Ikatan Kimia. 2 Klasifikasi Ikatan Kimia :

(1)

Ikatan Kimia

Ikatan Kimia : Gaya tarik yang menyebabkan atom-atom yang terikat satu sama lain dalam suatu kombinasi

untuk membentuk senyawa yang lebih kompleks.

2 Klasifikasi Ikatan Kimia :

2. Ikatan Kovalen :

Ikatan yang terjadi antar atom dalam molekul yang melibatkan pemakaian elektron

bersama. 1. Ikatan ion :

Ikatan yang terjadi antara ion positif dan ion negatif dalam satu senyawa ionik.

(2)

Mengapa logam membentuk kation

dan Non logam membentuk anion

Logam : - Cenderung untuk menghasilkan ion positif

- Pada posisi sebelah kiri dalam sistem periodik mempunyai energi ionisasi dan afinitas elektron yang kecil

- Relatif diperlukan energi yang kecil untuk melepaskan elektron valensinya untuk menghasilkan ion positif (kation).

(3)

Non logam : - Cenderung untuk menghasilkan ion negatif

- Pada posisi sebelah kanan dalam sistem periodik mempunyaii energi ionisasi dan afinitas elektron yang besar.

- Sulit untuk melepaskan elektron valensinya, tetapi menghasilkan energi bila unsur tersebut menangkap elektron / terjadi peningkatan elektron untuk menghasilkan ion negatif (anion).

(4)

Na = 1s2 2s2 2p6 3s 1 Na+ = 1s2 2s2 2p6

Na+ mempunyai konfigurasi elektron yang sama dengan gas mulia Ne

1 x EI = 496 kj/mol

2 x EI = 4563 kj/mol ? Na 2+ tidak stabil/energi tinggi.

Perubahan dalam konfigurasi elektron

(5)

20Ca = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

Ca2+ = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Ca2+ konfigurasi e- sama dengan gas mulia Ar 1 x EI = 590 kj / mol

2 x EI = 1140 kj / mol

3 x EI = 4940 kj / mol → Ca3+

tidak stabil/energi tinggi.

Non logam :

17Cl : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

Cl¯ : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Cl¯ dan O2¯ mempunyai konfigurasi e¯ yang sama dengan gas mulia

(6)

Kekecualian aturan oktet

Aturan oktet : - Kation logam gol IA dan IIA

- Anion Non logam

Tetapi pada logam transisi dan post – transisi tidak berlaku dengan baik. Ex : Sn : [ Kr ] 4d10 5s2 5p2 Fe : [ Ar ] 3d6 4s2

Sn2+ : [ Kr ] 4d10 5s2 Fe2+ : [ Ar ] 3d6 Sn4+ : [ Kr ] 4d10 Fe3+ : [ Ar ] 3d5

(7)

“Bookkeeping” elektron : simbol lewis

-

G. N. Lewis (1875 – 1946), Amerika

Simbol Lewis unsur-unsur group / gol A periode 2 :

L

i

B

eee

B

C

N O F N

e

Gol IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA O

Simbol

Ket : Jumlah elektron valensi

N

a

+ CL

N

a

+

CI

CL

Ca

CI

Ca

2+

+

2 CI

Simbol Lewis dapat juga digunakan untuk menjelaskan

pembentukan ion, meskipun banyak digunakan untuk

ikatan kovalen

(8)

Penggunaan Bersama elektron : pembentukan ikatan kovalen

Ikatan yang terjadi kombinasi atom-atom netral

untuk membentuk molekul disebut ikatan kovalen.

