Ikatan kimia Annullene, C18H18 Ricin Nanotube.

Ikatan kimia Annullene, C18H18 Ricin Nanotube

Area ikatan kimia Deskripsi klasik Deskripsi kuantum Ikatan ionik
Ikatan kovalen Ikatan kovalen Bentuk molekul Bentuk molekul Ikatan komplek koordinasi Ikatan komplek koordinasi Interaksi spektrokopi Interaksi spektrokopi Aplikasi mutakhir Aplikasi mutakhir

Deskripsi klasik: ikatan ionik
Kation Energi ionisasi, kemampuan untuk melepaskan elektron Elektron Na lepas Ikatan karena beda muatan Anion Garam NaCl yang stabil Afinitas elektron, kemampuan untuk menambah elektron Natrium Klorina Garam

Energi potensial R Keadaan ionik Perhitungan termokimia pembuatan garam NaCl Energi ini setara dengan energi lattice

Gaya atraktif/intermolekul Ion Cl dan ion Na adalah ion negatif dan positif yang sangat kuat Akibatnya menghasilkan ikatan ion yang kuat dan gaya atraktif yang juga kuat Susunan sifat padatannya juga kuat Susunan kuat ini terus berulang dan dikenal sebagai bentuk lattice Bentuk lattice ini memiliki energi lattice sebesar -780 kJmol-1 Ikatan ionik terjadi bila perbedaan elektronegatifitas yang sangat tinggi antar atomnya ion klorina ion natrium Model garam NaCl

Deskripsi kuantum: Ikatan ionik
Tabel periodik unsur (cuplikan) ion bermuatan positif, kehilangan elektron ion bermuatan negatif, kenaikan elektron

Deskripsi kuantum: ikatan ionik
Kation Atom cenderung melepaskan elektron Dalam tabel periodik berkala, merupkan golongan s (sharp) yang memiliki sub-kulit elektron ns Konfigurasi elektron Na: Anion Atom cenderung menerima elektron Dalam tabel periodik berkala, merupkan golongan p (principal) yang memiliki sub-kulit elektron np Konfigurasi elektron Cl: Muncul konsep isoelektronik, konfigurasi elektronnya sama. Isoelektronik juga dimiliki oleh ion klorin konfigurasi elektronnya sama.

Tabel periodik unsur sharp pricipal diffuse fundamental

Orbital s (sharp) atau sub-kulit s yang hanya memiliki satu orbital yang berupa bola Sharp berasal dari bahasa ilmiah Yunani untuk cahaya yang berarti terang benderang Sharp orbital

Orbital p (principal) atau sub-kulit p yang memiliki tiga orbital yang berupa bola kembar Principal berasal dari bahasa ilmiah Yunani untuk cahaya yang berarti teguh Principal orbital

Deskripsi klasik: ikatan kovalen
Ikatan kovalen, penggunaan elektron bersama guna meningkatkan kestabilan elektron, tanpa perlu melepaskan elektron. Pemakaian diagram Lewis pada pembentukan ikatan kovalen. Perhatikan warna hijau dari masing-masing atom Klor Brom elektron pengikat Ilustrasi konfigurasi elektron atom Br dan Cl Energi ikatan kovalen dijelaskan dengan konsep energi potensial diagram dot-cross Lewis

Ikatan kovalen sangat dipengaruhi oleh bilangan ikatan atau valensi, bila suatu atom mengadakan reaksi Ikatan kovalen juga terdapat dalam molekul ion, terutama senyawa-senyawa ligan anorganik Ikatan kovalen polar sangat dipengaruhi oleh perbedaan elektronegatifitas penyusunnya Perbedaan elektronegatifitas atom-atom penyusun ikatan kovalen akan berpengaruh pada kepolaran molekulnya dan muncul konsep ikatan kovalen polar Ilustrasi kovalen pada CH4

Lewis Deskripsi klasik: ikatan kovalen Lewis diagram Lewis konsep garis atau struktur diagram BrCl ikatan tunggal Ikatan kovelan pada O2 2 pasang elektron bersama ikatan rangkap

Lewis Ikatan kovelan pada N2 2 pasang elektron bersama ikatan rangkap tiga Ikatan kovelan pada H2O Pasangan e bebas Pasangan ikatan Ikatan kovalen pada H2O menghasilkan konsep pasangan elektron bebas. Pasangan bebas ini akan menghasilkan ikatan hidrogen (bukan ikatan kimia)

Lewis Ikatan kovelan pada NH3 Pasangan e bebas Pasangan ikatan Ikatan kovelan pada CO2 Pasangan ikatan Pasangan ikatan Ikatan kovelan pada HCN Pasangan ikatan

Lewis Ikatan kovelan pada CO Ikatan kovalen datif Ikatan kovalen koordinasi Ikatan kovalen pada CO menghasilkan konsep pasangan elektron kooerdinasi. Pasangan ini akan menghasilkan ikatan kovalen yang berasal dari salah satu atom penyusun molekul Ikatan kovalen koordinasi digunakan secara luas pada ilmu kimia anorganik, khususnya pada konsep senyawa komplek

