Konsep ikatan kimia

19,759 views
19,378 views

Published on

Published in: Education
2 Comments
1 Like
Statistics
Notes
No Downloads
Views
Total views
19,759
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
1
Actions
Shares
0
Downloads
273
Comments
2
Likes
1
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Konsep ikatan kimia

  1. 1. BAB 3. Konsep Ikatan Kimia 1. ELEKTRONEGATIVITAS 2. IKATAN IONIK 3. STRUKTUR MOLEKUL TERISOLASI: SIFAT IKATAN KIMIA KOVALEN 4. IKATAN KOVALEN 5. IKATAN KOVALEN POLAR 6. MUATAN FORMAL 7. BENTUK MOLEKUL: TEORI VSEPR 8. TATA NAMA ANORGANIK DAN BILANGAN OKSIDASI
  2. 2. (a) (b) (c) . (a) Amonia, NH 3 (b) Air, H 2 O (c) Metana, CH 4
  3. 3. 3.1. ELEKTRONEGATIVITAS • Merupakan sifat berkala (periodik) yang penting. • Elektronegativitas ialah besarnya daya menarik elektron ke dalam suatu atom dalam penggabungan kimia. LOGAM - mudah menyerahkan e - NON-LOGAM - mudah menerima e - - membentuk kation - membentuk anion - elektropositif - elektronegatif
  4. 4. Nilai Elektronegativitas (fluorin: elektronegativitas = 4)
  5. 5. IKATAN IONIK pengalihan elektron antaratom IKATAN KOVALEN POLAR pemindahan muatan secara parsial IKATAN KOVALEN penggunaan elektron bersama antaratom Selisih elektronegativitas besar ⇒ e - berpindah ⇒ IKATAN IONIK Selisih elektronegativitas kecil ⇒ e - digunakan bersama ⇒ IKATAN KOVALEN
  6. 6. + – – – 3.2. IKATAN IONIK ELEKTRON VALENSI KULIT ATOM INTI ATOM ELEKTRON TERAS Unsur golongan utama (kecuali He) : e - val. atom netral = no. golongan Model titik-elektron Lewis 1. Elektron valensi digambarkan dengan titik. 2. Elektron teras tidak digambarkan. 3. Empat titik pertama ditulis satu per satu di keempat sisi lambang unsur. 4. Titik-titik berikutnya dipasangkan pada yang sudah ada.
  7. 7. H Li B C N Be O F Ne He Na Al Si P Mg S Cl Ar
  8. 8. 3.2.1 Pembentukan Senyawa Ionik Biner Atom -> Anion/kation agar stabil (memenuhi aturan oktet ): Σ e - val. = pada gas mulia (8e - ; 2e - untuk He) Cl + e - x Cl Contoh: Na• -> Na + + e - (tanda x semata-mata untuk membedakan dari mana elektron itu berasal) kehilangan 1 elektron valensi memperoleh 1 elektron valensi Na + Cl NaCl penggabungan membentuk senyawa ionik (garam) (tidak oktet) Ca 2+ + 2 Br kation anion (oktet) (oktet) CaBr 2 senyawa ionik Contoh lain: Ca + 2 Br atom netral
  9. 9. CONTOH 3.1 Ramalkan rumus senyawa antara rubidium dan sulfur. Tuliskan lambang Lewis untuk unsur-unsur itu sebelum dan sesudah penggabungan kimia. Penyelesaian: Pengalihan 1 e - masing-masing dari 2 atom Rb kepada 1 atom 2- S menghasilkan 2 ion Rb + dan 1 ion S (semuanya oktet). Rb: golongan I -> 1 elektron valensi -> Rb• S: golongan VI -> 6 elektron valensi -> S Senyawanya Rb 2 S atau dalam lambang Lewis, (Rb + ) 2 ( 2- S )
  10. 10. Ciri-ciri senyawa ionik : 1. Padatan pada suhu kamar. 2. Titik leleh dan titik didih tinggi Misal: NaCl titik leleh = 801 o C dan titik didih = 1413 o C. 3. Senyawa ionik padat umumnya kurang baik menghantar listrik, tetapi lelehannya menghantar dengan baik. 4. Komposisi kimia dinyatakan sebagai rumus empiris bukan rumus molekul.
