Ppt model ikatan kimia

7,575 views

Published on

Published in: Education
0 Comments
5 Likes
Statistics
Notes
  • Be the first to comment

No Downloads
Views
Total views
7,575
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
3
Actions
Shares
0
Downloads
404
Comments
0
Likes
5
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Ppt model ikatan kimia

  1. 1. MODEL-MODEL IKATAN KIMIA
  2. 2. Sifat Atom dan Ikatan Kimia <ul><li>Suatu partikel baik berupa ion bermuatan, inti atom dan elektron diantara mereka, akan membentuk ikatan kimia karena akan menurunkan energi potensial antara partikel positif dan negatif </li></ul><ul><li>Dalam tataran atomik, kita membedakan adanya logam dan non logam berdasarkan beberapa sifat yang berhubungan dalam tabel periodik </li></ul>
  3. 3. Tabel Periodik: Logam dan Non Logam
  4. 4. 3 Kombinasi Ikatan antara Logam dan Non Logam
  5. 5. Transfer Elektron dan Ikatan Ionik <ul><li>Ikatan ini terjadi ketika ada perbedaan tendensi yang sangat besar dari atom untuk melepas atau menangkap elektron </li></ul><ul><li>Perbedaan terjadi antara logam yang reaktif (gol 1A) dan non logam (gol 7A dan 6A atas) </li></ul><ul><li>Atom logam (IE rendah) kehilangan satu atau dua elektron valensi, sementara atom non logam (EA sangat negatif) menangkap elektron </li></ul><ul><li>Terjadi transfer elektron antara logam dan non logam membentuk ion dengan konfigurasi gas mulia </li></ul><ul><li>Gaya elektrostatik antar ion positif dan negatif membentuk susunan padatan ionik dengan rumus kimia menunjukkan rasio kation terhadap anion (rumus empiris) </li></ul>
  6. 6. Sharing Elektron dan Ikatan Kovalen <ul><li>Ikatan ini terjadi manakala terjadi perbedaan kecil pada tendensi untuk melepas atau menangkap elektron sehingga terjadi sharing elektron </li></ul><ul><li>Tipe ikatan ini umum terjadi antar atom non logam (logam juga bisa berikatan kovalen) </li></ul><ul><li>Tiap-tiap atom non logam mempertahakan elektron masing-masing dan mencoba menarik elektron atom lain </li></ul><ul><li>Gaya tarik masing-masing atom terhadap elektron valensi lawannya membuat kedua atom berikatan </li></ul><ul><li>Pasangan elektron sharing (pakai bersama) dianggap terlokalisasi diantara kedua atom </li></ul><ul><li>Ikatan ini menghasilkan molekul-molekul yang terpisah dan merefleksikan rumus kimia sebenarnya (rumus molekul) </li></ul>
  7. 7. Pita Elektron Ikatan Logam <ul><li>Secara umum atom logam berukuran besar, logam dapat dengan mudah kehilangan elektron terluar (IE rendah) namun sulit menangkap/memperoleh elektron </li></ul><ul><li>Sifat ini mengarahkan logam-logam untuk sharing elektron valensi mereka dengan cara yang berbeda pada ikatan kovalen </li></ul><ul><li>Dalam model ikatan logam, elektron valensi atom-atom logam yang berdekatan akan berkumpul membentuk pita (lautan elektron) yang terdistribusi secara merata diantara atom-atom tersebut dan disekitar inti dan elektron bagian dalam </li></ul><ul><li>Pada ikatan ini elektron sharing terdelokalisasi dan bergerak bebas disekujur potongan logam. </li></ul>
