semoga bermanfaat

2. Valensi

3. !
" "
!
# $
% &
' % &

4. #

5. %
(
)
#
* + # #
) $ , ) &

6. - # . .
Semua unsur memiliki bilangan oksidasi +1
Semua unsur memiliki bilangan oksidasi +2
Semua unsur memiliki bilangan oksidasi +3. Tl
juga memiliki bilangan oksidasi +1.

7. - # . .
Semua Logam dan semilogam memiliki bilangan
oksidasi +2 dan +4
Semua Logam dan semilogam memiliki bilangan
oksidasi +3 dan +5
Semua Logam dan semilogam memiliki bilangan
oksidasi +4 dan +6, kecuali Po hanya memiliki
bilangan oksidasi +2.

8. Mengapa Hal ini Terjadi?
-
$

9. - (
Ingat, unsur-unsur logam transisi memiliki elektron
yang mengisi kulit bagian dalam sehingga hampir
semua memiliki konfigurasi elektron ns2.
Muatan ion logam transisi yang perlu diingat:
Semua Group IIIB: 3+
Ni, Zn, Cd: 2+
Ag: 1+
Lantanida dan Aktinida: 3+
Unsur lainnya mampu membentuk dua atau lebih kation.

10. Mengapa Sebagian Besar Logam Transisi
membentuk dua atau lebih kation?
#
) $
/ 0 /12
0 3
/32
) 0 ) 2
0 3 ) 12

11. Energi Pembentukan Ikatan Ion
" " +
%
- . #"
#
+

12. Energi Pembentukan Ikatan Ion
Contoh: Pembentukan
Natrium Klorida
Tahap-tahap:
Penguapan Natrium
Dekomposisi molekul klor
Ionisasi Natrium
Penambahan elektron pada
klor
Pembentukan padatan NaCl

13. Energi Pembentukan Ikatan Ion

14. 4
#
Energi Kisi
Senyawa

15. Struktur Lewis
Ditemukan oleh G.N. Lewis, untuk
membantu menyusun elektron-elektron
di sekitar atom, ion dan molekul.
Struktur Lewis terutama digunakan
untuk menggambarkan senyawa dari
unsur-unsur blok-s dan blok-p.
Aturan Umum:
Gambarkan lambang atom
Setiap kotak pada gambar di samping
dapat terisi maksimal dua elektron
Hitung jumlah elektron valensi atom
Isilah kotak-kotak di sekeliling
lambang atom – jangan membuat
pasangan-pasangan elektron dulu
kecuali diperlukan.

16. Struktur Lewis
) $ -% ! $
-% # $

17. Struktur Lewis dan Pembentukan NaCl
Elektron dari Na bergerak menuju Cl, sehingga
keduanya memenuhi aturan oktet:
Na menjadi Na+ - suatu kation
Cl menjadi Cl−−−− - suatu anion
Muatan + dan – saling tarik menarik membentuk
ikatan ion

18. Ikatan Kovalen dan Tipe Elektron
Pasangan elektron Ikatan:
Dua elektron yang dipakai bersama oleh dua atom membentuk
Ikatan Kovalen.
Pasangan elektron bebas:
Pasangan elektron yang tidak dipakai bersama oleh dua atom
disebut elektron non ikatan.
Pasangan
elektron
bebas
Pasangan
elektron
ikatan

19. Ikatan Kovalen Nonpolar dan polar
Ketika dua atom saling memakai pasangan elektron
ikatan sama banyak
Ikatan kovalen terbentuk ketika pasangan elektron
yand dibagi tidak sama banyak

20. Molekul Polar
Elektron dalam suatu ikatan kovalen jarang yang
sama banyak.
Pemakaian bersama elektron yang tidak sama
menghasilkan ikatan polar
• Sedikit bermuatan positif
• Keelektronegatifan lebih
kecil
• Sedikit bermuatan negatif
• Keelektronegatifan lebih
besar

21. Kemampuan suatu atom untuk terikat pada atom lain
atau untuk menarik elektron pada dirinya.
• Berhubungan dengan energi ionisasi dan afinitas
elektron
•Tidak dapat diukur secara langsung
•Nilainya tidak memiliki satuan karena bersifat relatif
terhadap satu sama lain
•Nilainya bervariasi untuk tiap senyawa tapi tetap
berguna untuk dipakai meramalkan sifat secara
kualitatif