  11. 11. 3.3. STRUKTUR MOLEKUL TERISOLASI: SIFAT IKATAN KIMIA KOVALEN Struktur molekul yang stabil ditentukan oleh susunan 3D atom-atom dalam molekul itu: * Panjang ikatan ⇒ ukuran molekul (jarak antarinti atom dalam ikatan tertentu) * Sudut ikatan ⇒ bentuk molekul (orientasi relatif dua ikatan yang berdekatan) Vibrasi molekul -> panjang & sudut ikatan berubah-ubah -> nilai rerata diukur dengan spektroskopi & difraksi sinar-X
  12. 12. 3.3.1 Panjang dan Energi Ikatan a Energi (disosiasi) ikatan ( ∆ E d ) = energi yang harus diserap untuk memecah 1 mol ikatan tertentu. 1 golongan: Z ↑ -> ukuran atom ↑ -> panjang ikatan ↑ -> energi ikatan ↓ Contoh: Panjang ikatan F 2 < Cl 2 < Br 2 < I 2 ; ClF < ClBr Energi ikatan HF > HCl > HBr > HI Molekul Rerata panjang ikatan - 10 (Ǻ = 10 m) a Energi ikatan - 1 (kJ mol ) Molekul Rerata panjang ikatan - 10 (Ǻ = 10 m) Energi ikatan - 1 (kJ mol ) N 2 1,100 942 HF 0,926 565 O 2 1,211 495 HCl 1,284 429 F 2 1,417 155 HBr 1,424 363 Cl 2 1,991 240 HI 1,620 295 Br 2 2,286 190 ClF 1,632 252 I 2 2,669 148 BrCl 2,139 216
  13. 13. Anomali energi ikatan : F 2 << Cl 2 > Br 2 > I 2 ⇒ kuatnya tolak-menolak antaratom F yang sangat elektronegatif N 2 >> O 2 >> F 2 ⇒ faktor orde ikatan Panjang ikatan dari sepasang atom tertentu hanya berubah sedikit dari satu molekul ke molekul lain, sedangkan energi ikatan tidak begitu terulangkan (+10%) Contoh: Ikatan Molekul Panjang ikatan (Å) O–H H 2 O 0,958 H 2 O 2 0,960 HCOOH 0,95 CH 3 OH 0,956
  14. 14. 3.3.2 Orde Ikatan Orde ikatan ↑ ⇒ Panjang ikatan ↓ ⇒ Energi ikatan ↑  Orde ikatan rangkap juga ada pada ikatan antaratom selain C dan antaratom taksejenis: Ikatan Molekul Orde ikatan Panjang ikatan (Å) Energi ikatan - 1 (kJ mol ) C–C etana (H 3 C–CH 3 ) 1 1,536 345 C=C etilena (H 2 C=CH 2 ) 2 1,337 612 C ≡ C asetilena (HC ≡ CH) 3 1,204 809 C–C & C=C selang-seling benzena (C 6 H 6 ) 1½ (antara – & =) 1,37 505 C–O 1,43 C–H 1,10 C=O 1,20 N–H 1,01 N–N 1,45 O–H 0,96 N=N 1,25 C–N 1,47 N ≡ N 1,10 C ≡ N 1,16
  15. 15. 3.4. IKATAN KOVALEN Contoh: Atom-atom yang identik dapat memperoleh konfigurasi e - yang stabil dengan cara penggunaan bersama elektron. Cl + Cl Cl Cl elektron takberpasangan elektron nonikatan elektron berpasangan atau Cl Cl H + H H H atau H H 4 Cl + C Cl Cl Cl C Cl
  16. 16. CONTOH 3.2 Tulislah struktur titik-elektron untuk senyawa yang dihasilkan nitrogen (N) dan hidrogen (H) ketika berikatan kovalen. Penyelesaian: N + 3 H H N H H atau H N H H amonia (NH 3 )
