Ikatan Kimia dan Struktur Molekul

Konfigurasi Gas Mulia Gas mulia memiliki kestabilan kimia dan ditemukan sebagai molekul monoatomik. Kecuali helium, konfigurasi elektron gas mulia sama, yaitu terdapat 8 elektron pada kulit terluar (elektron valensi dan sangat stabil. Valensi

Aturan Oktet Atom bersifat paling stabil apabila pada kulit terluarnya terisi atau kosong oleh elektron. Kecuali untuk H dan He, kulit terluar yang terisi oleh 8 elektron disebut memunuhi kaidah Oktet. Atom-atom akan mengalami: Menerima atau melepaskan (senyawa ion) Pemakaian bersama (senyawa kovalen) elektron agar memenuhi kaidah oktet, yaitu kulit terluarnya terisi penuh atau kosong untuk mencapai kestabilan.

Ikatan Ion Ikatan ion terbentuk akibat adanya gaya tarik elektrostatik antara ion-ion bermuatan positif dengan yang bermuatan negatif. Ikatan ion biasanya terbentuk antara logam reaktif dengan unsur non logam.

Senyawa Ion Tidak berada sebagai molekul tersendiri Cenderung membentuk kristal Ion-ion bersentuhan dengan ion lainnya dalam struktur kristalnya. Rumus molekulnya merupakan jumlah rata-rata ion-ion penyusunnya dalam struktur kristalnya. Contoh: NaCl (natrium klorida, garam dapur)

Logam-logam Bermuatan Banyak Semua unsur memiliki bilangan oksidasi +1 Semua unsur memiliki bilangan oksidasi +2 Semua unsur memiliki bilangan oksidasi +3. Tl juga memiliki bilangan oksidasi +1.

Logam-logam Bermuatan Banyak Semua Logam dan semilogam memiliki bilangan oksidasi +2 dan +4 Semua Logam dan semilogam memiliki bilangan oksidasi +3 dan +5 Semua Logam dan semilogam memiliki bilangan oksidasi +4 dan +6, kecuali Po hanya memiliki bilangan oksidasi +2.

Mengapa Hal ini Terjadi? Adanya perbedaan energi antara subtingkat energi p dan s, dimana energi suborbital p lebih besar. Logam memiliki kemampuan untuk melepaskan elektron pada suborbital p atau semua elektron pada kulit terluarnya. Kesimpulan: adanya perbedaan subtingkat energi dan kemampuan melepaskan elektron menyebabkan terbentuknya dua kemungkinan bilangan oksidasi pada banyak unsur.

Logam Transisi Ingat, unsur-unsur logam transisi memiliki elektron yang mengisi kulit bagian dalam sehingga hampir semua memiliki konfigurasi elektron ns2. Muatan ion logam transisi yang perlu diingat: Semua Group IIIB: 3+ Ni, Zn, Cd: 2+ Ag: 1+ Lantanida dan Aktinida: 3+ Unsur lainnya mampu membentuk dua atau lebih kation.

Mengapa Sebagian Besar Logam Transisi membentuk dua atau lebih kation? Ketika logam memiliki elektron pada suborbital d, maka elektron-elektron ini potensial untuk dilepaskan dalam membentuk kation logam. Contoh: Fe melepaskan dua elektron 4s membentuk Fe2+ dan dapat melepaskan dua elektron 4s dan satu elektron 3d membentuk Fe3+. Cu melepaskan satu elektron 4s membentuk Cu+ dan melepaskan satu elektron 4s dan satu elektron 3d membentuk Cu2+

Energi Pembentukan Ikatan Ion Lingkar Born-Haber Merupakan aplikasi Hukum Hess yang menunjukkan semua tahap yang terlibat dalam pembentukan suatu senyawa Lingkar Born-Haber digunakan untuk menghitung energi kisi yang sulit diukur secara percobaan. Energi Kisi Adalah energi yang dibutuhkan untuk memisahkan ion-ion dari suatu padatan ion sampai pada jarak yang tak terhingga.