22. Keelektronegatifan
merupakan sifat periodik

23. Keelektronegatifan
Kemampuan relatif suatu unsur
untuk menarik elektron dari atom
lain.
Semakin besar perbedaan
keelektronegatifan antara dua
atom yang berkatan, semakin
polar ikatannya.
Jika perbedaan keelektronegatifan
cukup besar, elektron ditransfer
dari atom yang kurang
elektronegatif kepada atom yang
lebih elektronegatif – Ikatan Ion
Jika perbedaan keelektronegatifan
tidak besar, maka ikatannya
menjadi nonpolar.

24. Keelektronegatifan
Tentukan perbedaan keelektronegatifan antara atom-atom
terikat dalam senyawa berikut.
Jawab:

25. Contoh menggambar Struktur Lewis
Contoh: CO2
Tahap 1: gambarkan setiap struktur yang mungkin. Gambar
garis mewakili sepasang elektron ikatan.
Tahap 2: Tentukan jumlah total elektron valensi
CO2 1 karbon x 4 elektron = 4
2 oksigen x 6 elektron = 12
Total elektron = 16
Tahap 3: cobalah untuk memenuhi aturan oktet untuk tiap
atom, buatlah ikatan rangkap bila perlu.

26. Contoh menggambar Struktur Lewis
Susunan ini membutuhkan
terlalu banyak elektron
Bagaimana dengan membuat ikatan
rangkap?
Ternyata bisa!
Adalah ikatan rangkap yang
sama dengan 4 elektron

27. Ikatan Rangkap
Bagaimana cara mengetahui bahwa ikatan rangkap
benar-benar ada? Caranya dengan melihat
perbedaan energi ikatan dan panjang ikatannya!
Tipe
ikatan
Orde
ikatan
Panjang
pm
Energi ikatan
Kj/mol

28. Muatan Formal
Tujuan: untuk menunjukkan distribusi kerapatan elektron rata-rata
dalam suatu molekul atau ion poliatom.
Tandai tiap atom setengah jumlah elektron yang digunakan untuk
berikatan.
Tandai pula tiap atom semua elektron bebas yang dimilikya.
Kurangi jumlah elektron pada tiap atom dengan jumlah elektron
valensi setiap atom tunggal dalam unsurnya.
Contoh: CO2
Untuk tiap atom oksigen:
4 elektron dari pasangan elektron bebas
2 elektron dari ikatan
Total: 6 elektron
Muatan formal: 6 - 6 = 0
Untuk atom karbon:
4 elektron dari ikatan
Total: 4 elektron
Muatan formal: 4 – 4 = 0

29. Muatan Formal
Contoh lain: CO
Untuk Oksigen:
2 elektron dari pasangan elektron bebas
3 elektron dari pasangan elektron ikatan
Total: 5 elektron
Muatan formal: 6 – 5 = +1
Untuk Karbon:
2 elektron dari pasangan elektron bebas
3 elektron dari pasangan elektron ikatan
Total = 5 elektron
Muatan formal = 4 – 5 = -1

30. Struktur Resonansi
Seringkali ditemukan dua atau lebih struktur Lewis untuk suatu
molekul:
Masing-masing memenuhi aturan oktet
Memiliki jumlah ikatan yang sama
Memiliki tipe ikatan yang sama.
Contoh: molekul SO2, mana yang benar?
Keduanya benar dan merupakan struktur resonansi dari SO2 yang
masing-masing memiliki ikatan rata-rata 1,5 antara atom S dan O.

31. Struktur Resonansi
Contoh molekul yang juga memiliki struktur
resonansi: Benzen, C6H6.
Semua ikatan pada benzen sama panjang.

