materi presentasi

2. Beberapa gas ditemukan sebagai atomnya, seperti gas Helium
(He), Neon (Ne) dan Argon (Ar).
Berbeda dengan yang ditemukan dalam bentuk senyawa : gas
Oksigen (O2), gas Nitrogen (N2) dan gas Karbondioksida
(CO2).
Gas yang stabil ditemukan di alam dituliskan dengan nama
atomnya seperti He, Ne dan Ar.
Sedangkan senyawa - didasari pada atom penyusunnya,
misalnya gas Oksigen disusun oleh 2 (dua) atom oksigen -
di tuliskan O2, untuk Karbondioksida yang dilambangkan
dengan CO2 yang memiliki arti bahwa gas tersebut disusun
oleh satu atom Karbon dan 2 (dua) atom Oksigen.

3. Peranan elektron dalam ikatan kimia
Gas mulia : mono atomik, stabil, berdiri sendiri ( sukar bereaksi )
K L M N O P
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
2
2
2
2
2
2
8
8
8
8
8
8
18
18
18
8
18
32
8
18 8

4. Keberadaan zat di
Alam
Konfigurasi
Elektron
Orbital p terluar
Penuh Tidak Penuh
Unsur Senyawa
*Pengecualian untuk logam stabil dalam orbital d
Gambar . Konfigurasi elektron terluar dan kestabilan

5. •Konfigurasi tersebut ditunjukkan dengan
terisinya seluruh elektron pada sub tingkat
energi terluarnya khususnya untuk orbital p dan
pengecualian untuk gas He mengisi pada orbital
s, perhatikan Gambar di bawah :
•Untuk He yang memiliki nomor atom 2, maka
terdapat dua elektron dan atom Helium hanya
memiliki satu sub tingkat energi dengan orbital
1s. Kedua elektron tersebut tepat penuh mengisi
orbital 1s2.

6. • Sedangkan gas Neon yang memiliki nomor atom 10,
memiliki 10 elektron dengan konfigurasi 1s2, 2s2, 2p6,
tampak bahwa orbital 2p terisi penuh.

7. Atom - atom yang tidak memiliki konfigurasi seperti gas mulia,
memiliki kecenderungan untuk mengikuti pola gas mulia, sehingga
elektron valensi atau elektron orbital terluarnya terisi penuh.
Kecenderungan dilakukan oleh atom dengan berbagai cara seperti
melepaskan elektron, menarik elektron dari luar atau dengan cara
menggunakan elektron secara bersama- sama dengan atom
lainnya.
Perubahan satu atom dalam mencapai konfigurasi gas mulia diikuti
dengan peristiwa ikatan kimia. Atas dasar kecenderungan ini ikatan
kimia dapat diklasifikasikan.

8. Semua mempunyai elektron terluar 8, kecuali He
Struktur oktet : 8 Stabil
Strujtur duplet: 2
Unsur yg lain selalu cenderung menuju struktur oktet/ duplet ,( agar stabil) ,
dengan cara menangkap/ penggunaan bersama elektron.
Sehingga terjadi ikatan dengan atom lain ( IKATAN KIMIA )
unsur yang bernomor atom kecil (spt : H, Li, Be, B dll) tidak dpt memenuhi struktur
oktet hanya duplet (2)
Atom dalam satu molekul
IKATAN KIMIA
Antar molekul

9. 1. Ikatan Ion.
Garam dapur ( NaCl) mudah larut dalam air, maka akan terionisasi.
NaCl Na + Cl –
Larutan dipanaskan menguap airnya, maka di dapatkan kembali kristal
NaCl
11Na : 2 . 8 . 1 -------> Na+: 2 . 8 ……
17Cl : 2 . 8 . 7 -------> Cl- : 2 . 8 8
terjadi gaya tarik elektrostatis antara ion Na+ dan Cl- sehingga terbentuk
senyawa NaCl. ( ikatan ion )
• -Terjadi karena perpindahan elektron dari satu atom ke yg lain
• -antara ion positip (+) dn ion negatif (-)
• -antara ion logm dan non logam
Ikatan Atom-atom dalam satu molekul

10. Proses pelepasan dan penarikan elektron dari atom Na
ke atom Cl, menghasilkan ion-ion bermuatan
Ikatan ion terjadi karena adanya gaya
elektrostatika dari ion positif dengan ion negatif