Energi Pembentukan Ikatan Ion Contoh: Pembentukan Natrium Klorida Tahap-tahap: Penguapan Natrium Dekomposisi molekul klor Ionisasi Natrium Penambahan elektron pada klor Pembentukan padatan NaCl

Energi Pembentukan Ikatan Ion

Energi Kisi Semakin tinggi energi kisi, semakin kuat gaya tarik antara ion-ion. Energi Kisi Senyawa

Struktur Lewis Ditemukan oleh G.N. Lewis, untuk membantu menyusun elektron-elektron di sekitar atom, ion dan molekul. Struktur Lewis terutama digunakan untuk menggambarkan senyawa dari unsur-unsur blok-s dan blok-p. Aturan Umum: Gambarkan lambang atom Setiap kotak pada gambar di samping dapat terisi maksimal dua elektron Hitung jumlah elektron valensi atom Isilah kotak-kotak di sekeliling lambang atom – jangan membuat pasangan-pasangan elektron dulu kecuali diperlukan.

Struktur Lewis Contoh: Struktur Lewis untuk Oksigen: Struktur Lewis untuk unsur-unsur periode kedua:

Struktur Lewis dan Pembentukan NaCl Elektron dari Na bergerak menuju Cl, sehingga keduanya memenuhi aturan oktet: Na menjadi Na+ - suatu kation Cl menjadi Cl - suatu anion Muatan + dan – saling tarik menarik membentuk ikatan ion

Ikatan Kovalen dan Tipe Elektron Pasangan elektron Ikatan: Dua elektron yang dipakai bersama oleh dua atom membentuk Ikatan Kovalen. Pasangan elektron bebas: Pasangan elektron yang tidak dipakai bersama oleh dua atom disebut elektron non ikatan. Pasangan elektron bebas Pasangan elektron ikatan

Ikatan Kovalen Nonpolar dan polar Ketika dua atom saling memakai pasangan elektron ikatan sama banyak Ikatan kovalen terbentuk ketika pasangan elektron yang dibagi tidak sama banyak

Molekul Polar Elektron dalam suatu ikatan kovalen jarang yang sama banyak. Pemakaian bersama elektron yang tidak sama menghasilkan ikatan polar Sedikit bermuatan positif Keelektronegatifan lebih kecil Sedikit bermuatan negatif Keelektronegatifan lebih besar

Keelektronegatifan Kemampuan suatu atom untuk terikat pada atom lain atau untuk menarik elektron pada dirinya. Berhubungan dengan energi ionisasi dan afinitas elektron Tidak dapat diukur secara langsung Nilainya tidak memiliki satuan karena bersifat relatif terhadap satu sama lain Nilainya bervariasi untuk tiap senyawa tapi tetap berguna untuk dipakai meramalkan sifat secara kualitatif

Keelektronegatifan Keelektronegatifan merupakan sifat periodik

Keelektronegatifan Kemampuan relatif suatu unsur untuk menarik elektron dari atom lain. Semakin besar perbedaan keelektronegatifan antara dua atom yang berkatan, semakin polar ikatannya. Jika perbedaan keelektronegatifan cukup besar, elektron ditransfer dari atom yang kurang elektronegatif kepada atom yang lebih elektronegatif – Ikatan Ion Jika perbedaan keelektronegatifan tidak besar, maka ikatannya menjadi nonpolar.

Keelektronegatifan Tentukan perbedaan keelektronegatifan antara atom-atom terikat dalam senyawa berikut. Jawab:

Contoh menggambar Struktur Lewis Contoh: CO2 Tahap 1: gambarkan setiap struktur yang mungkin. Gambar garis mewakili sepasang elektron ikatan. Tahap 2: Tentukan jumlah total elektron valensi CO2 1 karbon x 4 elektron = 4 2 oksigen x 6 elektron = 12 Total elektron = 16 Tahap 3: cobalah untuk memenuhi aturan oktet untuk tiap atom, buatlah ikatan rangkap bila perlu.

Contoh menggambar Struktur Lewis Susunan ini membutuhkan terlalu banyak elektron Bagaimana dengan membuat ikatan rangkap? Ternyata bisa! Adalah ikatan rangkap yang sama dengan 4 elektron

Ikatan Rangkap Bagaimana cara mengetahui bahwa ikatan rangkap benar-benar ada? Caranya dengan melihat perbedaan energi ikatan dan panjang ikatannya! Tipe ikatan Orde ikatan Panjang pm Energi ikatan Kj/mol

Muatan Formal Tujuan: untuk menunjukkan distribusi kerapatan elektron rata-rata dalam suatu molekul atau ion poliatom. Tandai tiap atom setengah jumlah elektron yang digunakan untuk berikatan. Tandai pula tiap atom semua elektron bebas yang dimilikya. Kurangi jumlah elektron pada tiap atom dengan jumlah elektron valensi setiap atom tunggal dalam unsurnya. Contoh: CO2 Untuk tiap atom oksigen: 4 elektron dari pasangan elektron bebas 2 elektron dari ikatan Total: 6 elektron Muatan formal: 6 - 6 = 0 Untuk atom karbon: 4 elektron dari ikatan Total: 4 elektron Muatan formal: 4 – 4 = 0

