom-atom dalam molekul itu:

* Panjang ikatan ⇒ ukuran molekul

(jarak antarinti atom dalam ikatan tertentu)

* Sudut ikatan ⇒ bentuk molekul

(orientasi relatif dua ikatan yang berdekatan)

Vibrasi molekul → panjang & sudut ikatan berubah-ubah →

3.3.1 Panjang dan Energi Ikatan

Molekul

Rerata panjang ikatan

(Ǻ = 10- 10_m)

Energi ikatana

(kJ mol- 1₎ Molekul

a _{Energi (disosiasi) ikatan (}∆_E

d)

= energi yang harus diserap untuk memecah 1 mol ikatan tertentu.

1 golongan: Z↑ → ukuran atom ↑ → panjang ikatan ↑

→ energi ikatan ↓

Anomali energi ikatan:

F₂ << Cl₂ > Br₂ > I₂ ⇒ kuatnya tolak-menolak antaratom F yang sangat elektronegatif

N₂ >> O₂ >> F₂ ⇒ faktor orde ikatan

Ikatan Molekul Panjang ikatan (Å)

O–H H₂O 0,958

H₂O₂ 0,960

HCOOH 0,95

CH₃OH 0,956

Panjang ikatan dari sepasang atom tertentu hanya berubah

sedikit dari satu molekul ke molekul lain, sedangkan energi

ikatan tidak begitu terulangkan (+10%)

3.3.2 Orde Ikatan

Ikatan Molekul Orde ikatan Panjang ikatan (Å)

Orde ikatan ↑ ⇒ Panjang ikatan ↓ ⇒ Energi ikatan ↑

Orde ikatan rangkap juga ada pada ikatan antaratom selain C dan antaratom taksejenis:

C–O 1,43 C–H 1,10

C=O 1,20 N–H 1,01

N–N 1,45 O–H 0,96

N=N 1,25 C–N 1,47

3.4. IKATAN KOVALEN

Contoh:

Atom-atom yang identik dapat memperoleh konfigurasi e -yang stabil dengan cara penggunaan bersama elektron.

CONTOH 3.2

Tulislah struktur titik-elektron untuk senyawa yang dihasilkan

nitrogen (N) dan hidrogen (H) ketika berikatan kovalen.

Penyelesaian:

N + 3 H H N H

H atau H N

H

H

CONTOH LAIN

Pembentukan etilena, C₂H₄, dari karbon (Golongan IV) dan hidrogen.

3.4.1 Ikatan Kovalen Ganda

Jika 2 atau 3 pasang e- digunakan bersama, terbentuk ikatan kovalen ganda dua atau tiga, misalnya

2 O + C _{O C O atau O C O}

3.5 IKATAN KOVALEN POLAR

Jika dua atom berbeda terikat secara kovalen, elektron ikatan tidak digunakan sama rata, tetapi condong ke atom yang

lebih elektronegatif.

H + Cl H Cl H Cl

δ+ _δ−

atau _{H Cl}

(2,2) (3,0) molekul polar (δ = muatan parsial) Contoh:

Selisih elektronegativitas ↑ ⇒ dwikutub semakin kuat ⇒ ikatan semakin polar

> 1,7 → ikatan ionik

Ikatan kovalen koordinasi:

salah satu atom memberikan dua elektron sekaligus kepada atom lainnya dalam membentuk ikatan kovalen.

Contoh:

ikatan kovalen koordinasi

H

Tanda panah kadang-kadang digunakan untuk

CONTOH 3.3

Tuliskan struktur Lewis dari pernyataan berikut: “boron triklorida membentuk ikatan kovalen koordinasi dengan nitrogen dari molekul amonia”.

3.6 MUATAN FORMAL

H₂SO₄ → dua struktur Lewis yang memenuhi :

H O S 2 ikatan S=O

Eksperimen:

Struktur (1)

Struktur (1) memiliki 3 atom bermuatan

→ energi sangat tinggi (tidak stabil) Alat bantu untuk memilih: Muatan formal

Penyelesaian:

Gunakan konsep muatan formal untuk menentukan mana struktur hidroksilamina, NH₃O, yang terbaik.