  17. 17. CONTOH LAIN Pembentukan etilena, C 2 H 4 , dari karbon (Golongan IV) dan hidrogen. 2 C + 4 H H H C C H H atau H H H H C C etilena 3.4.1 Ikatan Kovalen Ganda Jika 2 atau 3 pasang e - digunakan bersama, terbentuk ikatan kovalen ganda dua atau tiga , misalnya 2 O + C O C O atau O C O N + N N N atau N N
  18. 18. 3.5 IKATAN KOVALEN POLAR Jika dua atom berbeda terikat secara kovalen, elektron ikatan tidak digunakan sama rata, tetapi condong ke atom yang lebih elektronegatif. Cl H + H Cl δ + δ −  H Cl atau H Cl (2,2) (3,0) molekul polar Contoh: ( δ = muatan parsial) Selisih elektronegativitas ↑ ⇒ dwikutub semakin kuat ⇒ ikatan semakin polar > 1,7 -> ikatan ionik 0–1,7 -> ikatan kovalen polar 0 -> ikatan kovalen
  19. 19. Ikatan kovalen koordinasi: salah satu atom memberikan dua elektron sekaligus kepada atom lainnya dalam membentuk ikatan kovalen. Contoh: H H H N +H + H H H N xx H + H H N H + H ikatan kovalen koordinasi Tanda panah kadang-kadang digunakan untuk menyatakan pasangan elektron yang disumbangkan
  20. 20. CONTOH 3.3 Tuliskan struktur Lewis dari pernyataan berikut: “boron triklorida membentuk ikatan kovalen koordinasi dengan nitrogen dari molekul amonia”. Penyelesaian: H H H N + Cl B Cl Cl H Cl H Cl H N xx B Cl H N H H Cl B Cl Cl
  21. 21. 3.6 MUATAN FORMAL H 2 SO 4 -> dua struktur Lewis yang memenuhi : O H O S O H O (1) 4 ikatan S-O O H O S O H O (2) 2 ikatan S-O 2 ikatan S=O Eksperimen: Ada 2 jenis ikatan antara S dan O pada H 2 SO 4 -> 157 pm (S–O) & 142 pm (S=O) -> Struktur (2) yang realistis
  22. 22. Struktur (1) H O kiri O kanan O atas O bawah S = 1 – 0 – ½ (2) = 0 = 6 – 4 – ½ (4) = 0 = 6 – 4 – ½ (4) = 0 = 6 – 6 – ½ (2) = –1 = 6 – 6 – ½ (2) = –1 = 6 – 0 – ½ (8) = +2 Struktur (2) H O kiri O kanan O atas O bawah S = 1 – 0 – ½ (2) = 0 = 6 – 4 – ½ (4) = 0 = 6 – 4 – ½ (4) = 0 = 6 – 4 – ½ (4) = 0 = 6 – 4 – ½ (4) = 0 = 6 – 0 – ½ (12) = 0 Muatan bersih = 0 Muatan bersih =0 Struktur (1) memiliki 3 atom bermuatan -> energi sangat tinggi (tidak stabil) Alat bantu untuk memilih: Muatan formal MF = Σ e - valensi – Σ e - nonikatan – ½ Σ e - ikatan
  23. 23. Penyelesaian: H CONTOH 3.4 Gunakan konsep muatan formal untuk menentukan mana struktur hidroksilamina, NH 3 O, yang terbaik. H N O H (1) H = 1 – 0 – ½ (2) = 0 N = 5 – 0 – ½ (8) = +1 O = 6 – 6 – ½ (2) = –1 H N O H H (2) H = 1 – 0 – ½ (2) = 0 N = 5 – 2 – ½ (6) = 0 O = 6 – 4 – ½ (4) = 0 Struktur (2) terbaik karena muatan formal semua atomnya nol.