  8. 8. Simbol Titik Elektron Lewis <ul><li>Dalam model simbol titik elektron Lewis (G.N. Lewis1875 – 1946), simbol unsur mewakili inti dan elektron bagian dalam sedangkan titik-titik disekitarnya menunjukkan elektron valensi </li></ul><ul><li>Nomor grup A yang menunjukkan jumlah elektron valensi </li></ul><ul><li>Tempatkan satu titik pada masing-masing sisi (atas, bawah, kiri, kanan) </li></ul><ul><li>Baru pasangkan titik-titik hingga semua terpakai </li></ul>
  9. 9. Model Ikatan Ionik <ul><li>Fokus utama model ikatan ionik adalah adanya transfer elektron dari logam ke non logam untuk membentuk ion yang kemudian bersatu membentuk padatan senyawa ionik </li></ul><ul><li>Berdasarkan fenomena yang terjadi Lewis mengajukan aturan oktet, saat atom-atom berikatan, ia akan melepas, menangkap atau memakai bersama elektron untuk mencapai pengisian kulit terluar 8 (atau 2) elektron </li></ul>
  10. 10. 3 Cara Penulisan Transfer Elektron <ul><li>Penggambaran dengan konfigurasi elektron </li></ul><ul><li>Penggambaran dengan diagram orbital </li></ul><ul><li>Penggunaan simbol titik elektron Lewis </li></ul>
  11. 11. Soal Latihan <ul><li>Gunakan diagram orbital parsial dan simbol titik elektron Lewis untuk menggambarkan pembentukan ion Na + dan O 2- dari atom-atomnya dan tentukan rumus senyawa </li></ul><ul><li>Gunakan konfigurasi elektron ringkas dan simbol Lewis untuk menggambarkan pembentukan ion Mg 2+ dan Cl - , tuliskan rumus senyawanya! </li></ul>
  12. 12. Aspek Energi dalam Ikatan Ionik: Energi Kisi <ul><li>Misalkan ada suatu reaksi antara unsur logam yang reaktif (Li) dan mudah melepas elektron dengan gas halogen (F) yang cenderung menarik elektron: </li></ul><ul><li>Li(g)  Li + (g) + e - IE 1 = 520 kJ </li></ul><ul><li>F(g) + e -  F - (g) EA = -328 kJ </li></ul><ul><li>Reaksi total: </li></ul><ul><li>Li(g) + F(g)  Li + (g) + F - (g) IE 1 + EA = 192 kJ </li></ul>
  13. 13. <ul><li>Energi total yang dibutuhkan reaksi ini bahkan lebih besar karena kita harus mengkonversi Li dan F kedalam bentuk gas </li></ul><ul><li>Akan tetapi eksperimen menunjukkan enthalpi pembentukan padatan LiF ( ∆H 0 f ) = -617 kJ </li></ul><ul><li>Jika kedua unsur dalam bentuk gas: </li></ul><ul><li>Li + (g) + F - (g)  LiF(g) ∆H 0 = -755 kJ </li></ul><ul><li>Energi kisi adalah perubahan enthalpi yang menyertai ion-ion gas yang bergabung membentuk padatan ionik: </li></ul><ul><li>Li + (g) + F - (g)  LiF(s) ∆H 0 kisi LiF = energi kisi </li></ul><ul><li>= -1050 kJ </li></ul>
  14. 14. Daur Born-Haber
  15. 15. Soal Latihan <ul><li>Dengan menggunakan daur Born-Haber untuk senyawa KF, hitung afinitas elektron fluorine jika diketahui data-data sebagai berikut </li></ul><ul><li>K(s)  K(g) ∆H 0 = 90 kJ </li></ul><ul><li>K(g)  K + (g) + e - ∆H 0 = 419 kJ </li></ul><ul><li>F 2 (g)  2F(g) ∆H 0 = 159 kJ </li></ul><ul><li>K(s) + ½ F 2 (g)  KF(s) ∆H 0 f = -569 kJ </li></ul><ul><li>K + (g) + F - (g)  KF(s) ∆H 0 kisi = -821 kJ </li></ul>
