Ikatan Kimia

IKATAN KIMIA

Drs. I Gusti Agung Gede Bawa, M.Si

Jurusan Kimia FMIPA UDAYANA 2008

Materi Ikatan Kimia • Gaya Intramolekuler Intramolekuler

• Stabilitas Senyawa :

•

Ikatan ionik

•

Senyawa ionik (Energi Kisi)

•

Ikatan kovalen

•

Senyawa kovalen (Energi Ikat)

• Gaya Intermolekuler Intermolekuler

• Geometri Molekuler :

•

Gaya dipol-dipol

•

Teori VSEPR VS EPR

•

Gaya ion-dipol

•

Teori Ikatan I katan Valensi

•

Gaya dispersi

•

Teori Orbital Molekul

•

Gaya Van der Waals

•

Ikatan hidrogen

•

Ikatan logam

• Polaritas Senyawa : •

Polaritas Ikatan

•

Polaritas Senyawa

Pembinaan Olimpiade Kimia, 23 Juli 6 Agustus 2008

Gaya Intramolekuler 

Gaya yang memegang atom-atom dalam suatu molekul.



Gaya Intramolekuler Intramolekuler dibedakan menjadi dua, yaitu : 1. Gaya Gaya Ionik Ionik (ikatan (ikatan ion) Ikatan yang terjadi sebagai akibat terjadinya serah-terima elektron antara atom-atom yang memiliki potensial ionisasi rendah dengan atom-atom yang memiliki affinitas elektron tinggi. Gol. IA ; IIA dengan VIA ; VIIA


2. Gaya Gaya Kova Kovalen len (ikata (ikatan n kov kovale alen) n) Ikatan yang terjadi sebagai akibat penggunaan pasangan elektron secara bersama-sama diantara atom-atom yang berikatan. Ikatan ini umumnya terjadi antara unsur-unsur non logam Contoh : HCl ; Cl2 ; PCl5


Gaya Intermolekuler 

Gaya tarik menarik diantara molekul-molekul.



Gaya ini bertanggung-jawab terhadap : 1. Prilak Prilaku u non-i non-idea deall dari dari suat suatu u gas gas 2. Kebera Keberadaa daan n fase terkon terkonden densas sasii suatu suatu materi. materi.

1. Gay Gaya dipo dipoll-di dipo poll Gaya yang bekerja pada molekul-molekul polar +

–

+

–

+

–

–

+

–

+

–

+

+

–

+

–

+

–


2. Gaya ion-dipol Gaya yang terjadi pada suatu ion dengan molekul polar I –

Na+ –

+

+

–

Contoh : - Hidrasi


3. Gaya dispersi Gaya yang bekerja pada molekul-molekul non-polar

(a) kation

Dipol terinduksi –

+

+

(b) Dipol terinduksi

dipol –

–

+

+

(c)


4. Ikatan Hidrogen Jenis interaksi dipol-dipol yang khusus antara atom hidrogen dalam suatu ikatan polar,seperti O―H atau N―H dengan atom atom yang elektronegatif, seperti O, N atau F. H H

O H

H

N H

5. Ikatan Logam Ikatan yang terjadi diantara atom-atom logam


Stabilitas suatu senyawa •

Senyawa ionik Stabilitas senyawa ionik bergantung pada interaksi dari semua ion-ion yang terlibat dalam pembentukan kisi kristalnya. Ukuran kuantitatifnya dinamakan Energi Kisi : Energi yang diperlukan untuk memisahkan secara lengkap 1 mol senyawa ionik padat menjadi ion-ion dalam keadaan gas.