  24. 24. 3.7 BENTUK MOLEKUL: TEORI VSEPR  tot = 0 H 2 O -> H O H  tpt ≠ 0 Molekul dengan > 1 ikatan kovalen polar bisa polar/nonpolar bergantung pada susunan ikatan-ikatannya dalam ruang Contoh : CO 2 -> O C O molekul nonpolar linear molekul polar yang bengkok Teori VSEPR (v alence shell electron-pair repulsion = tolakan pasangan-elektron kulit valensi) Pasangan elektron ikatan maupun nonikatan cenderung tolak-menolak ⇒ menempatkan diri sejauh-jauhnya untuk meminimumkan tolakan.
  25. 25. SN = ( Σ atom yang terikat pada atom pusat) + SN = 5: bipiramida trigonal 180 o SN = 2: linear 90 o 120 o SN = 3: planar trigonal 120 o 109,5 o SN = 4: tetrahedral 90 o 90 o SN = 6: oktahedral Geometri pasangan elektron ⇐ bilangan sterik atom pusat ( Σ pasangan elektron nonikatan pada atom pusat) (Atom pusat = atom yang mengikat dua atau lebih atom lain)
  26. 26. Hitunglah bilangan sterik untuk iodin pada IF 4- dan untuk bromin pada BrO 4- . Kedua ion molekular memiliki pusat I - atau Br - yang dikelilingi oleh 4 atom. Tentukan pula geometri pasangan elektronnya. CONTOH 3.5 Penyelesaian: IF 4- ⇒ Atom pusat I - : 8 e - val. Atom ujung F : 7 e - val. ⇒ menggunakan bersama 1 e - dari I - agar oktet Maka: 4 e - I - ⇒ ikatan dengan 4 atom F 4 e - sisanya ⇒ 2 pasangan nonikatan SN = 4 + 2 = 6 ⇒ (geometri pasangan e - : OKTAHEDRAL )
  27. 27. BrO 4- ⇒ Atom pusat Br - : 8 e - val. Atom ujung O : 6 e - val. ⇒ menggunakan bersama 2 e - dari Br - agar oktet Maka: 8 e - Br - ⇒ ikatan dengan 4 atom O Tidak ada pasangan menyendiri SN = 4 + 0 = 4 ⇒ (geometri pasangan e - : TETRAHEDRAL ) Ikatan rangkap/rangkap-tiga dianggap sama dengan ikatan (geometri pasangan e - : LINEAR) tunggal ⇒ CO 2 ( O C O ) ⇒ SN = 2 + 0 = 2
  28. 28. Geometri molekul ⇐ geometri pasangan elektron (bergantung pada Σ pasangan menyendiri) 1. Tanpa pasangan nonikatan : geometri molekul = geometri pasangan elektron Contoh: BeCl 2 : SN = 2 + 0 = 2 (linear) BF 3 SF 6 : SN = 3 + 0 = 3 (planar trigonal) : SN = 6 + 0 = 6 (oktahedral) 2. Ada pasangan nonikatan : Pasangan e - nonikatan dipegang lebih dekat ke atom pusat Menempati lebih banyak ruang daripada pasangan e - ikatan
  29. 29. Sudut antarpasangan e - ikatan < antara pasangan e - ikatan dan pasangan e - nonikatan < antarpasangan e - nonikatan CH 4 : SN = 4 + 0 = 4 NH 3 : SN = 3 + 1 = 4 H 2 O : SN = 2 + 2 = 4 Geometri pasangan e - = tetrahedral Amonia (NH 3 ) Sudut ikatan 107,3 o
