Ikatan Kimia Ikatan Kimia :

Presentasi berjudul: "Ikatan Kimia Ikatan Kimia :"— 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 : 1. Ikatan ion : Ikatan yang terjadi antara ion positif dan ion negatif dalam satu senyawa ionik. 2. Ikatan Kovalen : Ikatan yang terjadi antar atom dalam molekul yang melibatkan pemakaian elektron bersama. 1

2 3

3 4

4 Perubahan dalam konfigurasi elektron apabila terbentuk ion , memenuhi
aturan logam : Na = 1s 2 2s 2p 6 3s 1 Na + = 1s 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. 5

5 6

6 7

7 Ket : Jumlah elektron valensi
Gol IA IIA 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 O : air 2 - C H O : gula 12 22 11 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

9 Ikatan kovalen dan 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

10 Ex. : Ex. : 11

11 12

12 13

13 Latihan : SO 2 , NO 3 - , HClO3 , dan H PO 4 14

14 15

15 NH N (gol VA) mempunyai 5e 1 x 5 = 5 H (gol IA) mempunyai 1e 4 x 1 = 4
ClO - Cl (gol VIIA) mempunyai 7e - 1 x 7 = 7 4 O (gol VIA) mempunyai 6e - 4 x 6 = 24 Tambahkan 1e - untuk muatan 1 - + 1 + total e - NH + N (gol VA) mempunyai 5e - 1 x 5 = 5 4 H (gol IA) mempunyai 1e - 4 x 1 = 4 Kurangi 1e - untuk muatan 1+ -1 + total 8e - latihan : - SO 2 , PO 4 3- , NO + hitung semua elektron valensi ? - Tuliskan struktur Lewis dari HClO 3 , SO , CO, SF , OF , NH , NO , ClF dan HClO . 16

16 - - 17

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

18 Ikatan kovalen koordinasi : atom dan basa Lewis
19

19 + H N B CI Basa Asam 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) Contoh reaksi Asam - Basa Lewis Asam Basa + H N B CI 20

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

21 Molekul Trigonal bipiramidal : 2 trigonal piramid
Model ikatan : - ikatan ekuatorial : 120 - ikatan aksial : 180 - diantara ekuatorial dengan aksial 90  Molekul Oktahedral : 2 square pyramid bxbnxcbxc 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 : - BeCl2 Gambar : Two pairs Three pairs Four pairs Five pairs Six pairs Latihan : CCl4, SbCl5 3

23 Ex : BeCl2 BCl3 Latihan : CCl4, SbCl5 (benar) (salah) Linier
Segitiga Planar 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 : 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 : ClO2-, XeF2, XeOF4 8

28 Bentuk molekul dan ion dengan ikatan rangkap dua atau tiga
Sama seperti ikatan tunggal Gambar : Non Linier Segitiga Planar Latihan : HCN, SO32-, XeO4, OF2, CO32- 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 : PCL3, SO3, HCN, SF6, SO2 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 H2 menurut teori ikatan kovalen 15

35 Gambar pembentukan molekul HF menurut teori ikatan kovalen
pembentukan molekul H2S menurut teori ikatan kovalen 16

36 Gambar pembentukan molekul F2 menurut teori ikatan kovalen
Latihan : HCl 17

37 Orbital Hibrid Be H2 : Diagram orbital pada kulit valensi berilium :
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 CH4
Ikatan pada molekul etana (C2H6) 20

40 Hibridasi bila atom pusat mempunyai lebih dari oktet
Gambar : orientasi hibrid yang melibatkan orbital Atom d (a) orbital hibrid sp3 d (b) sp3 d2 orbital hibrid Latihan : Jelaskan orbital hibrid dari SF6, AsCl5 21

41 Hibridasi dalam molekul yang mempunyai pasangan elektron bebas
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 Sudut ikatan H – X – H mendekati sudut untuk molekul yang atom pusat mempunyai hibrid sp3 NH3, sudut ikatan H - N - H = 107 H2O, sudut ikatan H - O - H = 104,5 22

42 Ikatan Rangkap Dua dan Tiga
“Overlap” orbital-orbital s, p, atau orbital hibrid disebut Ikatan Sigma atau Ikatan  Gambar : Ikatan Sigma a) overlap dari orbital s b) overlap dari orbital p dari ujung ke ujung c) overlap dari orbital hibrid 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 sp2 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 Mengapa beberapa molekul ada dan yang lain tidak ?
Teori orbital molekul dapat digunakan untuk menghitung Keberadaan molekul tertentu Gambar : Diagram level energi orbital molekul H2 27

47 Gambar : diagram level energi orbital molekul He2
Pada molekul He2   e- ikatan =  e- anti ikatan  tidak stabil Jika kehilangan 1e- anti ikatan He2  He2+ maka masih ada Elektron ikatan netro  ion tersebut bisa ada walaupun tidak Stabil dan tidak dapat diisolasi. 28

48 Ikatan molekul diatonik periode 2
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 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 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 O2 - 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 : ( tidak diterima berdasarkan eksperimen karena semua elektron berpasangan) ( tidak diterima berdasarkan eksperimen karena ikatan tunggal O – O ) 31