Penentuan Energi Kisi •

Secara tidak langsung menggunakan siklus Born-Haber Siklus Born-Haber menghubungkan antara energi kisi dengan energi ionisasi, affinitas elektron, dan sifat-sifat atom atau molekul lainnya. Contoh : Penentuan energi kisi senyawa ionik LiF(s). Pembentukan senyawa LiF(s), berdasarkan reaksi : Li(s) + ½ F2(g) LiF(s). ∆Hf o = -594,1 kJ


Pembentukan senyawa ini sesungguhnya melibatkan beberapa tahapan reaksi, yaitu : 1. Perubahan litium padat menjadi gas (entalpi sublimasi) Li(s) Li(g) ∆H1o = 155,2 kJ 2. Disosiasi ½ mol gas F 2 menjadi atom F(g) ½ F2(g) F(g) ∆H2o = 75,3 kJ 3. Ionisasi 1 mol atom Li(g) Li(g) Li+(g) + e

∆H3o = 520 kJ

4. Bertambahnya 1 mol e pada atom F(g) (afinitas e) F(g) + e F –(g) ∆H4o = -333 kJ 5. Bergabungnya 1 mol Li +(g) dengan 1 mol F –(g) membentuk 1 mol LiF(s) Li+(g) + F –(g) LiF(s) ∆H5o = ……. ? Pembinaan Olimpiade Kimia, 23 Juli 6 Agustus 2008

• Siklus Born-Harber H3o H4o

Li(g)

+

H1o

F(g)

F(g)

+

H2o

Li+(g) H5o

Hf o

Li(s)

+

½ F2(g)

LiF(s)

Hf o = H1o + H2o + H3o + H4o + H5o – H o = 5

Energi kisi

Kekuatan ikatan kovalen • Energi ikat disosiasi Energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan tertentu dari 1 mol molekul diatomik dalam keadaan gas. H2(g) Cl2(g) HCl(g)

H(g) + H(g) Cl(g) + Cl(g) H(g) + Cl(g)

∆Ho = 436,4 kJ ∆Ho = 242,7 kJ ∆Ho = 431,9 kJ

• Energi ikat rata-rata Mengukur kekuatan ikatan kovalen menjadi lebih komplek untuk molekul poliatomik.


Contoh : Energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan O―H pertama dalam molekul H 2O, berbeda dengan energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan O―H kedua. H2O(g)

H(g) + OH(g)

∆Ho = 502 kJ

OH(g)

H(g) + O(g)

∆Ho = 427 kJ

Berdasarkan studi H 2O di atas, kita dapat memahami mengapa energi dari ikatan O―H, dalam dua molekul yang berbeda tidak sama. Jadi untuk molekul poliatomik, kita hanya dapat mengatakan energi ikat rata-ratanya.


Geometri Molekuler “Penataan tiga dimensi dari suatu atom dalam molekul.” Beberapa sifat fisik dan sifat kimia, seperti titik leleh, titik didih, densitas, dan jenis reaksi yang molekul alami dipengaruhi oleh geometri molekulnya. Ada dua cara yang umum dipakai untuk menentukan geometri molekuler, khususnya senyawa kovalen. 1. Metode VSEPR 2. Teori Ikatan Valensi


Teori VSEPR Dasar : tolak menolak pasangan elektron kulit valensi. Tolak menolak ps. e. bebas x ps. e. bebas > ps. e. bebas x ps. e. ikatan > ps. e. ikatan x ps. e. ikatan. Pedoman menggunakan Model VSEPR 1. Tulislah struktur Lewis dari suatu molekul. 2. Hitunglah jumlah total pasangan elektron yang mengelilingi atom pusat. 3. Ikatan rangkap 2 dan 3, dianggap sebagai ikatan tunggal. 4. Dalam meramalkan sudut ikatan, ingat tolak menolak ps. e bebas x ps. e bebas > ps. e bebas x ps. e ikatan > ps. e ikatan x ps. e ikatan.


Pedoman menulis Struktur Lewis •

•

Menulis kerangka struktur senyawa. •

Umumnya, atom-atom kurang elektronegatif menempati posisi atom pusat.

•

Hidrogen dan flourine biasanya menempati posisi terminal.

Hitung jumlah total elektron valensi yang terlibat •

Untuk anion poliatomik, tambahkan sejumlah muatan negatif pada jumlah total elektron valensi.

•

Untuk kation poliatomik, kurangi sejumlah muatan positif dari jumlah total elektron valensi.


•

Gambarkan ikatan kovalen tunggal diantara atom pusat dan atom terminal, kemudian penuhi aturan oktet pada atom-atom terminal dengan menambahkan pasangan elektron bebas untuk menghabiskan jumlah total elektron valensi.