  30. 30. H H CH 4 : tidak ada pasangan e - nonikatan (geometri molekul = geometri pasangan e - = tetrahedral ) ⇒ Sudut ikatan H-C-H: 109,5 o NH 3 : 1 pasang e - nonikatan ⇒ Sudut ikatan H-N-H: 107,3 o H 2 O : 2 pasang e - nonikatan ] (geometri molekul = bentuk V : tetrahedral yang dihilangkan 2 buah ikatannya) ⇒ Sudut ikatan H-O-H: 104,5 o H C 109,5 H O H 107,3 N H (geometri molekul = piramida trigonal : O H tetrahedral yang dihilangkan 1 buah ikatannya) O H H 104,5 O
  31. 31. CONTOH 3.7 Tentukan bilangan sterik atom sulfur dalam SO 2 dan ramalkan struktur molekul SO 2 Penyelesaian Bilangan sterik sulfur 3 (dua atom terikat dan satu pasang nonikatan) Molekul SO 2 bengkok, sudut ikatan sedikit < 120 o
  32. 32. Molekul dengan bilangan sterik 5: PF 5 , SF 4 , ClF 3 , dan XeF 2 dengan jumlah pasangan nonikatan berturut- turut 0, 1, 2, dan 3.
  33. 33. CONTOH 3.8 Perkirakan geometri (a) ion ClO 3+ dan (b) molekul IF 5 Penyelesaian (a) ClO 3+ ⇒ Atom pusat Cl + : 6 e - val. Atom ujung O : 6 e - val. ⇒ menggunakan bersama 2 e - dari Cl - (konfigurasi Ar) Maka: 6 e - CI + ⇒ ikatan dengan 3 atom O Tidak ada pasangan nonikatan
  34. 34. (b) IF 5 ⇒ Atom pusat I : 7 e - val. Atom ujung F : 7 e - val. ⇒ menggunakan bersama 1 e - dari I (konfigurasi Xe) Maka: 5 e - I ⇒ ikatan dengan 5 atom F 2 e - sisanya ⇒ 1 pasangan menyendiri SN = 3 + 0 = 3 tanpa pasangan e - nonikatan: Geometri molekul = geometri pasangan e - = PLANAR TRIGONAL O Cl O O
  35. 35. F I F F F F SN = 5 + 1 = 6: geometri pasangan e - = oktahedral 1 pasangan e - nonikatan: dihilangkan 1 ikatannya Geometri molekul = PIRAMIDA BUJURSANGKAR
  36. 36. Tata nama ion : 1. Kation monoatomik (1 ion stabil): Golongan I dan II + 3 unsur pertama dari Golongan III Nama = unsur induknya Contoh: Na + : ion natrium Ca 2+ : ion kalsium Gol. I, II -> kation monoatomik +1, +2 2. Kation monoatomik (beberapa ion stabil): Unsur transisi + Golongan III, IV, dan V Contoh: Cu + : ion tembaga(I) atau ion kupro Cu 2+ : ion tembaga(II) atau ion kupri 3.8 TATA NAMA ANORGANIK & BILANGAN OKSIDASI
  37. 37. 3. Kation poliatomik Contoh: NH 4+ : ion amonium H 3 O + : ion hidronium Hg 22+ : ion merkuro(I) [bedakan dengan Hg 2+ :ion merkuri(II)] 4. Anion monoatomik: Bagian pertama nama unsur + akhiran – ida Contoh: Cl - : ion klor ida (diturunkan dari klor in ) O 2- : ion oks ida (diturunkan dari oks igen ) Gol. V, VI, VII -> anion monoatomik –3, –2, –1 (a) Angka Romawi dalam kurung -> muatan. (b) Akhiran – o -> ion yang muatannya lebih rendah; Akhiran – i -> yang lebih tinggi (sudah ditinggalkan).
