Enter.

Presentasi berjudul: "Enter."— Transcript presentasi:

1 enter

2 MENU MATERI PEMBELAJARAN IKATAN KIMIA KELAS XI GEOMETRI MOLEKUL
SK & KD GAYA ANTAR MOLEKUL KEPOLARAN MOLEKUL

3 MENU MATERI PEMBELAJARAN IKATAN KIMIA KELAS XI INDIKATOR SK & KD
GEOMETRI MOLEKUL INDIKATOR SK & KD MENU SK & KD GAYA ANTAR MOLEKUL TUJUAN PEMBELAJARAN KEPOLARAN MOLEKUL

4 MENU MATERI PEMBELAJARAN IKATAN KIMIA Bentuk Molekul KELAS XI
GEOMETRI MOLEKUL Teori Domain Elektron Teori Hibridisasi MENU SK & KD GAYA ANTAR MOLEKUL KEPOLARAN MOLEKUL

5 Gaya Tarik Dipol-Dipol
MATERI PEMBELAJARAN IKATAN KIMIA KELAS XI GEOMETRI MOLEKUL Gaya London Gaya Tarik Dipol-Dipol Ikatan Hidrogen MENU SK & KD GAYA ANTAR MOLEKUL KEPOLARAN MOLEKUL

6 MENU MATERI PEMBELAJARAN IKATAN KIMIA KELAS XI
GEOMETRI MOLEKUL MENU SK & KD GAYA ANTAR MOLEKUL KEPOLARAN MOLEKUL Molekul Polar & Nonpolar Pengaruh Geometri Molekul Terhadap Kepolaran Molekul

7 Beberapa Bentuk Molekul Sederhana
LINEAR SEGITIGA PLANAR TETRAHEDRON OKTAHEDRON BIPIRAMIDA TRIGONAL

8 Molekul Linear Molekul linear memiliki geometri garis lurus (linear):
Molekul linear 2 atom mempunyai satu ikatan kovalen 180o Molekul linear 3 atom mempunyai dua ikatan kovalen dengan sudut ikatan sebesar 180o

9 Molekul Segitiga Planar
Memiliki geometri segitiga sama sisi dengan 4 atom. Ketiga atom yang terletak pada ketiga sudut segitiga sama sisi tersebut terikat secara kovalen ke 1 atom pusat. 120o Ikatan-ikatan kovalennya membentuk sudut ikatan sebesar 120o.

10 Molekul Tetrahedron Memiliki geometri seperti piramida sisi segitiga dengan 5 atom. Keempat atom yang terletak pada keempat puncak piramida terikat secara kovalen ke 1 atom pusat. 109o Ikatan-ikatan kovalennya membentuk sudut ikatan sebesar 109,5o

11 Molekul Oktahedron Memiliki geometri seperti dua piramida empat sisi dengan 7 atom yang mempunyai alas segiempat yang sama. 90o Keenam atom terikat secara kovalen ke 1 atom pusat. Ikatan-ikatan kovalennya membentuk sudut ikatan sebesar 90o

12 Molekul Bipiramida Trigonal
Memiliki geometri seperti dua piramida tiga sisi yang mempunyai alas segitiga yang sama dengan 6 atom. Kelima atom terikat secara kovalen ke 1 atom pusat. Ada 3 ikatan di ekuator yang membentuk sudut ekuatorial sebesar 120o, dan 2 ikatan di arah aksial yang membentuk sudut aksial sebesar 90o dengan ekuator.

13 Teori ini merupakan penyempurnaan dari teori VSEPR
MENU TEORI DOMAIN ELEKTRON Teori domain elektron adalah suatu cara meramalkan geometri molekul berdasarkan tolak-menolak elektron-elektron pada kulit luar atom pusat. Teori ini merupakan penyempurnaan dari teori VSEPR

14 Domain elektron dibedakan menjadi
Setiap eletron ikatan (tunggal, rangkap, atau rangkap tiga) Jumlah domain elektron ditentukan dari Merupakan satu domain Setiap pasangan elektron bebas Domain elektron dibedakan menjadi Domain elektron ikatan (DEI) Pasangan elektron ikatan memiliki Domain elektron bebas (DEB) Pasangan elektron bebas Jumlah domain dapat menggambarkan bentuk geometri suatu senyawa.