11. Ikatan ion = elektrovalen / heteropolar.
Ikatan paling kuat jika antara logam dg potensial ionisasi kecil dan non logam yg
elektronegatifitasnya besar.
(Gol I.A ; semakin ke bawah, potensial ionisasi makin kecil )
(Gol VII.A; semakin ke atas elektronegatifitas smakin besar )
• Manakah ikatan ion yg paling kuat ?
( NaCl, NaBr, KCl, KF, KBr )
• Bagaimana ikatan terjadi ? Jika valensi 1 , 2, atau 3 melepas elektron dan valensi 4, 5,
6 atau 7 menangkap elektron.
12 Mgdg 35 Br
29 K dg 16 S
12 Mg dg 7 N

12. 2. Ikatan Kovalen
Ikatan ion : antara logam – non logam
antara non logam – non logam ????...
( non logam, valensi 4, 5, 6, 7 )
Untuk mencapai struktur stabil valensi 0 ( struktur oktet/ elektron terakhir
8) maka atom akan cenderung menangkap elektron atau menggunakan
elektron secara bersama.
Ikatan ini disebut ikatan kovalen
Jadi ikatan kovalen adalah:
 Ikatan terjadi karena penggunaan pasangan elektron bersama oleh dua
atom atau lebih
 Ikatan 2 atom atau lebih dr atom non logam
 Ikatan antara atom-atom yg memp. Perbedaa Elektronegatifitas kecil

13. Pasangan elektron
bersama untuk atom F yang
membentuk senyawa F2
Ikatan molekul dengan
atom penyusun yang berbeda atom H
dan O, membentuk senyawa air

14. Ikatan kovalen atom sejenis :
1) Cl + Cl Cl Cl Cl - Cl : Cl 2
Tanda - merupakan pasangan elektron
2) O + O O O O = O : O2
Ikatan kovalen rangkap : rankap 2 O = O
rangkap 3 N N
kovalen polar
Ikatan Kovalen
kovalen non polar
a. Kovalen polar : pasangan elektron bersama tertarik ke arah salah satu
kutub atom ( yg lebih elektronegatiif)
contoh : HF, HCl, HBr, HI, H2O, NH3 dll

15. Ikatan kovalen rangkap dua pada senyawa CO2 dan
rangkap tiga pada senyawa C2H2
Momen dipol dan sebaran muatan parsial negatif yang
ditunjukkan arah resultante momen dipol untuk molekul
H2O, SO2 dan CO2

16. b. Ikatan kovalen non polar .
Jika pasangan elektron yg digunakan tertarik sama kuat pd semua atom,
contoh : - Cl2, Br2, I2, O2 N2 dll
- CH4, CCl4, C6H6, CO2 ( letak atom simetris)
c. Ikatan kovalen koordinasi.
pasangan elektron yg digunakan bersama berasal dari salah satu atom.
( syarat: atom penyumbang e hrs memiliki pasangan elektron bebas )
Contoh : NH+4 H
H N H
H
Pertanyaan: ikatan apa saja pada senyawa NH+4

17. Bagan reaksi proses pembentukan ikatan kovalen koordinasi,
(a) pembentukan ion H+ dari atom H dan
(b) NH3 menyumbang elektron bebasnya membentuk ion
amonium (NH4)+

18. H NH3
H N H pasangan elektron bebas
..
Contoh :
pada ion kompleks.
[Fe(CN) 6] 3- …………
[Ag ( NH3 ) 2]+ ………
CN dan NH3 gugus yg memp. Pasangan bebas ( Ligan )

19. Perbedaan senyawa ion dan kovalen
No Senyawa ionik Senyawa kovalen
1 Dalam wujud cair atau
dalam pelarut polar :
sebagai konduktor
Wujud cair: bukan konduktor
Dlm pelarut polar bisa sbg
konduktor ( s. kovalen polar)
2 Titik didih dan ttk. Leleh
relatif tinggi
Ttk didih dan ttk leleh rendah

20. Bentuk Molekul
1. BeCl2 4 Be : elektron valensi 2 ( 1S2 2S2 )
17 Cl : el. Valensi 7 ( 1S2 2S2 2P6 3S2 3P5 )
Cl – Be – Cl ada 2 pasangan elektron terikat sbg bentuk linear (180º)
2. BF3 5 B : el. Valensi 3
9 F : el. Valensi 7
F F
B 3 ps. Elektron pada sudut 120º
F bentuk : segi tiga planar ( sama sisi )
3. CH4 6 C : el. Valensi 4
1 H : el. Valensi 1
H
C
H H
H
4 pasang elektron sama kuat ( Sudut 109,5º)
Bentuk : Tetra hedral