  38. 38. 5. Anion poliatomik Contoh: SiO 43- : ion silikat NO 2- : ion nitrit NO 3- : ion nitrat ClO - : ion hipoklorit ClO 3- : ion klorat ClO 2- : ion klorit ClO 4- : ion perklorat HCO 3- : ion hidrogen karbonat (nama biasa: ion bikarbonat) Tata nama senyawa ionik: (Nama kation)_(Nama anion) Asas kenetralan muatan: Muatan + dari kation dibalanskan oleh muatan – dari anion. Contoh: NaBr: Kation +1 membalanskan anion –1 Mg 3 N 2 : 3 kation +2 membalanskan 2 anion –3 FeCl 2 dan FeCl 3 ? Tl 2 SO 4 dan Tl 2 (SO 4 ) 3 ?
  39. 39. CONTOH 3.9 Apakah rumus kimia untuk (a) barium oksida dan (b) sesium nitrida. Penyelesaian: (a) Ba : golongan II -> Ba 2+ O : golongan VI -> O 2- Asas kenetralan muatan: Setiap 1 ion Ba 2+ dibalanskan oleh 1 ion O 2- ⇒ BaO (b) Cs 3 N .
  40. 40. CONTOH 3.10 Namai senyawa ionik yang mengandung ion poliatom berikut. (a) NH 4 ClO 3 (b) NaNO 2 (c) Li 2 CO 3 Penyelesaian : (a) Amonium klorat (b) Natrium nitrit (c) Litium karbonat
  41. 41. 3.8.1 Bilangan Oksidasi 1. Biloks unsur bebas = 0 2. Σ biloks semua atom dalam spesies = muatan bersih spesies tersebut 3. Biloks logam alkali = +1 4. Biloks F = –1 5. Biloks logam alkali tanah, Zn, dan Cd = +2 6. Biloks H = +1 7. Biloks O = –2 Jika aturan di atas diterapkan sesuai prioritas, pengecualian seperti biloks O = –1 dalam peroksida dan biloks H = –1 dalam hidrida tidak perlu dihafalkan.
  42. 42. Contoh 3.11 Tetapkan bilangan oksidasi setiap atom dalam senyawa berikut (a) CsF (b) CrO 42- Penyelesaian (a) Bilangan oksidasi Cs = +1 (aturan 3), jadi bilangan oksidasi F = -1 (b) Bilangan oksidasi O = -2 (aturan 7) muatan ion = -2, jadi bilangan oksidasi Cr = +6
  43. 43. LATIHAN SOAL-SOAL 1. 2. 3. Berapa banyak elektron valensi yang dimiliki oleh masing-masing atom dari unsur di bawah ini? a. Be b. Na c. Se d. F e. K f. Sn Golongkan ikatan dalam senyawa berikut sebagai ionik atau kovalen a. NaF b. MgS c. MgO d. AlCl 3 Tuliskan rumus senyawa ionik yang dapat terbentuk dari pasangan unsur berikut. Sebutkan nama tiap senyawanya. a. berilium dan fluorin b. aluminium dan fosforus c. bromin dan magnesium
  44. 44. 4. 5. Jelaskan apa yang dimaksud dengan a. ikatan kovalen polar b. molekul polar Gambarkan struktur titik-elektron untuk menunjukkan ikatan kovalen dari senyawa berikut: a. NCl 3 b. OF 2 c. PH 3 6. Tentukan muatan formal untuk setiap atom dan muatan bersih seluruh molekul pada struktur Lewis berikut: a. N ≡ N - O b. S = C = N
  45. 45. 7. Urutkan masing-masing kelompok berikut menurut kenaikan polaritasnya a. H – Cl, H – O, H - F b. N – O, P - O, Al – O c. H - Cl, Br - Br, B - N 8. Tuliskan rumus dari masing-masing ion poliatomik. Tulis juga muatannya. a. ion amonium b. ion fosfat c. ion karbonat 9. Tetapkan bilangan oksidasi setiap spesies dalam a. HClO 3 b. HF 2- c. NH 4+

×