Energi potensial Deskripsi klasik: ikatan kovalen
Energi potensial, penting untuk menjelaskan sifat-sifat dari suatu ikatan kovalen atau ikatan lainnya Konsep energi potensial menjelaskan apa saja, misal energi ikat dan panjang ikat suatu senyawa Konsep energi potensial adalaj konsep matematis yang telah dikembangkan oleh banyak ilmuan, misal Coulomb, Leonard-Jones, dll Energi potensial Cl Br daerah tolakan energi ikatan kovalen Ikatan kovalen optimum radius Cl Br panjang ikatan Cl Br

Energi potensial Deskripsi klasik: ikatan kovalen
Energi potensial senyawa H2 Energi potensial Cl Br daerah tolakan energi ikatan kovalen Ikatan kovalen optimum Ikatan kovalen sejati radius Cl Br Energi potensial senyawa H2, menghasilkan energi ikatan H-H sebesar 436 kJ mil-1 dan panjang ikatan H-H sebesar 0,074nm panjang ikatan Cl Br

Valensi Derajat valensi atom-atom (Cuplikan Tebel periodik unsur) Angka biru adalah harga valensi atom yang akan menentukan bilangan ikatannya Valensi akan sangat mempengaruhi ikatan kimia dan kepolaran ikatan kovalen suatu molekul ion

Valensi Molekul ion muatan valensi valensi, akan menghasilkan hubungan antara valensi, muatan listrik dan kepolaran molekul ion Harga valensi pada molekul ion juga menentukan bilangan ikatan molekul ion itu sendiri Muatan listrik suatu molekul ion setara sengan harga valensinya

Molekul ion Ikatan kovelan OH- Ikatan kovalen pada OH- menghasilkan konsep molekul ion Ikatan O-H tetap ikatan kovalen Molekul bermuatan karena adanya penambahan elektron yang berasal dari kation yang tertangkap oleh etom O. Pasangan ikatan Gambarkan diagram Lewis untuk molekul ion berikut: Penambahan elektron

Elektronegatifitas atom Ikatan kovalen Ikatan ion Penurunan ‘daya tarik’ elektron Ikatan ionik Ikatan ionik kuat terjadi karena beda muatan yang tajam pada saat satu atom kehilanga elektron dan ditangkap atom lain Ikatan ionik lemah terjadi karena beda muatan yang kurang tajam pada saat satu atom kehilanga elektron dan ditangkap atom lain dan membentuk ‘karakter kovalen’ Ikatan kovalen Ikatan kovalen murni terjadi karena penggunaan bersama elektron secara seimbang Ikatan kovalen polar terjadi karena penggunaan bersama elektron secara tidak seimbang dan membentuk ‘karakter ionik’ Mengapa timbul masalah dua karakter ini?

Elektronegatifitas atom/ion Karakter ikatan karakter ikatan muncul karena perbedaan elektronegatifitasnya dan sangat menentukan tipe ikatan atau daya tarik elektronnya Elektronegatifitas dinyatakan dengan lambang , semakin besar  semakin besar pula tarikan elektronnya Ukuran/skala harga  ini pertama kali diusulkan oleh Linus Pauling, Ikatan kovalen H2O berkarakter ionik Ikatan ionik MgF2 lebih berkarakter kovalen daripada ikatan ionik MgS MgS

Elektronegatifitas atom/ion Linus Pauling, mengusulkan harga usulan skala antara derajat elektronegatifitas atom antara = 0 sampai  = 4 Pada skala Pauling, atom yang paling tinggi adalah F, = 4. aom yang paling rendah adalah Cs, = 0,7 Semakin besar harga  semakin besar karakter ioniknya Karakter ionik > 50% bila > 1,7 Pauling

Elektronegatifitas atom/ion golongan Jari-jari Elektronegatifitas naik dalam satu periode pada arah ke kanan Elektronegatifitas turun dalam satu golongan pada arah ke bawah periode Elektronegatifitas bertambah bila elektron valensi bertambah jari-jari atom berkurang Harga elektronegatifitas, , versi Pauling

Kepolaran ikatan kovalen Perbedaan elektronegatifitas atom-atom penyusun molekul akan mempengaruhi kepolaran ikatan kovalennya Misal pada H2 yang non-polar, maka ikatan kovalennya 100%, atau ikatan kovalen non-polar Pada H2O yang polar, maka ikatan kovalennya kurang kovalen atau bisa disebut ikatan kovalen polar. Artinya ada tarikan ikatan ke arah atom O Daya tarikan ikatana kovalen ini bergantung pada 1. jari-jari atom 2. besar muatan ion/molekul ion Ikatan kovalen ‘sesungguhnya’ ‘tidak terlalu’ Ikatan kovalen