Ex : - H

2O : air

- C

12H 22O 11 : gula

Perubahan energi dalam pembentukan ikatan kovalen

- _{Kombinasi atom-atom non logam}

pembentukan ikatan antara 2 atom Hidrogen

Pasangan elektron

(9)

10

Ikatan kovalen dan aturan oktet

Aturan oktet Aturan oktet : bila atom-atom membentuk ikatan kovalen, maka cenderung untuk membagi elektron-elektron untuk mencapai 8 elektron-elektron pada kulit

tertuanya (elektron valensi), kecuali atom H. Ex. :

(10)

- Ikatan kovalen dari pemakaian dua pasang elektron antara 2 atom disebut ikatan rangkap dua

C

O

C

= C =

- Ikatan kovalen dari pemakaian 3 pasang elektron antara 2 atom disebut ikatan rangkap tiga

Ex. : Ex. :

(11)

Elektronegatifitas dan polaritas ikatan

a. Ikatan kovalen non polar b. Ikatan kovalen polar

Polaritas : - perbedaan keelektronegatifan

12

Elektronegatifitas unsur-unsur

Variasi dalam karakter ion dalam ikatan dengan perbedaan keelektronegatifan.

(12)

Penulisan struktur Lewis

- Struktur Lewis yang tidak mematuhi aturan oktet :

P

Cl

C

l

Cl

C

l B

eC

l

Cl

B Cl

Cl

F

S

(13)

-

Penataan atom-atom yang terikat :

Ex : CO

₂

O C O

O

ClO

₄

O Cl O

O

HNO

₃

H O N O

14

(14)

Perhitungan elektron valensi

untuk penulisan suatu ion, tambahkan 1

elektron valensi untuk setiap muatan

negatif, atau kurangi satu elektron valensi

untuk setiap muatan positip.

Ex : SO

3

S (gol VIA) mempunyai 6e

-

1 x 6 = 6

O (gol VIA) mempunyai 6e

-

3 x 6 = 18

+

Total 24e

(15)

-ClO4- Cl (gol VIIA) mempunyai 7e- 1 x 7 = 7

O (gol VIA) mempunyai 6e- 4 x 6 = 24 Tambahkan 1e - untuk muatan 1- + 1 + total 32e

-NH

4+

N (gol VA) mempunyai 5e

-

1 x 5 = 5

H (gol IA) mempunyai 1e

-

4 x 1 = 4

Kurangi 1e

-

untuk muatan 1+

-1

+

total 8e

-latihan : - SO2, PO43-, NO+  hitung semua elektron valensi ?

- Tuliskan struktur Lewis dari HClO₃, SO₃, CO, SF₄, OF₂, NH₄+, SO₂, NO₃-, ClF₃ dan HClO₄.

(16)

Resonansi : bila struktur Lewis tunggal gagal

- Hibrida resonansi

- Struktur resonansi atau struktur penyumbang

(17)

-Ex : Kalor pembentukan standar C6H6 = +230 KJ / mol

( molekul hipotesis )

Kalor pembentukan standar Benzen = -84 KJ/ mol 146 KJ / mol

ini berarti Benzen lebih stabil dengan selisih 146 KJ / mol, penurunan energi molekul disebut energi resonansi.

18

Pengaruh resonansi terhadap stabilitas molekul dan ion - Resonansi dapat menyebabkan molekul dan atau ion lebih stabil

daripada tanpa resonansi. - Ikatannya lebih kuat.

(18)

Ikatan kovalen koordinasi : ikatan

yang terjadi apabila kedua elektron

pada suatu ikatan berasal dari salah

satu atom (donor pasangan elektron).

+ H

+

H

N O

H

N H

H

+

(19)

Definisi Asam dan Basa Lewis

1. Asam adalah spesies ionik atau molekul

yang dapat menerima (aseptor) sepasang elektron dalam pembentuk ikatan kovalen koordinat

2. Basa adalah spesies ionik atau molekul

yang dapat memberi (donor) sepasang elektron dalam pembentuk ikatan kovalen koordinat

3. Netralisi adalah pembentuk ikatan kovalen

koordinat antara donor (basa) dan aseptor (asam)

20

Contoh reaksi Asam - Basa Lewis

Asam

Basa

+

H

N

H

N

H

B CI

CI

B CI

CI

(20)