21. IKATAN ATOM ANTAR MOLEKUL
1. Ikatan logam.
logam padat ------------ bersifat konduktor, mengapa ?...
- Logam mempunyai elektronegatifitas rendah: mudah melepas elektron
menjadi cenderung bermuatan positif.
- Elektron bebas bergerak di antara ion positif.
- Interaksi antara ion positif dan elektron > ikatan logam
Adanya elektron yg bergerak bebas > konduktor
elektron terluar bergerak
bebas
+
+
+
+
+
+

22. Pada ikatan logam, inti-inti atom berjarak tertentu dan beraturan
sedangkan elektron yang saling dipinjamkan bergerak sangat mobil
seolah-olah membentuk “kabut elektron”. Hal ini yang
meyebabkan munculnya sifat daya hantar listrik pada logam.
Ikatan Logam, dalam atom Magnesium

23. 2. Ikatan Hidrogen
H – F ikatan kovalen polar, F lebih elektronegatif
H seolah-olah menjadi lebih positif (+)
ada daya tarik menarik dua kutub
F F
H H H H
F F
Senyawa HF
Ket: : ikatan hidrogen
: ikatan kovalen
Ikatan hidrogen terjadi pada hidrogen yg terikat unsur yg sangat elektro
negatif ( F, O, N dll )
Yang mempunyai hidrogen : HF, H2O, NH3
HF menjadi titik didih tinggi.
3. Ikatan Van der Walls
Gas-gas yg saling bersentuhan/mendekat terkondisi > cair, karena pd kondisi
tertentu ( suhu rendah, tekanan tinggi )

24. .
Ikatan hidrogen intramolekul dalam etanol dan
intermolekul antara etanol dengan air
Bagan reaksi yang menggambarkan peran
interaksi Van der Waals dalam pembentukan
molekul polietilen sebanyak n molekul

25. •Terdapat dua jenis ikatan kimia yang terdapat
dalam sistem biologis yaitu ikatan kovalen (ikatan
kuat) dan ikatan non-kovalen (ikatan lemah).
Ikatan kovalen mengikat atom-atom yang
membentuk molekul pada ikatan kimia organik.
Sedang ikatan nonkovalen menentukan struktur
tiga dimensi dari sebagian besar molekul
biologis.

26. Energi yang dihasilkan pada saat pemecahan dan
pembentukan ikatan kovalen sangat besar. Atom
yang terikat dengan ikatan ini sangat stabil,
sehingga energi yang diperlukan untuk
memecahkan ikatan tersebut sangat besar.
Perubahan energi yang yang terjadi untuk
memecahkan ikatan kovalen ini diperoleh dari
pembentukan ikatan kovalen yang lain. karena
kuatnya ikatan kovalen i, maka molekul yang
tersusun atas ikatan kovalen dapat bertahan
dalam waktu yang lama.

27. • Ikatan nonkovalen terdapat pada sebagian besar ikatan
yang mempertahankan struktur molekul besar seperti
protein dan asam nukleat. Struktur 3 dimensi dari
molekul besar tersebut ataupun ikatan antara satu
molekul dengan molekul yang lain sangat lemah.
• Pada suhu normal, ikatan nonkovalen hanya bersifat
sementara, akan tetapi banyak ikatan kovalen
secarabersama-sama membentuk ikatan yang
mempunyai stabilitas yang tinggi.
• Yang termasuk ikatan non kovalen adalah ikatan
hidrogen, ikatan ionik, ikatan van der waals dan ikatan
hidrofobik.