Muatan Formal Contoh lain: CO Untuk Oksigen: Untuk Karbon: 2 elektron dari pasangan elektron bebas 3 elektron dari pasangan elektron ikatan Total: 5 elektron Muatan formal: 6 – 5 = +1 Untuk Karbon: Total = 5 elektron Muatan formal = 4 – 5 = -1

Struktur Resonansi Seringkali ditemukan dua atau lebih struktur Lewis untuk suatu molekul: Masing-masing memenuhi aturan oktet Memiliki jumlah ikatan yang sama Memiliki tipe ikatan yang sama. Contoh: molekul SO2, mana yang benar? Keduanya benar dan merupakan struktur resonansi dari SO2 yang masing-masing memiliki ikatan rata-rata 1,5 antara atom S dan O.

Struktur Resonansi Contoh molekul yang juga memiliki struktur resonansi: Benzen, C6H6. Semua ikatan pada benzen sama panjang.

Penyimpangan Aturan Oktet Tidak semua senyawa sesuai aturan oktet Terdapat tiga pengecualian yang menyimpang: Spesi yang memiliki lebih dari 8 elektron di sekitar satu atom, yaitu untuk unsur-unsur pada periode ketiga atau lebih, karena orbital d ikut terlibat dalam membentuk ikatan. Contoh: 5 pasang elektron di sekitar P dalam PF5, 5 pasang elektron di sekitar S dalam SF4, 6 pasang elektron di sekitar S dalam SF6. Spesi yang memiliki elektron lebih sedikit daripada 8 elektron di sekitar satu atom. Berilium dan Boron akan membentuk senyawa yang memiliki jumlah elektron kurang dari 8 di sekitar mereka. Spesi dengan jumlah elektron total ganjil.

Spesi yang memiliki lebih dari 8 elektron di sekitar satu atom Contoh: SO42- Tuliskan susunan atom-atom yang mungkin Hitung jumlah total elektron: 6 atom dari S, 4 x 6 dari O dan 2 dari muatan. Total = 32 Susun elektron di sekitar atom-atom pada SO42-.

Spesi yang memiliki kurang dari 8 elektron di sekitar satu atom Spesi Miskin Elektron: spesi selain hidrogen dan helium yang memiliki kurang dari elektron valinsi 8. Biasanya spesi seperti ini merupakan spesi yang sangat reaktif.

Spesi dengan jumlah elektron total ganjil Terdapat sedikit spesi yang memiliki total jumlah elektron valensinya ganjil, artinya terdapat satu elektron tak berpasangan yang sangat reaktif. Radikal adalah spesi yang memiliki satu atau lebih elektron yang tak berpasangan. Spesi ini berperan penting dalam proses penuaan dan penyebaran kanker. Contoh: Nitrogen monoksida, NO. Senyawa ini dikenal juga sebagai asam nitrit, memiliki total elektron valensi 11: 6 dari oksigen, 5 dari nitrogen. Struktur Lewis NO:

Bentuk Molekul dan Ion Poliatom Molekul dan ion poliatom tidak semuanya merupakan struktur yang datar. Terdapat banyak molekul dan ion poliatom memiliki struktur 3 dimensi yang mempengaruhi sifat-sifat fisika dan kimianya. Beberapa model digunakan untuk membantu meramalkan dan menggambarkan bentuk geometri molekul. Salah satu model molekul adalah VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) atau teori tolakan pasangan elektron kulit valensi (TPEKV).

Model VSEPR / TPEKV Menurut model VSEPR, untuk unsur-unsur golongan utama, pasangan elektron harus pada posisi sejauh mungkin dari pasangan elektron lain. Hal ini terjadi dalam ruang 3 dimensi. Elektron ikatan dan pasangan elektron bebas akan menempati ruang dengan pasangan elektron memakan ruang lebih banyak. Geometri molekul berdasarkan jumlah total pasangan elektron atau total bilangan koordinasi.

Bentuk Molekul VSEPR

Geometri Molekul Molekul memiliki bentuk spesifik: Ditentukan oleh jumlah pasangan elektron di sekitar atom pusat Semua pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas dihitung Ikatan rangkap diperlakukan sama dengan ikatan tunggal untuk bentuk geometri. Geometri molekul mempengaruhi kepolaran dan kelarutan dalam pelarut tertentu.