  16. 16. Trend Periodik Energi Kisi <ul><li>Menurut Hukum Coulomb: </li></ul><ul><li>Gaya elektrostatik ∞ (muatan A x muatan B) </li></ul><ul><li> Jarak 2 </li></ul><ul><li>Karena energi = gaya x jarak, maka rumusan diatas dapat juga ditulis: </li></ul><ul><li>Energi elektrostatik = (muatan A x muatan B) </li></ul><ul><li> Jarak </li></ul><ul><li>Didalam padatan ionik, A dapat berupa kation dan B anion dengan memperhitungkan jarak = jari-jari kation + jari-jari anion </li></ul>
  17. 17. Trend pada Energi Kisi
  18. 18. Faktor yang Mempengaruhi Energi Kisi <ul><li>Pengaruh dari ukuran ion, semakin besar ukuran/jari-jari maka energi kisi akan semakin kecil. Dalam satu golongan makin kebawah ukuran makin besar dan energi kisi makin kecil </li></ul><ul><li>Pengaruh dari muatan ion dengan semakin besar muatan ion (Na + < Mg 2+ ) maka energi kisi akan semakin besar. </li></ul>
  19. 19. Soal Latihan <ul><li>Untuk masing-masing pasangan berikut tentukan mana senyawa dengan energi kisi tertinggi (paling negatif) dan jelaskan jawaban anda! </li></ul><ul><li>(a) BaS atau CsCl </li></ul><ul><li>(b) LiCl atau CsCl </li></ul>
  20. 20. Sifat-sifat Ikatan Ionik <ul><li>Keras </li></ul><ul><li>Kaku </li></ul><ul><li>Rapuh </li></ul>
  21. 21. Model Ikatan Kovalen <ul><li>Jika kita membuka literatur kimia berupa hand book atau ensiklopedi maka akan didapati sebagian besar senyawa kimia yang ada dialam berupa senyawa kovalen </li></ul><ul><li>Senyawa kovalen mengambil porsi terbesar dan yang utama dalam model ikatan kimia antar unsur-unsur dialam </li></ul>
  22. 22. Pembentukan Ikatan Kovalen
  23. 23. <ul><li>Dalam model ikatan kovalen, atom mencapai konfigurasi elektron kulit terluar penuh (seperti gas mulia) namun elektron yang dipakai bersama dihitung secara keseluruhan sebagai milik masing-masing </li></ul><ul><li>Pasangan elektron sunyi (tidak berikatan) adalah pasangan elektron yang tidak dipakai bersama dalam ikatan </li></ul><ul><li>Orde ikatan menunjukkan jumlah pasangan elektron yang digunakan bersama antara dua atom yang berikatan </li></ul>
  24. 24. Energi Ikatan
  25. 27. Hubungan Orde Ikatan, Panjang Ikatan dan Energi Ikatan 358 745 1070 347 614 839 160 418 945 143 123 113 154 134 121 146 122 110 1 2 3 1 2 3 1 2 3 C – O C = O C ≡ O C – C C = C C ≡ C N – N N = N N ≡ N Energi Ikatan (kJ/mol) Panjang Rata-rata (pm) Orde Ikatan Ikatan
  26. 28. Soal Latihan <ul><li>Dengan menggunakan tabel periodik, urutkan ikatan dibawah ini dengan panjang dan kekuatan ikatan semakin kecil </li></ul><ul><li>(a) S – F, S – Br, S – Cl </li></ul><ul><li>(b) C = O, C – O, C ≡ O </li></ul><ul><li>Urutkan ikatan dibawah ini menurut kenaikan panjang dan kekuatan ikatan: </li></ul><ul><li>(a) Si – F, Si – C, Si – O </li></ul><ul><li>(b) N = N, N – N, N ≡ N </li></ul>
  27. 29. Sifat Ikatan Kovalen
  28. 30. Sifat Ikatan Kovalen 2