•

Jika atom pusat tidak memenuhi aturan oktet, cobalah ikatan rangkap dua atau rangkap tiga diantara atom pusat dan atom terminal dengan memakai pasangan elektron bebas dari atom terminal.


•

Dengan memperhatikan struktur Lewis senyawa-senyawa kovalen, maka kita dapat mengelompokan senyawa-senyawa tersebut menjadi dua kelompok, yaitu : 1. Atom pusat tidak mempunyai pasangan elektron bebas 2. Atom pusat mempunyai pasangan elektron bebas.

Ad. 1. Atom pusat tanpa pasangan elektron bebas. Contoh : 1. BeCl2 Struktur lewis : Cl Be Cl


Karena atom pusat (Be) mengandung 2 pasangan elektron ikatan yang saling tolak menolak, menyebabkan kedua pasangan elektron ikatan ini menjauh sampai pada suatu posisi dimana tingkat tolakan paling minimum, dalam hal ini membentuk sudut 180 o.

Contoh 2. BF3 Struktur lewis : F F B

F Pembinaan Olimpiade Kimia, 23 Juli 6 Agustus 2008

Tataan elektron

Bentuk

Contoh

Linear

Segi tiga planar

Tetrahedral


Tataan elektron

Bentuk

Contoh

Segitiga bipiramida

Oktahedral


Atom pusat memiliki pasangan elekron bebas Jlm ps. e. pd atom pusat

Jlm. Ps. e. ikatan

Bentuk

Contoh

.. 3

2

GeF2 Bengkokan

4

3

NH3 Segitiga piramida

4

2

H2O Bengkokan

Jlm ps. e. pd atom pusat

Jlm. Ps. e. ikatan

5

4

Bentuk

Contoh

SF4 ; IF4+ ; XeO2F2 Tetrahedral tak beraturan

5

ClF3 ; ICl3

3

Bentuk T

5

I3 – ; ICl2 – ; XeF2

2 Linear

Jlm ps. e. pd atom pusat

Jlm. Ps. e. ikatan

6

5

Bentuk

Contoh

BrF5 ; SbS52 – ; XeOF4 Piramida segiempat

6

IF4 – ; XeF4 ; ICl4 –

4

Segi empat planar

Latihan : • Ramalkan bentuk Geometri dari : a. ClO3 – ; XeO4 ; CO32 – b. SO3 ; CCl4 ; H2CO c. FCl2+ ; AsF5 ; SeO2 d. TeF4 ; SbCl6 – ; NO2 – ; PO43 – e. SbH3 ; PCl4+ ; SiO44 –

Teori Ikatan Valensi •

Teori ikatan valensi menganggap bahwa elektron-elektron dalam suatu molekul menempati orbital atom individunya.

•

Pembentukan ikatan terjadi akibat tumpang-tindih (overlapping) antara orbital-orbital kulit valensi dari masing-masing atom individu. Contoh :

Pembentukan H2 merupakan hasil dari tumpang-tindih orbital 1s dari masing-masing atom H.

• Pembentukan HF

• Pembentukan F2

Orbital Hibrid •

Tidak semua pembentukan ikatan dapat dijelaskan dengan model overlapping seperti di atas. Contoh : senyawa BeH 2 •

Konfigurasi elektron valensi atom Be : 1s 2 2s2

•

Pada keadaan dasar, orbital atom 2s tidak dapat melakukan overlapping, karena orbital ini mengandung dua elektron.

•

Overlapping dapat terjadi apabila masing-masing orbital mengandung satu elektron.

•

Hal ini dapat dipecahkan dengan mengeksitasi sebuah elektron valensi ke orbital diatasnya (orbital 2p), sehingga konfigurasi elektron valensinya menjadi : 2s 1 2p1

•

Jika dalam kondisi ini dia melakukan overlapping dengan orbital atom yang diikatnya, maka bentuk molekul yang diramalkan oleh teori VSEPR maupun bentuk riilnya tak dapat dijelaskan.

•

Teori mekanika kuantum, memungkinkan untuk mencampur dua orbital yang tidak sama dalam atom yang sama untuk menghasilkan orbital-orbital hibrid.