15 Teori domain elektron dapat digunakan untuk meramalkan geometri molekul suatu senyawa dengan menggunakan rumus: AXnEm Dimana: A = atom pusat X = semua atom yang terikat ke atom pusat E = domain elektron bebas (DEB) n = jumlah DEI m = jumlah DEB Dari rumus tersebut digunakan Tabel 1 (klik tombol) untuk menentukan nama dari bentuk molekul. Tabel 1

16 Domain elektron di sekitar atom pusat Berikut gambar strukturnya:
DEI (n) DEB (m) AXnEm Bentuk Molekul 2 AX2 Linear 3 AX3 Segitiga sama sisi trigonal 1 AX2E Bengkok 4 AX4 Tetrahedron AX3E Piramida Trigonal AX2E2 Planar bentuk V atau non-linear 5 AX5 Bipiramida Trigonal AX4E Bidang empat atau tetrahedron terdistorsi AX3E2 Planar bentuk T AX2E3 6 AX6 Oktahedron AX5E Piramida Segiempat AX4E2 Planar Segiempat Berikut gambar strukturnya:

17 Bidang empat atau tetrahedron terdistorsi
Trigonal Planar Bengkok Tetrahedron Linear Bipiramida Trigonal Planar bentuk V Planar bentuk T Bidang empat atau tetrahedron terdistorsi Oktahedron Piramida Segiempat Linear Planar Segiempat Piramida Trigonal Back to Tabel Sumber:

18 F B DEI = 2 DEB = 0 Contoh 1 : Menentukan geometri molekul BeF2
Atom pusat Be mengikat 2 atom F Konfigurasi Be dgn n.a = 4 (2,2) ev = 2 Konfigurasi F dgn n.a = 9 (2,7) ev = 7 Rumus Lewis BeF2 Dari rumus AXnEm DEI = 2 F B Diperoleh = AX2 E0 atau AX2 DEB = 0 Berdasarkan Tabel 1, maka geometri molekul BeF2 adalah linear. Jumlah domain elektron di sekitar atom pusat = 2 F Be

19 N H N Contoh 2 : Dari rumus AXnEm Menentukan geometri molekul NH3
Diperoleh = AX3 E1 atau AX3E Atom pusat N mengikat 3 atom H Konfigurasi N dgn n.a = 7 (2,5) ev = 5 Konfigurasi H dgn n.a = 1 (1) ev = 1 Berdasarkan Tabel 1, maka geometri molekul NH3 adalah piramida trigonal. Rumus Lewis NH3 H N Jumlah domain elektron di sekitar atom pusat = 4 N H DEB = 1 DEI = 3

20 TEORI HIBRIDISASI Hibridisasi adalah peleburan orbital-orbital dari tingkat energi yang berbeda menjadi orbital-orbital yang setingkat. Orbital-orbital baru yang terbentuk dari proses hibridisasi disebut orbital hibrida. Dalam hibridisasi yang bercampur adalah jumlah orbital bukan jumlah elektron. Jumlah orbital hibrida (hasil hibridisasi) sama dengan jumlah orbital yang terlibat pada hibridisasi itu.

21 Proses hibridisasi berlangsung dalam tahap-tahap berikut.
1. Elektron mengalami promosi atau perpindahan ke orbital yang tingkat energinya lebih tinggi, kecuali molekul yang mempunyai pasangan elektron bebas, seperti H2O dan NH3. 2. Orbital-orbital bercampur atau berhibridisasi membentuk orbital hibrida yang ekuivalen

22 Geometri molekul dari orbital hibrida dapat dilihat pada Tabel 2.
Contoh sp Linear BeF2 , HgCl2 sp2 Trigonal Planar BF3 , SO3 sp3 Tetrahedral NH3 , H2O, NH4+ sp3d Trigonal Bipiramida PF5 , SF4 , BrF3 sp3d2 Oktahedral ClF5 , PF6 Bujursangkar XeF4

23 CONTOH: Proses hibridisasi pembentukan molekul CH4 (metana)
Konfigurasi elektron atom C dgn n.a = 6 adalah: 1s2, 2s2, 2p2 Konfigurasi elektron terluar atom C sebagai berikut. 2s2 2px1 2py1 2pz0 Satu e- dari orbital 2s mengalami promosi ke orbital 2pz menghasilkan konfigurasi e- baru 2s2 2px1 2py1 2pz0 2px1 2py1 2pz1 2s2 Konf. e- baru

24 Keempat orbital 2s, 2px , 2py , dan orbital 2pz masing-masing berisi sebuah elektron (orbital setengah penuh) dapat menerima 4 e- dari 4 atom H dan membentuk CH4 2px1 2py1 2pz1 2s2 2px1 2py1 2pz1 2s2 Orbital sp3 H H H H Keempat orbital ini berubah bentuk menjadi orbital hibrida sp3 yang ekuivalen berbentuk tetrahedral. Jadi bentuk molekul CH4 adalah tetrahedral.