H = 1 – 0 – ½ (2) = 0

3.7 BENTUK MOLEKUL: TEORI VSEPR

Contoh : _{O C O}

µ_tot = 0

H₂O → _H O _H

µ_tpt ≠ 0

Molekul dengan > 1 ikatan kovalen polar bisa polar/nonpolar bergantung pada susunan ikatan-ikatannya dalam ruang

CO₂ → molekul nonpolar linear

molekul polar yang bengkok

Teori VSEPR

(valence shell electron-pair repulsion = tolakan pasangan-elektron kulit valensi)

Pasangan elektron ikatan maupun nonikatan cenderung tolak-menolak

SN = (Σ atom yang terikat pada atom pusat) +

(Σ pasangan elektron nonikatan pada atom pusat)

180o

SN _{= 2: linear}

120o

SN _{= 3: planar trigonal}

109,5o

SN _{= 4: tetrahedral}

SN _{= 5: bipiramida trigonal}

90o

120o

90o 90o

SN _{= 6: oktahedral}

Geometri pasangan elektron ⇐ bilangan sterik atom pusat

Hitunglah bilangan sterik untuk iodin pada IF₄- _{dan untuk}

bromin pada BrO₄-_{. Kedua ion molekular memiliki pusat I}

-atau Br- yang dikelilingi oleh 4 atom. Tentukan pula geometri pasangan elektronnya.

CONTOH 3.5

Penyelesaian:

IF₄- ⇒ _{Atom pusat I}- _{: 8 e}- _val.

Atom ujung F : 7 e- val. ⇒ menggunakan bersama

1 e- dari I- agar oktet

Maka: 4 e- I- ⇒ ikatan dengan 4 atom F

4 e- _sisanya ⇒ _{2 pasangan nonikatan}

BrO₄- ⇒ _{Atom pusat Br}-_{: 8 e}- _val.

Atom ujung O : 6 e- _val. ⇒ _{menggunakan bersama}

2 e- dari Br- agar oktet

Maka: 8 e- _Br- ⇒ _{ikatan dengan 4 atom O}

Tidak ada pasangan menyendiri

SN = 4 + 0 = 4 ⇒ (geometri pasangan e-: TETRAHEDRAL)

Ikatan rangkap/rangkap-tiga dianggap sama dengan ikatan

tunggal ⇒ CO₂ ( ) ⇒ SN = 2 + 0 = 2

(geometri pasangan e-: LINEAR)

Geometri molekul ⇐ geometri pasangan elektron (bergantung pada Σ pasangan menyendiri)

1. Tanpa pasangan nonikatan:

geometri molekul = geometri pasangan elektron

Contoh: BeCl₂ : SN = 2 + 0 = 2 (linear)

BF₃ : SN = 3 + 0 = 3 (planar trigonal)

SF₆ : SN = 6 + 0 = 6 (oktahedral)

2. Ada pasangan nonikatan:

Pasangan e- nonikatan dipegang lebih dekat ke atom pusat

Sudut antarpasangan e- ikatan < antara pasangan e- ikatan dan pasangan e- nonikatan < antarpasangan e- nonikatan CH₄ : SN = 4 + 0 = 4

NH₃ : SN = 3 + 1 = 4 H₂O : SN = 2 + 2 = 4

Geometri pasangan e- _{= tetrahedral}

Amonia (NH₃)

CH₄ : tidak ada pasangan e- nonikatan

(geometri molekul = geometri pasangan e

-= tetrahedral) ⇒ Sudut ikatan H-C-H: 109,5o

NH₃ : 1 pasang e- nonikatan

(geometri molekul = piramida trigonal:

tetrahedral yang dihilangkan 1 buah ikatannya) ⇒ Sudut ikatan H-N-H: 107,3o

H₂O : 2 pasang e- nonikatan ]

(geometri molekul = bentuk V:

CONTOH 3.7

Tentukan bilangan sterik atom sulfur dalam SO₂ dan ramalkan struktur molekul SO₂

Penyelesaian

Bilangan sterik sulfur 3

(dua atom terikat dan satu pasang nonikatan)

CONTOH 3.8

Perkirakan geometri (a) ion ClO₃+ dan (b) molekul IF₅

Penyelesaian

(a) ClO₃+ ⇒ _{Atom pusat Cl}+ _{: 6 e}- _val.

Atom ujung O : 6 e- val.

⇒ menggunakan bersama 2 e

-dari Cl- (konfigurasi Ar) Maka: 6 e- CI+ ⇒ ikatan dengan 3 atom O

(b) IF₅ ⇒ Atom pusat I : 7 e- val. Atom ujung F : 7 e- val.