•

Jumlah orbital hibrid yang dihasilkan harus sama dengan jumlah orbital yang dicampur.

•

Orientasi orbital-orbital hibrid yang dihasilkan, akan menentukan bentuk geometri molekulnya.

Pembentukan BCl3 •

Konfigurasi elektron atom B pada keadaan : Dasar

: [He] 2s2 2p1

Tereksitasi

: [He] 2s 1 2p2

hibrid sp2

Pembentukan etana (CH3-CH3) •

Konfigurasi elektron atom C pada keadaan : Dasar

: [He] 2s2 2p2

Tereksitasi

: [He] 2s 1 2p3

hibrid sp3

Pembentukan etena (CH2=CH2) •


: [He] 2s2 2p2

Tereksitasi

: [He] 2s 1 2p3

hibrid sp2

• Atom C hanya mengikat 3 atom lain, yaitu 1 atom C dan 2 atom H, maka hibrid yang terjadi sp 2 dengan sebuah elektron yang tidak terlibat dalam hibridisasi.

Pembentukan molekul formaldehid O H

C H

•


: [He] 2s2 2p2

Tereksitasi : [He] 2s 1 2p3

hibrid sp2

•

Konfigurasi elektron atom O pada keadaan : Dasar

: [He] 2s2 2p4

hibrid sp2

Pembentukan etuna H •

C

C

H


: [He] 2s2 2p2

Tereksitasi

: [He] 2s 1 2p3

hibrid sp

Pembentukan gas N2 •

Konfigurasi elektron atom N pada keadaan : Dasar

: [He] 2s2 2p3

hibrid sp

Teori Orbital Molekul 

Berdasarkan teori orbital molekul, suatu molekul secara nyata tak begitu banyak berbeda dengan suatu atom.



Bedanya, molekul mengandung beberapa inti, sedangkan atom hanya satu inti.



Baik molekul maupun atom mempunyai tingkat-tingkat energi atau orbital yang dapat ditempati elektron.



Dalam atom dinamakan orbital atom, sedangkan dalam molekul dinamakan orbital molekul




Tumpang-tindih (Overlaping) dari dua orbital atom akan menghasilkan dua jenis “orbital molekul”, yaitu orbital molekul bonding (membantu menstabilkan molekul) dan orbital molekul anti bonding (membantu mendestabilisasi molekul). Contoh : pembentukan molekul H 2 

Overlaping dua orbital 1s dalam molekul H 2



Menghasilkan dua orbital molekul, yaitu orbital bonding ( 1s) dan orbital antibonding ( *1s). Pembinaan Olimpiade Kimia, 23 Juli 6 Agustus 2008



Diagram tingkat energi orbital molekul dalam molekul H2



Konfigurasi elektron molekul H 2 adalah



Kedua elektron molekul H 2 berada pada orbital bonding, sehingga molekul H2 stabil.

1s2


Contoh : pembentukan molekul He 2 

Overlaping dua orbital 1s dalam molekul He 2



Diagram tingkat energi orbital molekul dalam molekul He 2



Konfigurasi elektron molekul He 2 : 1s2 , *1s2



Keberadaan elektron dalam orbital molekul antibonding ( *1s) mendestabilisasi keberadaan molekul He 2. Pembinaan Olimpiade Kimia, 23 Juli 6 Agustus 2008

Ordo Ikatan Ordo ikatan

jumlah elektron bonding jumlah elektron antibonding 2 





Jika ordo ikatan > 1, maka molekul ada atau kemungkinan ada



Jika ordo ikatan = 0, molekul tidak stabil (tidak pernah ada)

Contoh,

ordo ikatan molekul H2 ordo ikatan molekul He 2

2 0 



2 2 2 2









1

Molekul stabil

0

Molekul tak stabil atau tidak ada.