32. Penyimpangan Aturan Oktet
Tidak semua senyawa sesuai aturan oktet
Terdapat tiga pengecualian yang menyimpang:
Spesi yang memiliki lebih dari 8 elektron di sekitar satu atom, yaitu
untuk unsur-unsur pada periode ketiga atau lebih, karena orbital d
ikut terlibat dalam membentuk ikatan. Contoh:
5 pasang elektron di sekitar P dalam PF5, 5 pasang elektron di sekitar
S dalam SF4, 6 pasang elektron di sekitar S dalam SF6.
Spesi yang memiliki elektron lebih sedikit daripada 8 elektron di
sekitar satu atom. Berilium dan Boron akan membentuk senyawa
yang memiliki jumlah elektron kurang dari 8 di sekitar mereka.
Spesi dengan jumlah elektron total ganjil.

33. Spesi yang memiliki lebih dari 8 elektron di
sekitar satu atom
Contoh: SO4
2-
1. Tuliskan susunan atom-atom yang
mungkin
2. Hitung jumlah total elektron: 6 atom
dari S, 4 x 6 dari O dan 2 dari
muatan. Total = 32
3. Susun elektron di sekitar atom-atom
pada SO4
2-.

34. Spesi yang memiliki kurang dari 8 elektron di
sekitar satu atom
Spesi Miskin Elektron: spesi selain hidrogen dan
helium yang memiliki kurang dari elektron valinsi 8.
Biasanya spesi seperti ini merupakan spesi yang
sangat reaktif.

35. Spesi dengan jumlah elektron total ganjil
Terdapat sedikit spesi yang memiliki total jumlah elektron
valensinya ganjil, artinya terdapat satu elektron tak
berpasangan yang sangat reaktif.
Radikal adalah spesi yang memiliki satu atau lebih elektron
yang tak berpasangan. Spesi ini berperan penting dalam proses
penuaan dan penyebaran kanker.
Contoh: Nitrogen monoksida, NO. Senyawa ini dikenal juga
sebagai asam nitrit, memiliki total elektron valensi 11: 6 dari
oksigen, 5 dari nitrogen. Struktur Lewis NO:

36. Bentuk Molekul dan Ion Poliatom
Molekul dan ion poliatom tidak semuanya merupakan
struktur yang datar.
Terdapat banyak molekul dan ion poliatom memiliki
struktur 3 dimensi yang mempengaruhi sifat-sifat
fisika dan kimianya.
Beberapa model digunakan untuk membantu
meramalkan dan menggambarkan bentuk geometri
molekul.
Salah satu model moelkul adalah VSEPR (Valence
Shell Electron Pair Repulsion) atau teori tolakan
pasangan elektron valensi.

37. Model VSEPR
Menurut model VSEPR, untuk unsur-unsur golongan
utama, pasangan elektron harus pada posisi sejauh
mungkin dari pasangan elektron lain. Hal ini terjadi
dalam ruang 3 dimensi.
Elektron ikatan dan pasangan elektron bebas akan
menempati ruang dengan pasangan elektron
memakan ruang lebih banyak.
Geometri molekul berdasarkan jumlah total pasangan
elektron atau total bilangan koordinasi.

38. Bentuk Molekul VSEPR

39. Geometri Molekul
Molekul memiliki bentuk spesifik:
Ditentukan oleh jumlah pasangan elektron di sekitar atom
pusat
Semua pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron
bebas dihitung
Ikatan rangkap diperlakukan sama dengan ikatan tunggal
untuk bentuk geometri.
Geometri molekul mempengaruhi kepolaran dan
kelarutan dalam pelarut tertentu.

40. Beberapa Bentuk Geometri
Bentuk
Pasangan e- di sekitar
atom pusat Contoh

41. Tetrahedral, CH4
Trigonal planar, BCl3
Linier, CO2 Bengkok, H2O
Piramid, NH3

42. Geometri Molekul Berbasis Tetrahedral
Bengkok dan pyramidal
adalah tetrahedral juga,
tapi beberapa pasangan
elektron tidak terikat
Bengkok

43. Geometri Molekul
Bentuk geometri lainnya:
Lima ikatan atau pasangan elektron bebas:
Trigonal bipiramida
Seesaw
Bentuk-T
Linier
Enam ikatan atau pasangan elektron bebas:
Oktahedral
Segiempat piramida
Segiempat planar

44. Bentuk VSEPR

45. Oktahedral Segiempat planar
Trigonal bipiramida

46. Geometri Molekul
Jika molekul makin besar, aturan geometri molekul
masih tetap berlaku
Etana

47. Geometri Molekul Polar
Untuk molekul bersifat polar, syaratnya:
Ikatannya polar
Geometri molekul sesuai dan mendukung kepolarannya