Kepolaran ikatan kovalen Jari-jari atom Jari-jari atom semakin kecil maka tarikan elektron semakin besar Elektron valensi Elektron valensi semakin besar maka tarikan elektron semakin besar Ikatan kovalen polar Ikatan kovalen polar adalah ikatan dari penggunaan elektron bersama secara tidak seimbang > < ikatan kovalen polar HCl

Kepolaran ikatan kovalen atom jari-jari elektron valensi polaritas ikatan < & > & > sama identik < & < > & ikatan kovalen polar

Deskripsi klasik: bentuk molekul
Bentuk molekul penting untuk dapat menginterpretasikan sifat fisik dan kimianya Hal ini penting karena dapat memprediksikan sudat dan panjang ikatan Salah satu teori yang dapat menjlaskan konsep ini adalah teori: VSEPR (valence shell electron pairs repel) Konsep ini mengandung pengertian bahwa pasangan elektron bebas atau lone pairs memposisikan dirinya tetap berada dalam suatu kerangka sedemikian rupa sehingga dapat mengurangi daya tolakan antar pasangan elektron VSEPR: oktahedral

Untuk menentukan geometri molekul, maka dalam teori VSEPR berlaku: Harga SN ini berkisar antara 2 sampai 6, yaitu: SN= 2, bentuk: linear SN= 3, bentuk: planar trigonal SN= 4, bentuk: tetrahedral SN= 5, bentuk: bipiramidal trigonal SN= 6, bentuk: oktahedral Soal, hitunglah harga SN untuk ion molekul IF4- dan BrO4-?

Tahap bentuk molekul Tahap pertama: Gambar rumus struktur sehingga tampak pasangan elektron dari atom gugus (:) dan ikatan kimia dengan atom pusat melalui diagram struktur () Berilium kloroda Boron florida Metana Fosfor klorida Sulfur florida

Tahap bentuk molekul Tahap kedua: dengan asumsi konsep VSEPR, maka posisikan atom gugus pada bentuk dan sudut ikatan yang paling mungkin Maka ada lima bentuk yang harus diketahui: Karbon dioksida, SN=2 3 pangan elektron ikat Boron klorida , SN=3 Linear Trigonal planar

Tahap bentuk molekul 4 pangan elektron ikat metana , SN=4 5 pangan elektron ikat Fosfor klorida , SN=5 Tetrahedral Trigonal bipiramidal

Tahap bentuk molekul 6 pangan elektron ikat Sulfur florida , SN=6 Oktahedral

Tahap bentuk molekul Tengaruh ikatan rangkap: Ikatan rangkap akan menimbulkan efek daya tolak yang besar terhadap ikatan tunggal, misal pada molekul eter yang paling sederhana, dimana menghasilkan sudut mengecil pada ikatan H-C-H Efek lain dari ikatan rangkap ini adalah tidak menimbulkan bentuk putaran torsi, atau dikenal sebagai torionally rigid 6 pangan elektron ikat Sulfur florida

Tahap bentuk molekul Tahap ketiga: Bila atom pusat mempunyai lone pairs, maka berlaku: Tolakan antara lone pairs dan ikatan kimia dari atom pusat lebih kuat daripada dua pasangan ikatan kimianya Tolakan yang paling besar adalah tolakan antar dua lone pairs dari atom pusat, atau dikenal sebagai electron-pair repulsion NH3 H2O

Tahap bentuk molekul Tolakan antara lone pairs juga akan mempengaruhi bentuk molekul yang berbentuk ion molekul Untuk bentuk planar trigonal maka ikatan aksialnya lebih stabil dari pada ikatan equatorialnya Hal ini memberi saran pada bentuk ion molekul lain, yang memiliki SN=5 atau berbentuk planar trigonal, bahwa ikatan komplek ini lebih stabil, misal molekul: PF5, SF4, ClF3, XeF2, dll

Tahap bentuk molekul Tolakan antara lone pairs, pada bentuk molekul oktahedral menghasilkan ikatan equatorial yang lebih stabil dari pada ikatan aksialnya Hal ini memberi saran pada bentuk ion molekul lain, yang memiliki SN=6 atau berbentuk oktahedral, bahwa ikatan komplek ini lebih stabil, misal molekul: IF5, dll

Ikatan kimia Annullene, C18H18 Ricin Nanotube.

Presentasi serupa

Presentasi berjudul: "Ikatan kimia Annullene, C18H18 Ricin Nanotube."— Transcript presentasi:

Presentasi serupa

Tentang proyek

Tanggapan

Masuk

Otorisasi melalui jaringan sosial:

Ikatan kimia Annullene, C18H18 Ricin Nanotube.

Presentasi serupa

Presentasi berjudul: "Ikatan kimia Annullene, C18H18 Ricin Nanotube."— Transcript presentasi:

Presentasi serupa

Tentang proyek

Tanggapan