⇒ menggunakan bersama 1 e

-dari I (konfigurasi Xe) Maka: 5 e- I ⇒ ikatan dengan 5 atom F

2 e- sisanya ⇒ 1 pasangan menyendiri

SN = 3 + 0 = 3 tanpa pasangan e- nonikatan: Geometri molekul = geometri pasangan e

-= PLANAR TRIGONAL

O

SN = 5 + 1 = 6: geometri pasangan e- _{= oktahedral}

1 pasangan e- _{nonikatan: dihilangkan 1 ikatannya}

F

I

F

F

F

F

Geometri molekul

Tata nama ion:

1. Kation monoatomik (1 ion stabil):

Golongan I dan II + 3 unsur pertama dari Golongan III Nama = unsur induknya

Contoh: Na+: ion natrium Ca2+: ion kalsium

Gol. I, II → kation monoatomik +1, +2

2. Kation monoatomik (beberapa ion stabil):

Unsur transisi + Golongan III, IV, dan V Contoh: Cu+_{: ion tembaga(I) atau ion kupro}

Cu2+_{: ion tembaga(II) atau ion kupri}

3.8 TATA NAMA ANORGANIK &

3. Kation poliatomik

Contoh: NH₄+: ion amonium H₃O+: ion hidronium

Hg₂2+: ion merkuro(I)

[bedakan dengan Hg2+_{:ion merkuri(II)]}

4. Anion monoatomik:

Bagian pertama nama unsur + akhiran –ida

Contoh: Cl-_{: ion klorida (diturunkan dari klorin)}

O2-: ion oksida (diturunkan dari oksigen) Gol. V, VI, VII → anion monoatomik –3, –2, –1 (a) Angka Romawi dalam kurung → muatan.

(b) Akhiran –o → ion yang muatannya lebih rendah;

5. Anion poliatomik

Contoh: SiO₄3-: ion silikat

NO₂-_{: ion nitrit NO}

3-: ion nitrat

ClO-_{: ion hipoklorit ClO}

3-: ion klorat

ClO₂-_{: ion klorit ClO}

4-: ion perklorat

HCO₃-: ion hidrogen karbonat

(nama biasa: ion bikarbonat)

Tata nama senyawa ionik: (Nama kation)_(Nama anion)

Asas kenetralan muatan:

Muatan + dari kation dibalanskan oleh muatan – dari anion. Contoh: NaBr: Kation +1 membalanskan anion –1

CONTOH 3.9

Apakah rumus kimia untuk (a) barium oksida dan (b) sesium nitrida.

Penyelesaian:

(a) Ba : golongan II → Ba2+

O : golongan VI → O 2-Asas kenetralan muatan:

Setiap 1 ion Ba2+ _{dibalanskan oleh 1 ion O}2- ⇒ _BaO

CONTOH 3.10

Namai senyawa ionik yang mengandung ion poliatom berikut. (a) NH₄ClO₃ (b) NaNO₂ (c) Li₂CO₃

Penyelesaian

:

3.8.1 Bilangan Oksidasi

1. Biloks unsur bebas = 0

2. Σ biloks semua atom dalam spesies = muatan bersih spesies tersebut

3. Biloks logam alkali = +1 4. Biloks F = –1

5. Biloks logam alkali tanah, Zn, dan Cd = +2

6. Biloks H = +1 7. Biloks O = –2

Jika aturan di atas diterapkan sesuai prioritas, pengecualian seperti

biloks O = –1 dalam peroksida dan biloks H = –1 dalam hidrida

Contoh 3.11

Tetapkan bilangan oksidasi setiap atom dalam senyawa berikut

(a) CsF (b) CrO₄

2-Penyelesaian

(a) Bilangan oksidasi Cs = +1 (aturan 3), jadi bilangan oksidasi F = -1

(b) Bilangan oksidasi O = -2 (aturan 7) muatan ion = -2,

LATIHAN SOAL-SOAL

1. Berapa banyak elektron valensi yang dimiliki oleh masing-masing atom dari unsur di bawah ini?

a. Be b. Na c. Se d. F e. K f. Sn

2. Golongkan ikatan dalam senyawa berikut sebagai ionik atau kovalen

a. NaF b. MgS c. MgO d. AlCl₃

3. Tuliskan rumus senyawa ionik yang dapat terbentuk dari pasangan unsur berikut. Sebutkan nama tiap

senyawanya.

a. berilium dan fluorin

4. Jelaskan apa yang dimaksud dengan a. ikatan kovalen polar

b. molekul polar

5. Gambarkan struktur titik-elektron untuk menunjukkan ikatan kovalen dari senyawa berikut:

a. NCl₃ b. OF₂ c. PH₃

6. Tentukan muatan formal untuk setiap atom dan muatan bersih seluruh molekul pada struktur Lewis berikut:

7. Urutkan masing-masing kelompok berikut menurut kenaikan polaritasnya

a. H – Cl, H – O, H - F b. N – O, P - O, Al – O c. H - Cl, Br - Br, B - N

8. Tuliskan rumus dari masing-masing ion poliatomik. Tulis juga muatannya.

a. ion amonium b. ion fosfat c. ion karbonat 9. Tetapkan bilangan oksidasi setiap spesies dalam