48. Molekul Polar dan Nonpolar
Kepolaran merupakan sifat penting suatu molekul
Mempengaruhi sifat fisik seperti titik leleh, titik didih dan kelarutan
Sifat kimia bergantung pada kepolaran
Momen Dipol, µ, merupakan ukuran kuantitas kepolaran molekul
Sifat ini dapat diukur dengan menempatkan molekul dalam
suatu medan listrik. Molekul polar akan tersusun sesuaiarus
listrik, ketika medan dinyalakan, molekul nonpolar tidak.

49. Molekul Polar dan Nonpolar
Kebanyakan ikatan yang terbentuk antara atom-atom dari
unsur berbeda dalam molekul adalah polar, tapi tidak berarti
molekul itu menjadi bersifat polar
Perbedaan keelektronegatifan menunjukkan bahwa ikatan
C-O menjadi polar dengan elektron-elektronnya lebih tertarik
ke arah oksigen. Namun karena geometrinya, gaya tarik ini
sama besar ke arah yang berlawanan, sehingga molekul
CO2 bersifat nonpolar.
Keelektronegatifan:
Oksigen = 3,5
Karbon = 2,5
Perbedaan = 1,0
(ikatan polar)

50. Molekul Polar dan Nonpolar
Agar molekul menjadi polar, pengaruh kepolaran ikatan
tidak boleh saling meniadakan.
Salah satu caranya adalah mendapatkan geometri yang
tidak simetri, contohnya molekul air.
Dalam molekul air, pengaruh ikatan polar tidak saling
meiadakan, sehingga molekulnya bersifat polar.
Perbedaan
Keelektronegatifan = 1,3

51. Molekul Polar dan Nonpolar
Molekul disebut nonpolar jika atom pusatnya
tersubstitusi secara simetris oleh atom-atom sejenis.
Contoh: CO2, CH4, CCl4.
Molekul dikatakan polar apabila geometrinya tidak
simetris. Contoh: H2O, NH3, CH2Cl2.
Derajat kepolaran adalah fungsi dari jumlah dan tipe
ikatan polar dan geometri.

52. Teori Ikatan
Dua metode yang digunakan untuk mengambarkan
ikatan antar atom-atom:
Metode Ikatan Valensi
Ikatan diasumsikan dibentuk dari saling tumpangsuh antara
orbital-orbital atom.
Metode Orbital Molekul
Ketika atom-atom membentuk senyawa, orbital-orbitalnya saling
bergabung membentuk orbital baru yaitu orbital molekul.

53. Metode IkatanValensi
Berdasarkan model ini, ikatan H-H
terbentuk sebagai hasil overlap antara
orbital 1s dari tiap atom.
Orbital hibrid diperlukan untuk geometri
molekul. Contoh: Karbon, konfigurasi
elektron terluar: 2s2 2px
1 2py
1.
Karbon membentuk empat ikatan yang
sama.
Dari konfigurasi terlihat hanya ada 2
ikatan yang mungkin terbentuk dan
tidak akan membentuk tetrahedral,
namun ternyata bisa.
Hal ini terjadi karena kedua orbital
semula mengalami penggabungan
pada tingkat energi yang sama -
Hibridisasi
Molekul H2
Hibridisasi orbital 2s dan 2p pada Karbon

54. Hibridisasi
Pada karbon yang memiliki 4 ikatan tunggal,
semua orbitalnya memiliki hibrid:
25% karakter s dan 75% karakter p

55. Etana, CH3CH3
Ikatan α –
terbentuk dari
overlap pada
ujung.
Molekul dapat
berotasi pasa
ikatan tunggalnya

56. Etana, CH3CH3
Rotasi pada ikatan tunggal
Rotasi pada ikatan tunggal

57. Orbital Hibrid sp2
Untuk ikatan ganda, tipe orbitalnya memiliki orbital
hibrid sp2 yang dihasilkan dari penggabungan satu
orbital s dan 2 orbital p. Satu orbital p tidak
bergabung.
Tak terhibridisasi Terhibridisasi