Beberapa Bentuk Geometri Pasangan e- di sekitar atom pusat Contoh

Tetrahedral, CH4 Trigonal planar, BCl3 Linier, CO2 Bengkok, H2O Piramid, NH3

Geometri Molekul Berbasis Tetrahedral Bengkok Bengkok dan pyramidal adalah tetrahedral juga, tapi beberapa pasangan elektron tidak terikat

Geometri Molekul Bentuk geometri lainnya: Lima ikatan atau pasangan elektron bebas: Trigonal bipiramida Seesaw Bentuk-T Linier Enam ikatan atau pasangan elektron bebas: Oktahedral Segiempat piramida Segiempat planar

Bentuk VSEPR

Oktahedral Segiempat planar Trigonal bipiramida

Geometri Molekul Jika molekul makin besar, aturan geometri molekul masih tetap berlaku Etana

Geometri Molekul Polar Untuk molekul bersifat polar, syaratnya: Ikatannya polar Geometri molekul sesuai dan mendukung kepolarannya

Molekul Polar dan Nonpolar Kepolaran merupakan sifat penting suatu molekul Mempengaruhi sifat fisik seperti titik leleh, titik didih dan kelarutan Sifat kimia bergantung pada kepolaran Momen Dipol, , merupakan ukuran kuantitas kepolaran molekul Sifat ini dapat diukur dengan menempatkan molekul dalam suatu medan listrik. Molekul polar akan tersusun sesuai arus listrik, ketika medan dinyalakan, molekul nonpolar tidak.

Molekul Polar dan Nonpolar Kebanyakan ikatan yang terbentuk antara atom-atom dari unsur berbeda dalam molekul adalah polar, tapi tidak berarti molekul itu menjadi bersifat polar Perbedaan keelektronegatifan menunjukkan bahwa ikatan C-O menjadi polar dengan elektron-elektronnya lebih tertarik ke arah oksigen. Namun karena geometrinya, gaya tarik ini sama besar ke arah yang berlawanan, sehingga molekul CO2 bersifat nonpolar. Keelektronegatifan: Oksigen = 3,5 Karbon = 2,5 Perbedaan = 1,0 (ikatan polar)

Molekul Polar dan Nonpolar Agar molekul menjadi polar, pengaruh kepolaran ikatan tidak boleh saling meniadakan. Salah satu caranya adalah mendapatkan geometri yang tidak simetri, contohnya molekul air. Dalam molekul air, pengaruh ikatan polar tidak saling meiadakan, sehingga molekulnya bersifat polar. Perbedaan Keelektronegatifan = 1,3

Molekul Polar dan Nonpolar Molekul disebut nonpolar jika atom pusatnya tersubstitusi secara simetris oleh atom-atom sejenis. Contoh: CO2, CH4, CCl4. Molekul dikatakan polar apabila geometrinya tidak simetris. Contoh: H2O, NH3, CH2Cl2. Derajat kepolaran adalah fungsi dari jumlah dan tipe ikatan polar dan geometri.

TEORI IKATAN Ikatan diasumsikan dibentuk dari saling Dua metode yang digunakan untuk mengambarkan ikatan antar atom-atom: A. Metode Ikatan Valensi Ikatan diasumsikan dibentuk dari saling tumpangsuh antara orbital-orbital atom. B. Metode Orbital Molekul Ketika atom-atom membentuk senyawa, orbital-orbitalnya saling bergabung membentuk orbital baru yaitu orbital molekul.

Metode IkatanValensi Berdasarkan model ini, ikatan H-H terbentuk sebagai hasil overlap antara orbital 1s dari tiap atom. Orbital hibrid diperlukan untuk geometri molekul. Contoh: Karbon, konfigurasi elektron terluar: 2s2 2px1 2py1. Karbon membentuk empat ikatan yang sama. Dari konfigurasi terlihat hanya ada 2 ikatan yang mungkin terbentuk dan tidak akan membentuk tetrahedral, namun ternyata bisa. Hal ini terjadi karena kedua orbital semula mengalami penggabungan pada tingkat energi yang sama - Hibridisasi Molekul H2 Hibridisasi orbital 2s dan 2p pada Karbon

25% karakter s dan 75% karakter p Hibridisasi Pada karbon yang memiliki 4 ikatan tunggal, semua orbitalnya memiliki hibrid: 25% karakter s dan 75% karakter p