  29. 31. Elektronegatifitas dan Polaritas Ikatan <ul><li>Dicetuskan pertama kali oleh Linus Pauling dan menelurkan skala elektronegatifitas (EN) dari unsur dalam tabel periodik </li></ul><ul><li>Gambaran Umum: Kita bisa memperkirakan energi ikatan H – F akan memiliki nilai diantara energi H – H (432 kJ/mol) dan F – F (159 kJ/mol). Namun ternyata nilai energi ikatan H – F sebesar 565 kJ/mol </li></ul><ul><li>Pauling menduga besarnya energi ini karena ada kontribusi elektrostatik dalam ikatan tsb. </li></ul><ul><li>Jika F menarik elektron lebih banyak kearahnya, maka pemakaian bersama yang tidak seimbang ini memicu timbulnya muatan parsial negatif pada F dan positif pada H. Beda muatan ini kemudian menimbulkan gaya tarik elektrostatik sehingga ikatan H – F lebih besar energinya dari yang diperkirakan </li></ul>
  30. 32. Elektronegatifitas dan Polaritas Ikatan
  31. 33. Elektronegatifitas dan Ukuran Atom
  32. 34. Elektronegatifitas dan Bilangan Oksidasi <ul><li>Penentuan bilangan Oksidasi berdasarkan elektronegatifitas: </li></ul><ul><li>Atom yang lebih elektronegatif mendapatkan semua elektron sharing dan atom yang kurang elektronegatif dihitung nol </li></ul><ul><li>Tiap-tiap atom dalam ikatan masing-masing dihitung semua elektron tak berikatannya sendiri-sendiri </li></ul><ul><li>Bilangan oksidasi diberikan oleh rumus: </li></ul><ul><li>Biloks = jml e valensi – (jml e share + jml e non share) </li></ul><ul><li>Contoh HCl memiliki elektron valensi 7 dan elektron share 2 sehingga biloksnya = 7 – 8 = -1. sedangkan H dihitung biloks = 1 – 0 = 1 </li></ul>
  33. 35. Ikatan Kovalen Polar dan Polaritas Ikatan <ul><li>Dalam ikatan kovalen dengan perbedaan elektronegatifitas besar, elektron cenderung tertarik lebih besar kearah satu atom </li></ul><ul><li>Pada posisi ini ikatan bersifat polar dan digambarkan dengan dua cara: </li></ul><ul><li>Dengan panah polar -> atau </li></ul><ul><li>Dengan pemberian tanda δ + dan δ - </li></ul>
  34. 36. Soal Latihan <ul><li>Tunjukkan polaritas ikatan berikut dengan bantuan panah polar: N – H, F – N, I – Cl </li></ul><ul><li>Susun berdasarkan urutan kenaikan polaritas beberapa ikatan berikut: H – N, H – O, H – C. </li></ul><ul><li>Susun berdasarkan kenaikan polaritas ikatan dan beri tanda dengan δ + dan δ - pada atom yang sesuai: (a) Cl – F,Br – Cl, Cl – Cl, </li></ul><ul><li>(b) Si – Cl, P – Cl, S – Cl, Si – Si. </li></ul>
  35. 37. Karakter Ionik Parsial Ikatan Kovalen Polar <ul><li>Didunia nyata, ikatan kimia tidak dapat sepenuhnya dikatakan ionik atau kovalen, seringkali lebih cocok menggunakan istilah seberapa ionik atau seberapa kovalen! </li></ul><ul><li>Karakter ionik parsial suatu ikatan terkait dengan perbedaan keelektronegatifan (  EN) </li></ul><ul><li>Semakin besar  EN akan semakin besar muatan parsial dan semakin besar pula karakter ionik parsial </li></ul><ul><li>LiF memiliki  EN = 4,0 – 1,0 = 3,0; HF memiliki  EN = 4,0 – 2,1 = 1,9; F 2 memiliki  EN = 0. sehingga dapat disimpulkan LiF lebih berkarakter ionik dibandingkan HF yang juga lebih berkarakter ionik dibandingkan F 2 . </li></ul>
  36. 38. Skala Karakter Ionik Parsial
  37. 39. Perubahan Sifat Dalam Perioda
  38. 40. Ikatan Logam
  39. 41. Teori Orbital Molekul Padatan
  40. 42. Sifat Konduktifitas Padatan

×