25 MOLEKUL POLAR & NON POLAR
Molekul yang tidak memperlihatkan adanya kutub positif dan kutub negatif dalam molekulnya. Molekul Non-polar Contoh : molekul diatomik seperti H2, Cl2, O2 ,dan BCl3 Molekul yang memperlihatkan adanya kutub positif dan kutub negatif dalam molekulnya. Molekul Polar Contoh : molekul diatomik yang terdiri dari dua atom bebeda keelektronegatifan seperti NH3, H2O, dan HCl

26 δ- δ+ δ- δ+ Molekul Nonpolar Molekul Polar
Perhatikan contoh pada gambar berikut. H N δ- δ+ NH3 H Cl δ- δ+ HCl Cl B BCl3 H H2 Molekul Nonpolar Molekul Polar Molekul nonpolar mempunyai bentuk simetris Molekul polar mempunyai bentuk tidak simetris Distribusi rapatan elektron molekul polar tidak merata Distribusi rapatan elektron molekul nonpolar merata

27 PENGARUH GEOMETRI MOLEKUL TERHADAP KEPOLARAN MOLEKUL
Dapat diperkirakan dari geometri molekulnya. Kepolaran Molekul Momen dipol = 0, molekul bersifat non-polar Hal ini akan menentukan resultan momen dipol ikatan-ikatan kovalennya. Momen dipol ≠ 0, molekul bersifat polar CONTOH Klik Tombol

28 Meramalkan Kepolaran Molekul BCl3
Bentuk molekul BCl3 yang segitiga sama sisi menyebabkan dipol-dipol ketiga ikatan saling meniadakan. BCl3 memiliki 3 ikatan kovalen B—Cl yang bersifat polar, karena atom Cl lebih elektronegatif daripada atom B B Cl Momen dipol = 0 Jadi… Molekul BCl3 bersifat non-polar

29 Meramalkan Kepolaran Molekul NH3
Bentuk molekul NH3 yakni piramida trigonal menyebabkan dipol-dipol ketiga ikatan tidak saling meniadakan. Molekul NH3 memiliki 3 ikatan kovalen N—H yang bersifat polar, karena keelektronegatifan N > H. H N Momen dipol ≠ 0 Jadi,… Molekul NH3 bersifat polar

30 Fritz London (1930), Ahli Fisika Jerman
GAYA LONDON Menjelaskan bahwa partikel-partikel (atom atau molekul) di dalam zat non-polar (unsur atau senyawa non-polar) juga dapat mengalami gaya antar-partikel yang lemah. Gaya ini disebut gaya tarik-menarik dipol sesaat dengan dipol terimbas atau gaya London. Fritz London (1930), Ahli Fisika Jerman Sumber:

31 Mekanisme terbentuknya gaya London pada molekul non-polar :
Dalam molekul tersebut, elektron-elektron tiada henti-hentinya bergerak dan digambarkan terdistribusi secara simetris. e- e- e- e- e- Akan tetapi, ada saatnya dimana elektron-elektron dapat terkonsentrasi di satu sisi dari molekul. Hal ini menyebabkan kerapatan elektron molekul terdistribusi tidak merata. Sehingga terjadi pengkutuban atau pembentukan dipol, yang disebut dipol sesaat. Dipol sesaat

32 Mekanisme terbentuknya gaya London pada molekul non-polar :
Adanya dipol sesaat akan mempengaruhi kerapatan elektron dari molekul terdekatnya. Akibatnya molekul tersebut akan memiliki dipol yang disebut dipol terimbas. Perhatikan ilustrasi berikut. Dipol sesaat Dipol terimbas Dipol terimbas

33 Mekanisme terbentuknya gaya London pada molekul non-polar :
Adanya dipol sesaat dan dipol terimbas memungkinkan terbentuknya ikatan antar molekul. Ikatan ini dinamakan gaya tarik dipol sesaat-dipol terimbas atau gaya London. Perhatikan ilustrasi berikut. Dipol sesaat Dipol terimbas Dipol terimbas Gaya London

34 GAYA TARIK DIPOL-DIPOL
Berlaku untuk molekul-molekul yang bersifat polar. Sebab, molekul-molekul polar mempunyai dua kutub (δ+) dan (δ-). δ+ δ- Kedua kutub ini merupakan dipol permanen.

