STRUKTUR DAN GAYA ANTAR MOLEKUL

Presentasi berjudul: "STRUKTUR DAN GAYA ANTAR MOLEKUL"— Transcript presentasi:

1 STRUKTUR DAN GAYA ANTAR MOLEKUL
STRUKTUR MOLEKUL

2 MENGAPA KITA DAPAT MEMINUM CUKA TETAPI TIDAK BISA MEMINUM FORMALIN??

3 Susunan Atom Dalam Molekul
Jumlah cara penyusunan atom dalam molekul tidak banyak sebab dibatasi oleh sudut antarikatan dan sifat partikel penyusunnya . Teori yang mengkaji aspek struktur molekul, antara lain : teori domain elektron (berdasarkan teori Lewis) Teori ikatan valensi (berdasarkan mekanika kuantum) teori hibridisasi

4 BENTUK MOLEKUL DASAR Bentuk Linear
Sudut yang dibentuk oleh ikatan antara dua atom melalui atom pusat sebesar 180° Trigonal Planar Sudut ikatan yang dibentuk di antara dua ikatan melalui atom pusat sama besar yaitu 120°

5 Tetrahedral Sudut ikatan yang dibentuk sama besar, yaitu 109,5°. Trigonal Bipiramidal Sudut ikatan yang terletak pada pusat bidang datar segitiga masing-masing 120°, sedangkan sudut ikatan antara bidang pusat dan titik sudut atas serta bawah bidang adalah 90°.

6 Oktahedral Sudut antarikatan yang terbentuk sama besar, yaitu 90°

7 TEORI DOMAIN ELEKTRON Teori ini didasarkan pada jumlah pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas dalam kulit valensi atom pusat suatu molekul Teori ini menyatakan bahwa bentuk molekul dapat ditentukan berdasarkan tolakan pasangan elektron dalam kulit valensi atom pusat

8 TEORI DOMAIN ELEKTRON molekul-molekul akan dikelompokkan ke dalam tiga kategori, yaitu molekul-molekul yang memiliki atom pusat : berikatan kovalen tunggal yang jenuh berikatan kovalen tunggal yang memiliki elektron bebas berikatan kovalen rangkap.

9 Atom Pusat Yang Berikatan Kovalen Tunggal Yang Jenuh
Pasangan elektron ikatan dalam kulit valensi atom pusat akan mengalami tolakan disebabkan muatannya sejenis. Guna meminimalkan tolakan tersebut maka pasangan elektron ikatan akan menjauh satu sama lain

10 Atom Pusat Yang Berikatan Kovalen Tunggal Yang Memiliki Elektron Bebas
PEB (yang pergerakan elektronya lebih leluasa) menolak lebih kuat dari PEI sebab pasangan elektron bebas memerlukan ruang lebih besar untuk bergerak dibandingkan pasangan elektron ikatan.

11 PERCOBAAN GEOMETRI MOLEKUL Jumlah Domain Elektron
TABEL PENGAMATAN PERCOBAAN GEOMETRI MOLEKUL No Molekul Jumlah Domain Elektron Struktur Ruang Domain Elektron Sudut ikatan Geometri Molekul Total Ikatan Bebas 1 BeCl2 2 BH3 3 CCl4 4 PCl3 5 PCl5 6 XeF2 7 ClF3 8 ClF5 9 H2S 10 SF4 11 SF6

12 TEORI DOMAIN ELEKTRON Secara umum, teori domain elektron dapat dirumuskan sebagai berikut : AXnEm Ket : A = atom pusat X = PEI E = PEB n = jumlah domain ikatan m = jumlah domain bebas

13 Teori Domain Elektron dalam Meramalkan Bentuk Molekul

14

15 TEORI IKATAN VALENSI DAN HIBRIDISASI
Menurut teori ikatan valensi, ikatan akan terbentuk antara dua atom jika memenuhi syarat sebagai berikut : Ketika membentuk ikatan, orbital-orbital pada atom pusat mengadakan restrukturisasi melalui proses hibridisasi membentuk orbital hibrida. Selanjutnya, orbital hibrida ini berikatan dengan orbital atom lain.

16 Orbital-orbital yang berikatan harus bertumpang tindih (overlapping) satu sama lain.
Jumlah elektron dalam orbital ikatan yang bertumpang tindih maksimal dua elektron dengan spin berlawanan. Kekuatan ikatan bergantung pada derajat tumpang tindih. Semakin besar daerah tumpang tindih, semakin kuat ikatan yang terbentuk Orbital-orbital atom selain orbital-s dalam berikatan memiliki arah tertentu sesuai orientasi orbital atom yang berikatan..

17 Hibridisasi Orbital Atom
Proses pencampuran orbital-orbital atom membentuk orbital baru dengan tingkat energi berada di antara orbital-orbital yang dicampurkan Orbital hasil pencampuran dinamakan orbital hibrida. Mengapa orbital-orbital berhibridisasi?

