Presentasi sedang didownload. Silahkan tunggu

Presentasi sedang didownload. Silahkan tunggu

Ikatan Kimia Ikatan Kimia :Gaya tarik yang menyebabkan atom-atom yang terikat satu sama lain dalam suatu kombinasi untuk membentuk senyawa yang lebih kompleks.

Presentasi serupa


Presentasi berjudul: "Ikatan Kimia Ikatan Kimia :Gaya tarik yang menyebabkan atom-atom yang terikat satu sama lain dalam suatu kombinasi untuk membentuk senyawa yang lebih kompleks."— Transcript presentasi:

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. 1

2 3

3 4

4 5 Na = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Na + = 1s 2 2s 2 2p 6 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. Perubahandalamkonfigurasi elektron apabilaterbentuk ion,memenuhiaturanlogam :

5 6

6 7

7 GolIAIIA IIIA IVA VA VIA VIIA O Simbol Ket : Jumlah elektron valensi Simbol Lewis dapat juga digunakan untuk menjelaskan pembentukan ion, meskipun banyak digunakan untuk ikatan kovalen 8

8 Ikatan yang terjadi kombinasi atom-atom netral untuk membentuk molekul disebut ikatan kovalen. Ex :-H 2 O : air - C 12 H 22 O 11 : gula 9 Perubahan energi dalam pembentukan ikatan kovalen  Kombinasi atom-atom non logam pembentukan ikatan antara 2 atom Hidrogen Pasangan elektron H  + H   H  H Ikatan pasangan elektron / Ikatan kovalen

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

10 11 Ex. :

11 12

12 13

13 14 Latihan : SO 2, NO 3 -, HClO 3, dan H 3 PO 4

14 15

15 ClO 4 - Cl (gol VIIA) mempunyai 7e - 1 x 7 = 7 O (gol VIA) mempunyai 6e - 4 x 6 = 24 Tambahkan 1e - untuk muatan 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+ + total 8e - latihan : -SO 2, PO 4 3-, NO +  hitung semua elektron valensi ? -Tuliskan struktur Lewis dari HClO 3, SO 3, CO, SF 4, OF 2, NH 4 +, SO 2, NO 3 -, ClF 3 dan HClO 4. 16

16 17 --

17 18 Pengaruh resonansi terhadap stabilitas molekul dan ion -Resonansi dapat menyebabkan molekul dan atau ion lebih stabil daripada tanpa resonansi. -Ikatannya lebih kuat.

18 19 Ikatan kovalen koordinasi : atom dan basa Lewis

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

20 Struktur Molekul Bentuk molekul Molekul Linier = sudut ikatan 180  Molekul Segitiga planar = sudut ikatan 120  Molekul tetrahedral = sudut ikatan 109,5  Gambar : Langkah-langkah Menggambar molekul tetrahedral = 4 muka 1

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  2

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 : - BeCl 2 Gambar : Two pairs Three pairs Four pairs Five pairs Six pairs Latihan : CCl 4, SbCl 5 3

23 Ex : BeCl 2 (benar) (salah) Linier Segitiga Planar BCl 3 Latihan : CCl 4, SbCl 5 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 : Bentuk non linier Atau bentuk V 5

25 Molekul dengan 4 pasangan e - dalam kulit Valensi Gambar : 6

26 Molekul dengan 5 pasangan e - dalam kulit Valensi Gambar : 7

27 Molekul dengan 6 pasangan e - dalam kulit Valensi Gambar : Latihan : ClO 2 -, XeF 2, XeOF 4 8

28 Bentuk molekul dan ion dengan ikatan rangkap dua atau tiga Sama seperti ikatan tunggal Gambar : Latihan : HCN, SO 3 2-, XeO 4, OF 2, CO 3 2- Segitiga PlanarNon Linier 9

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 Struktur molekul dapat menentukan polaritas molekul 10

30 Dipol ikatan ( Non Polar ) 11

31 Molekul Polar 12

32 Molekul Polar Latihan : PCL 3, SO 3, HCN, SF 6, SO 2 13

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 14

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 H 2 menurut teori ikatan kovalen 15

35 Gambar pembentukan molekul HF menurut teori ikatan kovalen Gambar pembentukan molekul H 2 S menurut teori ikatan kovalen 16

36 Gambar pembentukan molekul F 2 menurut teori ikatan kovalen Latihan : HCl 17

37 Orbital Hibrid Be H 2 : Diagram orbital pada kulit valensi berilium : Be 2s2 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 18

38 Gambar pembentukan orbital hibrid sp 19

39 Gambar : karbon tetrahedral dari model CH 4 Gambar : Ikatan pada molekul etana (C 2 H 6 ) 20

40 Hibridasi bila atom pusat mempunyai lebih dari oktet Gambar : orientasi hibrid yang melibatkan orbital Atom d (a) orbital hibrid sp 3 d (b) sp 3 d 2 orbital hibrid Latihan : Jelaskan orbital hibrid dari SF 6, AsCl 5 21

41 Penggunaan teori VSEPR untuk memprediksi Hibridasi CH 4  tetrahedral  hibridasi sp 3 SF 6  oktahedral  hibridasi sp 3 d 2 Latihan : SiH 4, PCl 5 Hibridasi dalam molekul yang mempunyai pasangan elektron bebas CH4 adalah molekul tetrahedral  hibridasi sp 3 orbital karbon Sudut ikatan H - C - H = 109,5  NH 3, sudut ikatan H - N - H = 107  H 2 O, sudut ikatan H - O - H = 104,5  Sudut ikatan H – X – H mendekati sudut untuk molekul yang atom pusat mempunyai hibrid sp 3 22

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 c) overlap dari orbital hibrid Gambar : Ikatan Sigma 23

43 Ikatan yang terjadi overlap dari orbital p dari ujung ke ujung secara aksial yang menghasilkan densitas e- yang dibagi diantara 2 daerah yang berlawanan pada 2 inti yang bergabung disebut ikatan pi (ikatan  ) Hibridisasi sp 2 24

44 Gambar : pembentukan ikatan  25

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. 26

46 Teori orbital molekul dapat digunakan untuk menghitung Keberadaan molekul tertentu Mengapa beberapa molekul ada dan yang lain tidak ? Gambar : Diagram level energi orbital molekul H 2 27

47 Gambar : diagram level energi orbital molekul He 2 Pada molekul He 2   e - ikatan =  e - anti ikatan  tidak stabil Jika kehilangan 1e - anti ikatan He 2  He 2+ maka masih ada Elektron ikatan netro  ion tersebut bisa ada walaupun tidak Stabil dan tidak dapat diisolasi. 28

48 Orde ikatan 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 atom-atom berinteraksi kuat untuk menghasilkan orbital-orbital molekul 29

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 30

50  Teori orbital molekul memprediksikan molekul Be 2 dan Ne 2 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 O 2 : paramagnetik ( terikat lemah dengan magnet ) - Mempunyai 2e - yang tidak berpasangan - panjang ikatan O 2 ikatan ikatan O - O dengan teori e - valensi hal tersebut telah dapat dijelaskan ex : struktur lewis : ( tidak diterima berdasarkan eksperimen karena semua elektron berpasangan) ( tidak diterima berdasarkan eksperimen karena ikatan tunggal O – O ) 31


Download ppt "Ikatan Kimia Ikatan Kimia :Gaya tarik yang menyebabkan atom-atom yang terikat satu sama lain dalam suatu kombinasi untuk membentuk senyawa yang lebih kompleks."

Presentasi serupa


Iklan oleh Google