28. Kesimpulan :
Setiap unsur selalu memiliki kecenderungan menjadi unsur yang stabil.
Kestabilan unsur dilakukan dengan cara mengubah konfigurasi elektronnya
seperti gas mulia.
Ikatan ion terjadi karena adanya gaya elektrostatik dari Atom-atom yang
berbeda muatannya
Na ----- Na+ + e
Cl + e ---- Cl-
Na + Cl ------ Na+ Cl
-
Ikatan kovalen terjadi karena adanya penggunaan elektron
secara bersama dari atom yang satu ke atom yang lainnya.
Ikatan logam, interaksi terjadi karena adanya gaya tarik
menarik antar elektron oleh inti atom yang berbeda,

29. Ikatan yang disebabkan karena adanya gaya Van der Waals pada senyawa non
polar terjadi karena adanya dispersi muatan yang menyebabkan terjadinya
dipol temporer dilanjutkan dengan terjadinya interaksi antar molekul
tersebut.
Contoh yang mudah adalah ikatan Van der Waals pada polimer etilen (polyetilen)
Ikatan hidrogen merupakan ikatan yang terjadi akibat gaya tarik antarmolekul
antara dua muatan listrik parsial dengan polaritas yang berlawanan, dimana
muatan parsial positif berasal dari sebuah atom hidrogen.

30. A. BENTUK MOLEKUL
Merupakan gambaran secara teoritis susunan
atom-atom dalam molekul berdasarkan susunan
ruang pasangan elektron ikatan (PEI) dan
pasangan elektron bebas (PEB) atom pusat.
Bentuk molekul dapat ditentukan dengan teori
tolakan pasangan elektron valensi (teori domain
elektron).

31. • R.G.Gillesepie (1970), mengajukan teori VSEPR (Valance Shell Electron Pair
Repulsion) atau teori tolakan pasangan elektron valensi :
“Pasangan-pasangan elektron akan berusaha saling menjauhi sehingga
tolak-menolak antara pasangan elektron menjadi seminimal mungkin”.
• Jarak yang diambil oleh pasangan elektron bergantung pada
keelektronegatifan atom yang bersangkutan.
• Urutan gaya tolak : pasangan elektron bebas (PEB) > pasangan elektron
terikat (PEI), ikatan rangkap 3 > ikatan rangkap 2 > ikatan tunggal.
• Notasi yang dipakai: A = atom pusat, X = atom yang berikatan (PEI) dan E =
elektron valensi yang tidak berikatan (PEB).
• Keterbatasan teori VSEPR : tidak dapat menerangkan molekul-molekul yang
lebih rumit dan mempunyai bilangan koordinasi lebih dari enam.
Bentuk molekul berdasarkan teori VSEPR

32. 5 Bentuk Dasar Molekul

33. Cara meramalkan bentuk molekul
• Gambarkan struktur Lewis senyawa.
• Hitung jumlah pasangan elektron (PE), jumlah PEI dan PEB yang
ada di sekitar atom pusat.
• Memprediksi sudut-sudut ikatan yang mungkin berdasarkan
jumlah kelompok elektron dan arah-arah yang mungkin akibat
tolakan pasangan elektron bebas.
• Tentukan rumus bentuk molekulnya/klasifikasi VSEPR.
• Memberi nama bentuk molekul berdasarkan jumlah PEI dan
PEB.

34. a. Bentuk molekul dengan dua pasang elektron
di sekitar atom pusat
1. BeCl2
 Gambarkan struktur Lewis BeCl2
4Be : 2, 2
17Cl : 2, 8, 7
. . . .
: Cl . . Be . . Cl : Cl – Be - Cl
. . . .
 Jumlah PE = 2, PEI = 2, PEB = 0
 Klasifikasi VSEPR : AX2
 Bentuk molekul : Linier
2. Ramalkan bentuk molekul CO2 , HCN?

35. b. Bentuk molekul dengan tiga pasang elektron di
sekitar atom pusat
1. SO3
 Gambarkan struktur Lewis SO3
16S : 2, 8, 6
8O : 2, 6
. . . .
: O : S : O : O - S - O
. . . . . . II
. . O
: O :
 Jumlah PE = 3, PEI = 3, PEB = 0
 Klasifikasi VSEPR : AX3
 Bentuk molekul : Trigonal planar
2. Ramalkan bentuk molekul SO2 , BF3,
NO3
-, CO3
2-

36. c. Bentuk Molekul dengan empat
pasang elektron di sekitar atom
pusat
1. CH4
 Gambarkan struktur Lewis CH4
6C : 2, 4
1H : 1
H H
: I
H : C : H H - C - H
: I
H H
 Jumlah PE = 4, PEI = 4, PEB = 0
 Klasifikasi VSEPR : AX4
 Bentuk molekul : Tetrahedral
2. Ramalkan bentuk molekul SO4
2-, NH3,
H2O, H3O+ ?