Overlaping orbital p


Diagram tingkat energi hasil overlaping orbital p *2px

*2py , *2pz

2p

2p 2px

2py , 2pz


Contoh : Buatlah diagram tingkat energi molekul F 2 dan konfigurasi elektron molekul F2. Apakah molekul F2 stabil ? Jawab : Konfigurasi elektron atom F : 1s 2 , 2s2 , 2p5


Diagram tingkat energi molekul F 2 *2p x

*2py , *2pz

2p5

2p5 2px

2py , 2pz *2s 2

2s2

2s 2

2s2

*1s 2

1s2

1s 2

1s2

Konfigurasi elektron molekul F 2 : 1s2, *1s2, 2s2, *2s2, 2py2, 2pz2, 2px2, *2py2, *2pz2.

Ordo ikatan molekul F 2 :

ordo ikatan molekul F2

10 2





8 

1

Jadi molekul F 2 stabil.


Polaritas Senyawa 

Polaritas suatu senyawa ditentukan oleh : 1. Polaritas ikatan 2. Bentuk molekul



Polaritas ikatan ditentukan oleh beda nilai keelektronegatifan dari atom-atom yang terikat. Beda keelektronegatifan = 0 ikatan non-polar

Beda keelektronegatifan  0 ikatan polar Contoh :



H―H ; Cl―Cl

molekul non-polar, ikatan non-polar

H―Cl ; H―Br

molekul polar, ikatan polar

Molekul diatomik mudah melihat polaritasnya.

•

Untuk senyawa poliatomik, polaritasnya juga ditentukan oleh bentuk molekulnya. Contoh : CO2

ikatan polar, molekul non-polar

BCl3


CCl4


•

Ikatan polar, molekul non polar

•

Ikatan polar, molekul polar

•

Ikatan polar, molekul non polar

Soal : 1.

Klor trifluorida (ClF 3) adalah zat untuk proses fluorinasi yang telah digunakan untuk memisahkan uranium dari produk batang bahan bakar di reaktor nuklir. a. Tulislah rumus dot Lewis ClF 3 b.

Tentukan hibridisasi di atom Cl yang digunakan dalam pembentukan ClF 3

c.

Ramalkan gambar bentuk molekul ClF 3 berdasarkan orbital hibrida yang anda uraikan pada pertanyaan “b”.

d.

Berikan gambar bentuk lain yang mungkin, dan jelaskan menurut anda mengapa ClF 3 tidak berbentuk seperti ini.

e. Hantaran listrik cairan ClF3 hanya sedikit lebih rendah daripada hantaran listrik air murni. Hantaran listrik cairan ini dijelaskan dengan adanya autoionisasi ClF 3 membentuk ClF 2+ dan ClF4-. Ramalkan bentuk molekul ClF 2+ dan ClF4-.

2.

Secara kimiawi unsur Xenon (Xe) adalah unsur lemban (inert). Unsur ini membentuk sejumlah senyawa kimia dengan unsur-unsur elektronegatif seperti dengan fluorin dan oksigen. Reaksi xenon dengan fluorin yang jumlahnya beragam dapat menghasilkan XeF 2 dan XeF4. Selanjutnya, bila XeF 2 dan XeF4 direaksikan dengan air, yang bergantung pada kondisinya, dapat menghasilkan XeO 3, XeO4 dan H2XeO6 serta senyawa campuran seperti XeOF 4. Nomor atom Xe = 54; F = 9 dan O = 8. Pertanyaan : a.

Gambarkan struktur keenam senyawa tersebut berdasarkan teori ikatan valensi.

b.

Prediksikan / ramalkan struktur dari keenam senyawa tersebut berdasarkan teori VSEPR.

3.

Dua senyawa yang salah satu unsurnya dari halogen (fluorin) yaitu SF4 dan BrF5. Nomor atom : S = 16; Br = 35 dan F = 9. Pertanyaan : a.

Gambarkan rumus Lewis (dot) bagi masing-masing senyawa tersebut.

b. Gambarkan struktur ruangannya. c.

Sebutkan hibridisasinya

d.

Sebutkan struktur mana yang memenuhi aturan oktet ?

e. Sebutkan bentuk ruang yang terbangun dari kedua senyawa atas dasar teori VSEPR. f.

Adakah peristiwa resonansi di kedua struktur senyawa tersebut.

Ikatan Kimia

Recommend Documents