18 tinjauan molekul CH4 yang dibentuk dari satu atom karbon dan empat atom hidrogen :
Konfigurasi : 6C: 1s2 2s2 2p2 Atom karbon hanya memiliki 2 elektron yang tidak berpasangan. Seharusnya, atom karbon maksimal mengikat 2 atom hidrogen membentuk CH2, seperti pada molekul PCl3

19 Kasus ini dan untuk semua molekul yang lain dapat dijelaskan dengan pendekatan hibridisasi :
Dalam proses hibridisasi, berlaku hukum kekekalan orbital. Σ orbital sebelum = Σ orbital sesudah Jadi, hibridisasi 1 orbital-s dan 3 orbital-p akan terbentuk empat orbital sp3 p sp3 s

20 Bentuk Molekul dan Valensi Terarah
Menurut teori ikatan valensi, pada pembentukan ikatan, orbitalorbital hibrida dari atom pusat harus bertumpang tindih dengan orbital atom lain dengan arah tertentu. Pada molekul CH4, orbital hibrida sp3 dari atom karbon akan bertumpang tindih dengan orbital-s dari atom hidrogen membentuk ikatan terlokalisasi sp3–s sepanjang sumbu ikatan C–H. Oleh karena ikatan yang terbentuk memiliki orientasi tertentu dalam ruang maka ikatan ini disebut ikatan valensi terarah. Orbital-orbital hibrida yang terbentuk dari orbital-orbital atom juga memilki struktur tertentu di dalam ruang

21 Struktur Linear Struktur molekul BeH2 menurut prediksi teori domain elektron adalah linear Atom pusat pada molekul BeH2 adalah berilium dengan konfigurasi elektron 4Be: 1s2 2s2 2p0 s p sp

22

23 Struktur Trigonal Planar
Struktur molekul BF3 menurut prediksi teori domain elektron adalah trigonal planar Atom pusat pada molekul BF3 adalah boron dengan konfigurasi elektron 5B: 1s2 2s2 2p1

24

25 Struktur Tetrahedral

26 Struktur Trigonal bipiramidal dan Oktahedral
Struktur trigonal bipiramidal dan oktahedral merupakan kasus menarik dalam teori ikatan valensi dengan hibridisasinya Orbital hibrida yang terbentuk melibatkan orbital-d dan senyawa yang terbentuk tergolong superoktet Contoh molekul dengan bentuk trigonal bipiramidal adalah PCl5 dan contoh molekul oktahedral adalah SF6.

27 PCl5 15P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 3d0 SF6 16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 3d0

28 STRUKTUR DAN GAYA ANTAR MOLEKUL

29 GAYA ANTAR MOLEKUL Gaya antarmolekul adalah gaya aksi di antara molekul-molekul yang menimbulkan tarikan antarmolekul dengan berbagai tingkat kekuatan. Pada suhu tertentu, kekuatan tarikan antarmolekul menentukan wujud zat, yaitu gas, cair, atau padat Kekuatan gaya antarmolekul lebih lemah dibandingkan ikatan kovalen maupun ikatan ion

30 Jenis-jenis gaya antar molekul :
Gaya Van der Waals Gaya dipol-dipol Gaya london Ikatan Hidrogen

31 Gaya Dipol-Dipol Gaya dipol-dipol adalah gaya yang terjadi di antara molekul-molekul yang memiliki sebaran muatan tidak homogen, yakni molekul-molekul dipol atau molekul polar. Molekul-molekul polar memiliki dua kutub muatan yang berlawanan. Oleh karena itu, di antara molekul-molekulnya akan terjadi antaraksi yang disebabkan kedua kutub muatan yang dimilikinya. Tarikan dipol-dipol memengaruhi sifat-sifat fisik senyawa, seperti titik leleh, kalor peleburan, titik didih, kalor penguapan, dan sifat fisik lainnya

32 Titik didih berhubungan dengan energi yang diperlukan untuk memutuskan gaya antaraksi antarmolekul (bukan memutuskan ikatan kimia antaratom). Semakin kuat gaya antaraksi antarmolekul, semakin besar energi yang diperlukan untuk memutuskannya

33 Gaya London Gaya London adalah gaya yang terjadi pada atom non polar dan nonpolar Gaya London atau disebut juga gaya dispersi, yaitu gaya yang timbul akibat dari pergeseran sementara (dipol sementara) muatan elektron dalam molekul homogen

34 Gaya London gaya London adalah gaya antaraksi antaratom atau molekul yang memiliki dipol sementara dengan jarak yang sangat berdekatan satu sama lain Kekuatan gaya London dipengaruhi oleh ukuran, bentuk molekul, dan kemudahan distorsi dari awan elektron

35 Oleh karena neopentana lebih sperik dari molekul yang lain maka bidang sentuhnya paling kecil sehingga peluang terciptanya gaya London relatif kecil. Akibatnya, gaya tarik antarmolekul lemah Butana memiliki jumlah elektron lebih rumit dibandingkan molekul lain sehingga gaya Londonnya lebih besar

36 Ikatan Hidrogen Ikatan hidrogen terbentuk pada senyawa-senyawa polar yang mengandung atom H dan atom yang memiliki keelektronegatifan tinggi, seperti F, O, dan N. Semakin tinggi skala keelektronegatifan atom yang mengikat atom hidrogen, semakin besar peluangnya untuk membentuk ikatan hidrogen Dengan hadirnya ikatan hidrogen dalam suatu senyawa menimbulkan pengaruh terhadap sifat-sifat fisik senyawa tersebut

37 Pasangan seperti NH3–PH3; H2O–H2S; dan HF–HCl berasal dari golongan yang sama dalam tabel periodik
Dari pasangan tersebut, NH3, H2O, dan HF memiliki massa molekul lebih kecil, tetapi memiliki titik leleh dan titik didih lebih tinggi dibandingkan senyawa yang segolongan