37. d. Bentuk Molekul dengan lima pasang elektron di
sekitar atom pusat
Ramalkan
bentuk molekul
dari PCl5 dan
SF4, SOF4 ?

38. e. Bentuk Molekul dengan enam pasang elektron
di sekitar atom pusat
Ramalkan
bentuk
molekul SF6 ,
BrF5 , dan
ICl4
-?

39. Bentuk molekul berdasarkan teori VSEPR
PE PEI PEB Klasifikasi VSEPR Bentuk molekul Contoh
2 2 0 AX2 Linier BeCl2, CO2, CS2, HCN, FeCl2
3
3 0 AX3 Trigonal
planar/segitiga datar
BF3, SO3, NO3
-, CO3
2-
2 1 AX2E Trigonal bentuk V SO2, SnCl2,
4
4 0 AX4 Tetrahedral CH4, CCl4, SO4
2-.
3 1 AX3E Trigonal pyramidal NH3, PF3, H3O+,
2 2 AX2E2 Planar bentuk V H2O, OF2, SCl2,
5
5 0 AX5 Trigonal bipyramidal PCl5, PF5, AsF5,
4 1 AX4E Seesaw (jungkat
jungkit/bidang empat
SF4, XeO2F2,
3 2 AX3E2 Planar bentuk T BrF3, ClF3,
2 3 AX2E3 Linier XeF2, I3
-, IF2
-,
6
6 0 AX6 Oktahedral SF6,
5 1 AX5E Pyramida segiempat BrF5, XeOF4,
4 2 AX4E2 Segiempat planar XeF4, ICl4
-,

40. Latihan
• Prediksikan bentuk molekul dan sudut ikatan senyawa:
1. PF3
2. COCl2
3. CS2
4. CBr4.
5. H2C2O4

41. B. GAYA ANTARMOLEKUL
• Di antara molekul-molekul pun dapat mengalami gaya tarik-menarik
walaupun sangat lemah. Gaya antarmolekul dapat mempengaruhi sifat
fisik molekul-molekul.

42. 1. Gaya Van Der Waals
Menurut Johannes Van der Waals : interaksi antarmolekul menghasilkan
suatu gaya yang lemah. Gaya tersebut dapat terjadi pada molekul-molekul
polar dan molekul-molekul nonpolar. Pada molekul-molekul polar disebut
gaya dipol-dipol, sedangkan pada molekul nonpolar disebut gaya dispersi
(London).
a. Gaya antar dipol, yaitu tarik-menarik antarmolekul dalam senyawa
kovalen polar. Contoh : HCl, H2S, HI, HBr.
Pada molekul HCl , atom klor lebih elektronegatif daripada hidrogen
maka pasangan elektron cenderung tertarik oleh Cl. Molekul HCl jadi
memiliki dipol.

43. b. Fritz London, tahun 1930 menguraikan terjadinya
tarikan yang lemah disebabkan oleh dipol imbasan
sekejap atau sesaat yang kemudian dikenal Gaya
London. Gaya London, yaitu tarik-menarik
antarmolekul dalam senyawa nonpolar. Contoh : H2,
Cl2, CH4, PCl5.

44. 2. Ikatan Hidrogen
100oC
50oC
0oC
-50oC
-100oC
-200oC
-150oC
H2O
H2Se
H2S
CH4
NH3
HF
H2Te
SiH4
PH3
AsH3
HI
HCl
HBr
SbH3
SnH4
GeH4
Massa molekul relatif
Mengapa dalam
golongannya
H2O, HF dan NH3
memiliki titik didih lebih
tinggi, padahal Mr nya
paling kecil.?
Pada senyawa yang
mengandung atom
sangat elektronegatif
(F,O,N) dan atom H
akan memiliki
kepolaran sangat
tinggi sehingga
membentuk ikatan
hidrogen.

46. PENGARUH GAYA ANTARMOLEKUL TERHADAP TITIK
DIDIH
•Semakin kuat ikatan antarmolekul,titik didih
semakin tinggi karena energi yang dibutuhkan
untuk memutuskan ikatan semakin besar.
•Jika Mr Senyawa makin besar, titik didih makin
tinggi.
•Pada senyawa H2O, HF, NH3 titik didih tinggi dalam
golongan, karena mempunyai ikatan hidrogen antar
molekulnya.

47. ~SEKIAN~
Dari berbagai sumber…