Etana, CH3CH3 Ikatan a – terbentuk dari overlap pada ujung. Molekul dapat berotasi pasa ikatan tunggalnya

Etana, CH3CH3 Rotasi pada ikatan tunggal

Orbital Hibrid sp2 Untuk ikatan ganda, tipe orbitalnya memiliki orbital hibrid sp2 yang dihasilkan dari penggabungan satu orbital s dan 2 orbital p. Satu orbital p tidak bergabung. Tak terhibridisasi Terhibridisasi

Orbital Hibrid sp2 Orbital p yang tak terhibridisasi dapat melakukan overlap, menghasilkan pembentukan ikatan yang kedua – ikatan . ikatan  adalah overlap tepi yang terjadi pada bagian permukaan atas dan bawah suatu molekul. Ikatan ini tak memungkinkan molekul untuk berotasi pada ikatan

Etena Ikatan dalam Etena

Ikatan dalam Etena

Orbital Hibrid sp Ikatan rangkap tiga orbitalnya memiliki orbital hibrid sp yang dihasilkan dari penggabungan satu orbital s dan 1 orbital p. dua orbital p tidak bergabung. Tak terhibridisasi Terhibridisasi

Orbital Hibrid sp Sekarang terdapat dua orbital p yang mampu membentuk ikatan 

Etuna Ikatan dalam Etuna

Ikatan dalam Etuna

Orbital Hibrid Lainnya Orbital d dapat ikut terlibat dalam pembentukan orbital hibrid Hibrid Bentuk Linier Trigonal Planar Tetrahedral Trigonal bipiramida Oktahedral

Metode Orbital Molekul Ketika orbital-orbital atom bergabung membentuk orbital molekul, jumlah orbital molekul yang terbentuk harus sama dengan jumlah orbital atom yang bergabung. Contoh: H2 . Dua orbital 1s akan bergabung membentuk dua orbital molekul. Energi total dari orbital baru sama dengan energi kedua orbital 1s semula, namun dapat terpisah pada tingkat energi berbeda. Berikut bentuk orbital molekul H2. Bentuk Orbital

Orbital Molekul Ketika dua orbital atom bergabung, terdapat 5 tipe orbital molekul yang dihasilkan: Orbital Ikatan -  atau : Energinya lebih rendah daripada orbital atom dan kerapatan elektron saling overlap. Orbital Antiikatan - * atau *: Eberginya lebih tinggi daripada orbital atom dan kerapatan elektron tidak terjadi overlap Orbital nonikatan – n: Pasangan elektron tak terlibat dalam ikatan.

Molekul Diatom Homonuklir Molekul-molekul ini adalam molekul diatom sederhan yang terdiri atas atom-atom unsur yang sama. Diagram energi untuk tipe molekul ini sama dengan molekul H2 Contoh: molekul He2. Pada gambar berikut, diagram energi He2 terlihat orbital ikatan dan antiikatan akan terisi. Hasilnya molekul ini lebih tidak stabil daripada atom He, sehingga ikatan tak akan terbentuk.

Orbital Ikatan Molekul Agar suatu molekul stabil, harus terdapat lebih banyak elektron pada orbital ikatan daripada orbital antiikatan. Ikatan yang terbentuk akan memiliki energi lebih rendah sehingga lebih stabil. Orbital ikatan dan antiikatan untuk ikatan  dan  harus dipertimbangkan. Perhatikan diagram orbital molekul untuk O2. Setiap atom O memiliki 8 elektron, sehingga total elektron dalam O2 adalah 16. Jumlah elektron dalam orbital ikatan lebih banyak daripada orbital antiikatan, sehingga terbentuk ikatan stabil.

Molekul Diatom Heteronuklir Diagram orbital molekul menjadi lebih kompleks untuk ikatan antara dua tom tak sama. Tingkat energi atom tidak sama dan terdapat perbedaan jumlah elektron. Contoh: molekul NO.

Delokalisasi Elektron Diagram MO untuk spesi poliatom sering disederhanakan dengan asumsi bahwa semua orbital  dan  terlokalisasi, saling berbagi di antara dua atom tertentu. Struktur resonansi membutuhkan elektron dalam beberapa orbital  mengalami delokalisasi. Delokalisasi: pergerakan bebas di sekitar tiga atau lebih atom. Contoh: Benzen, C6H6, semua panjang ikatan dalam benzen sama dengan orde ikatan 1,5.