58. Orbital Hibrid sp2
Orbital p yang tak terhibridisasi dapat melakukan
overlap, menghasilkan pembentukan ikatan yang
kedua – ikatan π.
ikatan π adalah overlap
tepi yang terjadi pada
bagian permukaan atas
dan bawah suatu
molekul. Ikatan ini tak
memungkinkan molekul
untuk berotasi pada
ikatan

59. Etena Ikatan dalam Etena

60. Ikatan dalam Etena

61. Orbital Hibrid sp
Ikatan rangkap tiga orbitalnya memiliki orbital
hibrid sp yang dihasilkan dari penggabungan satu
orbital s dan 1 orbital p. dua orbital p tidak
bergabung.
Tak terhibridisasi Terhibridisasi

62. Orbital Hibrid sp
Sekarang terdapat dua orbital
p yang mampu membentuk
ikatan ππππ

63. Etuna Ikatan dalam Etuna

64. Ikatan dalam Etuna

65. Orbital Hibrid Lainnya
Orbital d dapat ikut terlibat dalam pembentukan
orbital hibrid
Hibrid Bentuk
Linier
Trigonal Planar
Tetrahedral
Trigonal bipiramida
Oktahedral

66. Metode Orbital Molekul
Ketika orbital-orbital atom bergabung membentuk orbital
molekul, jumlah orbital molekul yang terbentuk harus sama
dengan jumlah orbital atom yang bergabung.
Contoh: H2 . Dua orbital 1s akan bergabung membentuk dua
orbital molekul. Energi total dari orbital baru sama dengan
energi kedua orbital 1s semula, namun dapat terpisah pada
tingkat energi berbeda. Berikut bentuk orbital molekul H2.
Bentuk Orbital

67. Orbital Molekul
Ketika dua orbital atom bergabung, terdapat 5 tipe orbital
molekul yang dihasilkan:
Orbital Ikatan - σ atau π: Energinya lebih rendah daripada
orbital atom dan kerapatan elektron saling overlap.
Orbital Antiikatan - σ* atau π*: Eberginya lebih tinggi
daripada orbital atom dan kerapatan elektron tidak terjadi
overlap
Orbital nonikatan – n: Pasangan elektron tak terlibat dalam
ikatan.

68. Molekul Diatom Homonuklir
Molekul-molekul ini adalam molekul diatom sederhan yang
terdiri atas atom-atom unsur yang sama.
Diagram energi untuk tipe molekul ini sama dengan molekul H2
Contoh: molekul He2. Pada gambar berikut, diagram energi He2
terlihat orbital ikatan dan antiikatan akan terisi. Hasilnya
molekul ini lebih tidak stabil daripada atom He, sehingga ikatan
tak akan terbentuk.

69. Orbital Ikatan Molekul
Agar suatu molekul stabil, harus
terdapat lebih banyak elektron
pada orbital ikatan daripada
orbital antiikatan. Ikatan yang
terbentuk akan memiliki energi
lebih rendah sehingga lebih
stabil. Orbital ikatan dan
antiikatan untuk ikatan σ dan π
harus dipertimbangkan.
Perhatikan diagram orbital
molekul untuk O2. Setiap atom O
memiliki 8 elektron, sehingga
total elektron dalam O2 adalah
16. Jumlah elektron dalam orbital
ikatan lebih banyak daripada
orbital antiikatan, sehingga
terbentuk ikatan stabil.

70. Molekul Diatom Heteronuklir
Diagram orbital molekul menjadi lebih kompleks untuk ikatan
antara dua tom tak sama. Tingkat energi atom tidak sama dan
terdapat perbedaan jumlah elektron. Contoh: molekul NO.

71. Delokalisasi Elektron
Diagram MO untuk spesi poliatom sering disederhanakan
dengan asumsi bahwa semua orbital σ dan π terlokalisasi,
saling berbagi diantara dua atom tertentu.
Struktur resonansi membutuhkan elektron dalam beberapa
orbital π mengalami delokalisasi.
Delokalisasi: pergerakan bebas di sekitar tiga atau lebih atom.
Contoh: Benzen, C6H6, semua panjang ikatan dalam benzen
sama dengan orde ikatan 1,5.