Struktur Molekul

Bentuk molekul

Molekul Linier = sudut ikatan 180

Molekul Segitiga planar = sudut ikatan 120

Molekul tetrahedral = sudut ikatan 109,5 _{Langkah-langkah}Gambar :

Menggambar molekul tetrahedral

(21)

Molekul Oktahedral : 2 square pyramid

Molekul Trigonal bipiramidal : 2 trigonal piramid Model ikatan : - ikatan ekuatorial : 120

- ikatan aksial : 180

- diantara ekuatorial dengan aksial 90 

(22)

Prediksi Bentuk Molekul : Teori ”VSEPR”

Teori “VSEPR” (Valance Shell Elektron Pari Requlsion) : Pasangan e- _{kulit valensi atom pusat akan saling}

tolak-menolak sampai tercapai tolakan yang paling minimal. ex : - BeCl₂

Gambar : Two pairs

Three pairs

Four pairs

Five pairs

Six pairs

(23)

Ex : BeCl₂ Be B 120o

Cl

Be

Cl

180o

Cl

Be

< 180o B Cl Cl Cl (benar) (salah) Linier Segitiga Planar BCl₃ Latihan : CCl₄, SbCl₅ ₄

(24)

Bentuk molekul bila beberapa pasangan e

-tidak dipakai untuk ikatan

Pasangan e- _{yang tidak dipakai akan memberikan tolakan}

yang sama seperti pasangan e- _{yang tidak dipakai untuk ikatan}

Gambar :

Cl

Sn

Cl

(25)

Molekul dengan 4 pasangan e

-

_{dalam kulit Valensi}

Gambar :

N

H

O

H

6

(26)

Molekul dengan 5 pasangan e

-

_{dalam kulit Valensi}

(27)

Molekul dengan 6 pasangan e

-

_{dalam kulit Valensi}

Gambar : Latihan : ClO₂-_{, XeF} 2, XeOF4 8

(28)

Bentuk molekul dan ion dengan ikatan rangkap dua atau tiga

Sama seperti ikatan tunggal Gambar :

N

O

Segitiga Planar

O

N

O

C

O

Non Linier

(29)

Bentuk Molekul dan Polaritas Molekul

Momen di pol molekul

• Kekuatan interaksi tergantung pada jumlah muatan dalam molekul dan jarak antara muatan

• Di tentukan secara eksperimen

(30)

(31)

Molekul Polar

(32)

Molekul Polar

(33)

Mekanika Gelombang dan

Ikatan Kovalen : Teori Ikatan Valensi

• Bagaimana atom-atom berpatungan elektron antara kulit-kulit valensi

 mekanika kuantum untuk mempelajari bagaimana orbital-orbital atom berinteraksi satu sama lain

• Teori modern ikatan berdasarkan fungsi-fungsi mekanika gelombang

• Teori ikatan modern : 1. Teori ikatan valensi 2. Teori orbital molekul

(34)

Postulat dasar teori ikatan valensi

Suatu ikatan antara 2 atom dibentuk bila sepasang elektron dengan spin yang berpasangan di bagi oleh 2 orbital atom yang saling “overlapping”, satu orbital dari setiap atom

bergabung dalam ikatan

Gambar pembentukan molekul H₂ menurut teori ikatan kovalen

(35)

Gambar pembentukan molekul HF menurut teori ikatan kovalen

Gambar

pembentukan molekul H₂S menurut teori ikatan kovalen

(36)

Gambar pembentukan molekul F₂

menurut teori ikatan kovalen

(37)

Orbital Hibrid

Be H₂ :

Diagram orbital pada kulit valensi berilium : Be

2s 2 p

Untuk berikatan dengan 2 atom H maka Be harus

menyediakan 2 orbital pada kulit valensi yang

masing-masing orbital mengandung 1e

-Be

2s 2p

Hibridasi sp s p _{Orbital 2p yang unhibrid}

(38)

(39)

Gambar : karbon tetrahedral dari model CH₄

Gambar :

Ikatan pada molekul etana (C₂H₆)

(40)