35 δ+ δ- δ+ δ- δ+ δ- δ+ δ- δ+ δ- δ+ δ-
Perhatikan ilustrasi berikut. δ+ δ- δ+ δ- δ+ δ- δ+ δ- δ+ δ- Dipol-dipol molekul-molekul tersebut tarik-menarik pada kutub dengan muatan sejenis dan tolak-menolak pada kutub dengan muatan berlawanan. δ+ δ- Gaya tarik-menarik yang terjadi lebih besar dibandingkan dengan gaya tolak-menolak. Inilah yang disebut dengan gaya tarik-menarik dipol-dipol.

36 Semakin besar Mr semakin besar titik didihnya.
IKATAN HIDROGEN Kenaikan titik didih senyawa-senyawa dapat diketahui dari besar Mr-nya. Semakin besar Mr semakin besar titik didihnya. Perhatikan titik didih HF, HCl, HBr, dan HI pada grafik berikut. Klik Tombol

37 HI > HBr > HCl > HF
Berdasarkan besarnya Mr, HI seharusnya memiliki titik didih paling tinggi, sehingga urutan kenaikan titik didihnya: HI > HBr > HCl > HF

38 HF > HI > HBr > HCl
Tetapi ternyata tidak demikian, berdasarkan grafik di atas urutan titik didihnya adalah: HF > HI > HBr > HCl

39 (Perhatikan grafik di atas)
HF menyimpang dari kecendrungan tersebut, hal yang sama juga terjadi pada H2O dan NH3. (Perhatikan grafik di atas) Keduanya menunjukkan penyimpangan dari kecenderungan titik didih kelompoknya. Apa yang terjadi dengan HF, H2O dan NH3…?

40 Penyimpangan tersebut disebabkan oleh adanya ikatan lain yang disebut…
Ikatan hidrogen Ikatan hidrogen terjadi pada molekul-molekul yang sangat polar dan memiliki atom Hidrogen. Kutub positif pada atom H berikatan dengan kutub negatif atom lain dari molekul di sekitarnya yang memiliki keelektronegatifan lebih besar, seperti atom fluor, oksigen, dan nitrogen.

41 H F Contoh: Pembentukan ikatan hidrogen antarmolekul HF
Antara atom H dan atom F terdapat perbedaan keelektronegatifan yang cukup besar. Sehingga ikatan H—F sangat polar. H δ+ δ- F

42 Contoh: Pembentukan ikatan hidrogen antarmolekul HF Atom H yang bermuatan positif membentuk suatu gaya tarik menarik yang relatif kuat dengan atom F dari molekul HF lain disekitarnya. Perhatikan ilustrasi berikut. δ+ H δ- F δ+ H δ- F δ+ H δ- F δ+ H F δ- Gaya tarik-menarik ini yang disebut Ikatan Hidrogen F δ- H δ+ F δ- H δ+

43

44 Indikator Pencapaian Kompetensi
Menentukan bentuk molekul berdasarkan teori domain elektron. Menentukan bentuk molekul berdasarkan teori hibridisasi. Menjelaskan perbedaan sifat fisik (titik didih, titik leleh) berdasarkan perbedaan gaya antar molekul (gaya van der waals, gaya London, dan ikatan hidrogen).

45 Setelah mempelajari materi ini diharapkan siswa dapat:
Tujuan Pembelajaran Setelah mempelajari materi ini diharapkan siswa dapat: Menentukan bentuk molekul berdasarkan teori domain elektron. Menentukan bentuk molekul berdasarkan teori hibridisasi. Menjelaskan perbedaan sifat fisik (titik didih, titik leleh) berdasarkan perbedaan gaya antar molekul (gaya van der waals, gaya London, dan ikatan hidrogen).