Hibridasi bila atom pusat mempunyai lebih dari oktet

Gambar : orientasi hibrid yang melibatkan orbital Atom d (a) orbital hibrid sp3 _{d (b) sp}3 _d2 _{orbital hibrid}

(41)

Penggunaan teori VSEPR untuk memprediksi Hibridasi

CH₄  tetrahedral  hibridasi sp3

SF₆  oktahedral  hibridasi sp3 _d2

Latihan : SiH₄, PCl₅

Hibridasi dalam molekul yang mempunyai

pasangan elektron bebas

CH4 adalah molekul tetrahedral  hibridasi sp3 orbital karbon Sudut ikatan H - C - H = 109,5

NH₃, sudut ikatan H - N - H = 107 H₂O, sudut ikatan H - O - H = 104,5

Sudut ikatan H – X – H

mendekati sudut untuk molekul yang atom pusat mempunyai hibrid sp3

(42)

Ikatan Rangkap Dua dan Tiga

“Overlap” orbital-orbital s, p, atau orbital hibrid disebut Ikatan Sigma atau Ikatan



a) overlap dari orbital s

b) overlap dari orbital p dari ujung ke ujung Gambar :

(43)

Ikatan yang terjadi overlap dari orbital p dari ujung

ke ujung secara aksial yang menghasilkan densitas e-yang dibagi diantara 2 daerah e-yang berlawanan pada 2 inti yang bergabung disebut ikatan pi (ikatan )

C

H

Hibridisasi sp2

(44)

(45)

Teori Orbital Molekul

Memandang bahwa suatu molekul mirip dengan atom dalam Satu respek yang penting  level energi tergantung kepada Variasi orbital yang dipopulasikan oleh e-_.

Atom  orbital atom

Molekul  orbital molekul

 Orbital molekul yang dibentuk =  orbital atom-atom yang Berkombinasi

Molekul terdiri dari susunan inti atom tertentu, dan di sekitar Inti tersebut tersebar satu set orbital molekul.

(46)

Teori orbital molekul dapat digunakan untuk menghitung Keberadaan molekul tertentu

Mengapa beberapa molekul ada dan yang lain tidak ?

Gambar :

(47)

Gambar : diagram level energi orbital molekul He₂

Pada molekul He₂   e- _{ikatan =} _e- _{anti ikatan}

 tidak stabil

Jika kehilangan 1e- _{anti ikatan He}2  _He2+ _{maka masih ada}

Elektron ikatan netro  ion tersebut bisa ada walaupun tidak Stabil dan tidak dapat diisolasi.

(48)

Orde ikatan

0,5 2 1 -2 ikatan orde : He Ion 0 2 2 -2 ikatan orde : He Molekul 1 2 0 -2 ikatan orde : H Molekul 2 e -ikatan e ikatan Orde 2 2 2 -       



Ikatan molekul diatonik periode 2

• Kulit terluar unsur periode 2 mengandung subkulit 2s dan 2p • Bila atom-atom pada periode 2 berikatan, maka subkulit orbital

(49)

Konfigurasi e- orbital molekul diperoleh dengan aturan yang sama seperti pengisian orbital atom dalam atom 1. Pengisian e- _{dimulai dari orbital energi terendah}

2. Dalam setiap orbital, diisi maksimal 2e- _dengan

spin berlawanan

3. Penyebaran e- _{dengan spin tidak berpasangan di atas}

orbital yang mempunyai energi yang sama

(50)

 Teori orbital molekul memprediksikan molekul Be₂ dan Ne₂ tidak ada lain orde ikatan = 0

 Orde ikatan meningkat dari B  C  N dan berkurang dari N  O  F

 Teori orbital molekul dapat menjelaskan struktur e- _{molekul O} 2

- Dari eksperimen O₂ : paramagnetik ( terikat lemah dengan magnet )

- Mempunyai 2e- _{yang tidak berpasangan}

- panjang ikatan O₂ ikatan ikatan O - O

dengan teori e- valensi hal tersebut telah dapat dijelaskan ex : struktur lewis :